Odměrná analýza. standardu. Poměr V. se označuje jako faktor odměrného roztoku f a součin f.c přib pak udává

Rozměr: px
Začít zobrazení ze stránky:

Download "Odměrná analýza. standardu. Poměr V. se označuje jako faktor odměrného roztoku f a součin f.c přib pak udává"

Transkript

1 Odměrná analýza 1.Princip Odměrná (volumetrická, titrační) analýza je součástí kvantitativní chemické analýzy. Při odměrných stanoveních se k roztoku látky A, jež má být stanovena, přidává z byrety roztok odměrného činidla B, které reaguje s látkou A podle rovnice A+B C+D Odměrné činidlo o známé koncentraci látky B je přidáváno ke zkoumanému roztoku tak dlouho, až chemický děj naznačený rovnicí proběhne právě kvantitativně. V tom okamžiku je dosaženo tzv. bodu ekvivalence a ze spotřeby činidla v bodě ekvivalence je možno zpětně vypočítat koncentraci látky A v analyzovaném roztoku. Bod ekvivalence se určuje buď vizuálně použitím indikátorů (tzv.subjektivní metoda indikace), nebo některou z fyzikálně-chemických metod (tzv.objektivní metoda indikace). 2.Základní pojmy používané v odměrné analýze Bod ekvivalence značí konec titrace. Je to stav v němž jsou koncentrace analyzované látky a titračního činidla ve stechiometrickém poměru a dalším přikápnutí titračního činidla vede k jeho nadbytku v titrační baňce. Odměrný roztok- roztok o přesně známé koncentraci. Připravuje se přesným navážením čisté látky a jejím rozpuštěním a doplněním po rysku v odměrné baňce. Přesná koncentrace odměrného roztoku bývá nazývána jeho titrem. Často nelze z objektivních důvodů připravit roztok o přesném titru přímo. V těchto případech je nutné nejprve připravit roztok o přibližné koncentraci c přib a jeho titr určit titrací roztoků přesné koncentrace nebo titrací přesně odvážených množství čistých látek tzv. standardů. Jelikož látkové množství standardu je známo, lze z přibližné koncentrace odměrného roztoku a stechiometrie dané rovnice vypočítat jeho teoretickou spotřebu V teor a tu porovnat se skutečnou spotřebou V skut změřenou z titrace standardu. Poměr V V teor skut se označuje jako faktor odměrného roztoku f a součin f.c přib pak udává přesnou koncentraci odměrného roztoku tzv. titr odměrného roztoku. Pro přesné určení bodu ekvivalence obvykle nestačí použití indikátorů. Z toho důvodu se měří nějaká fyzikálně chemická veličina např. ph, redoxní potenciál, elektrická vodivost, intenzita elektromagnetického záření, atd. a hodnoty této veličiny jsou během celé titrace zaznamenávány a vynášeny proti spotřebě titračního činidla. Tyto grafické záznamy se 1

2 nazývají titrační křivky a slouží nejen k určení konce titrace, ale je z nich také možno stanovit termodynamické charakteristiky typické pro jednotlivé reagující systémy jako disociační konstantu kyseliny K a nebo zásady K b u neutralizačních rovnováh, konstantu stability komplexu β u komplexotvorných rovnováh, produkt rozpustnosti K S u srážecích rovnováh a standardní redoxní potenciál E 0 u redoxních rovnováh. Titrační křivky v odměrné analýze mohou být dvojího typu. Na osu x se vždy vynáší objem přidaného titračního činidla, na osu y se mohou vynášet buď hodnoty veličin, které se lineárně mění se změnou koncentrace reagujících látek tzv.lineární křivky, nebo hodnoty veličin, které jsou úměrné logaritmům koncentrace reagujících látek tzv. logaritmické křivky. K veličinám prvního typu patří optická hustota, elektrická vodivost, popřípadě elektrický proud a k veličinám druhého typu náleží především ph a redoxní potenciál. 3.Metody odměrné analýzy podle typu chemické reakce 3.1.Neutralizační (acidobazické) titrace Neutralizace je reakce ekvivalentního množství kyseliny a zásady za vzniku soli a vody jako produktů reakce. Dle starší Arrheniovy teorie použitelné pouze pro vodné roztoky je kyselina definována jako látka odštěpující vodíkové ionty a zásada jako látka odštěpující hydroxidové ionty. Podle obecnějšího Brönstedova výkladu platného i pro bezvodá prostředí se za kyselinu považuje látka schopná odštěpit proton H + a za zásadu látka schopná proton přijmout. Ztrátou protonu přechází kyselina na svoji konjugovanou bázi a zásada přijetím protonu na svoji konjugovanou kyselinu. Každá kyselina je se svojí zásadou spřažena ve dvojici, jež se nazývá konjugovaný pár HA A - + H + kyselina zásada Protože proton nemůže zůstat v roztoku trvale volný, dojde k jeho odštěpení pouze tehdy, když je přítomna látka, na kterou se může vázat. Aby mohlo dojít k neutralizační reakci, musí být v roztoku současně přítomny dva konjugované páry mezi nimiž dochází k výměně protonu. Celý děj probíhá podle tohoto obecného schématu kyselina1 + zásada2 kyselina2 + zásada1 Během této reakce tedy kyselina1 odevzdává proton a přechází na svoji konjugovanou zásadu- zásada1. Zásada2 proton přijímá a přechází na svoji konjugovanou kyselinu- kyselina2. 2

3 Ve vodném roztoku je pak síla kyseliny HA určována rozsahem reakce vyjádřené rovnicí: HA + H 2 O H 3 O + + A - Čím více je tato rovnováha posunuta ve prospěch produktů, tím je daná kyselina silnější. Termodynamická rovnovážná konstanta této reakce je + H 3O ) A ) K = HA) H O) 2 kde i) 1 označuje aktivitu i-té komponenty účastnící se dané reakce. Jelikož aktivita vody je ve vodném roztoku rovna jedné a během reakce se prakticky nemění, lze ji zahrnout do konstanty vyjadřující disociaci kyseliny HA. Tato konstanta se značí K a a nazývá se disociační konstanta kyseliny K a H 3O ) A ) = HA) + Pro silné kyseliny jako H 2 SO 4, HNO 3, HCl a HClO 4 je disociační konstanta mnohem větší než 1, což znamená že prakticky veškerá kyselina je ve vodě disociována na ionty. U středně silných a slabých kyselin je hodnota disociační konstanty menší než 1. Ve vodném roztoku těchto kyselin se většina jejích molekul nachází v nedisociované formě jako neutrální molekuly a jen malá část je disociována na ionty. Podobně jako síla kyseliny je i síla zásady B ve vodě určována rozsahem reakce B + H 2 O BH + + OH - Kvantitativně lze sílu zásady vyjádřit disociační konstantou zásady K b definovanou vztahem: K b BH = ) OH B) + ) Stejně jako silné kyseliny jsou i silné zásady NaOH, KOH, BOH) 2, LiOH a jiné ve vodě prakticky úplně disociovány na ionty, zatímco středně silné a slabé zásady NH 3, anilin, hydrazin, pyridin a jiné jen částečně. Hodnoty disociačních konstant kyselin a zásad mají velký význam pro posouzení průběhu mnoha dějů a bývají tudíž tabelovány. V tabulkách nebývají zaznamenány přímo hodnoty konstant K a, ale jejich záporně vzaté dekadické logaritmy označované jako pk a, obdobně pro zásady pk b. pk a = -log K a, pk b = -log K b 1 Vztah mezi aktivitou a molární koncentrací je následující: a = cγ kde γ je aktivitní koeficient, který je menší nebo roven 1. Při koncentracích nižších než 0,001M lze aktivitu nahradit koncentrací. 3

4 Tabulka 1 Disociační konstanty vybraných kyselin K a a zásad K b při 25 C Název kyseliny Vzorec Ka pka benzoová C 6 H 5 COOH 6, ,20 boritá H 3 BO 3 5, ,24 fosforečná H 3 PO 4 K a1 7, ,12 K a2 6, ,21 K a3 4, ,32 mravenčí HCOOH 1, ,75 octová CH 3 COOH 1, ,76 sírová H 2 SO 4 K a1 silná kyselina K a2 1, ,92 sulfan H 2 S K a1 1, ,99 K a2 1, ,96 uhličitá H 2 CO 3 K a1 4, ,35 K a2 4, ,33 Název zásady Vzorec Kb pkb amoniak NH 3 1, ,75 anilin C 6 H 5 NH 2 4, ,37 diethylamin (C 2 H 5 ) 2 NH 8, ,07 pyridin C 5 H 5 N 1, ,77 Během neutralizace je roztok stanovované kyseliny titrován odměrným roztokem silné zásady (nebo opačně) až do té doby, kdy je veškerá stanovovaná kyselina kvantitativně převedena na svoji sůl, což nastane v bodu ekvivalence. Jako titrační činidla bývají voleny odměrné roztoky silných kyselin nebo zásad. Stanovovaná kyselina nebo zásada může být ovšem jak silná tak slabá, což zásadně ovlivní reakci vzniklé soli v bodě ekvivalence s vodou tzv.hydrolýza solí. Soli silných kyselin a zásad ve vodě pouze disociují aniž by hydrolyzovaly a poskytují neutrální reakci. Soli silných kyselin a slabých zásad ve vodě hydrolyzují a reagují kysele, zatímco soli slabých kyselin a silných zásad také hydrolyzují, ale reagují zásaditě. Příklady hydrolýzy vybraných solí: a) soli silných kyselin a silných zásad, ph=7 Na 2 SO 4 + H 2 O 2Na + + SO H 2 O KCl + H 2 O K + + Cl - + H 2 O b) soli slabých kyselin a silných zásad, ph>7 KCN + H 2 O HCN + K + + OH - 4

5 CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + Na + + OH - c) soli silných kyselin a slabých zásad, ph<7 NH 4 Cl + H 2 O NH 3 + Cl - + H 3 O + C 6 H 5 NH 3 Cl + H 2 O C 6 H 5 NH 2 + Cl - + H 3 O + Bod ekvivalence u neutralizačních titrací se zjišťuje pomocí acidobazických indikátorů, které se na začátku titrace přidávají v malém množství k stanovované látce. Jedná se o organická barviva, jež se chovají jako slabé kyseliny nebo zásady a jejichž disociovaná a nedisociovaná forma mají odlišné zbarvení. Tyto indikátory mění své zbarvení v úzkém rozmezí ph, které je pro každý indikátor specifické a bývá označováno jako barevný přechod indikátoru. Některé běžné indikátory jsou se svými charakteristikami zaznamenány v následující tabulce: Tabulka 2 Nejběžnější acidobazické indikátory indikátor meze přechodu - ph zabarvení kyselé zásadité methylová oranž 3,1-4,4 červené žluté methylová červeň 4,2-6,3 červené žluté bromthymolová modř 6,0-7,6 žluté modré fenolftalein 8,3-10,0 bezbarvé červené Pro detailní popis neutralizačního děje bývají zaznamenávány hodnoty ph během celé titrace a vynášeny proti spotřebě titračního činidla. Grafickým vyjádřením jsou acidobazické titrační křivky. Hodnoty ph během titrace lze měřit potenciometricky se skleněnou indikační elektrodou. Průběhy titračních křivek kyselin o různých hodnotách K a jsou zobrazeny na následujícím obrázku. 5

6 ph B A methylová červeň methylová oranž bod ekvivalence V NaOH /ml Obr.1 Titrační křivky kyselin o různé hodnotě pk a Popis titračních křivek třech kyselin o různé síle titrovaných odměrným roztokem NaOH: a) Křivka A je zachycuje průběh titrace silné kyseliny silnou zásadou. Na počátku titrace je ph nejnižší ze všech tří případů a během titrace jen nepatrně vzrůstá. V okolí bodu ekvivalence ph prudce vzrůstá a za ekvivalencí je řízeno nadbytkem přidaného NaOH. V ekvivalenci je v roztoku přítomna pouze sodná sůl silné kyseliny a proto je ph =7. Prudký vzrůst ph v okolí ekvivalence lze zachytit jakýmkoli z indikátorů zobrazených v pravé části obrázku. b) Titraci kyseliny o K a =10-4 znázorňuje křivka B. Počáteční ph je vyšší než v případě silné kyseliny o stejné koncentraci a dále je patrný prudký vzrůst ph po prvním přídavku NaOH, který v dalším průběhu titrace již není tak výrazný. Po prvních přídavcích NaOH se vytváří pufr tvořený směsí slabé kyseliny a její sodné soli, který má schopnost udržovat stabilní ph. ph v ekvivalenci je vždy vyšší než 7, což je způsobeno hydrolýzou sodné soli slabé kyseliny. Při titraci slabé kyseliny je nutné použít indikátor s přechodem v zásadité oblasti např.fenolftalein. c) Poslední křivka C zachycuje průběh titrace velmi slabé kyseliny K a = V okolí ekvivalence není patrná skoková změna ph, která by se mohla indikovat. Takto slabé kyseliny nelze ve vodném prostředí titrovat. Titrační křivka zásady odměrným roztokem kyseliny má obdobný sigmoidální tvar s tím zásadním rozdílem, že v ekvivalenci ph neroste, ale naopak klesá. V odměrné analýze se je možno setkat s pojmy acidimetrie a alkalimetrie. Acidimetrií se označují stanovení zásad 6

7 odměrnými roztoky kyselin a alkalimetrií naopak stanovení kyselin odměrnými roztoky zásad. Výpočetní příklad: 25ml roztoku hydroxidu barnatého o neznámé koncentraci bylo titrováno odměrným roztokem kyseliny chlorovodíkové o koncentraci 0,5mol/L. Spotřeba titračního činidla 21,7ml a jeho faktor je 0,971. Vypočítej koncentraci hydroxidu barnatého. neutralizace probíhá podle této rovnice: BOH) 2 + 2HCl BaCl 2 + 2H 2 O Poměr stechiometrických koeficientů BOH) 2 / HCl = 1/2. Jeden mol BOH) 2 reaguje se dvěma moly HCl. titr odměrného roztoku: c(hcl) = f.c teor látkové množství titračního činidla: n(hcl) = c(hcl).. V(HCl) látkové množství hydroxidu barnatého: n(boh) 2 ) = 1/2 n(hcl) n( B OH ) 2 ) koncentrace hydroxidu barnatého c ( B OH ) 2 ) = V ( B OH ) 2 ) dosazením konkrétních hodnot dostaneme 1 0,971 0,5mol / L 21,7ml c ( B OH ) 2 = = 0,21mol / L 2 25ml Do vzorce pro koncentraci hydroxidu barnatého byly dosazovány objemy v jednotkách ml a ne v základní jednotce L. Tento postup si je možné dovolit, protože mililitry vystupují jak v čitateli tak ve jmenovateli zlomku a vzájemně se vykrátí. V případech, kdy nestandardní jednotku nelze vykrátit, je nutné dosazovat v jednotkách základních. 3.2.Oxidačně-redukční titrace Při oxidačně-redukčních titracích je využíváno reakcí, při kterých dochází k přenosu jednoho nebo více elektronů z donorového iontu nebo molekuly tj. redukčního činidla na akceptor, tj. oxidační činidlo. Oxidačně-redukční reakce zahrnuje dva děje: oxidaci, při které dochází k odevzdání elektronů a redukci, při které dochází k přijímání elektronů. Jestliže např. smícháme ceričité ionty s železnatými dochází ihned k oxidačně-redukční reakci podle rovnice: Ce 4+ + Fe 2+ Ce 3+ + Fe 3+ Slovně lze celý děj popsat takto: ceričité ionty (oxidační činidlo) jsou redukovány železnatými ionty (redukčním činidlem) na ionty cerité za současné oxidace železnatých iontů na železité. Celou reakci lze rozepsat do dvou částí: Ce 4+ + e Ce 3+ (redukce) Fe 2+ Fe 3+ + e (oxidace) kde e označuje elektron. První reakce zahrnuje redukci čtyřmocného ceru, druhá oxidaci dvojmocného železa. Obecně lze redukci vyjádřit rovnicí: 7

8 Ox + ne Red, kde Ox značí oxidovanou formu, n obecný počet elektronů a Red redukovanou formu. Pro opačný děj tj.oxidaci platí rovnice: Red Ox + ne Oxidace a redukce nemohou probíhat odděleně, dochází-li k oxidaci jedné látky, musí být současně přítomna druhá látka, která se redukuje. Obecně lze pak oxidačně-redukční reakci vyjádřit rovnicí: Ox(1) + Red(2) Red(1) + Ox(2) kde Ox(1) značí oxidační činidlo, tj.látku která má oxidační schopnosti a přechází na svoji redukovanou formu Red(1), Red(2) je redukční činidlo, tj.látka s redukčními schopnostmi, která přechází na svoji oxidovanou formu Ox(2). Kvantitativním měřítkem schopnosti jednotlivých oxidačních a redukčních činidel vzájemně se oxidovat nebo redukovat je oxidačně-redukční potenciál. Význam této fyzikální veličiny vyplývá z následujícího textu: Je-li kov M ponořen do roztoku obsahujícího ionty kovu M n+ (např. Cu do roztoku iontů Cu 2+, Zn do roztoku iontů Zn 2+ ), ustaví se na povrchu kovu dynamická rovnováha mezi neutrálními atomy kovu a nabitými ionty v roztoku. Toto fázové rozhraní vodiče I.druhu (kovu) a vodiče II.druhu (elektrolytu) se nazývá elektroda. Některé ionty z roztoku přijímají elektrony a zabudovávají se do krystalové mřížky kovu, zatímco některé atomy kovu odevzdávají elektrony a přechází do roztoku ve formě iontů. Tento děj lze popsat rovnicí: M M n+ + n e současně se na rozhraní obou fází tj. kovu a roztoku vytvoří potenciál fázového rozhraní. V tomto případě mezi kovem a jeho ionty v roztoku se ustavuje elektrodový potenciál E, který je dán Nernstovou rovnicí: E = E RT + ln M nf 0 n + ) kde E 0 je konstanta, R univerzální plynová konstanta (8,314 J.K -1.mol -1 ), T termodynamická teplota, F Faradayova konstanta ( C.mol -1 ), n počet elektronů zahrnutých v elektrodové reakci a M n+ ) je aktivita iontů M n+ v roztoku. Po dosazení hodnot konstant a po převedení přirozeného logaritmu na dekadický pro teplotu 25 C (normální laboratorní teplota) vychází pro oxidačně-redukční potenciál E: 0 8, ,15 0 0,059 E = E + ln10 log M n + ) = E + log M n + ) n n 8

9 Z této rovnice vyplývá, že zvýšení aktivity (ve zředěných roztocích koncentrace) iontu M n+ o desetinásobek, vzroste potenciál systému o 59mV, v případě že n je rovno [ M )] E 0,059 log M ) = 0,059 log10 = 0, V 0 E = E(2) E(1) = E + 0,059 log Kromě kovu ponořené do roztoku jeho soli se je možno setkat s elektrodou tvořenou ušlechtilým kovem, který je vložen do roztoku oxidované a redukované formy téže látky např. platinový plíšek ponořený do roztoku železitých a železnatých iontů. Potenciál takové elektrody se řídí Petersovou rovnicí: 0 E = E + 0,059 log n ox) red) kde ox) a red) jsou aktivity oxidované a redukované látky v roztoku. E 0 je standardní redoxní potenciál, tj.potenciál elektrody ponořené do roztoku, ve kterém má oxidovaná i redukovaná forma jednotkovou aktivitu. Hodnoty standardních redoxních potenciálů jsou uvedeny v tabulkách a lze z jejich hodnot usuzovat na oxidačně-redukční vlastnosti systému. Čím pozitivnější je hodnota E 0, tím silnějším oxidačním činidlem je oxidovaná forma daného systému. Naproti tomu čím negativnější je E 0, tím silnějším redukčním činidlem je redukovaná forma systému. Standardní redoxní potenciál není absolutní, ale relativní veličina vztažená k hodnotě standardního potenciálu systému 2H + + 2e H 2, jemuž byla definitoricky přisouzena nulová hodnota. E 0 tedy vyjadřuje rovnovážné napětí galvanického článku, tvořeného standardní vodíkovou elektrodou a platinovou elektrodou ponořenou do roztoku, kde aktivita oxidované i redukované formy je rovna jedné. Standardní redoxní potenciály vybraných systémů jsou shrnuty do tabulky 3. V dílčích reakcích nevystupují pouze oxidované a redukované formy látek, ale také další částice jako např.h + a OH - ionty. Tyto částice ovlivňují hodnotu redoxního potenciálu E a je nutné je zahrnout do Petersovy rovnice pro výpočet E. Tabulka 3 Hodnoty standardních redoxních potenciálů E 0 ve vodných roztocích při 25 C Dílčí reakce E 0,V Ce 4+ + e Ce 3+ 1,61 MnO H + + 5e Mn H 2 O 1,51 Cr 2 O H + + 6e 2Cr H 2 O 1,33 Fe 3+ + e Fe 2+ 0,77 I 2 (s) + 2e 2I - 0,54 Cu e Cu(s) 0,34 9

10 2H + + 2e H 2 (g) 0,00 Cr 3+ + e Cr 2+ -0,41 Zn e Zn(s) -0,76 V tabulce jsou uvedeny dílčí reakce, které jsou zapsány ve směru redukce a to sestupně podle hodnot E 0. Ze znalosti standardních redoxních potenciálů lze určit, který systém bude na druhý působit oxidačně a který redukčně. Oxidovaná forma systému s vysokým E 0 se chová jako oxidační činidlo a redukovaná forma systému s nízkým E 0 jako činidlo redukční. Tak např. ionty Fe 2+ budou v kyselém prostředí oxidovány ionty MnO - 4 na ionty Fe 3+. Rozdíl standardních hodnot redoxních potenciálů obou systémů je E = E O 2+ O ( MnO4 / Mn ) E ( Fe / Fe ) = 1,51V 0,77V = 0,75V Čím vyšší je tento rozdíl, tím je rovnováha daného redoxního děje více posunuta na stranu produktů. K redoxním titracím lze využít pouze takové systémy, u nichž rozdíl E 0 činí nejméně 0,4V. Bod ekvivalence je určován pomocí oxidačně-redukčních indikátorů. Jedná se o organické látky, které mohou existovat v oxidované nebo redukované formě, přičemž tyto formy mají rozdílné zabarvení. Některé vybrané oxidačně-redukční indikátory jsou uvedeny v tabulce 4: Tabulka 4 Vybrané oxidačně-redukční indikátory Indikátor E 0 Ind, V Zabarvení redukovaná forma oxidovaná forma methylenová modř 0,53 bezbarvé modré difenylamin 0,76 bezbarvé fialové setoglaucin 1,00 žlutozelené oranžové (o-fenantrolin) 3 Fe 2+ -ferroin 1,2 červené světle modré U redoxních titrací se je možno setkat s pojmy oxidimetrie a reduktometrie. Oxidimetrií se míní titrace odměrným roztokem oxidačního činidla, naopak reduktometrií titrace odměrným roztokem redukčního činidla. V krátkosti jsou zmíněny nejběžnější titrační činidla používaná v praxi: Titrace manganistanem draselným (manganometrie): Manganistan draselný působí jako silné oxidační činidlo a v kyselém prostředí se redukuje na manganaté ionty podle rovnice: MnO H + + 5e Mn H 2 O 10

11 Standardní redoxní potenciál této reakce je 1,51V. Redukce manganistanu je klasickým případem redoxního děje, který je závislý na koncentraci H + iontů. V kyselém prostředí, v kterém bývá manganistanem nejčastěji titrováno, dochází k jeho redukci až na ionty Mn 2+ dle výše uvedené reakce. V prostředí neutrálním nebo slabě alkalickém se manganistan redukuje na oxid manganičitý a v silně alkalickém prostředí dokonce pouze na manganan. Protože samotný manganistan je intenzivně fialově zabarvený, není nutné při manganometrických titracích používat indikátor. V kyselém prostředí se manganometricky dají stanovit tyto látky: Fe 2+, H 2 O 2, As 3+, Sb 3+, I -, Br -, Fe[(CN) 6 ] -, NO - 2. Titrace dichromanem draselným (bichromátometrie): V kyselém prostředí oxiduje dichroman draselný látky redukčních vlastností, přičemž se sám redukuje na ionty chromité dle reakce: Cr 2 O H + + 6e 2Cr H 2 O Standardní redoxní potenciál systému dichromen-chromité ionty je 1,33V. Titrací dichromanem draselným lze stanovit prakticky všechny látky jako při manganometrii. Jodometrie: Pod tímto pojmem se rozumí velká skupina odměrných stanovení založená na snadné redukci jodu na jodidový ion nebo naopak na oxidovatelnosti iodidového iontu na jod. I 2 + 2e 2I - Standardní redoxní potenciál systému jod-jodid je 0,54V. Titrovat lze jednak jodem a stanovovat látky o nízkém redoxním potenciálu jako siřičitan, thiosíran a cínaté ionty, zde jod působí jako oxidační činidlo. Lze ovšem titrovat i jodidovými ionty a stanovovat látky s vysokým redoxním potenciálem např. MnO - 4, Cr 2 O 2-7, BrO - 3, zde jodidové ionty působí jako redukční činidlo. Titrace jodidovými ionty se provádí tak, že se ke stanovované látce přidá nadbytek jodidu a uvolněné množství jodu je pak titrováno thiosíranem sodným Srážecí a komplexometrické titrace Jedná se o odměrná stanovení založená na reakcích, při kterých vznikají málo disociované produkty rozpustné ve vodě u komplexometrických titrací nebo nerozpustné ve vodě v případě titrací srážecích. Rovnovážné reakce, které jsou podkladem těchto stanovení, jsou charakterizovány rovnovážnými konstantami: konstantou stability, je-li produktem reakce komplex, nebo součinem rozpustnosti v případě, že vzniká málo disociovaný produkt nerozpustný ve vodě Komplexometrické rovnováhy 11

12 Komplexometrické reakce lze obecně popsat rovnicí M + nl [ML n ] kde M je kladně nabitý ion kovu, L označuje částici zvanou ligand a [ML n ] je málo disociovaný komplex tvořený centrálním iontem M a částicemi ligandu L. Rovnovážná konstanta této reakce se nazývá rovnovážná konstanta stability komplexu β a lze pro ni psát: β = a ([ ML ]) n M ) L) n Ze vzorce vyplývá: Čím vyšší je hodnota konstanty β, tím je daný komplex stabilnější. V analytické praxi jsou především využívány titrace rtuťnatými ionty tzv. merkurimetrické titrace a nejvyšší možnosti pro odměrné stanovení iontů kovů M poskytují organické látky typu chelatonů obsahující více donorových atomů, které s ionty kovů tvoří komplexy typu chelátů. Merkurimetrické titrace Ionty Hg 2+ tvoří s některými anionty: Cl -, Br -, CN - a SCN - málo disociované sloučeniny dobře rozpustné ve vodě. Obecně lze tato stanovení popsat rovnicí: Hg X - HgX 2 kde X - značí jeden z výše uvedených aniontů. Vhodným indikátorem u těchto stanovení je roztok nitroprussidu sodného, který s prvým nadbytkem titračního činidla vytváří bílý zákal málo rozpustného nitroprussidu rtuťnatého. Chelatometrické titrace Chelatometrické titrace jsou založeny na tvorbě velmi stabilních komplexů chelátového typu mezi iontem kovu a činidlem. Nejběžnějšími chelatačními činidly jsou roztoky organických látek se strukturou aminopolykarboxylových kyselin, nazývané chelatony (podle Schwarzenbacha komplexony). Nejužívanější z nich jsou: chelaton 1 kyselina nitrilotrioctová chelaton 2 kyselina ethylendiaminotetraoctová H 4 Y 12

13 Pro odměrná stanovení se nejčastěji využívá disodná sůl kyseliny ethylendiaminotetraoctové označovaná jako chelaton 3 Na 2 H 2 Y. Anion Y 4- vytváří velmi stabilní komplexy téměř se všemi ionty kovů, a to vždy v poměru kov : ligand = 1:1. Vznik chelátu lze popsat rovnicí: M n+ + Y 4- [MY] (4-n)- M n+ mohou být ionty kovů s oxidačním číslem 2,3 a 4. Stabilita chelátů je do značné míry závislá na ph. Cheláty iontů troj- a čtyřmocných jsou stabilní v kyselém prostředí, zatímco cheláty dvojmocných iontů v prostředí neutrálním a alkalickém. Pro určení bodu ekvivalence se při chelatometrických titracích používají tzv.metalochromní indikátory. Jedná se o organické látky, které tvoří s iontem kovu barevné komplexy chelátového typu obdobné jako vlastní titrační činidlo. Podmínkou je, aby indikátor poskytoval v komplexu s kovem výrazné zabarvení odlišné od zabarvení volného indikátoru a zároveň aby komplex kovindikátor byl méně stabilní než komplex kov-činidlo. Za splnění těchto podmínek je v bodě ekvivalence veškerý indikátor vytěsněn z komplexu a je možno zaznamenat změnu zabarvení roztoku. Příklady běžně používaných metalochromních indikátorů: murexid (amonná sůl purpurové kyseliny), eriochromová čerň T, pyrokatechinová violeť (pyrokatechin-sulfonftalein). Praktický příklad: Stanovení celkové tvrdosti vody Celková tvrdost vody je dána množstvím iontů Ca 2+ a Mg 2+ rozpuštěných ve vodě. Ke stanovení tvrdosti vody se využívá titrace s chelatonem 3 při ph 10 a indikátorem eriochromovou černí T. Chelaton 3 vytváří postupně stabilní komplexy s vápenatými a poté s hořečnatými ionty. Konec titrace je indikován změnou zabarvení z oranžově červeného na červenofialové Srážecí rovnováhy Jedná se o reakce opačně nabitých iontů, při kterých dochází k tvorbě soli, která je málo rozpustná a vylučuje se ve formě sraženiny, tuhé fáze. Celý děj lze popsat touto rovnicí B + + A - BA (rozp) BA(s) Nasycený roztok nad sraženinou BA(s) obsahuje jednak výchozí hydratované ionty B + a A -, jednak malé množství hydratovaných nedisociovaných molekul BA(rozp). Rovnováhu v roztoku nad sraženinou lze vyjádřit pomocí rovnovážné konstanty 13

14 K = + B ) A ) ) BA rozp Jelikož je aktivita rozpuštěných nedisociovaných molekul nad sraženinou konstantní, lze ji zahrnout do společné konstanty K S + = B ) A + ) Konstanta K S se nazývá součin rozpustnosti a charakterizuje málo rozpustné sloučeniny. Čím je hodnota Ks menší, tím méně rozpustnější je daná sraženina. Pro součin rozpustnosti soli obecného složení B m A n platí vztah n+ m m+ n K S = B ) A ) Příklad: Stanovení rozpustnosti AgCl ze znalosti znalosti K S Z hodnoty součinu rozpustnosti je možno zjistit rozpustnost dané soli ve vodě. Rozpustností je myšlena molární koncentrace málo rozpustné soli, která je nad sraženinou ve formě iontů. Málo rozpustný AgCl disociuje ve vodě na ionty Ag + a Cl -. Za předpokladu jednotkových aktivitních koeficientů lze místo aktivit použít koncentrace a pro Ks pak platí + 10 K S = c( Ag ) c( Cl ) = 1,78 10 Jelikož disociací AgCl vzniká stejné množství Ag + i Cl - je možno psát 2 10 K S = c c = c = 1,78 10 Pro rozpustnost AgCl pak platí 10 5 c = K S = 1,78 10 = 1,33 10 Molární rozpustnost AgCl ve vodě je 1, mol/l. Argentometrické titrace (Argentometrie) Při praktických odměrných stanoveních se nejvíce využívají titrace dusičnanem stříbrným tzv. argentometrické titrace. Stříbrné ionty vytváří s některými anionty málo rozpustné soli podle rovnice Ag + + X - AgX kde X - je halogenid Cl -, Br -, I - nebo SCN -. Hodnoty Ks těchto solí jsou uvedeny v tabulce 5. Tabulka 5 Součiny rozpustnosti vybraných stříbrných solí při 25 C. Málo rozpustná sůl Ks AgCl 1, AgBr 5, AgI 8, Ag 2 CrO 4 2, AgSCN 1, AgCN 5,

15 Bod ekvivalence je při argentometrických titracích indikován přídavkem K 2 CrO 4, který tvoří s ionty Ag + málo rozpustnou červenohnědou sraženinu. Na konci titrace, kdy je z roztoku kvantitativně vysrážen halogenid stříbrný, se prvním nadbytečným přídavkem srážecího činidla AgNO 3 začne tvořit červenohnědá sraženina Ag 2 CrO 4. Doporučená literatura: J.Urban: Lékařská chemie, Univerzita Karlova, Praha 1995 Z.Bardoděj, E.Samcová, J.Urban: Praktikum z lékařské chemie a biochemie, Univerzita Karlova, Praha 1994 L.Hrušková: Semináře z lékařské chemie, Univerzita Karlova L.Čermáková, L.Feltl, I.Němcová, I.Němec, V.Pacáková, K.Štulík: Analytická chemie 1, SNTL, Praha 1980 A.Berka, L.Feltl, I.Němec: Příručka k praktiku z kvantitativní analytické chemie, SNTL, Praha

Moravské gymnázium Brno s.r.o. RNDr. Miroslav Štefan. Chemie anorganická analytická chemie kvantitativní. Datum tvorby

Moravské gymnázium Brno s.r.o. RNDr. Miroslav Štefan. Chemie anorganická analytická chemie kvantitativní. Datum tvorby Číslo projektu CZ.1.07/1.5.00/34.0743 Název školy Autor Tematická oblast Ročník Moravské gymnázium Brno s.r.o. RNDr. Miroslav Štefan Chemie anorganická analytická chemie kvantitativní 2. ročník Datum tvorby

Více

STANOVENÍ CHLORIDŮ. Odměrné argentometrické stanovení chloridů podle Mohra

STANOVENÍ CHLORIDŮ. Odměrné argentometrické stanovení chloridů podle Mohra STANOVENÍ CHLORIDŮ Odměrné argentometrické stanovení chloridů podle Mohra Cíl práce Stanovte titr odměrného standardního roztoku dusičnanu stříbrného titrací 5 ml standardního srovnávacího roztoku chloridu

Více

volumetrie (odměrná analýza)

volumetrie (odměrná analýza) volumetrie (odměrná analýza) Metody odměrné analýzy jsou založeny na stanovení obsahu látky ve vzorku vypočteného z objemu odměrného roztoku titračního činidla potřebného ke kvantitativnímu zreagování

Více

Gymnázium a Střední odborná škola, Rokycany, Mládežníků 1115

Gymnázium a Střední odborná škola, Rokycany, Mládežníků 1115 Gymnázium a Střední odborná škola, Rokycany, Mládežníků 1115 Číslo projektu: CZ.1.07/1.5.00/34.0410 Číslo šablony: 19 Název materiálu: Ročník: Identifikace materiálu: Jméno autora: Předmět: Tématický celek:

Více

ODMĚRNÁ ANALÝZA - TITRACE

ODMĚRNÁ ANALÝZA - TITRACE LABORATORNÍ PRÁCE Č. 35 ODMĚRNÁ ANALÝZA - TITRACE PRINCIP Odměrnou analýzou (titrací) se stanovuje obsah určité složky ve vzorku. Podstatou odměrného stanovení je chemická reakce mezi odměrným roztokem

Více

Chelatometrie. Stanovení tvrdosti vody

Chelatometrie. Stanovení tvrdosti vody Chelatometrie Stanovení tvrdosti vody CHELATOMETRIE Cheláty (vnitřně komplexní sloučeniny; řecky chelé = klepeto) jsou komplexní sloučeniny, kde centrální ion je členem jednoho nebo více vznikajících kruhů.

Více

Odměrná analýza - volumetrie

Odměrná analýza - volumetrie Page 1 of 8 Odměrná analýza - volumetrie Při odměrných stanoveních se k roztoku látky, jež má být stanovena, přidává z byrety roztok odměrného činidla Odměrné činidlo se přidává tak dlouho, až reakce proběhne

Více

REAKCE: 1) ACIDOBAZICKÉ Acidum = kyselina Baze = zásada. Využití: V analytické kvantitativní chemii v odměrné analýze

REAKCE: 1) ACIDOBAZICKÉ Acidum = kyselina Baze = zásada. Využití: V analytické kvantitativní chemii v odměrné analýze KYSELINY A ZÁSADY 1 REAKCE: 1) ACIDOBAZICKÉ Acidum = kyselina Baze = zásada Využití: V analytické kvantitativní chemii v odměrné analýze A) ALKALIMETRIE = odměrný roztok je zásada B) ACIDIMETRIE = odměrný

Více

Sbírka příkladů z teoretických základů analytické chemie Tomáš Křížek Karel Nesměrák

Sbírka příkladů z teoretických základů analytické chemie Tomáš Křížek Karel Nesměrák UNIVERZITA KARLOVA Přírodovědecká fakulta Katedra analytické chemie Sbírka příkladů z teoretických základů analytické chemie Tomáš Křížek Karel Nesměrák Praha 2016 1 Protolytické rovnováhy 1.1 Vypočítejte

Více

[ ] d[ Y] rychlost REAKČNÍ KINETIKA X Y

[ ] d[ Y] rychlost REAKČNÍ KINETIKA X Y REAKČNÍ KINETIKA Faktory ovlivňující rychlost chemických reakcí Chemická povaha reaktantů - reaktivita Fyzikální stav reaktantů homogenní vs. heterogenní reakce Teplota 10 C zvýšení rychlosti 2x 3x zýšení

Více

Acidobazické děje - maturitní otázka z chemie

Acidobazické děje - maturitní otázka z chemie Otázka: Acidobazické děje Předmět: Chemie Přidal(a): Žaneta Teorie kyselin a zásad: Arrhemiova teorie (1887) Kyseliny jsou látky, které odštěpují ve vodném roztoku proton vodíku H+ HA -> H+ + A- Zásady

Více

Automatická potenciometrická titrace Klinická a toxikologická analýza Chemie životního prostředí Geologické obory

Automatická potenciometrická titrace Klinická a toxikologická analýza Chemie životního prostředí Geologické obory Automatická potenciometrická titrace Klinická a toxikologická analýza Chemie životního prostředí Geologické obory Titrace je spolehlivý a celkem nenáročný postup, jak zjistit koncentraci analytu, její

Více

Analytické experimenty vhodné do školní výuky

Analytické experimenty vhodné do školní výuky Univerzita Karlova v Praze Přírodovědecká fakulta Katedra učitelství a didaktiky chemie a Katedra analytické chemie Kurs: Současné pojetí experimentální výuky chemie na ZŠ a SŠ Analytické experimenty vhodné

Více

Odměrná analýza, volumetrie

Odměrná analýza, volumetrie Odměrná analýza, volumetrie metoda založená na měření objemu metoda absolutní: stanovení analytu ze změřeného objemu roztoku činidla o přesně známé koncentraci, který je zapotřebí k úplné a stechiometricky

Více

ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ POJMY A ZÁKONY

ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ POJMY A ZÁKONY ZÁKLADNÍ CHEMICKÉ POJMY A ZÁKONY Klíčová slova: relativní atomová hmotnost (A r ), relativní molekulová hmotnost (M r ), Avogadrova konstanta (N A ), látkové množství (n, mol), molární hmotnost (M, g/mol),

Více

OBECNÁ CHEMIE František Zachoval CHEMICKÉ ROVNOVÁHY 1. Rovnovážný stav, rovnovážná konstanta a její odvození Dlouhou dobu se chemici domnívali, že jakákoliv chem.

Více

Galvanický článek. Li Rb K Na Be Sr Ca Mg Al Be Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi As CU Hg Ag Pt Au

Galvanický článek. Li Rb K Na Be Sr Ca Mg Al Be Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi As CU Hg Ag Pt Au Řada elektrochemických potenciálů (Beketova řada) v níž je napětí mezi dvojicí kovů tím větší, čím větší je jejich vzdálenost v této řadě. Prvek více vlevo vytěsní z roztoku kov nacházející se vpravo od

Více

Teorie kyselin a zásad poznámky 5.A GVN

Teorie kyselin a zásad poznámky 5.A GVN Teorie kyselin a zásad poznámky 5A GVN 13 června 2007 Arrheniova teorie platná pouze pro vodní roztoky kyseliny jsou látky schopné ve vodném roztoku odštěpit vodíkový kation H + HCl H + + Cl - CH 3 COOH

Více

Gymnázium Jiřího Ortena, Kutná Hora

Gymnázium Jiřího Ortena, Kutná Hora Předmět: Seminář chemie (SCH) Náplň: Obecná chemie, anorganická chemie, chemické výpočty, základy analytické chemie Třída: 3. ročník a septima Počet hodin: 2 hodiny týdně Pomůcky: Vybavení odborné učebny,

Více

Výpočty koncentrací. objemová % (objemový zlomek) krvi m. Vsložky. celku. Objemy nejsou aditivní!!!

Výpočty koncentrací. objemová % (objemový zlomek) krvi m. Vsložky. celku. Objemy nejsou aditivní!!! Výpočty koncentrací objemová % (objemový zlomek) Vsložky % obj. = 100 V celku Objemy nejsou aditivní!!! Příklad: Kolik ethanolu je v 700 ml vodky (40 % obj.)? Kolik promile ethanolu v krvi bude mít muž

Více

CZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. Protolytické děje VY_32_INOVACE_18_15. Mgr. Věra Grimmerová. grimmerova@gymjev.

CZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. Protolytické děje VY_32_INOVACE_18_15. Mgr. Věra Grimmerová. grimmerova@gymjev. Průvodka Číslo projektu Název projektu Číslo a název šablony klíčové aktivity CZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT Příjemce

Více

Úloha č. 9 Stanovení hydroxidu a uhličitanu vedle sebe dle Winklera

Úloha č. 9 Stanovení hydroxidu a uhličitanu vedle sebe dle Winklera Úloha č. 9 Stanovení hydroxidu a uhličitanu vedle sebe dle Winklera Princip Jde o klasickou metodu kvantitativní chemické analýzy. Uhličitan vedle hydroxidu se stanoví ve dvou alikvotních podílech zásobního

Více

Ústřední komise Chemické olympiády. 56. ročník 2019/2020 ŠKOLNÍ KOLO. Kategorie A. Praktická část Zadání 40 bodů

Ústřední komise Chemické olympiády. 56. ročník 2019/2020 ŠKOLNÍ KOLO. Kategorie A. Praktická část Zadání 40 bodů Ústřední komise Chemické olympiády 56. ročník 2019/2020 ŠKOLNÍ KOLO Kategorie A Praktická část Zadání 40 bodů PRAKTICKÁ ČÁST 40 BODŮ Autor Doc. Ing. Petr Exnar, CSc. Technická univerzita v Liberci Recenze

Více

Roztoky - elektrolyty

Roztoky - elektrolyty Roztoky - elektrolyty Roztoky - vodné roztoky prakticky vždy vedou elektrický proud Elektrolyty látky, které se štěpí disociují na elektricky nabité částice ionty Původně se předpokládalo, že k disociaci

Více

APO seminář 3 4: TITRAČNÍ METODY V ANALÝZE POTRAVIN

APO seminář 3 4: TITRAČNÍ METODY V ANALÝZE POTRAVIN APO seminář 3 4: TITRAČNÍ METODY V ANALÝZE POTRAVIN Princip: Výpočet množství analytu z množství činidla (= ODMĚRNÉHO ROZTOKU) spotřebovaného při reakci s analytem při titraci do BODU EKVIVALENCE STECHIOMETRICKÉ

Více

DOUČOVÁNÍ KVINTA CHEMIE

DOUČOVÁNÍ KVINTA CHEMIE 1. ÚVOD DO STUDIA CHEMIE 1) Co studuje chemie? 2) Rozděl chemii na tři důležité obory. DOUČOVÁNÍ KVINTA CHEMIE 2. NÁZVOSLOVÍ ANORGANICKÝCH SLOUČENIN 1) Pojmenuj: BaO, N 2 0, P 4 O 10, H 2 SO 4, HMnO 4,

Více

Elektrochemický potenciál Standardní vodíková elektroda Oxidačně-redukční potenciály

Elektrochemický potenciál Standardní vodíková elektroda Oxidačně-redukční potenciály Elektrochemický potenciál Standardní vodíková elektroda Oxidačně-redukční potenciály Elektrochemie rovnováhy a děje v soustavách nesoucích elektrický náboj Krystal kovu ponořený do destilované vody + +

Více

Acidobazické reakce. 1. Arrheniova teorie. 2. Neutralizace

Acidobazické reakce. 1. Arrheniova teorie. 2. Neutralizace Acidobazické reakce 1. Arrheniova teorie Kyseliny látky schopné ve vodných roztocích odštěpit H + např: HCl H + + Cl -, obecně HB H + + B - Zásady látky schopné ve vodných roztocích poskytovat OH - např.

Více

STŘEDNÍ ŠKOLA INFORMATIKY A SLUŽEB ELIŠKY KRÁSNOHORSKÉ 2069 DVŮR KRÁLOVÉ N. L.

STŘEDNÍ ŠKOLA INFORMATIKY A SLUŽEB ELIŠKY KRÁSNOHORSKÉ 2069 DVŮR KRÁLOVÉ N. L. STŘEDNÍ ŠKOLA INFORMATIKY A SLUŽEB ELIŠKY KRÁSNOHORSKÉ 2069 DVŮR KRÁLOVÉ N. L. Obor Aplikovaná chemie: 28 44- M/01 ŠVP Aplikovaná chemie, ochrana životní prostředí, farmaceutické substance Maturitní témata

Více

3 Acidobazické reakce

3 Acidobazické reakce 3 Acidobazické reakce Brønstedova teorie 1. Uveďte explicitní definice podle Brønstedovy teorie. Kyselina je... Báze je... Konjugovaný pár je... 2. Doplňte tabulku a pojmenujte všechny sloučeniny. Kyselina

Více

Základy analýzy potravin Přednáška 1

Základy analýzy potravin Přednáška 1 ANALÝZA POTRAVIN Význam a využití kontrola jakosti surovin, výrobků jakost výživová jakost technologická jakost hygienická autenticita, identita potravinářských materiálů hodnocení stravy (diety) Analytické

Více

Číslo projektu: CZ.1.07/1.5.00/34.0290. Ročník: 1.

Číslo projektu: CZ.1.07/1.5.00/34.0290. Ročník: 1. Zlepšení podmínek pro vzdělávání na středních školách Operačního programu Vzdělávání pro konkurenceschopnost Název a adresa školy: Integrovaná střední škola Cheb, Obrněné brigády 6, 350 11 Cheb Číslo projektu:

Více

Sešit pro laboratorní práci z chemie

Sešit pro laboratorní práci z chemie Sešit pro laboratorní práci z chemie téma: Standardizace. Alkalimetrie. autor: ing. Alena Dvořáková vytvořeno při realizaci projektu: Inovace školního vzdělávacího programu biologie a chemie registrační

Více

Číslo projektu Číslo a název šablony klíčové aktivity Tematická oblast Autor Ročník 3 Obor CZ.1.07/1.5.00/34.0514 III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT Metody instrumentální analýzy, vy_32_inovace_ma_11_09

Více

Iontové reakce. Iontové reakce. Protolytické reakce. Teorie kyselin a zásad. Kyseliny dle Brønstedovy. nstedovy-lowryho teorie. Sytnost (proticita(

Iontové reakce. Iontové reakce. Protolytické reakce. Teorie kyselin a zásad. Kyseliny dle Brønstedovy. nstedovy-lowryho teorie. Sytnost (proticita( Iontové reakce Iontové reakce Reakce v roztocích elektrolytů Protolytické (acidobazické) reakce reaktanty si vyměňují Redoxní (oxidačně redukční) reakce reaktanty si vyměňují e Srážecí reakce ionty tvoří

Více

Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, Vysoké Mýto

Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, Vysoké Mýto Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto ANALYTICKÁ CHEMIE princip reakce je založena na snadné redukovatelnosti manganistanu draselného Mn VII Mn IV Mn II princip oblast použití kyselé

Více

12. M A N G A N O M E T R I E

12. M A N G A N O M E T R I E 1. M A N G A N O M E T R I E PRINCIP TITRACE ZALOŽENÉ NA OXIDAČNĚ REDUKČNÍCH REAKCÍCH Potenciometrické metody určování koncentrace (aktivity) iontů v roztoku jsou založeny na měření elektromotorického

Více

Ústřední komise Chemické olympiády. 42. ročník. KRAJSKÉ KOLO Kategorie D. SOUTĚŽNÍ ÚLOHY TEORETICKÉ ČÁSTI Časová náročnost: 60 minut

Ústřední komise Chemické olympiády. 42. ročník. KRAJSKÉ KOLO Kategorie D. SOUTĚŽNÍ ÚLOHY TEORETICKÉ ČÁSTI Časová náročnost: 60 minut Ústřední komise Chemické olympiády 42. ročník 2005 2006 KRAJSKÉ KOLO Kategorie D SOUTĚŽNÍ ÚLOHY TEORETICKÉ ČÁSTI Časová náročnost: 60 minut Institut dětí a mládeže Ministerstva školství, mládeže a tělovýchovy

Více

ANODA KATODA elektrolyt:

ANODA KATODA elektrolyt: Ukázky z pracovních listů 1) Naznač pomocí šipek, které částice putují k anodě a které ke katodě. Co je elektrolytem? ANODA KATODA elektrolyt: Zn 2+ Cl - Zn 2+ Zn 2+ Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Zn 2+ Cl -

Více

CHEMIE. Pracovní list č. 7 - žákovská verze Téma: ph. Mgr. Lenka Horutová. Projekt: Student a konkurenceschopnost Reg. číslo: CZ.1.07/1.1.07/03.

CHEMIE. Pracovní list č. 7 - žákovská verze Téma: ph. Mgr. Lenka Horutová. Projekt: Student a konkurenceschopnost Reg. číslo: CZ.1.07/1.1.07/03. www.projektsako.cz CHEMIE Pracovní list č. 7 - žákovská verze Téma: ph Lektor: Mgr. Lenka Horutová Projekt: Student a konkurenceschopnost Reg. číslo: CZ.1.07/1.1.07/03.0075 Teorie: Pro snadnější výpočet

Více

Oxidace a redukce. Hoření = slučování s kyslíkem = oxidace. 2 Mg + O 2 2 MgO S + O 2 SO 2. Redukce = odebrání kyslíku

Oxidace a redukce. Hoření = slučování s kyslíkem = oxidace. 2 Mg + O 2 2 MgO S + O 2 SO 2. Redukce = odebrání kyslíku Oxidace a redukce Hoření = slučování s kyslíkem = oxidace 2 Mg + O 2 2 MgO S + O 2 SO 2 Redukce = odebrání kyslíku Fe 2 O 3 + 3 C 2 Fe + 3 CO CuO + H 2 Cu + H 2 O 1 Oxidace a redukce Širší pojem oxidace

Více

VI. Disociace a iontové rovnováhy

VI. Disociace a iontové rovnováhy VI. Disociace a iontové 1 VI. Disociace a iontové 6.1 Základní pojmy 6.2 Disociace 6.3 Elektrolyty 6.3.1 Iontová rovnováha elektrolytů 6.3.2 Roztoky ideální a reálné 6.4 Teorie kyselin a zásad 6.4.1 Arrhenius

Více

2. PROTOLYTICKÉ REAKCE

2. PROTOLYTICKÉ REAKCE 2. PROTOLYTICKÉ REAKCE Protolytické reakce představují všechny reakce spojené s výměnou protonů a jsou označovány jako reakce acidobazické. Teorie Arrheniova (1884): kyseliny disociují ve vodě na vodíkový

Více

Metody odměrné analýzy

Metody odměrné analýzy Klíčový požadavek - precizní a korektní určení bodu ekvivalence - precizní určení koncentrace odměrného roztoku (TITR) pomocí ZÁKLADNÍ LÁTKY TITRACE - měření objemu roztoku činidla (odměrného roztoku),

Více

Ústřední komise Chemické olympiády. 50. ročník 2013/2014. OKRESNÍ KOLO kategorie D ŘEŠENÍ SOUTĚŽNÍCH ÚLOH

Ústřední komise Chemické olympiády. 50. ročník 2013/2014. OKRESNÍ KOLO kategorie D ŘEŠENÍ SOUTĚŽNÍCH ÚLOH Ústřední komise Chemické olympiády 50. ročník 2013/2014 OKRESNÍ KOLO kategorie D ŘEŠENÍ SOUTĚŽNÍCH ÚLOH TEORETICKÁ ČÁST (70 BODŮ) Informace pro hodnotitele Ve výpočtových úlohách jsou uvedeny dílčí výpočty

Více

KVALITATIVNÍ ANALÝZA ANORGANICKÝCH LÁTEK

KVALITATIVNÍ ANALÝZA ANORGANICKÝCH LÁTEK KVALITATIVNÍ ANALÝZA ANORGANICKÝCH LÁTEK chemické reakce: - srážecí mají největší význam, vzniklé sraženiny rozlišujeme podle zbarvení a podle jejich rozpustnosti v různých rozpouštědlech - komplexotvorné

Více

CHEMIE Pracovní list č.3 žákovská verze Téma: Acidobazická titrace Mgr. Lenka Horutová Student a konkurenceschopnost

CHEMIE Pracovní list č.3 žákovská verze Téma: Acidobazická titrace Mgr. Lenka Horutová Student a konkurenceschopnost www.projektsako.cz CHEMIE Pracovní list č.3 žákovská verze Téma: Acidobazická titrace Lektor: Projekt: Reg. číslo: Mgr. Lenka Horutová Student a konkurenceschopnost CZ.1.07/1.1.07/03.0075 Teorie: Základem

Více

CHEMICKÉ REAKCE A HMOTNOSTI A OBJEMY REAGUJÍCÍCH LÁTEK

CHEMICKÉ REAKCE A HMOTNOSTI A OBJEMY REAGUJÍCÍCH LÁTEK CHEMICKÉ REAKCE A HMOTNOSTI A OBJEMY REAGUJÍCÍCH LÁTEK Význam stechiometrických koeficientů 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(l) Počet reagujících částic 2 molekuly vodíku reagují s 1 molekulou kyslíku za vzniku

Více

Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, Vysoké Mýto

Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, Vysoké Mýto Gymnázium Vysoké Mýto nám. Vaňorného 163, 566 01 Vysoké Mýto Teorie kyselin a zásad Arheniova teorie Kyseliny jsou látky schopné ve vodném prostředí odštěpovat iont H +I. Zásady jsou látky schopné ve

Více

Stanovení silných kyselin potenciometrickou titrací

Stanovení silných kyselin potenciometrickou titrací Úloha č. Stanovení silných kyselin potenciometrickou titrací Princip Potenciometrické titrace jsou jednou z nejrozšířenějších elektrochemických metod kvantitativního stanovení látek. V potenciometrické

Více

Na www.studijni-svet.cz zaslal(a): Téra2507. Elektrochemické metody

Na www.studijni-svet.cz zaslal(a): Téra2507. Elektrochemické metody Na www.studijni-svet.cz zaslal(a): Téra2507 Elektrochemické metody Elektrolýza Do roztoku elektrolytu ponoříme dvě elektrody a vložíme na ně dostatečně velké vnější stejnosměrné napětí. Roztok elektrolytu

Více

Složení soustav (roztoky, koncentrace látkového množství)

Složení soustav (roztoky, koncentrace látkového množství) VZOROVÉ PŘÍKLADY Z CHEMIE A DOPORUČENÁ LITERATURA pro přípravu k přijímací zkoušce studijnímu oboru Nanotechnologie na VŠB TU Ostrava Doporučená literatura z chemie: Prakticky jakákoliv celostátní učebnice

Více

Potenciometrické stanovení disociační konstanty

Potenciometrické stanovení disociační konstanty Potenciometrické stanovení disociační konstanty TEORIE Elektrolytická disociace kyseliny HA ve vodě vede k ustavení disociační rovnováhy: HA + H 2O A - + H 3O +, kterou lze charakterizovat disociační konstantou

Více

Kurz 1 Úvod k biochemickému praktiku

Kurz 1 Úvod k biochemickému praktiku Kurz 1 Úvod k biochemickému praktiku Pavla Balínová http://vyuka.lf3.cuni.cz/ Důležité informace Kroužkový asistent: RNDr. Pavla Balínová e-mailová adresa: pavla.balinova@lf3.cuni.cz místnost: 410 studijní

Více

Jana Fauknerová Matějčková

Jana Fauknerová Matějčková Jana Fauknerová Matějčková převody jednotek výpočet ph ph vodných roztoků ph silných kyselin a zásad ph slabých kyselin a zásad, disociační konstanta, pk ph pufrů koncentace 1000mg př. g/dl mg/l = = *10000

Více

Průvodka. CZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. Pořadí DUMu v sadě 07

Průvodka. CZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT. Pořadí DUMu v sadě 07 Průvodka Číslo projektu Název projektu Číslo a název šablony klíčové aktivity CZ.1.07/1.5.00/34.0802 Zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT III/2 Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT Příjemce

Více

Dovednosti/Schopnosti. - orientuje se v ČL, který vychází z Evropského lékopisu;

Dovednosti/Schopnosti. - orientuje se v ČL, který vychází z Evropského lékopisu; Jednotka učení 4a: Stanovení obsahu Ibuprofenu 1. diferencování pracovního úkolu Handlungswissen Charakteristika pracovní činnosti Pracovní postup 2. HINTERFRAGEN 3. PŘIŘAZENÍ... Sachwissen Charakteristika

Více

KOMPLEXOMETRIE C C H 2

KOMPLEXOMETRIE C C H 2 Úloha č. 11 KOMPLEXOMETRIE Princip Při komplexotvorných reakcích vznikají komplexy sloučeniny, v nichž se k centrálnímu atomu nebo iontu vážou ligandy donor-akceptorovou (koordinační) vazbou. entrální

Více

Ukázky z pracovních listů B

Ukázky z pracovních listů B Ukázky z pracovních listů B 1) Označ každou z uvedených rovnic správným názvem z nabídky. nabídka: termochemická, kinetická, termodynamická, Arrheniova, 2 HgO(s) 2Hg(g) + O 2 (g) H = 18,9kJ/mol v = k.

Více

ELEKTROCHEMIE. - studuje soustavy, které obsahují elektricky nabité částice.

ELEKTROCHEMIE. - studuje soustavy, které obsahují elektricky nabité částice. ELEKTROCHEMIE - studuje soustavy, které obsahují elektricky nabité částice. ZÁKLADNÍ POJMY Vodiče látky, které vedou elektrický proud. Vodiče I. třídy přenos elektrického náboje je zprostředkován volně

Více

DOPLŇKOVÝ STUDIJNÍ MATERIÁL CHEMICKÉ VÝPOČTY. Zuzana Špalková. Věra Vyskočilová

DOPLŇKOVÝ STUDIJNÍ MATERIÁL CHEMICKÉ VÝPOČTY. Zuzana Špalková. Věra Vyskočilová DOPLŇKOVÝ STUDIJNÍ MATERIÁL CHEMICKÉ VÝPOČTY Zuzana Špalková Věra Vyskočilová BRNO 2014 Doplňkový studijní materiál zaměřený na Chemické výpočty byl vytvořen v rámci projektu Interní vzdělávací agentury

Více

Oxidace a redukce. Objev kyslíku nový prvek, vyvrácení flogistonové teorie. Hoření = slučování s kyslíkem = oxidace. 2 Mg + O 2 2 MgO S + O 2 SO 2

Oxidace a redukce. Objev kyslíku nový prvek, vyvrácení flogistonové teorie. Hoření = slučování s kyslíkem = oxidace. 2 Mg + O 2 2 MgO S + O 2 SO 2 Oxidace a redukce Objev kyslíku nový prvek, vyvrácení flogistonové teorie Hoření = slučování s kyslíkem = oxidace 2 Mg + O 2 2 MgO S + O 2 SO 2 Lavoisier Redukce = odebrání kyslíku Fe 2 O 3 + 3 C 2 Fe

Více

KARBOXYLOVÉ KYSELINY

KARBOXYLOVÉ KYSELINY LABORATORNÍ PRÁCE Č. 28 KARBOXYLOVÉ KYSELINY PRINCIP Karboxylové kyseliny jsou látky, které ve své molekule obsahují jednu nebo více karboxylových skupin. Odvozují se od nich dva typy derivátů, substituční

Více

Autor: Mgr. Stanislava Bubíková. Datum (období) tvorby: 12. 4. 2013. Ročník: osmý

Autor: Mgr. Stanislava Bubíková. Datum (období) tvorby: 12. 4. 2013. Ročník: osmý ph Autor: Mgr. Stanislava Bubíková Datum (období) tvorby: 12. 4. 2013 Ročník: osmý Vzdělávací oblast: Člověk a příroda / Chemie / Anorganické sloučeniny 1 Anotace: Žáci se seznámí se základní vlastností

Více

Potenciometrie. Obr.1 Schema základního uspořádání elektrochemické cely pro potenciometrická měření

Potenciometrie. Obr.1 Schema základního uspořádání elektrochemické cely pro potenciometrická měření Potenciometrie 1.Definice Rovnovážná potenciometrie je analytickou metodou, při níž se analyt stanovuje ze změřeného napětí elektrochemického článku, tvořeného indikační elektrodou ponořenou do analyzovaného

Více

Gymnázium Jiřího Ortena, Kutná Hora. Pojmy Metody a formy Poznámky

Gymnázium Jiřího Ortena, Kutná Hora. Pojmy Metody a formy Poznámky Předmět: Náplň: Třída: Počet hodin: Pomůcky: Chemie (CHE) Obecná chemie, anorganická chemie 2. ročník a sexta 2 hodiny týdně Školní tabule, interaktivní tabule, tyčinkové a kalotové modely molekul, zpětný

Více

Název: Redoxní titrace - manganometrie

Název: Redoxní titrace - manganometrie Název: Redoxní titrace - manganometrie Autor: RNDr. Markéta Bludská Název školy: Gymnázium Jana Nerudy, škola hl. města Prahy Předmět, mezipředmětové vztahy: chemie a její aplikace, matematika Ročník:

Více

Gymnázium, Milevsko, Masarykova 183 Školní vzdělávací program (ŠVP) pro vyšší stupeň osmiletého studia a čtyřleté studium 4.

Gymnázium, Milevsko, Masarykova 183 Školní vzdělávací program (ŠVP) pro vyšší stupeň osmiletého studia a čtyřleté studium 4. Vyučovací předmět - Chemie Vzdělávací obor - Člověk a příroda Gymnázium, Milevsko, Masarykova 183 Školní vzdělávací program (ŠVP) pro vyšší stupeň osmiletého studia a čtyřleté studium 4. ročník - seminář

Více

Přehled užitečných informací z chemie (kompilace: Martin Slavík, TUL 2005)

Přehled užitečných informací z chemie (kompilace: Martin Slavík, TUL 2005) Tabulka 1 Přehled užitečných informací z chemie (kompilace: Martin Slavík, TUL 2005) Zabarvení iontů ve vodném roztoku Prvek Ion Zabarvení Fe II [Fe(H 2 O) 6 ] 2+ světle zelené Fe III [Fe(H 2 O) 5 OH]

Více

Elektrolyty. Disociace termická disociace (pomocí zvýšené teploty) elektrolytická disociace (pomocí polárního rozpouštědla)

Elektrolyty. Disociace termická disociace (pomocí zvýšené teploty) elektrolytická disociace (pomocí polárního rozpouštědla) Elektrolyty Elektrolyty látky, které při rozpouštění nebo tavení disociují (štěpí se) na elektricky nabité částice (ionty) jejich roztoky a taveniny jsou elektricky vodivé kyseliny, hydroxidy, soli Ionty

Více

Úvod do koroze. (kapitola, která bude společná všem korozním laboratorním pracím a kterou studenti musí znát bez ohledu na to, jakou práci dělají)

Úvod do koroze. (kapitola, která bude společná všem korozním laboratorním pracím a kterou studenti musí znát bez ohledu na to, jakou práci dělají) Úvod do koroze (kapitola, která bude společná všem korozním laboratorním pracím a kterou studenti musí znát bez ohledu na to, jakou práci dělají) Koroze je proces degradace kovu nebo slitiny kovů působením

Více

Praktické ukázky analytických metod ve vinařství

Praktické ukázky analytických metod ve vinařství Praktické ukázky analytických metod ve vinařství Ing. Mojmír Baroň Stanovení v moštu Stanovení ph a veškerých titrovatelných kyselin Stanovení ph Princip: Hodnota ph je záporný dekadický logaritmus aktivity

Více

2. Laboratorní den Příprava jodičnanu draselného oxidačně-redukční reakce v roztoku. 15 % přebytek KMnO 4. jméno: datum:

2. Laboratorní den Příprava jodičnanu draselného oxidačně-redukční reakce v roztoku. 15 % přebytek KMnO 4. jméno: datum: 2. Laboratorní den 2.2.4. Příprava jodičnanu draselného oxidačně-redukční reakce v roztoku Str. 91 správné provedení oxidačně-redukční reakce v roztoku krystalizace produktu z připraveného roztoku soli

Více

KONTROLNÍ TEST ŠKOLNÍHO KOLA (70 BODŮ)

KONTROLNÍ TEST ŠKOLNÍHO KOLA (70 BODŮ) KONTROLNÍ TEST ŠKOLNÍHO KOLA (70 BODŮ) Úloha 1 Ic), IIa), IIId), IVb) za každé správné přiřazení po 1 bodu; celkem Úloha 2 8 bodů 1. Sodík reaguje s vodou za vzniku hydroxidu sodného a dalšího produktu.

Více

III/2 - Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT Inovace výuky na GSN prostřednictvím ICT

III/2 - Inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT Inovace výuky na GSN prostřednictvím ICT Škola: Gymnázium, Brno, Slovanské náměstí 7 Šablona: Název projektu: Číslo projektu: Autor: Tematická oblast: Název DUMu: Kód: Datum: 10. 9. 2013 Cílová skupina: Klíčová slova: Anotace: III/2 - Inovace

Více

12. Elektrochemie základní pojmy

12. Elektrochemie základní pojmy Důležité veličiny Elektroda, článek Potenciometrie Evropský sociální fond Praha & EU: Investujeme do vaší budoucnosti Důležité veličiny proud I (ampér - A) náboj Q (coulomb - C) Q t 0 I dt napětí, potenciál

Více

SADA VY_32_INOVACE_CH2

SADA VY_32_INOVACE_CH2 SADA VY_32_INOVACE_CH2 Přehled anotačních tabulek k dvaceti výukovým materiálům vytvořených Ing. Zbyňkem Pyšem. Kontakt na tvůrce těchto DUM: pys@szesro.cz Výpočet empirického vzorce Název vzdělávacího

Více

KOMPLEXOTVORNÉ REAKCE

KOMPLEXOTVORNÉ REAKCE KOMPLEXOTVORNÉ REAKCE RNDr. Milan Šmídl, Ph.D. Cvičení z analytické chemie ZS 2014/2015 Komplexní sloučeniny - ligandy (L) se váží k centrálnímu atomu (M) - komplexem může být elektroneutrální nebo nabitý

Více

CHEMICKÉ VÝPOČTY I. ČÁST LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ. HMOTNOSTI ATOMŮ A MOLEKUL.

CHEMICKÉ VÝPOČTY I. ČÁST LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ. HMOTNOSTI ATOMŮ A MOLEKUL. CHEMICKÉ VÝPOČTY I. ČÁST LÁTKOVÉ MNOŽSTVÍ. HMOTNOSTI ATOMŮ A MOLEKUL. Látkové množství Značka: n Jednotka: mol Definice: Jeden mol je množina, která má stejný počet prvků, jako je atomů ve 12 g nuklidu

Více

Střední průmyslová škola Hranice - 1 - Protolytické reakce

Střední průmyslová škola Hranice - 1 - Protolytické reakce Střední průmyslová škola Hranice - 1 - Protolytické reakce Acidobazické (Acidum = kyselina, Baze = zásada) Jedná se o reakce kyselin a zásad. Při této reakci vždy kyselina zásadě předá proton H +. Obrázek

Více

I N V E S T I C E D O R O Z V O J E V Z D Ě L Á V Á N Í CHEMICKÉ REAKCE

I N V E S T I C E D O R O Z V O J E V Z D Ě L Á V Á N Í CHEMICKÉ REAKCE Chemické reakce = proces, během kterého se výchozí sloučeniny mění na nové, reaktanty se přeměňují na... Vazby reaktantů...a nové vazby... Klasifikace reakcí: 1. Podle reakčního tepla endotermické teplo

Více

Registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.4.00/21.2939. Název projektu: Investice do vzdělání - příslib do budoucnosti

Registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.4.00/21.2939. Název projektu: Investice do vzdělání - příslib do budoucnosti Registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.4.00/21.2939 Název projektu: Investice do vzdělání - příslib do budoucnosti Číslo přílohy: VY_číslo šablony_inovace_číslo přílohy Autor Datum vytvoření vzdělávacího

Více

ACIDOBAZICKÉ - ph,, disociační konstanty neutralizační titrace úprava prostředí v kvalitativní analýze úprava prostředí u kvantitativních metod

ACIDOBAZICKÉ - ph,, disociační konstanty neutralizační titrace úprava prostředí v kvalitativní analýze úprava prostředí u kvantitativních metod Analyticky významné rovnováhy v roztocích ACIDOBAZICKÉ - ph,, disociační konstanty neutralizační titrace úprava prostředí v kvalitativní analýze úprava prostředí u kvantitativních metod kapalinová chromatografie

Více

IV. Chemické rovnice A. Výpočty z chemických rovnic 1

IV. Chemické rovnice A. Výpočty z chemických rovnic 1 A. Výpočty z chemických rovnic 1 4. CHEMICKÉ ROVNICE A. Výpočty z chemických rovnic a. Výpočty hmotností reaktantů a produktů b. Výpočty objemů reaktantů a produktů c. Reakce látek o různých koncentracích

Více

FYZIKÁLNÍ A CHEMICKÝ ROZBOR PITNÉ VODY

FYZIKÁLNÍ A CHEMICKÝ ROZBOR PITNÉ VODY LABORATORNÍ PRÁCE Č. 13 FYZIKÁLNÍ A CHEMICKÝ ROZBOR PITNÉ VODY PRINCIP V přírodě se vyskytující voda není nikdy čistá, obsahuje vždy určité množství rozpuštěných látek, plynů a nerozpuštěných pevných látek.

Více

Ústřední komise Chemické olympiády. 55. ročník 2018/2019 NÁRODNÍ KOLO. Kategorie E. Řešení praktických částí

Ústřední komise Chemické olympiády. 55. ročník 2018/2019 NÁRODNÍ KOLO. Kategorie E. Řešení praktických částí Ústřední komise Chemické olympiády 55. ročník 2018/2019 NÁRODNÍ KOLO Kategorie E Řešení praktických částí PRAKTICKÁ ČÁST 50 BODŮ Úloha 1 Stanovení Ni 2+ a Ca 2+ ve směsi konduktometricky 20 bodů 1) Chemické

Více

Gymnázium Jiřího Ortena, Kutná Hora

Gymnázium Jiřího Ortena, Kutná Hora Předmět: Náplň: Třída: Počet hodin: Pomůcky: Chemie (CHE) Obecná chemie, anorganická chemie 2. ročník a sexta 2 hodiny týdně Školní tabule, interaktivní tabule, tyčinkové a kalotové modely molekul, zpětný

Více

ANODA KATODA elektrolyt:

ANODA KATODA elektrolyt: Ukázky z pracovnívh listů 1) Naznač pomocí šipek, které částice putují k anodě a které ke katodě. Co je elektrolytem? ANODA KATODA elektrolyt: Zn 2+ Cl - Zn 2+ Zn 2+ Cl - Cl - Cl - Cl - Cl - Zn 2+ Cl -

Více

Acidobazické rovnováhy

Acidobazické rovnováhy Aidobaziké rovnováhy při aidobazikýh rovnováháh (proteolytikýh) - přenos vodíkového kationtu mezi ionty (molekulami) zúčastněnými v rovnováze kyselina donor protonů zásada akeptor protonů YSELINA + zásada

Více

NEUTRALIZAČNÍ ODMĚRNÁ ANALÝZA (TITRACE)

NEUTRALIZAČNÍ ODMĚRNÁ ANALÝZA (TITRACE) NEUTRALIZAČNÍ ODMĚRNÁ ANALÝZA (TITRACE) Cíle a princip: Stanovit TITR (přesnou koncentraci) odměrného roztoku kyseliny nebo zásady pomocí známé přesné koncentrace již stanoveného odměrného roztoku. Podstatou

Více

ČÁST 1: POTENCIOMETRICKÉ STANOVENÍ ph VE VODÁCH

ČÁST 1: POTENCIOMETRICKÉ STANOVENÍ ph VE VODÁCH ČÁST 1: Pracovní úkol 1. Stanovte ph ve vzorku pitné, povrchové, destilované a minerální (mořské) vody. 2. V závěru rovněž proveďte diskusi (komentář) k naměřeným hodnotám tří rozdílných vzorků vody. 3.

Více

Neutralizační (acidobazické) titrace

Neutralizační (acidobazické) titrace Neutralizační (acidobazické) titrace Neutralizační titrace jsou založeny na reakci mezi kyselinou a zásadou. V podstatě se vždy jedná o reakci iontů H + s ionty OH - podle schematu: H + + OH - H O V průběhu

Více