Główna zawartość

Chemia - program rozszerzony

Kurs: Chemia - program rozszerzony > Rozdział 2

Lekcja 3: Bilans reakcji w przypadku niestechiometrycznej ilości reagentów

Wprowadzenie do analizy grawimetrycznej (wagowej): ulatnianie grawimetryczne

Wprowadzenie do grawimetrii ulatniania i wytrącania osadów. Przykład użycia ulatniania do ustalenia czystości mieszanin hydratów metali. Tłumaczenie na język polski: fundacja Edukacja dla Przyszłości, dzięki wsparciu wolontariuszy.

Co to jest analiza grawimetryczna (wagowa)

Analiza grawimetryczna jest klasą technik laboratoryjnych używana do określenia masy oraz stężenia substancji poprzez pomiar zmiany masy. Substancja chemiczna, której masę próbujemy określić, jest czasami nazywana analitem. Przy użyciu metody grawimetrycznej jesteśmy w stanie odpowiedzieć na pytania takie jak:

Jakie jest stężenie analitu w roztworze?
Jak czysta jest nasza próbka? Próbką może być substancja stała lub roztwór substancji

[Co oznacza słowo "grawimetryczna"?]

Są

2

typowe rodzaje analizy grawimetrycznej. Oba wymagają zmiany fazy analitu w celu oddzielania go od reszty mieszaniny, co skutkuje zmianą masy. Możesz usłyszeć, że jedna lub obie z tych metod są nazywane analizą grawimetryczną, jak również bardziej opisowymi nazwami niżej.

Grawimetria grawitacyjna polega na oddzieleniu składników naszej mieszaniny przez podgrzanie lub chemiczną dekompozycję próbki. Ogrzewanie lub rozkład chemiczny oddziela wszelkie lotne związki, co powoduje zmianę masy, którą możemy zmierzyć. W następnym rozdziale tego artykułu przejdziemy do szczegółowego przykładu grawimimetrii ulatniania!

[Co oznacza "lotny" w chemii?]

Grawimetria strąceniowa wykorzystuje reakcję wytrącania w celu oddzielenia jednej lub więcej części roztworu przez strącenie jej do ciała stałego. Zmiana fazy następuje, gdy analit rozpuszcza się w roztworze, a następnie reaguje, tworząc stały osad. Substancję stałą można oddzielić od ciekłych składników za pomocą sączenia. Masę ciała stałego można użyć do obliczenia ilości lub stężenia związków jonowych w roztworze.

W tym artykule zaprezentujemy przykład użycia grawimetrii parowania w środowisku laboratoryjnym. Omówimy także niektóre rzeczy, które mogą się nie udać podczas eksperymentu z analizą grawimetryczną i jak może to wpłynąć na nasze wyniki.

Przykład: Określanie czystości mieszaniny hydratów metali za pomocą grawimetrii grawitacyjnej

Złe wieści! Właśnie zostaliśmy poinformowany przez naszego asystenta laboratoryjnego, Igora, że mógł przypadkowo zanieczyścić butelkę hydratu metalu

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

nieznaną ilością

KCl

. W celu określenia czystości naszego

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

, podgrzewamy

9.51 g

mieszaniny hydratu metalu w celu usunięcia wody z próbki. Po ogrzaniu, próbka posiada masę

9.14 g

Jaki jest procent masowy ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍ w oryginalnej mieszaninie?

Problemy z analizą grawimetryczną są po prostu problemami ze stechiometrią z kilkoma dodatkowymi krokami. Mam nadzieję, że pamiętasz, że aby wykonać dowolne obliczenia stechiometryczne, potrzebujemy współczynników ze zbilansowanego równania reakcji chemicznej.

Na początku przeanalizujmy, co się dzieje gdy podgrzewamy próbkę. Usuwamy wodę z

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

, tworząc

{BaCl}_{2} (s)

woda natomiast wyparowuje,

H_{2} O (g)

. Pod koniec procesu ogrzewania powinniśmy zostać z mieszaniną bezwodnych

{BaCl}_{2} (s)

KCl (s)

. W następnych obliczeniach zamierzamy przyjąc następujące założenia:

Cała masa utracona z próbki pochodzi z odparowanego $H_{2} O$ ‍, w przeciwieństwie do innych procesów dekompozycji
Cała woda pochodzi z dehydratacji ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍.

Uwaga: Nie wiemy nic o tym jak dużo zanieczyszczeń

KCl

, znajduje się w mieszaninie. Może wahać się pomiędzy

0 - 100 % KCl

. Prawdopodobnie nie jest to

100 % KCl

, ponieważ po podgrzaniu straciliśmy masę wody.

Możemy zapisać reakcję dehydratacji następującym równaniem:

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (s) \to {BaCl}_{2} (s) + 2 H_{2} O (g)

Bazując na powyższym, zbilansowanym, równaniu reakcji chemicznej, zakładamy, że otrzymamy

2 {mole H}_{2} O (g)

, za każdy

1 {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

. Użyjemy tej zależności stechiometrycznej w naszych obliczeniach, aby zamienić mole utraconej wody w mole

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

z oryginalnej próbki.

[Dlaczego nie uwzględniamy KCl w równaniu rekacji?]

Przejdźmy przez obliczenia krok po kroku.

Krok $1$ ‍: Obliczmy zmianę masy próbki

Jesteśmy w stanie znaleźć ilość wody którą utraciliśmy podczas procesu ogrzewania, obliczając zmianę masy dla naszej próbki.

\begin{aligned} Masa H_{2} O & = Początkowa masa próbki - Końcowa masa próbki \\ = 9, 51 g - 9, 14 g \\ = 0, 37 {g H}_{2} O \end{aligned}

Krok $2$ ‍. Przeliczmy masę odparowanej wody na mole

W celu przeliczenia ilości utraconej wody do ilości

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

wykorzystując stosunek molowy, będziemy musieli zamienić masę wyparowanej wody w ilość moli. Możemy tego dokonać posługując się masą molową wody,

18, 02 g/mol

Masa wody = 0, 37 {g H}_{2} O \cdot \frac{1 {mol H}_{2} O}{18, 02 {g H}_{2} O} = 2.05 \cdot 10^{- 2} {mol H}_{2} O

Krok $3$ ‍. Przeliczmy mole wody, do moli ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍

Możemy przeliczyć mole wody w mole

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

używając współczynnika molowego ze zbilansowanej reakcji.

{mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = 2, 05 \cdot 10^{- 2} {mol H}_{2} O \times \frac{1 {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{2 {mol H}_{2} O} = 1, 03 \cdot 10^{- 2} {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

Krok $4$ ‍. Przeliczmy mol ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍ do masy w gramach

Ponieważ chcemy znaleźć procent masowy

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

, musimy poznać masę

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

w oryginalnej próbce. Możemy to zrobić poprzez zamianę moli

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

do masy w gramach używając masy molowej

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

{Masa BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = 1.03 \cdot 10^{- 2} {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O \times \frac{244, 47 {g BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{1 {mol BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O} = 2, 51 {g BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

Krok $5$ ‍. Obliczmy procent masowy ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍ w oryginalnej próbce

Procent masowy możemy obliczyć przy użyciu współczynnika molowego z Kroku

4

i oryginalnej masy próbki.

{Masa% BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O = \frac{2, 51 g {BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}{9, 51 g mieszaniny} \cdot 100 % = 26, 4 % {BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O (Nie dziękujemy Igorowi!)

Skrót: Moglibyśmy także połączyć kroki od

2

4

w jedno równanie (pod warunkiem, że zwrócimy szczególną uwagę na nasze jednostki) Aby przeliczyć masę

H_{2} O

do masy

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

(którą nazwiemy "hydratem" w obliczeniach, aby zaoszczędzić trochę miejsca), należy rozwiązać następujące równanie:

Masa hydratu = \underset{⏟}{0, 37 {g H}_{2} O \cdot \frac{1 {mol H}_{2} O}{18, 02 {g H}_{2} O}} \cdot \underset{⏟}{\frac{1 mol hydratu}{2 {mol H}_{2} O}} \cdot \underset{⏟}{\frac{244, 47 g hydratu}{1 mol hydratu}} = 2, 51 g hydratu

Krok 2: Krok 3: Krok 4:

{znajdźmy mole H}_{2} O użyjmy stosunku molowego {znajdźmy g BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

Potencjalne źródła błędu

Właśnie z powodzeniem użyliśmy analizy grawimetrycznej do obliczenia czystości mieszaniny, huuurrra! Jednakże czasem, kiedy jesteś w laboratorium, rzeczy mogą nie potoczyć się tak dobrze. Może się zdarzyć:

Błędy w stechiometrii, takie jak niezbilansowanie równania rekacji dehydratacji ${BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O$ ‍
Błędy laboratoryjne, takie jak nie danie wodzie wystarczająco dużo czasu, aby wyparowała, lub zapomnienie wytarować naczynia wagowego

Co byłoby gdybyśmy popełnili powyższe błędy?

Sytuacja $1$ ‍: Zapomnieliśmy zbilansować równanie rekacji

W tej sytuacji możemy użyć złego stosunku molowego w obliczeniach w Kroku

3

. Zamiast użyć poprawnego stosunku

\frac{2 H_{2} O}{1 {BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}

, użylibyśmy stosunku

\frac{1 H_{2} O}{1 {BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O}

. To podwoiłoby liczbę moli hydratu obliczone w Kroku $3$ ‍, co także podwaja nasz całkowity procent masowy

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

. W ostatecznym rozrachunku wyszłoby nam, że próbka ma dużo większą czystość niż w rzeczywistości!

Sprawdzenie koncepcji: Jaką masę hydratu metalu obliczylibyśmy w sytuacji $1$ ‍?

[Pokaż odpowiedź]

Morał z tej historii? Zawsze sprawdzaj dwa razy czy wszystkie równania są odpowiednio zbilansowane!

Sytuacja $2$ ‍: Zabrakło nam czasu i nie cała woda wyparowała

W niektórych przypadkach hydrat metalu i związek bezwonny różnią się kolorem. Na przykład bezwodny siarczan miedzi (II) jest białą substancją stałą, która zmienia kolor na błękitny, gdy jest uwodniony. W takich przypadkach można użyć zmiany koloru, tak samo, jak zmiany masy do monitorowania procesu odwodnienia. IObraz, Benjah-bmm27, Wikimedia Commons, Domena publiczna

W drugiej sytuacji nie odwodniliśmy w pełni naszej próbki. Może to się, niestety, zdarzyć z wielu powodów. Na przykład, może nam zabraknąć czasu, poziom ogrzewania może być ustawiony zbyt nisko, albo po prostu, przez pomyłkę zabraliśmy za szybko próbkę podgrzewającego ją urządzenia. Jak to wpływa na nasze obliczenia?

W tej sytuacji różnica w masie obliczona przez nas w Kroku

1

będzie mniejsza, więc będziemy mieć odpowiednio mniej moli wody w Kroku $2$ ‍. To spowoduje, że obliczymy mniejszy procent masowy

{BaCl}_{2} \cdot 2 H_{2} O

w porównaniu do całkowicie odwodnionej próbki. W ostatecznym rozrachunku okaże się, że niedoszacowaliśmy czystości hydratu metalu.

Chemicy zwykle starają się uniknąć sytuacji

2

poprzez suszenie do stałej masy. Oznacza to monitorowanie zmiany masy próbki podczas okresu suszenia, aż przestaniemy obserwować dalsze zmiany masy (co zależy również od dokładności wagi w laboratorium). Zaraz na początku ogrzewania możliwe, że zaobserwujesz znaczący spadek masy, gdy próbka traci wodę. W miarę kontynuowania podgrzewania próbki, zmiana masy staje się coraz mniejsza, ponieważ jest coraz mniej wody do wyparowania. W pewnym momencie nie będzie wystarczającej ilości wody, aby zanotować znaczącą zmianę masy, więc zmierzona masa pozostanie w przybliżeniu stała w wielu pomiarach. W tym momencie możesz założyć, że twoja próbka jest sucha!

Podpowiedź: Powierzchnia ma zawsze znaczenie, podczas usuwania substancji lotnych z próbki. Większa powierzchnia spowoduje zwiększenie szybkości parowania. Możesz zwiększyć powierzchnię próbki poprzez możliwie jak najcieńsze rozłożenie próbki na powierzchni grzewczej lub rozbicie większych brył, ponieważ wilgoć może zostać uwięziona wewnątrz fragmentów próbki.

[Co, jeśli zapomniałem czegoś wytarować?]

Podsumowanie

Analiza grawimetryczna należy do klasy technik laboratoryjnych, które wykorzystują zmiany masy do obliczenia ilości lub stężenia analitu. Jeden z rodzajów analizy grawimetrycznej nazywany grawimetrią parowania mierzy zmianę masy po usunięciu lotnych związków. Przykładem grawimetrii parowania użycie zmiany masy po ogrzewaniu, w celu obliczenia ilości lu czystości hydratu metalu. Oto kilka przydatnych wskazówek odnośnie do eksperymentów i obliczeń z udziałem analizy grawimetrycznej:

Sprawdzaj dwa razy stechiometrię reakcji i upewnij się, że równania reakcji są zbilansowane.
Podczas usuwania lotnych związków z próbki, upewnij się, że wysuszyłeś ją do stałej masy.
Zawsze taruj naczynie wagowe!

Aby przeczytać więcej o innym, powszechnym typie analizy grawimetrycznej, zobacz ten artykuł o grawimetrii wytrącania.

[Przypisy i referencje]

Chcesz dołączyć do dyskusji?

Zaloguj się

Sortuj według

Na razie brak głosów w dyskusji

Rozumiesz angielski? Kliknij tutaj, aby zobaczyć więcej dyskusji na angielskiej wersji strony Khan Academy.