ØVING NR.10 GALVANISKE ELEMENTER OG CELLEPOTENSIAL. ELEKTROLYSE TEORI

Transkript

1 ØVING NR.10 GALVANISKE ELEMENTER OG CELLEPOTENSIAL. ELEKTROLYSE TEORI Vi husker fra forrige øving om spenningsrekka at når vi legger en sinkbit ned i en løsning med Cu + -ioner, skjer redoksreaksjonen Zn + Cu + Zn + + Cu, der Zn har gitt fra seg to elektroner til Cu +. Disse elektronene kan vi fange opp i en elektrisk leder, og vi har da laget en elektrokjemisk celle (et batteri), som kan levere strøm for oss. I praksis må vi ha to redokssystemer, og for Zn-Cu-elementet kan oppstillingen se slik ut: V Zn Cu Zn + Cu + I glasset til venstre står en sinkstav i en løsning med Zn + -ioner, og i glasset til høyre står en kobberstav i en løsning med Cu + -ioner. Metallstavene er forbundet med et voltmeter. Mellom de to begerglassene har vi et tynt glassrør fylt med f.eks. natriumnitrat. Vi vet at redoksparet Zn + /Zn står under redoksparet Cu + /Cu i spenningsrekka. Det betyr at sink har større evne enn kobber til å gi fra seg elektroner. Vi kan da skrive reaksjonene ved de to metallstavene slik: Zn Zn + + e - (oks) og Cu + + e - Cu (red) Total: Zn + Cu + Zn + + Cu Zn gir fra seg elektroner, og blir derved negativ pol på elementet. Cu + mottar elektroner, blir utladd til metallisk Cu, og setter seg som et belegg på kobberstaven, som dermed blir positiv pol. De to første reaksjonene ovenfor kalles halvreaksjoner. Glassrøret mellom de to begerglassene kalles en saltbru. Saltløsningen denne er fylt med er en elektrolytt (en væske som kan lede elektrisk strøm). Vi skal i denne øvingen bruke natriumnitrat, NaNO 3. Uten denne saltbrua vil ikke elementet kunne gi strøm. Av de to

2 halvreaksjonene ser vi at rundt den negative polen vil vi få et overskudd av positiv ladning (Zn + lages), og rundt den positive polen et underskudd av positiv ladning (Cu + forsvinner). For å utjevne denne ladningsforskjellen, vil NO 3 - -ioner fra saltbrua (og også SO 4 - -ioner fra elektrolyttene) bevege seg gjennom saltbrua fra CuSO 4 -løsningen til ZnSO 4 -løsningen. Også positive ioner kan vandre gjennom saltbrua, men disse vil da gå i motsatt retning av de negative ionene. I et batteri har vi ingen vanlig saltbru, men de to løsningene er i kontakt med hverandre ved hjelp av en membran, som slipper ionene gjennom. Elementet vårt skriver vi skjematisk slik: Zn Zn + Cu + Cu + Siden det går en elektrisk strøm gjennom ledningen, må det være en spenningsforskjell mellom de to elektrodene. Denne spenningen gir oss et mål for forskjellen på evnen til å gi fra seg elektroner hos to metaller. Er denne forskjellen stor, vil avstanden mellom de to stoffene i spenningsrekka være stor, og cella vil da kunne gi en relativt høy spenning. Denne spenningen kalles også for cellas elektromotoriske kraft eller cellepotensialet. Det er lett å måle cellepotensialet mellom to poler med et vanlig voltmeter, men vi kan ikke snakke om spenningen til et redokspar uten å måle den mot et annet redokspar. Det er derfor fornuftig å ha en kjent spenning, en referanseverdi, å gå ut fra. En slik referanseelektrode er en standard hydrogenelektrode, SHE. Den består av en platinaelektrode som står i en løsning av 1 M HCl, og hvor det bobles gjennom hydrogengass slik at løsningen er mettet: H Pt 1M HCl Denne hydrogenelektroden (heretter kalt SHE) defineres til å ha elektrodepotensialet (spenningen) 0.00 volt. Kobler vi nå en SHE sammen med en annen elektrode, f,eks. en sinkstav i en ZnSO 4 -løsning, kan vi måle spenningen mellom de to elektrodene. Siden elektrodepotensialet for SHE pr.def. er 0.00 volt, blir spenningen vi leser av på voltmeteret elektrodepotensialet for Zn-elektroden. Dersom [Zn + ] = 1 M, vil elektrodepotensialet til sinkelektroden være 0.76 volt. Se tegning neste side.

3 V Zn SHE Zn + Når [Zn + ] = 1 M og temperaturen er 5 o C, kalles elektrodepotensialet volt for standard cellepotensial, og betegnes med E o. Vi kan måle elektrodepotensialet for andre redokssystemer på liknende måte. Kobler vi f.eks. en SHE sammen med en kobberstav i 1 M Cu(NO 3 ) -løsning, vil spenningen være volt. Jo mer positivt standard cellepotensial til et redokspar er, desto lettere vil oksformen i redoksparet reduseres. Oksformen er da et oksidasjonsmiddel. Jo mer negativt standard cellepotensial til et redokspar er, desto lettere vil redformen i redoksparet oksideres. Redformen er da et reduksjonsmiddel. Setter vi nå opp en tabell over flere elektrodepotensialer, får vi spenningsrekka: Oksform + ne - Redform E 0 F + e - F V MnO H + +5e - Mn + +4H O V Cl + e - Cl V Br + e - Br V NO H + +3e - NO+H O V Ag + + e - Ag V Fe 3+ + e - Fe V I + e - I V Cu + + e - Cu V H + + e - H 0.00 V Pb + + e - Pb V Fe + + e - Fe V Zn + + e - Zn V Al e - Al V Na + + e - Na -.71 V Ca + + e - Ca -.87 V K + + e - K -.93 V Li + + e - Li V En forbindelse X som står på redusert form i spenningsrekka vil redusere den oksiderte formen av alle forbindelser som står over X. Eks. Zn vil redusere Cu + til Cu, H + til H, Cl til Cl -, men ikke redusere Al 3+ til Al. Omvendt vil den oksiderte formen av en forbindelse Y oksidere alle reduserte former som står under Y i spenningsrekka.

4 Eks. Br vil oksidere I - til I og Ca til Ca +, men ikke oksidere Cl - til Cl. En redoksreaksjon mellom to stoffer vil derfor skje hvis følgende to betingelser er oppfylt: 1 : : Det ene stoffet står på redform og det andre på oksform Oksformen står over redformen i spenningsrekka Beregning av cellepotensial. Vi kan bruke elektrodepotensialer til å regne ut cellepotensialet som et element vil kunne gi: Eks. Vi setter en elektrode av jern ned i en 1 M Fe + -løsning og en elektrode av sink ned i en 1 M Zn + -løsning. Løsningene forbindes med en saltbru og vi forbinder elektrodene med et voltmeter. Finn cellepotensialet som elementet vil gi. Vi ser at Zn + /Zn står under Fe + /Fe i spenningsrekka. Da er Zn det sterkeste reduksjonsmidlet, og halvreaksjonene blir: Zn Zn + + e - (oks), E 0 oks = V Fe + + e - Fe (red), E 0 red = 0.44 V Total: Zn + Fe + Zn + + Fe Zn blir negativ pol, og Fe blir positiv pol. Den første halvreaksjonen er snudd i forhold til halvreaksjonen i spenningsrekka, og vi bytter dermed fortegnet på elektrodepotensialet. Dersom elektrolyttene har konsentrasjonen 1 M, kalles cellepotensialet for standard cellepotensial, og betegnes med E 0. E 0 er alltid gitt ved I vårt tilfelle: Elementet kan skrives E 0 = E 0 red + E 0 oks E 0 = V 0.44 V = +0.3 V Zn Zn + Fe + Fe + Eks. Regn ut standard cellepotensial for elementet Al Al 3+ (1 M) Ag + (1 M) Ag Marker hva som er positiv og negativ pol i elementet. Redoksparet Al 3+ /Al står under Ag + /Ag. Da er Al det sterkeste reduksjonsmidlet, og halvreaksjonene blir:

5 Total: Al Al e - (oks), E 0 oks = V 3Ag + + 3e - 3Ag (red), E 0 red = V Al + 3Ag + Al Ag E 0 = 1.66 V V =.46 V Vi ganger den andre halvreaksjonen med 3 for å balansere elektrontallet. Legg merke til at vi ikke ganger E 0 red med 3. Denne størrelsen er karakteristisk for selve reaksjonen, og er uavhengig av antall atomer/ioner i likningen. Her blir Al negativ pol og Ag positiv pol. Endring av konsentrasjonen. Nernsts likning. Cellepotensialet vi har beregnet ovenfor, gjelder ved normaltilstanden (5 o C, atmosfæretrykk), og for 1 M konsentrasjoner på løsningene. Dersom konsentrasjonen ikke er 1 M, kan vi regne ut cellepotensialet ved hjelp av Nernsts likning. Anta at totalreaksjonen i elementet er Da kan elementets cellepotensial kraft skrives E aa + bb cc + dd c V [C] [D] log a n [A ] [B] d 0 = E b E er elementets cellepotensial E 0 er elementets standard cellepotensial n er antall elektroner som er med i elektronovergangen Eks. Finn cellepotensialet til elementet Al Al 3+ (.5 M) Ag + ( M) Ag Etter eksemplet i forrige punkt blir totalreaksjonen Al + 3Ag + Al Ag med E 0 = +.46 V. Cellepotensialet E er E = E [Al ] [Ag] log [Al] [Ag ] Konsentrasjonen av faste stoffer (og også av vann i vandige løsninger) settes per def. lik 1. Dette gir:

6 0.059 V.5 =.46 log =.8 V E PRAKTISK ØVING Kjemikalier: Kobbernitrat, Cu(NO 3 ), 0.1 M Sinknitrat, Zn(NO 3 ), 0.1 M Blynitrat, Pb(NO 3 ), 0.1 M Natriumnitrat, NaNO 3, 0.1 M Kaliumheksacyanoferrat, K 4 Fe(CN) 6, 0.1 M Sinkelektrode Zn Blyelektrode, Pb Kobberelektrode, Cu Husk at Pb + -ioner er giftige! Ikke hell løsninger med blyioner i vasken, men hell de på en spesiell flaske som er satt fram! Denne løsningen inneholder sulfat, slik at blyet blir utfelt som PbSO 4. A. Beregning av cellepotensial 1) Hell 10 ml Pb(NO 3 ) og 10 ml ZnSO 4 i hvert sitt 50 ml begerglass. Puss elektrodene av bly og sink og fest de i elektrodestativet. Sett elektrodene ned i de tilsvarende begerglassene. Fyll NaNO 3 i saltbrua og "plugg" igjen med bomull. Bomullsdotten fuktes med NaNO 3. Unngå store luftbobler i saltbrua. Sett saltbrua oppi begerglassene slik tegningen viser. ) Se på plasseringen av Pb og Zn i spenningsrekka, og finn ut hvilken pol som vil være negativ og hvilken som vil være positiv i det elementet du nå skal lage. La ledningen fra den negative polen gå til COM på multimeteret, og ledningen fra den positive polen gå til V Ω på multimeteret. Trykk inn knappen for V, og les av spenningen. 3) Bytt ut glasset med Pb(NO 3 ) med et begerglass med 10 ml CuSO 4, og bytt ut blyelektroden med en nypusset kobberelektrode. Les av spenningen igjen. Sammenlikn de to spenningene du har lest av med den du kan regne ut ved hjelp av standardpotensialene i spenningsrekka. B. Konsentrasjonens innvirkning Gå ut fra elementet i pkt. 3. Fortynn CuSO 4 -løsningen 1000 ganger (bruk 1 ml løsning i en 100 ml målekolbe + 10 ml av denne i en annen 100 ml målekolbe). Mål spenningen mellom Zn-elektroden og Cu-elektroden i den fortynnede løsningen. Regn ut det teoretiske cellepotensialet etter Nernsts likning, og sammenlikn med den målte verdien.

7 Tilsett nå 10 ml K 4 Fe(CN) 6 til den fortynnede løsningen. Rør rundt med glasstav. Hva ser du i løsningen? Hvordan går det med spenningen? Les av straks. Forklar ved hjelp av Nernsts likning (ingen eksakt beregning her!) D. Elektrolyse TEORI Med elektrolyse mener vi spalting av et stoff ved hjelp av elektrisk strøm. Elektrolyse foregår i praksis ved at vi stikker to elektroder ned i den løsningen (elektrolytten) vi skal elektrolysere. Denne løsningen må inneholde ioner for at strømmen skal kunne gå. Elektrodene må være av et materiale som ikke reagerer med løsningen eller med produktene som lages i elektrolysen. I elektrolytten vil det stoffet vi skal elektrolysere være spaltet i ioner. Løsningsmidlet er nesten alltid vann. Ved elektrolysen vil ionene bli tiltrukket den elektroden som har motsatt ladning av ionene selv. Det er stoffenes plassering i spenningsrekka som avgjør hvilke produkter som lages i en elektrolyse av en vandig løsning av et salt. Vi repeterer noen av halvreaksjonene i spenningsrekka: oksform redform - S O 8 + e - - SO 4 Cl + e - Cl - O + 4H + + 4e - H O Br + e - Br - H + + e - H Zn + + e - Zn H O + e - H + OH - Na + + e - Na Jo lenger opp et stoff står på høyre side i spenningsrekka, desto vanskeligere blir det oksidert. Jo lenger ned et stoff står på venstre side i spenningsrekka, desto vanskeligere blir det redusert. Eks: Vi løser sinkbromid, ZnBr, i vann. Det spaltes i ionene Zn + og Br -. Teoretisk er det mulig at både Br - og H O kan reduseres. Siden H O står høyere enn Br - på høyre side, vil Br - oksideres lettest. Br - blir tiltrukket den positive polen, gir fra seg elektroner og blir oksidert til Br. Siden H O står lavere enn Zn + på venstre side, blir Zn + redusert lettest av de to. Zn + vil tiltrekkes den negative polen, tar opp elektroner og blir redusert til Zn. Zn + + e - Zn (red) Br - Br + e - (oks) Total: Zn + + Br - Zn + Br

8 Vi ser da at den negative polen blir katode, fordi det skjer en reduksjon der. Den positive polen blir anode, fordi det skjer en oksidasjon der. Dette gjelder generelt i en elektrolyse. Eks: Elektrolyserer vi en vandig løsning av sinksulfat, ZnSO 4, ser vi av spenningsrekka at H O oksideres lettere enn SO 4 -. Vi får dermed dannet Zn ved katoden og O ved anoden: Zn + + e - Zn (red) H O 4H + + 4e - + O (oks) Eks: Et noe overraskende resultat får vi når vi elektrolyserer en løsning av sinkklorid, ZnCl. Siden Cl - står høyere enn H O på høyre side av spenningsrekka, skulle vi vente at H O ble lettere oksidert enn Cl -. Slik er det imidlertid ikke. Vi får utviklet klorgass ved anoden i denne elektrolysen. Årsaken til dette er at det trengs en høyere spenning for å få laget oksygen enn plasseringen i spenningsrekka skulle tilsi. For oksygenutvikling (ved platinaelektroder) er denne overspenningen på 0.5 V. Dette gjør at oksidasjonen av vann til O blir "flyttet" 0.5 V oppover i spenningsrekka, og havner dermed over oksidasjonen av Cl - til Cl. Kvantitative målinger ved elektrolyse Faradays lov sier oss: "Stoffmengden av et stoff som lages ved elektrolyse er proporsjonal med stoffmengden av elektroner som tilføres elektrolytten." For å tilføre elektrolytten 1.0 mol elektroner, trenger vi en ladning på C (coulomb eller ampèresekunder (A s)). Denne ladningen kalles Faradays konstant. Det vi trenger å vite for å beregne hvor mye som skilles ut av et stoff ved elektrolyse, er strømstyrken, tiden og halvreaksjonene. Eks: Vi elektrolyserer en løsning av ZnSO 4 i 1 time, med strømstyrken.4 A. Finn massen av Zn og volumet av O som lages ved 0 o C og 760 mm Hg. Vi regner at væskenivået inne i gassmålerøret er likt væskenivået i glasset utenfor. Vi regner med at O -gassen er mettet med vanndamp. Vanndampens metningstrykk ved 0 o C er 18 mm Hg. Tettheten av løsningen er 1.0 g/ml. _ cm

9 Ladningen blir.4 A 3600s = 8640As n m n e Zn - Zn 8640 As - = = mol As/mol = mol = mol - = mol 65.4 g/mol =.9g n O = mol = mol p O = p tot - p H O = ( ) mm Hg = 74mm Hg V O = nrt p O.4 10 = - mol L atm/(mol K) 93K = 0.56 L 74 atm 760 Kjemikalier og utstyr: Kobbersulfat, CuSO 4, 1 M Elektrode av kobber, gjerne en kobberplate Elektrode av bly med gummislange rundt Multimeter Spenningskilde PRAKTISK ØVING SPENNINGS _ KILDE AC _ DC MULTIMETER V 0 A 10 A ma COM V Ω Til DC+ 0 A V Ω ma CO M Til elektrode

10 1) Puss av en kobberplate med pussekluten slik at alt belegget blir borte. Vei kobberplaten på finvekta. Kobberplaten kopler du til den negative polen på spenningskilden ved hjelp av en krokodilleklemme. Blyelektroden kopler du til den positive polen på samme måte. Pass på at bare en liten ende av blyet stikker ut av slangen! ) Sett sammen utstyret slik figuren viser. Fyll 10 ml CuSO 4 -løsning i elektrolysekaret. Fyll en 10 ml målesylinder med CuSO 4 -løsning, og sett denne på hodet over blyelektroden. Det er viktig at alt bart bly er godt inne i målesylinderen. 3) Sett spenningen på 13 volt, og sett på strømmen. Mål tida fra du starter elektrolysen. Det er forbudt å kortslutte! Les av strømstyrken med jevne mellomrom, og noter verdien. 4) La elektrolysen gå til det er kommet så mye gass inne i målesylinderen at gassvolumet står like høyt på innsiden av røret som på utsiden. Les av gassvolumet og steng av strømmen. Mål temperaturen i løsningen. 5) Dypp kobberplata forsiktig i dest.vann og deretter i aceton for å få bort mesteparten av vannet. Legg plata til tørk i varmeskapet ved ca 50 o C. Vei plata igjen, og regn ut hvor mye kobber som er utfelt på den. 6) Regn ut hvor mange mol elektroner som har passert ledningen. Regn ut den teoretiske massen av utfelt kobber, og sammenlikne denne med den målte massen. Regn ut partialtrykket av oksygengassen i målesylinderen, og bruk tilstandslikningen til å beregne volumet av gassen. Sammenlikne igjen med den målte verdien. 7) Hell kobbersulfatløsningen tilbake i et stort begerglass som er satt fram. TABELL OVER VANNDAMPENS METNINGSTRYKK t ( o C) p (mm Hg)

11 RENSING AV AVLØPSVANN. ANALYSE AV FOSFAT OG ORGANISK STOFF TEORI Fra både kloakk og industri tilføres vannet mange næringssalter, der fosfat og nitrat er de to som kan skape størst problemer (algevekst, oksygenmangel). Også organisk materiale i vann vil kreve oksygen når dette skal oksideres til CO. I et kjemisk renseanlegg er det derfor viktig å fjerne mest mulig organisk stoff og fosfat. Nitrat er et vesentlig vanskeligere stoff å fjerne kjemisk, da dette ikke lar seg felle ut (alle nitrater er lettløselige, men det er mulig å fjerne nitrogen på annen måte). Fosfat og organisk stoff kan felles ut samtidig fra en kloakk ved å tilsette Al (SO 4 ) 3, FeCl 3 eller Ca(OH). Al 3+, Fe 3+ og Ca + danner tungtløselig bunnfall med PO 4 3, og en del organisk stoff følger med i dette bunnfallet. Vi skal analysere fosfat og organisk stoff både i urenset kloakk (råkloakk), mekanisk renset kloakk (filtrering) og i kjemisk renset kloakk. Vi skal også regne ut en renseeffekt for den rensingen vi utfører. Prinsippene for disse analysene er følgende: A. Analyse av fosfat. En fosfatløsning tilsettes reagensene ammoniummolybdat og askorbinsyre. Den første løsningen er gjort sur med svovelsyre. Sammen med disse to reagensene danner fosfat et blåfarget kompleks. Jo mer fosfat løsningen inneholder, desto sterkere er blåfargen. Prøven analyseres så på et spektrofotometer. Prøven helles i et lite glasskar, en kuvette. Denne settes ned i instrumentet, og det sendes en lysstråle med en bestemt bølgelengde gjennom kuvetten. Noe av lyset blir absorbert av løsningen, mer jo sterkere fargen er. Denne absorberte mengden av lyset er proporsjonal med konsentrasjonen av det fargede komplekset i løsningen i kuvetten. B. Analyse av organisk stoff (kjemisk oksygenforbruk). Organisk stoff i løsning kan oksideres ved å koke den med kaliumpermanganat i sur løsning: MnO 4 + organisk stoff +H + Mn + + H O + oksidert organisk stoff Vi tilsetter mer permanganat enn det som trengs for å oksidere det organiske stoffet i løsningen. Overskuddet av MnO 4 - bestemmer vi ved jodometri. Da tilsettes et overskudd av KI, og MnO 4 oksiderer I til I : MnO I + 16H + Mn + + 5I + 8H O I titreres så mot Na S O 3 med stivelse som indikator: S O 3 + I S 4 O I

12 Jo mer Na S O 3 som må tilsettes, desto mer MnO 4 er igjen etter kokingen, og desto mindre organisk stoff var i analysen. I praksis lager vi en blindprøve med dest.vann, som tilsettes de samme kjemikaliene og ellers blir behandlet på samme måte. Da vi regner at dest.vann ikke inneholder noe organisk stoff, vil forskjellen i volum av tilsatt Na S O 3 som går med til blindprøve og analyseprøve være et mål for mengden av organisk stoff. PRAKTISK ØVING Kjemikalier: Råkloakk Natronlut, Aluminiumsulfat, Jernklorid, Kalsiumhydroksid, Kaliumpermanganat, Svovelsyre, Ammoniummolybdat, Askorbinsyre, Kaliumjodid, Natriumtiosulfat, Stivelseløsning, NaOH, 1 M Al (SO 4 ) 3, mettet FeCl 3, mettet Ca(OH), mettet KMnO 4, M H SO 4, 4 M (NH 4 ) 6 Mo 7 O 4, 0.01 M (svovelsur løsning) C 6 H 8 O 6, 0.8 M KI, 0.1 M Na S O 3, M g/l Vi har laget en "erstatningskloakk" som skal renses og analyseres, da en normal kloakk vil kunne gi endel motforestillinger både blant studenter og lærere. Kloakken er laget av vann, sukker, eggehvite (protein), torvstrø, kaffe og fosfatløsning. NB!! Fosfatanalysen er svært følsom for forurensinger, og vi skal analysere ned i μg-området. Vi har i tidligere øvinger brukt mye fosfat. Derfor skal alt glassutstyret til denne øvingen være nyvasket i oppvaskmaskinen! 1) Hent 50 ml råkloakk i en erlenmeyerkolbe fra stamflaska. Merk kolben R (råkloakk). Filtrer 00 ml R (la altså ca. 50 ml være igjen i kolben) med papirfilter ned i en annen erlenmeyerkolbe. Merk denne kolben M (mekanisk renset). a) De som skal felle med Al 3+ eller Fe 3+ går nå fram slik: Vi skal nå rense M på liknende måte som blir gjort ved kloakkrenseanlegg. Overfør 100 ml M til et 50 ml begerglass. Sett opp ph-meter med elektroden ned i løsningen, og bruk magnetrører til omrøring. Tilsett NaOH dråpevis med dråpeteller til ph blir ca. 1. Tilsett nå dråpevis Al (SO 4 ) 3 eller FeCl 3 til ph blir mellom 5 og 6. Dersom ph synker under 5, tilsetter du NaOH til riktig ph. Når du har fått denne ph-verdien, stopper du røreren og tar vekk ph-meteret. Skyll elektroden godt! La glasset stå rolig i 3 minutter. Legg merke til hva som skjer. Skyll sugekolben nøye med dest.vann for å fjerne all fosfat fra tidligere filtreringer. Filtrer deretter løsningen ved hjelp av sugefiltrering med glassfiberfilter (GFC). Merk filtratet K (kjemisk renset).

13 b) De som skal felle med Ca + går fram slik: Overfør 100 ml M til et 50 ml begerglass. Tilsett 3 ml sjøvann (for å forbedre fellingen) og 15 ml Ca(OH). La glasset stå rolig i 3 minutter. Legg merke til hva som skjer. Filtrer deretter løsningen ved hjelp av sugefiltrering med GF/C-filter. Merk filtratet K (kjemisk renset). 3) Fortynn R og K 10X (pipette og målekolbe). Fortynn deretter R 10X til. Tilsett 1 ml H SO 4 til R x 100 og K x 10. Pipetter ut 10 ml av begge løsningene, og overfør til to reine scintillasjonsbegre eller dramsglass. Løsningene skal analyseres på fosfat i morgen. Ta vare på alle løsningene i kolbene! 4) Vi skal nå sammenlikne R og K med hensyn til innholdet av organisk stoff (pkt. 5) og fosfat (pkt.6 og 7). KMnO 4 -løsningen som utleveres er på 0.00 M og må fortynnes 10 ganger (10 ml 100 ml). Na S O 3 -løsningen som utleveres er på 0.00 M, og må fortynnes ganger (50 ml 100 ml). Vi trenger ikke kjenne den nøyaktige konsentrasjonen av disse to løsningene, slik at vi bare foretar en grov fortynning for å spare målekolber. Mål opp 10 ml 0.00 M KMnO 4 i en 100 ml målesylinder, og fortynn til 100 ml med dest.vann. 5) Tilsett 1.0 ml askorbinsyre og 1.0 ml ammoniummolybdat med hver sin pipette. Bland godt! Vent i minst 10 minutter (max. 30 minutter!). Deretter blir prøvene målt på spektrofotometeret ved 880 nm bølgelengde. 6) Sett først et 50 ml begerglass med 150 ml vann til koking. Pipetter ut 10.0 ml av både R x 10 og K x 10 over i to reagensglass. Start med K, og husk å skylle pipetten med noe av løsningen før du pipetterer. Merk de to glassene med de samme bokstavene. Lag deg en blindprøve i et tredje glass med 10.0 ml dest.vann, og merk dette glasset B. Tilsett 1 ml H SO 4 og pipetter ut 5.0 ml fortynnet KMnO 4 til alle tre glassene. Sett glassene i det kokende vannet i begerglasset, og la de koke i nøyaktig 0 minutter. 7) Når KMnO 4 -prøvene har kokt i 0 minutter, skal de avkjøles i rennende vann. Deretter skal prøvene analyseres. Hell først B over i et 100 ml begerglass. Skyll reagensrøret med litt dest.vann ganger, og slå skyllevannet over i begerglasset. Tilsett 1 ml KI, og titrer mot M Na S O 3 til gulfargen blir svak. Så tilsettes ml stivelse, og titreringen fortsettes til blåfargen er borte. Gjør deretter det samme med K og R. 8) Vask av tusjmerkene med aceton. Oppskrift på råkloakk: 0.60 g rørsukker.5 g vanlig eggehvite.5 ts torvstrø 1 ts pulverkaffe 1.5 ml fosfatløsning (4.4 g KH PO 4 i 100 ml vann, andre løselige fosfater som gir tilsvarende stoffmengde fosfat kan selvsagt brukes) Dette løses i vann til volum 10 L.

14 ANALYSE AV KALSIUM OG MAGNESIUM TEORI Mange metallioner kan bestemmes ved kompleksometrisk titrering. Som titrermiddel bruker vi her etylendiamintetraacetat, forkortet EDTA. EDTA danner stabile, 1:1-komplekser med metallioner. Formelen for EDTA er HOOC CH HOOC CH N CH CH N CH COOH CH COOH Dette er en firprotisk karboksylsyre, som vi kan forkorte H 4 Y. Denne syra kan spalte av ett, to, tre eller fire protoner, og danner da ionene H 3 Y, H Y, HY 3 eller Y 4. Det er ph i løsningen som bestemmer hvilke av disse fire som er til stede i størst konsentrasjon. I EDTAtitreringer er ph vanligvis omkring 9-10, og da vil HY 3 dominere. HY 3 reagerer med f.eks. Ca + slik: HY 3 + Ca + CaY + H + Reaksjonen er sterkt forskjøvet mot høyre, da CaY er veldig stabilt. Vi skal i en slik titrering tilsette EDTA (HY 3 ) til vår analyseløsning inntil "alt" Ca + er bundet som CaY -. Da alle disse ionene er fargeløse, trenger vi en farget indikator. Slike indikatorer har vi flere av, og de kalles med et fellesnavn metallokromindikatorer. Disse indikatorene danner også komplekser med metallioner som Ca +, og indikatoren selv (In) og metallindikatorkomplekset CaIn + har ulik farge. Setter vi In til en Ca + -løsning, skjer følgende: Under titreringen vil da følgende skje: Ca + + In CaIn + blå vinrød Vi setter først til indikator. Den reagerer med en liten del av Ca + i løsningen, som da får en vinrød farge: Ca + + In CaIn + blå vinrød Så starter vi titreringen. EDTA vil først reagere med de frie Ca + -ionene i løsningen: Ca + + HY 3 CaY + H + Indikatorkomplekset CaIn + er urørt, og løsningen har fremdeles den vinrøde fargen. Når omtrent alle frie Ca + -ioner er bundet som CaY, vil HY 3 reagere med indikatorkomplekset CaIn +. Dette skjer fordi CaY er mer stabilt enn CaIn + : CaIn + + HY 3 CaY + H + + In vinrød blå

15 Vi får altså et omslag til blått. Indikatoren vi skal bruke i analysen heter Calmagit. Omslaget fra vinrødt til blått kan være vanskelig å se. Blåfargen kan variere svært mellom reint kornblå til nærmere fiolett, avhengig av hvilke andre metallioner som finnes i løsningen og mengden av disse (se feilkilder i slutten av øvingen). Derfor blir regelen: Titrer til du ser at fargen ikke endres lenger! Det vi nå har sagt om kalsium, gjelder også for magnesium. Titrerer vi derfor en blanding av kalsium og magnesium (slik vi ofte har i hardt vann), bestemmer vi dermed summen av de to ionene. Vil vi bestemme bare Ca +, må vi først binde Mg + som tungtløselig Mg(OH) (s) ved å sette til natronlut. Deretter kan Ca + titreres på samme måte, men vi må bruke en litt annerledes indikator (Eriokromblåsvart R), da ph ikke er den samme som under den første titreringen. PRAKTISK ØVING A. Bestemmelse av kalsium og magnesium i Farris Kjemikalier: EDTA-løsning, ca.0.01 M, med kjent konsentrasjon NH 3 /NH 4 Cl-buffer. ph ca.9.5 Natronlut, NaOH, 1 M Calmagitløsning Eriokromblåsvart R 1) Farris inneholder mye Ca + og Mg +. Vi vil først bestemme summen av Ca + og Mg +. Overfør ca. 10 ml Farris til et 50 ml begerglass, og hell farrisen fram og tilbake mellom to berglass 15 ganger for å drive ut mest mulig av CO -gassen. Pipetter ut 50.0 ml av farrisen, og overfør dette til en titrerkolbe. Tilsett ml NH 3 /NH 4 Cl-buffer for å holde konstant ph under analysen. Tilsett ml Calmagit som indikator. Bruk plastpipette til dette. ) Titrer med EDTA til fargen begynner å bli lilla. Bruk magnetrører. Titrer forsiktig videre til blåfargen ikke endrer seg mer. Er du uheldig med titreringen, tar du ut en ny prøve av vannet. 3) Skyll kolben i dest.vann. Pipetter igjen ut nye 50.0 ml Farris over i titrerkolben. Tilsett 10 ml 1 M NaOH. Tilsett g Eriokromblåsvart R, og titrer på samme måte som under ). Resten av farrisen helles tilbake på flaska. 4 ) EDTA danner alltid komplekser med metallioner i forholdet 1:1. Regn ut [Ca + ] og [Mg + ] i farrisen. Regn også ut hvor mange mg Ca + og Mg + som finnes per liter Farris. Sammenlikn med varedeklarasjonen på flaska. Feilkilder: EDTA-titreringer er svært følsomme for forurensinger av enkelte metallioner, som f.eks. Ni +, Zn + og Fe 3+. Noen av disse binder seg så sterkt til indikatoren at denne ikke vil gi slipp på metallionet, og vi får derfor ikke noe omslag. Skal Ni + eller Fe 3+ bestemmes med EDTA i for eksempel vann fra en bekk eller elv, må andre indikatorer brukes. Denne analysen går også greit på vann fra naturen. Men titrervolumene blir ofte langt lavere. Prøv å finne vann som er relativt kalkrike. Men analyser av naturlig vann kan by på problemer, se feilkilder ovenfor.

16 Calmagit: 0.5 g Calmagit løses i 500 ml dest.vann Buffer: 70 g NH 4 Cl ml kons. NH 3 fortynnes med dest.vann til 1.0 L. Eriokromblåsvart R: 0.0 g Calcon blandes med 99.8 g NaCl, og finknuses i morter.

17 BESTEMMELSE AV OPPLØST MOLEKYLÆRT OKSYGEN I VANN VED JODOMETRI (WINKLERS METODE). TEORI Vi skal bestemme innholdet av oppløst O i vann. O virker som oksidasjonsmiddel i denne analysen. Prinsippet for analysen er at vann med oppløst O tilsettes to reagenser, Winkler 1 og Winkler. Winkler 1 inneholder MnCl, mens Winlker inneholder KI og KOH. Først får vi en utfelling av hvitt Mn(OH) : Mn + + OH Mn(OH) (s) Dette oksideres straks til brunt Mn(OH) 3 av oppløst oksygen i vann: 4Mn(OH) (s) + O + H O 4Mn(OH) 3 (s) Dette brune bunnfallet løses i svovelsyre: Mn(OH) 3 (s) + 3H + Mn H O Fra Winkler er det tilsatt KI, og Mn 3+ oksiderer I til I : Mn 3+ + I I + Mn + Til slutt titreres det jod som er laget mot en kjent Na S O 3 -løsning: S O 3 + I S 4 O 6 + I PRAKTISK ØVING Kjemikalier: Manganklorid, MnCl, M (Winkler 1) Kalilut+Kaliumjodid, KOH, 7 M + KI, 1. M (Winkler ) Svovelsyre, H SO 4, 4 M Natriumtiosulfat, Na S O 3, 0.0 M, nøyaktig innstilt Stivelseløsning, g/l 1) I dette forsøket skal vi bestemme oksygeninnholdet i vanlig vann fra krana. ) Vi bruker glassflaske (volum 100 ml) med slipt glasskork. Denne fylles helt full med prøvevann slik at luftas oksygen ikke påvirker prøven. Dersom prøven tas ute i felt, settes slangen fra vannhenteren ned i bunnen av flaska, slik at minst et prøvevolum renner over. Mål temperaturen. Nå tilsettes straks 0.5 ml Winkler 1og deretter 0.5 ml Winkler. Sett korken på flaska slik at det ikke dannes luftbobler, og rist godt.

18 3) Nå tilsetter vi ml H SO 4. Etter tilsettingen setter vi på korken igjen, og flaska ristes med jevne mellomrom til alt bunnfallet er oppløst (selvsagt ikke eventuelt grums fra vannet). 4) Pipetter ut 50.0 ml av prøven og overfør dette til en titrerkolbe. Titrer mot natriumtiosulfatløsningen til lys gul farge, tilsett ml stivelse og titrer videre til ekvivalenspunktet. Beregninger: Vis ved hjelp av reaksjonslikningene at Stoffmengden av O i vannet = 1 4 stoffmengden av Na S O 3 Regn ut hvor mange mg O som er oppløst per liter vann.