Genel Kimya Lab II Föy

EXPERIMENTS
IN
GENERAL CHEMISTRY
2
Karabük University
Department of Chemistry
Dr. Ayşe Elif Böyükbayram
KARABÜK
September 2008
Table of Content
Experiments
11. Çözeltilerin Hazırlanması ……………………………………………………………………………………
50
12. Çözünürlük ve Çözünürlüğü Etkileyen Faktörler ……………………………………………………
54
13. Donma Noktası Alçalmasından Molekül Kütlesi Tayini ……………………………………………
57
14. Kinetic Study of the Reaction Between Ferric and Iodine Ions ……………………………….
62
15. Le Chatelier Kuralı …………………………………………………………………………………………….
66
16. Asit Baz Titrasyonu ……………………………………………………………………………………………
68
17. pH ve İndikatörler …………………………………………………………………………………………….
71
18. Oxidation-Reduction Electron Transfer Reactions …………………………………………………
74
19. The Solubility Product Constant of Calcium lodate, Ca(IO3)2 ………………………………….
82
20. Sabun ………………………………………………………………………………………………………………
89
References ………………………………………………………………………………………………………………
92
i
11
Çözeltilerin Hazırlanması
AMAÇ
Derişim birimlerini öğrenip farklı derişimde çözeltileri hazırlamak.
TEORİK BİLGİ
İki veya daha fazla bileşenin homojen karışımına çözelti adı verilir. Çözeltiler, katı, sıvı veya gaz
olabilir. Bileşenlerden, genellikle niceliği çok olana çözücü, diğerine çözünen adı verilir.
Çözeltinin birim hacminde veya çözücünün birim kütlesinde çözünen madde miktarına derişim
(konsantrasyon) denir. Derişimin yüksek olduğu çözeltilere derişik çözelti, düşük olduğu
çözeltilere ise seyreltik çözelti adı verilir. Belli bir sıcaklıkta çözebilecegi en fazla maddeyi çözmüş
olan çözelti doymuş çözeltidir. Aynı maddeden bir miktar daha çözebilecek durumda olan çözelti
ise seyreltik çözeltidir. Doymuş bir çözeltinin derişimi yani çözünürlük, çözücünün yapısına,
çözünenin yapısına, sıcaklığa ve basınca bağlıdır.
Çözelti hazırlarken damıtık su kullanılmalı, kapların temiz olmasına dikkat edilmelidir.
Derişim Birimleri
Molarite (M): Bir litre çözeltide çözünmüş maddenin mol sayısıdır. 0.1 M NaOH çözeltisinde 0.1
mol NaOH var demektir.
Molalite (m): 1000 g Çözücüde çözünmüş maddenin mol sayısıdır. 1 m HCl çözeltisi, 1000 g
çözücüde çözünmüş 1 mol HCl (36.5 g) içerir.
Normalite (N): Bir litre çözeltide çözünen maddenin eşdeğer kütle sayısıdır.
N= Yükseltgenme sayısı x M
Mol Kesri (X): Çözeltideki A bileşeninin mol kesri (XA), A bileşeninin mol sayısının toplam mol
sayısına oranıdır. Bir çözeltideki bileşenlerin toplamı bire eşittir.
XA = na / nT
nT = nA + nB + ………………
XA + XB + ………………= 1
50
Kütle Yüzdesi: Bir çözeltide, bir bileşenin kütle yüzdesi o bileşenin kütlesinin toplam çözelti
kütlesine oranının yüz katıdır. %10'luk sulu NaOH çözeltisi, 10 g NaOH çözeltisi ve 90 g su içerir.
Az miktardaki (eser miktar) konsantrasyonlar: Genellikle aşağıda verilen birimlerden
birisiyle ifade edilir.
a)
Binde bir kısım (Ing. parts per thousand, ppt, ‰)
b)
Milyonda bir kısım (Ing. parts per million, ppm, )
c)
Milyarda bir kısım (Ing. parts per billion, ppb)
 Çözünen (g) 
3
ppt (kütle / kütle) = 
 x 10
 Örnek (g) 
 Çözünen (g) 
3
ppt (kütle / hacim) = 
 x 10
Örnek
(mL)


 Çözünen (g) 
6
ppm (kütle / kütle) = 
 x 10
Örnek
(g)


 Çözünen (g) 
6
ppm (kütle / hacim) = 
 x 10
 Örnek (mL) 
 Çözünen (g) 
9
ppb (kütle / kütle) = 
 x 10
Örnek
(g)


 Çözünen (g) 
9
ppb (kütle / hacim) = 
 x 10
 Örnek (mL) 
Örnek: 2.6 g Bitki dokusu örneği analiz edildiğinde 3.6 µg çinko içerdiği bulunmuştur. Bitkideki
çinkonun ppm ve ppb cinsinden konsantrasyonu nedir?
Çözüm:
3.6 µg / 2.6 g = 1.4 µg / g = 1.4 ppm
3.6 x 103 ng / 2.6 g = 1.4 x 103 ng/g = 1400 ppb
Örnek: 25 µL Serum örneği analiz edildiğinde 26.7 µg glikoz içerdiği bulunmuştur. Serum
örneğinde bulunan glikozun ppm ve mg/dL cinsinden konsantrasyonu nedir?
Çözüm:
25 µL ×
1 mL
= 2.50 × 10- 2 mL
1000 µL
26.7 µg ×
ppm =
1g
106 µg
2.67 × 10 −5 g
2.50 × 10- 2 mL
mg/dL =
= 2.67 × 10 −5 g
× 10 − 6 µg/g = 1.07 × 10 3 µg/mL
2.67µg × 10 -3 mg / µg
× 100mL / dL = 107mg/dL
0.025 mL
51
Katı Maddelerden Çözelti Hazırlanması
Sıvı çözeltiler hacmi ayarlı cam kaplarda (balon joje) hazırlanır. Çözeltisi hazırlanacak olan katı
maddeden ne kadar alınacağı istenen derişim birimine göre yapılacak hesaplamayla belirlenir.
Örneğin 1 M NaOH çözeltisi hazırlamak için 1 mol = 23g+16g+1g = 40g NaOH tartılarak küçük
bir behere alınır. Daha sonra az miktarda damıtık su ile çözülerek 1 litrelik balon jojeye aktarılır.
Katı madde kalmaması için beher damıtık suyla birkaç defa çeperlerinden yıkanarak balon jojeye
eklenir. Daha sonra balon joje işaretli çizgiye kadar önce hızlı, çizgiye yaklaşmaya başlayınca
yavaş yavaş damıtık su ile doldurulur. Son işlem olarak balon jojenin kapağı kapatılarak birkaç
defa ters yüz edilir. Böylece, dipteki daha derişik çözeltinin balon jojenin her tarafına dağılarak
homojen bir çözelti elde edilmesi sağlanmış olur.
Katılardan çözelti hazırlarken, katı maddenin kristal suyu içerip içermediğine dikkat edilmelidir
(Na2CO3 • 10H2O gibi). Molekül kütlesi hesaplanırken, kristal suyu da hesaba katılmalıdır.
Çözeltileri bazen kütlece yüzde biriminde hazırlamak gerekir. Örneğin kütlece %10'luk bir NaCl
çözeltisi hazırlamak için 10 g NaCl alınıp 90 g suda çözünür. Çözücü, yoğunluğu 1 'den farklı olan
bir sıvı ise 90 gramın hacmi hesaplanıp 10 g çözünenin üzerine ilave edilmelidir. NaOH gibi ısı
vererek çözünen maddelerin çözeltileri hazırlanırken, kullanılan balon joje akan su altında sürekli
soğutulur.
Derişik Asit, Baz ya da Tuz Çözeltilerinden İstenen Derişimde
Çözelti Hazırlanması
Kimya laboratuvarında çok sık kullanılan HCl, H2SO4, HNO3, CH3COOH ve NH3 derişik sulu
çözeltiler halinde satılmaktadır. Tüm seyreltme işlemlerinde çözünen miktarı değişmediğinden
genel olarak;
n1 = n2
M1V1 = M2V2
eşitliği geçerlidir.
Eşitlikte 1 indisi derişik çözeltiyi, 2 indisi ise hazırlanmak istenen çözeltiyi göstermektedir.
Derişik çözeltiden belirli derişimde daha seyreltik bir çözelti hazırlarken önce kaç mol gerektiği
hesaplanır. Bunun ne kadar hacimde bulunacağı da önceden bilinir ve yukarıdaki eşitlik
kullanılarak derişimi belli ana çözeltiden alınacak miktar hesaplanır. Bulunan miktar uygun bir
ölçü kabıyla bir balon jojeye alınır ve üzeri çözücü ile belirli hacime tamamlanır. Hazırlanan
çözeltiler saklama şişelerine aktarılarak üzerine derişimi ve hazırlanma tarihi yazılır.
DİKKAT: H2SO4 çözeltisi hazırlarken asit üzerine su koymayınız. Patlama olabilir. Daima çözeltiyi
hazırlayacağınız kabın dibine çözelti hacminin yarısı kadar su koyup H2SO4 i yavaş yavaş çözeltiyi
sürekli karıştırarak ekleyiniz.
52
DENEYİN YAPILIŞI
Çözeltilerin Hazırlanması
1.
0,10 M, 2 L H2SO4 çözeltisinin hazırlanması.
H2SO4 piyasada genellikle kütlece %96'lık sulu çözeltisi halinde satılır ve yoğunluğu 1.858
g/mL dir. Elimizde bulunan çözeltinin molaritesinin hesaplanmasında 1 L çözelti esas alınır.
Çözeltinin kütlesi = 1000 mL x 1.858g/mL = 1858 g
H2SO4'in kütlesi = 1858 x 0.96 = 1784 g
H2SO4'in mol sayısı = 1784 / 98 gmol-1 = 18.2 mol
1 L çözeltide 18.2 mol H2SO4 olduğuna göre derişik çözelti 18.2 M'dır.
Aynı asidin seyreltilmesi söz konusu olduğuna göre M1V1 = M2V2 eşitliği kullanılır.
18.2 x V1 =2 x 0.10
V1 = 0.011 L
Balon jojeye 1 L damıtık su koyup üzerine 11 mL %96'lık H2SO4 çözeltisinden yavaş yavaş
karıştırarak ilave edilir. Hacim çizgisine kadar damıtık su ile 2 L'ye tamamlanır.
2.
500 mL, 0.050 M NH4OH çözeltisini, NH3'ın %27'lik sulu çözeltisinden hazırlayınız (d=0.90
g/mL) (NH4OH amonyağın sulu çözeltisidir).
3.
0,1 N, 500 mL asetik asit çözeltisini laboratuvarınızda bulunan asetik asidi kullanarak
hazırlayınız.
4.
5 ppm Na2CO3, 10 ppb MgSO4, 15 ppt NaCl çözeltilerinin her birinden 50 mL hazırlayınız.
SORULAR
1.
Yükseltgenme sayısı ve eşdeğer kütle nedir? Nasıl hesaplanır?
2.
Neden H2SO4'in üzerine su konulmaz? Açıklayınız. Bu durum sadece H2SO4 için mi
geçerlidir? Diğer asitlerin üzerine su ilave edebilir miyiz?
53
12
Çözünürlük ve Çözünürlüğü
Etkileyen Faktörler
AMAÇ
Çözünürlük, çözünürlüğü etkileyen faktörler ve çözünme hızlarını incelemek. Bir çözücünün
(sıvı) kaynama sıcaklığına uçucu olmayan bir katının etkisini araştırmak.
TEORİK BİLGİ
Bir önceki deneyden hatırlayacağınız gibi çözeltinin birim hacminde veya çözücünün birim
kütlesinde çözünen madde miktarına derişim (konsantrasyon) denir. Derişimi düşük olan
çözeltilere seyreltik çözelti, yüksek olan çözeltilere ise derişik çözelti denir. Belli bir sıcaklık ve
basınçta bir çözünenin bir çözücü içinde en çok çözünebildiği derişime ise çözünürlük denir.
Çoğu maddelerin verilen bir çözücü içinde çözünürlükleri azdır. Çözeltinin, çözünen ile
doygunluğa ulaştığı derişim çözünürlüğe karşılık gelir. Bazı maddeler birbirleriyle her oranda
karışabilirler. Tam olarak karışabilen gaz çözeltileriyle beraber bazı sıvı-sıvı, sıvı-katı ve katıkatı madde çiftlerini de örnek olarak verebiliriz.
Çözünürlük, a) çözücünün yapısına, b) çözünenin yapısına, c) sıcaklığa ve d) basınca bağlıdır.
Bir katının sıvıdaki çözünürlüğü yalnız sıcaklıkla değişir. Sıcaklık artışı genellikle katının
sıvıdaki çözünürlüğünü de artırır. Sıvı ve katı maddelerin sıvılardaki çözünürlüğüne basıncın
etkisi çok azdır. Bir gazın sıvıdaki çözünürlüğü, sıcaklık ve çözünen gazın basıncına bağımlı
olarak değişir. Genellikle gazların sudaki çözünürlüğü, çözeltinin sıcaklığı arttıkça azalır.
Örneğin, ısınan sudan hava kabarcıklarının çıkması. Basıncın yükselme ve düşmesinden sıvı
içindeki gazın çözünürlüğü çok etkilenir. Gazın basıncı arttıkça sıvıdaki çözünürlüğü de artar.
Örneğin, gazozlar yüksek basınç altında şekerli suda çözünmüş fazla miktarda CO2 gazı
içerirler. Şişenin kapağı açılıp basınç atmosfer basıncına eşitlenince artık fazla çözünmeyen
CO2 gazı kabarcıklar halinde gazozdan ayrılır.
54
DENEYİN YAPILIŞI:
A. Çözünen Madde ile Çözücünün Özelliği
1.
Deney tüplerine şeker, sodyum sülfat, sodyum klorür (yemek tuzu), parafin ve iyottan
spatül ucuyla az miktarlarda koyunuz. Daha sonra bu maddelerin bulunduğu tüplerin
her birine damıtık su, etil alkol ve karbontetraklorür çözücülerinden 3 mL ilave ederek
maddelerin çözünürlüklerini kontrol ediniz. Bir tablo düzenleyerek çözünen maddeyi (ç),
az çözünen maddeyi (aç), çözünmeyen maddeyi de (çm) olarak göstererek sonuçlarınızı
not ediniz.
2.
2 mL Etil alkolü, 1 mL damıtık suya damla damla ilave ediniz. Sonra 1 mL etil alkole 2
mL damıtık suyu damla damla ilave ediniz. Aynı deneyi eter ve su kullanarak tekrar
ediniz. Gözlemlerinizi kayıt ediniz.
B. Katı Tane Büyüklüğünün Etkisi
1.
Aynı büyüklükteki iki bakır sülfat kristalinden birini toz haline getiriniz, kristal haldeki
bakır sülfat ile toz halindeki bakır sülfatı ayrı ayrı deney tüplerine koyunuz. Her tüpe 2
mL damıtık su ilave ederek çalkalayınız. Gözlediğiniz değişimleri not ediniz.
C. Çözünürlük Üzerine Sıcaklığın Etkisi
1.
Deney tüpüne 5 mL damıtık su koyunuz. Termometreyle suyun sıcaklığını belirleyiniz.
Bu işlemi yaparken tüpü avucunuzun içerisinde tutmayın aksi halde sıcaklık değişecektir.
Tüpe 1 gram sodyum asetat trihidrat ilave ediniz. Katı gözününceye kadar tüpü
çalkalayın ve çözeltinin sıcaklığını not ediniz. Deneyi NaCl kullanarak tekrar ediniz.
2.
Deney tüpüne 5 mL damıtık su koyunuz. 4 g Potasyum nitrat tartarak tüpe ilave ediniz.
Katı tamamen çözününceye kadar deney tüpünüzü kaynatmadan ısıtınız. Termometreyi
deney tüpüne koyup yavaşça karıştırarak çözeltinin soğumasını bekleyiniz. Kristallerin
oluştuğu ilk sıcaklığı kaydediniz. 2 g daha KNO3 ilave ediniz. Tekrar ısıtıp ilk kristalin
oluştuğu sıcaklığı kayıt ediniz. İki kez daha 2 g KNO3 ilave ederek çözeltinin doygun
olduğu sıcaklığı belirleyiniz.
D. Çözücünün Kaynama Noktası Üzerine Çözünen Maddenin
Etkisi
1.
Behere 50 mL damıtık su ve birkaç tane kaynama taşı atınız. Isıtıp suyun şiddetle
kaynadığı sıcaklığı kayıt ediniz. 5 g NaCl ilave ederek çözeltinin kaynama sıcaklığını kayıt
ediniz. Tekrar 5 g NaCl ilave ederek çözeltinin kaynama sıcaklığını tekrar tayin ediniz.
55
DENEY VERİLERİ
1.
a) Deneyden elde ettiğiniz verileri kullanarak aşağıdaki tabloyu doldurunuz. Kullandığınız
maddelerin çözünürlüğünü çözücü ve çözünen yönünden inceleyiniz.
Çözücü
Çözünen
Su
Alkol
Karbontetraklorür
Şeker
Sodyum sülfat
Sodyum klorür
Parafin
İyot
b) Alkol-su ve eter-su deney sonuçlarını karşılaştırınız.
2.
Toz haldeki katı ile kristal haldeki katının sudaki çözünme hızını karşılaştırınız.
3.
a) Sodyum asetatın mı yoksa sodyum klorürün mü çözünürlüğü sıcaklık arttıkça artar?
Nedeniyle beraber açıklayınız.
b) Potasyum nitratın sudaki çözünürlüğünü sıcaklığa karşı grafiğe geçiriniz.
c) Uçucu olmayan bir katının, çözücünün kaynama noktası üzerine etkisini araştırınız.
56
Donma Noktası Alçalmasından
Molekül Kütlesi Tayini
13
AMAÇ
Donma noktası tayini ve çözücünün donma noktasındaki düşme ile çözünenin molekül kütlesini
bulmak. Kükürdün molekül kütlesini, naftalinin donma noktasındaki düşüşü kullanarak
belirlemek.
TEORİK BİLGİ
Saf katı bir madde ısıtıldığında, maddenin sıcaklığı artar ve bu artış erime noktasına kadar devam
eder. Katı madde erirken, ısı katının erimesi için kullanıldığından, sıcaklık sabit kalır. Katının
tamamının sıvıya dönüşmesinden sonra sıcaklık tekrar artmaya başlar. Fakat katı ve sıvı halin
sıcaklığının artış hızı, değişiktir. Çünkü katı ve sıvının ısı kapasiteleri farklıdır.
Aşağıdaki sıcaklık-zaman grafiğinden de görüldüğü gibi T1 sıcaklığında sıvı katıya dönüşmeye
başlar ve bu dönüşüm boyunca sıcaklık sabit kalır (t1'den t2'ye kadar).
Donma süresince, parçacıklar sıvı
halden katı hale geçerken belirli bir
Sıcaklık
T2
geometrik şekle girer ve maddenin
s
potansiyel enerjisi düşmeye başlar.
Bu nedenle donma sırasında katı
parçacıkların
oluşturur
ve
oluşumu
ısı
enerjisi
oluşan
bu
enerji,
s→
→k
T1
k
soğuma ile yok edilen ısı enerjisini
karşılar.
Sonuçta
donma
tamamlanıncaya kadar sıcaklık sabit
kalır. Bu durum, deneydeki naftalinin
donma noktasının belirlenmesinde
bize yardımcı olur.
t0
57
t1
t2
Zaman
Bir maddenin katı ve sıvısının dengede bulunduğu sıcaklığa maddenin erime noktası denir.
Örneğin 1 atm basınçta buz 0°C'de erir. Katı erirken düzenli ve belli bir kristal yapıdan düzensiz
ve dağınık sıvı hale dönüşür. Bir mol katıyı eritmek için gerekli olan ısı miktarına molar erime ısısı
denir. Erime noktasından sonra verilen ısı sıvı moleküllerinin ortalama kinetik enerjisini arttıracak
ve sıvının sıcaklığı yükselecektir. Bu durum kaynama noktasına kadar devam eder ve kaynama
noktasında durur. Çünkü kaynama noktasında verilen ısı sıvının sıcaklığını yükseltmek yerine
kaynama işlemi için harcanır. Bir sıvının buhar basıncının atmosfer basıncına eşit olduğu sıcaklığa
kaynama noktası denir. Bu sıcaklıkta sıvı kaynamaya başlar. Kaynayan sıvı buharlaşır ve zamanla
bütün sıvı buhar haline dönüşür. Bundan sonra verilen ısı buhar moleküllerinin kinetik enerjisini
artırmakta kullanılır. Bir mol sıvının buharlaşması için gereken ısı miktarına molar buharlaşma
ısısı adı verilir. Maddelerin ısıtılırken zamanla sıcaklık değişimini veren eğriye ısınma eğrisi,
maddelerin soğutulurken zamanla sıcaklık değişimini veren eğriye de soğuma eğrisi adı verilir.
Gazın sıvıya dönüştüğü sıcaklık (yoğunlaşma sıcaklığı) ile sıvının gaza dönüştüğü sıcaklık
(kaynama noktası) aynıdır. Benzer durumda, sıvının katıya dönüştüğü sıcaklık (donma noktası)
ile katının sıvıya dönüştüğü sıcaklık (erime noktası) aynıdır.
Genel olarak bir çözünen madde ilavesi, çözücünün kaynama noktasını yükseltirken donma
noktasını ise düşürür. Verilen bir çözücü için donma noktasının alçalması çözücü içinde, çözünen
olarak bulunan taneciklerin derişimi ile doğru orantılıdır.
∆T = K d × m
∆T = Donma noktasi alçalmasi
K d = Donma noktasi alçalma sabiti
m = Çözeltinin molalitesi
Molalite, 1000g çözücü içinde çözünen maddenin mol sayısı olarak tanımlanır.
Molalite =
Çözünenin mol sayisi (n )
1000 g çözücü
Donma noktasının alçalması ile ilgili ölçmeler, kaynama noktası yükselmesinde olduğu gibi,
çözünmüş maddelerin molekül ağırlıklarının saptanmasında kullanılabilir. Donma noktası alçalma
sabiti bilinen belli miktarda bir çözücü içinde, molekül ağırlığı bilinmeyen bir madde bir miktar
tartılarak çözülür. Çözeltinin donma noktası saptanır. Çözeltinin donma noktası alçalması ve
molalitesi hesaplanır.
Bu deneyde çözücü naftalin, çözünen madde ise kükürttür. Kükürdün bir molü, 1000 gram
naftalinde çözündüğünde çözücünün donma noktasını 6.9°C düşürür (Kd = 6.9°C/molal). Bilinen
bir kütledeki naftalin içinde, yine bilinen bir kütledeki kükürdü çözerek donma noktasındaki
düşüş ölçülecek ve böylece kükürdün molekül kütlesi bulunacaktır.
58
DENEYİN YAPILIŞI
Aşağıdaki
şekilde gösterilen düzeneği
kurun.
Termometreyi
iki
delikli
mantar tıpaya
yerleştirirken, termometreyi ve tıpayı havlu ile sarın ve yavaş yavaş döndürerek deliğin içine
termometre skalasının 70°C'den yukarısı görülecek şekilde tüpün dibine değmeden yerleştirin
(aksi durumda termometreyi kırabilirsiniz).
5 g Naftalin tartın ve ölçüm değerini m2 çözücünün
kütlesi olarak kayıt edin. Tüpü doldurmadan önce
temiz ve kuru olmasına dikkat edin. Naftalinin
Karıştırıcı
Termometre
tamamını büyük bir deney tüpünün dip kısmına
gelecek
şekilde
boşaltın.
Termometre
ve
tel
karıştırıcıyı yerleştirdiğiniz tıpayla, tüpün ağzını
kapatın ve tüpü, içinde su bulunan bir beherin içine
yerleştirin. Naftalinin tamamı eriyinceye kadar su
dolu beheri yavaş yavaş ısıtın. Erime noktası 80°C
civarında gözlenmelidir. Beherin altından beki alın
ve kapatın. Sürekli karıştırarak her 30 saniyede bir
sıcaklık okumalarını kayıt edin. Bu işleme sıcaklık
75°C'ye düşünceye kadar devam edin. 1 g Kükürt
tartıp (tartım değerini m1 çözünenin kütlesi olarak
not edin) soğuyup katılaşmış olan naftalinin üzerine
ekleyin. Termometre ve karıştırıcıyı yerleştirdikten
sonra naftalin ve kükürdün tamamı eriyinceye
kadar su banyosunda ısıtın. Beki söndürdükten
sonra 85-70°C aralığındaki sıcaklık düşmesini her
30 saniyede bir kayıt edin. Deneyiniz tamamlanmıştır.
Deney verilerinizi kullanarak hesaplamaları yapınız.
Deney tüpünü temizlemek için içindekiler eriyinceye kadar su banyosunda tekrar ısıtın. Tüpün
içindekiler tamamen eridikten sonra termometre ve karıştırıcıyı çıkarın. Sonra erimiş naftalini
atık naftalin etiketi yapıştınlmış olan behere boşaltın. Erimiş naftalini asla lavaboya
dökmeyin.
59
DENEY VERİLERİ ve HESAPLAMALAR
1.
Saf naftalin ve kükürt-naftalin çözeltisi için soğuma eğrilerini grafik kağıdına çiziniz.
Naftalinin (çözücünün) kütlesi (m2)
……………………………………………………
Saf naftalin için soğuma eğrisinin verileri:
t (zaman, s)
T (sıcaklık, ̊C)
………………
…………………
………………
…………………
………………
…………………
………………
…………………
………………
…………………
………………
…………………
………………
…………………
………………
…………………
………………
…………………
………………
…………………
………………
…………………
………………
…………………
………………
…………………
………………
…………………
t (zaman, s)
………………
………………
………………
………………
………………
………………
………………
………………
………………
………………
………………
………………
………………
………………
Kükürdün (çözünen) kütlesi (m1)
……………………………………………………
Naftalindeki kükürt çözeltisinin soğuma eğrisinin verileri:
t (zaman, s)
T (sıcaklık, ̊C)
t (zaman, s)
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
………………
…………………
………………
60
T (sıcaklık, ̊C)
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
T (sıcaklık, ̊C)
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
…………………
T (°C)
T (°C)
t (s)
2.
3.
4.
Soğuma eğrilerinden donma noktalarını belirleyin.
Saf naftalinin donma noktası (T1)
………………………………………………
Çözeltinin donma noktası (T2)
………………………………………………
Naftalinin Kd değeri 6.9°C/molal'dır. Çözeltinin molalitesini hesaplayın.
Donma noktasındaki düşme (∆T)
………………………………………………
Çözeltinin molalitesi (m)
………………………………………………
Molalite (m), m1 ve m2 verilerini kullanarak kükürdün molekül kütlesini hesaplayın.
Kükürdün molekül kütlesi (M)
5.
t (s)
………………………………………………
Kükürdün atomik kütlesi 32 g/mol'dür. Bulduğunuz molekül kütle değerini kullanarak
kükürdün molekül formülünü Sn olarak yazın.
n
6.
………………………………………………
Kitabınızdan kükürdün gerçek moleküler formülüne bakın. Kükürdün teorik moleküler
kütlesini ve deneyinizdeki hata yüzdesini hesaplayın.
M deki hata yüzdesi
………………………………………………
SORULAR
1.
Naftalinin donma noktası değerindeki hata yüzdesi nedir?
2.
Kükürdün molekül kütlesini tayin ederken naftalin için kendi bulduğunuz donma noktası
değerini kullanmanın avantajı ne olabilir?
61
Kinetic Study of the Reaction
Between Ferric and Iodine Ions
14
Chemicals and Apparatus
Ferric nitrate, Fe(NO3)3
Nitric acid, HNO3
Potassium iodide, KI
Sodium thiosulfate, Na2S2O3
OBJECTIVE
Purpose of this experiment is to study the kinetics of the oxidation reduction reaction between
ferric (Fe3+) and iodide (I-) ions i.e.; to determine order of the reaction with respect to both
ions.
2Fe3+ + 3I- = 2Fe2+ + I3Rate expression for this reaction is
−
Rate = −
d [I3 ]
1 d [Fe 3 + ]
=
= k [Fe 3 + ] a [I - ] b
2
dt
dt
THEORY
Parts A and B of this experiment are concerned with the evaluation of exponents a and b,
respectively, in the rate expression.
The initial rate is determined by measuring the time in seconds required for 4x10-5 mole of Fe3+
to be reduced to Fe2+. This is indicated by adding starch solution and a small, constant amount
of S2O32- to each mixture. The following reactions then occur:
2Fe3+ + 3I- = 2Fe2+ + I3-
slow
I3- + 2S2O32- = 3I- + S4O62-
fast
As soon as the S2O32- has been consumed, any additional I3- formed by the reaction between
ferric and iodide ions will react with starch to form a characteristic blue color. Note that when
the blue color first appears, the decrease in the concentration of Fe3+ from its initial value is just
equal to initial concentration of S2O32- in the mixture. Thus,
62
2−
Initial Rate = −
1 d [Fe 3 + ]
1 d [S 2O 3 ] i
=
2
dt
2
∆t
where [S2O32-]i is the initial concentration of S2O32- , ∆t is the time in seconds between mixing
and the appearance of the blue color.
In order to obtain reasonable reaction times, it is necessary to use initial rate intervals which
allow the Fe3+ concentration to decrease slightly (about 4 to 10 percent) from its initial value. To
compensate for this change, it is suggested that the average Fe3+ concentration during this time
interval be used in place of the initial concentration.
PROCEDURE
Cautions
1. Be careful about performing all the experiments at the same temperature since temperature
changes affect the rate constant; use water bath to keep temperature constant.
2. HNO3 does not participate in the reaction between ferric and iodide ions but it is used to
prevent hydrolysis of the Fe3+ in the water environment.
3. Use 50 mL burettes to dispense H2O, Fe(NO3)3, and HNO3 solutions; 10 mL pipettes to
dispense the KI and Na2S2O3 solutions, and a 10 mL graduated cylinder to dispense the starch
solution.
A. Reaction order with respect to Fe3+
1.
Prepare solutions described in the following table.
Volume (mL) added to 250 mL beaker
Volume (mL) added to 100 mL beaker
exp
0.04M Fe3+
0.15M HNO3
H2O
0.04M KI
0.004M S2O32-
Starch
H2O
1
10
10
30
10
10
5
25
2
15
50
30
10
10
5
25
3
20
10
30
10
10
5
25
4
25
10
30
10
10
5
25
5
30
10
30
10
10
5
25
6
10
10
30
5
10
5
30
7
10
10
30
15
10
5
20
8
10
10
30
20
10
5
15
63
2.
Swirl the contents of each beaker for a short time and place the beakers in a constant
temperature water bath set at room temperature to reach temperature equilibrium (10 to
15 minutes will be sufficient for this).
3.
Meanwhile, prepare the solutions for experiment 2 in a second set of beakers, and place
these beakers also in the water bath. By this time the solutions for experiment 1 should be
at water bath temperature.
4.
Measure and record the initial temperature of the solutions, then simultaneously start the
timer and add (rapidly) the contents of the 100 mL beaker to the 250 mL beaker. You may
remove the solutions temporarily from the water bath to do this.
5.
Swirl the solutions until mixed, then return the 250 mL beaker to the water bath.
6.
Stop the timer at the first appearance of the blue color. Again measure the temperature,
and calculate the average temperature of the solution during the reaction. Record the time
interval, ∆t in Table 1 in your report sheet.
7.
Clean and dry the beakers, add the solutions for experiment 3, and place the beakers in
the water bath.
8.
Then measure the temperature of the solutions for experiment 2, mix the solutions and
follow the same procedure as for experiment 1.
9.
Continue in this manner through experiment 5.
B. Reaction order with respect to I1.
This part is performed exactly as in Part A, except that the concentration of ferric ion is
kept constant while the concentration of iodide ion is varied. The composition of the
various reaction mixtures to be used is given in Part A.1 Table for Experiments 6, 7 and 8.
CALCULATIONS
1.
Fill up the Table 3 in your report sheet.
a) Calculate [S2O32-]i which is constant in all experiments.
b) Calculate initial reaction rate by using time data above.
c) Take logarithm of the rate.
d) Calculate initial Fe3+ concentration.
e) Calculate average Fe3+ concentration by using the equation below:
[Fe 3 + ]
av
=
( [Fe
3+
)
] i + [Fe 3 + ] f / 2 − 4 × 10 −4 / 2 = [Fe 3 + ] i − 2 × 10 −4
f) Take logarithm of average Fe3+ concentrations.
64
2.
Calculate initial I- concentration. This will be equal to average I- concentration. Take
logarithm of average I- concentrations.
3.
Plot log rate vs. log[Fe3+]av for experiments 1 to 5.
4.
Find the slope of the line, this will be equal to a, reaction order with respect to ferric ion.
5.
Plot log rate vs. log[I-]av for experiments 1, 6, 7, 8.
6.
Find the slope of the line, this will be equal to b, reaction order with respect to iodide ion.
QUESTIONS
1.
What is the overall rate order of this reaction?
2.
Calculate the reaction rate constant, k, of this reaction.
3.
Comment on any deviation which could be observed in Experiment 5.
4.
Comment on the long period needed to observe blue color in Experiment 6.
65
15
Le Chatelier Kuralı
Kimyasallar
0.1 M nikel nitrat
6 M amonyum hidroksit
6 M hidroklorik asit
CaCl2 çözeltisi
Na2CO3 çözeltisi
6 M HCl
AMAÇ
Le Chatelier Kuralını kimyasal reaksiyonlar üzerinde uygulamak.
TEORİK BİLGİ
1884 Yılında Henri Le Chatelier tarafından ileri sürülen kurala göre dengedeki bir sisteme
dışarıdan herhangi bir etki yapılırsa (derişim, sıcaklık ve basınç gibi şartların değiştirilmesi),
sistem bu etkiyi azaltacak yöne kendiliğinden kayar.
Bu deneyde yeşil renkli sulu nikel nitrat çözeltisi, amonyak çözeltisinin ilave edilmesiyle mavi
renge dönerken hidroklorik asit çözeltisi ilavesiyle de tekrar yeşil renge geri döner. Bazen
amonyak ilavesiyle çökelti oluşumu gözlenir. Çökelti, asit ilavesiyle çözünür.
DENEYİN YAPILIŞI
A. Le Chatelier Kuralının Gözlenmesi
Deneyde kullanılacak kimyasallar: 0.1 M nikel nitrat, 6 M amonyum hidroksit, 6 M hidroklorik asit.
NOT: Nikel nitrat çözeltisi toksiktir. Konsantre asit ve baz çözeltileri sıçradığında derinizi yakar ve
kıyafetlerinize zarar verir. NH3 buharına karşı dikkatli olun ve NH3 çözeltisi hazırlarken çeker
ocağı kullanın. Deney sırasında eldiven ve koruyucu gözlük kullanılmalı.
66
Uzun formdaki 1 L'lik behere, 350 mL nikel nitrat çözeltisi ve bir tane manyetik balık koyarak
beheri manyetik karıştırıcı üzerine yerleştirin. Oda sıcaklığında karıştırılan karışıma renk maviye
dönünceye kadar amonyum hidroksit ilave edin. Maviye dönen karışıma bu sefer de hidroklorik
asit çözeltisinden renk yeşile dönünceye kadar ilave edin. Eğer isterseniz son iki işlemi yeni nikel
nitrat çözeltisi kullanmadan bir kez daha tekrar edebilirsiniz (yani sırasıyla amonyum hidroksit ve
hidroklorik asit ilavesiyle renk değişimlerini gözlemleyebilirsiniz).
Nikel-su kompleksi yeşil, nikel-amonyak kompleksi ise mavi renklidir. Amonyak ilavesiyle
dengedeki sistem sağa kayar ve renk maviye döner. Amonyağın ortamdan uzaklaştırılmasıyla da
(HCl ilavesi) dengede ki sistem tekrardan sola kayarak başlangıç rengi yeşile döner.
[Ni(H2O)6]+2(aq) + 6NH3 → [Ni(NH3)6]+2(aq)
Bazen, çökelti oluşumu gözlenebilir. Nikel çözeltisine, asit ilave edildiğinde oluşan çökelti
çözünür.
Ni(NO3)2(aq) + 2NH4OH(aq) → Ni(OH)2(k) + 2NH4NO3(aq)
B. Çözünürlük Üzerine pH'ın Etkisi
Bir reaksiyon sonunda oluşan kalsiyum karbonat çökeleği, hidroklorik asit gibi güçlü bir asidin
ilavesiyle çözünür. Bu esnada gaz çıkışı da gözlenir.
Ca+2(aq) + CO3-2 (aq) → CaCO3 (k)
(1. reaksiyon)
Asit (H+) ilave edildiğinde,
2H+(aq) + CO3-2 (aq) → H2CO3 (aq)
(2. reaksiyon)
H2CO3 (aq) → H2O (s) + CO2 (g)
(3. reaksiyon)
CO3-2 iyonları, asitle Le Chatelier Kuralına göre reaksiyona girer. 1. Reaksiyon sola kayarak
CaCO3 çözünür, 2. ve 3. reaksiyonlarda da görüldüğü gibi CO2 gazı çıkışı gözlenir.
Deneyde kullanılacak kimyasallar: CaCl2 çözeltisi, Na2CO3 çözeltisi, 6 M HCl.
25 mL CaCl2 çözeltisini 400 mL'lik behere koyun. Üzerine, 25 mL Na2CO3 çözeltisi ilave edin.
Çökelti oluşumunu gözlemleyin.
5mL 6 M HCl'i reaksiyon karışımının bulunduğu behere ilave edin. Katı çökeltinin yok oluşunu ve
gaz çıkışını gözlemleyin.
67
16
Asit Baz Titrasyonu
AMAÇ
Standart bir asit çözeltisi yardımıyla bazın derişiminin belirlenmesi.
TEORİK BİLGİ
Derişimi bilinen bir çözelti ile reaksiyona giren derişimi bilinmeyen çözeltinin hacminin
belirlenmesi işlemine titrasyon denir. Bir çözeltideki asit miktarı, bu çözeltinin, derişimi bilinen
standart bir baz çözeltisi ile titrasyonu sonucu bulunabilir. Bir titrasyonda asit veya bazlardan
birinin tamamen reaksiyona girdiği noktaya eşdeğerlik noktası denir. Titrasyon devam ederken,
eşdeğerlik noktasının duyarlılıkla belirlenmesi gerekir.
Derişimi bilinmeyen asit veya baz çözeltileri, derişimleri kesin olarak bilinen baz veya asit
çözeltileri ile titre edilerek derişimleri bulunur. Her titrasyon işleminde derişimi belirlenmiş
standart çözelti gereklidir. Standart çözelti, çok saf maddelerden balon joje kullanılarak
hazırlanır.
Titrasyonun tamamlanması, eşdeğerlik noktasına ulaşıp ulaşmadığı indikatör yardımıyla anlaşılır.
Titrasyon, gerçekte bir nötralleşmedir. İndikatörün rengi H3O+ iyonunun OH- iyonu tarafından
bağlanması ile değişir. Asit-baz titrasyonlarında kullanılan indikatörler farklı pH aralıklarında renk
değiştirirler. Kullanılacak indikatörlerin seçiminde buna dikkat edilmesi gerekir. Asit-baz
titrasyonlarında kullanılan indikatörler nötralleşme anında renk değiştiren zayıf asit veya
bazlardır. Örneğin, fenolftalein indikatörü zayıf bir organik asittir, bunu HIn ile simgelersek, HIn
suda az oranda H+ ve In- 'a ayrışır.
HIn + H2O
renksiz
In- + H3O+
pembe
Kuvvetli bir asit, örneğin HCl, NaOH ile titre edilirken çok az miktarda indikatör HCl çözeltisine
damlatılır. Bu çözelti renksizdir. Titrasyon sırasında NaOH önce HCl ile reaksiyona girer ve onu
nötralleştirir. Nötralleşme gerçekleşince, yani eşdeğerlik noktasına ulaşınca eklenen son NaOH
68
damlası HIn ile reaksiyona girer ve NaIn tuzunu oluşturur. Bu tuz, Na+ ve koyu pembe Iniyonlarından oluşmuştur. Böylece titrasyonun dönüm noktası pembe rengin görülmesiyle
belirlenmiş olur. Karıştırılan iki çözeltinin hacimleri ölçülmüşse ve bunlardan birinin derişimi
biliniyorsa diğerinin derişimi hesaplanabilir.
Bu deneyde, önce NaOH çözeltisi, derişimi bilinen bir asit ile nötralleştirilecek ve bazın derişimi
belirlenecektir. Daha sonra da baz çözeltisi, derişimi bilinmeyen bir asidin derişimini belirlemekte
kullanılacaktır.
DENEYİN YAPILIŞI
Fenoftalein içeren bazı ilaçların insanlarda kansere sebep olduğu tespit edilmiştir. Bu bileşikle
çalışırken, eldiven ve koruyucu gözlük kullanılmalıdır.
0.005 M standart sülfürik asit çözeltisi hazırlayın. Laboratuvardaki derişimi bilinmeyen NaOH
çözeltisinden temiz bir behere 25 mL alın ve buna 175 mL su ekleyerek seyreltik bir NaOH
çözeltisi yapın. Tamamen karışıncaya kadar çalkalayın. 50 mL'lik temiz bir büreti önce damıtık su
ile ardından da iki kere 5'er mL kendi yaptığınız NaOH çözeltisiyle çalkalayın. Büreti doldurun ve
başlangıç düzeyini okuyun. Üç erlene 15'er mL baz çözeltisi alın ve 2 damla fenolftalein çözeltisi
ekleyin.
Büretteki baz çözeltisini boşaltın, önce damıtık su sonra da iki defa 5'er mL standart asit çözeltisi
ile çalkalayın. Büret içinde hava kabarcığı kalmayacak şekilde standart asit çözeltisi ile doldurun.
Çözelti düzeyini 0.1 mL duyarlılıkta okuyun.
NaOH çözeltilerinin herbirini standart asit çözeltisiyle titre edin. İlk erlendeki çözelti yaklaşık
dönüm noktasını belirlemek için kullanılacaktır. İlk erleni hızlı hızlı karıştırarak sürekli bir pembe
renk görünceye kadar çabuk bir şekilde asit çözeltisi ekleyin. Bu işlemi gerçekleştirirken büreti
sol elinizle idare ederken erleni sağ elinizle çalkalamalısınız. Erlenin altına beyaz bir kağıt
koyarsanız pembe rengi daha kolay görürsünüz. Büretteki çözelti düzeyini okuyun, bu sonuç size
diğer çözeltileri daha dikkatli titre etmenizi sağlayacaktır. Gerekli olduğunu tahmin ettiğiniz asit
çözeltisinin yüzde yetmiş beşini büretten erlene akıtın. Bu arada asit çözeltisini sürekli olarak
karıştırın. Erlenin iç yüzeyini pipetten püskürteceğiniz damıtık suyla yıkayın. Pembe renk en az 30
s kalıncaya kadar karıştırarak, damla damla asit çözeltisini ekleyin. Büretteki asit çözeltisinin
düzeyini okuyun.
69
DENEY VERİLERİ ve HESAPLAMALAR
Standart asidin derişimi
…………………
Standart asidin hacmi
…………………
…………………
…………………
Kullanılan bazın hacmi
…………………
…………………
…………………
Kullanılan bazın derişimi
…………………
…………………
…………………
Ortalama derişim (Mort)
…………………
…………………
Seyreltmeden önce bilinmeyen bazın derişimi
Asistanınızdan derişimi bilinmeyen bir sülfürik asit örneği alın. Büreti yıkayın ve deneye yukarıda
anlatıldığı şekilde devam edip bilinmeyen asidin derişimini bulun.
SORULAR
1.
İndikatör nedir? Dönüm noktasını belirlemek için fenolftalein yerine hangi indikatörler
kullanılabilir.
2.
Gravimetrik analiz ve volumetrik analiz nedir? Açıklayınız.
70
pH ve İndikatörler
17
AMAÇ
pH kavramını öğrenerek, indikatörleri tanımak. Bir çözeltinin pH'ını belirlemek amacıyla,
indikatörlerin nasıl kullanılacağını öğrenmek.
TEORİK BİLGİ
pH, hidronyum iyonları derişiminin negatif logaritması olarak tanımlanır (pH = -log[H3O+]).
Kimyasal problemlerde olduğu kadar biyolojik ve nötral ortamlarda da önemi büyüktür.
Asit-baz indikatörleri, zayıf asit ve zayıf baz olan organik moleküllerdir ve proton aldıklarından
protonlanmamış biçimlerinde farklı renkler verirler. Zayıf asit olan bir indikator için (In-)'in (HIn)'e
oranı H+ 'nın derişimine bağlıdır.
HIn
H+ + In-
K
i
=
[H + ] [In - ]
[HIn]
Çözeltide In- çok olduğunda baz rengi, HIn çok olduğunda indikatörün asit rengi gözlenir. Genel
olarak aşağıdaki şartlar sağlandığında asit-baz rengi gözlenebilir. Her indikatörün, pH birimlerine
ve Ki değerine dayanan özel bir renk değiştirme aralığı vardır. Örneğin, fenolftalein renk
değiştirme aralığı pH=0-10 arasındadır. Asit rengi renksiz; baz rengi ise pembedir. 5x10-3 M
NaOH çözeltisine 1 damla fenolftalein çözeltisi ilave edildiğinde çözelti rengi pembe olacaktır.
[OH-]=5x10-3 M, [H+]=2x10-12 M, pH= 11.70 ise (pH=10 baz rengi) çözelti pembe renk olur.
pH ≤ pKi asit rengi gözlenir.
pH ≥ pKi baz rengi gözlenir.
PH = pKi renk değiştirme aralığı.
71
DENEYİN YAPILIŞI
Fenoftalein içeren bazı ilaçların insanlarda kansere sebep olduğu tespit edilmiştir. Bu bileşikle
çalışırken, eldiven ve koruyucu gözlük kullanılmalıdır.
Hazırlamış olduğunuz 10-3 M HCl çözeltisinden 5 mL alıp 45 mL kaynatılmış damıtık su ekleyerek
seyreltin. Çözeltiyi iyice karıştırın. Son çözeltinin H+ iyonu derişimi 10-4 M (pH=4)'dır.
pH=4 olan bu çözeltiden 5 mL alın ve buna 45 mL kaynatılmış damıtık su ekleyerek pH=5 olan
bir çözelti hazırlayın. pH'ı beş olan bu çözeltiden 5 mL alın ve buna 45mL kaynatılmış damıtık su
ilave ederek pH=6 olan bir çözelti hazırlayın. Aynı şekilde hazırladığınız 10-3 M NaOH çözeltisini
de seyrelterek pH'ı 10, 9, 8 olan çözeltiler hazırlayın. Hazırladığınız her bir çözeltiden 5 mL alarak
temiz ve kuru olan deney tüplerine koyunuz. Her deney tüpüne 2 damla metil oranj indikatör
çözeltisinden damlatınız. Deney tüplerini iyice çalkaladıktan sonra oluşan renkleri aşağıdaki
tabloya not ediniz. İki tüp alıp bunlardan birine 5 mL 0.10 M H3BO3 çözeltisi diğerine ise 5 mL
0.050 M NH3 çözeltisi koyup bunlara da 2 damla metil oranj indikatör çözeltisinden damlatınız.
Oluşan renklerin hangi pH'taki standart çözeltinizle uyuştuğunu yazınız.
Yukarıdaki işlemleri, metil kırmızısı, bromtimol mavisi, fenolftalein ve alizarin sarısı indikatörleri
için tekrarlayınız.
DENEY VERİLERİ ve HESAPLAMALAR
1.
pH
metil oranj
metil kırmızısı
bromtimol mavisi
fenolftalein
alizarin sarısı
3
……………
…………………
…………………
………………
………………
4
……………
…………………
…………………
………………
………………
5
……………
…………………
…………………
………………
………………
6
……………
…………………
…………………
………………
………………
7
……………
…………………
…………………
………………
………………
8
……………
…………………
…………………
………………
………………
9
……………
…………………
…………………
………………
………………
10
……………
…………………
…………………
………………
………………
11
……………
…………………
…………………
………………
………………
72
2.
İndikatör
Renk (borik asitle)
Renk (amonyakla)
Metil oranj
………………………
………………………
Metil kırmızısı
………………………
………………………
Bromtimol mavisi
………………………
………………………
Fenolftalein
………………………
………………………
Alizarin sarısı
………………………
………………………
3.
H3BO3 ve NH3 'ın iyonlaşma reaksiyonunu yazıp ayrışma sabitlerini hesaplayınız.
4.
Deneyde kullandığınız zayıf asit ve zayıf bazın ayrışma yüzdesini hesaplayınız.
73
18
Oxidation-Reduction
Electron Transfer Reactions
Chemicals and Apparatus
Small pieces of copper, zinc, and iron (in the form of wire or 5 x 15 mm
strips; the iron may be in the form of small, bright nails or clean
steel wool (to minimize rusting, nails can be cleaned in 6 M H2S04,
then rinsed and dried in an oven)
copper, Cu (turnings)
6 M hydrochloric acid, HCl
6 M ammonia, NH3
0.1 M copper(II) sulfate, CuSO4
0.1 M zinc sulfate, ZnSO4
iron(II) sulfate, FeSO4 • 7H2O(s)
bromine water, Br2 (saturated solution)
0.05 M iodine, I2, in methanol
hexane, C6H14(/)
0.1 M iron(II) chloride, FeCl3
0.1 M potassium bromide, KBr
0.1 M potassium iodide, KI
0.1 M potassium ferricyanide, K3Fe(CN)6
0.1 M silver nitrate, AgNO3
6 M sulfuric acid, H2SO4
OBJECTIVE
To study a number of chemical reactions that involve the transfer of electrons from a reducing
agent to an oxidizing agent. To establish a qualitative chemical redox couple table for seven
redox couples by mixing the oxidized form of one redox couple with the reduced form of
another couple and observing whether a reaction takes place. The redox couples are Cu(II)/Cu,
Zn(II)/Zn, Fe(II)/Fe, H+/H2, Fe(III)/Fe(II), Br2/Br-, and I2/I- .
74
THEORY
A Definition of Oxidation and Reduction
There is a problem in defining an oxidation-reduction, or redox, reaction as a chemical reaction
that involves the transfer of electrons from the substance oxidized to the substance reduced
because, strictly speaking, every chemical reaction involves changes in the electron density on
atoms and therefore involves charge transfer from one atom to another. Thus this definition
could encompass every chemical reaction.
For this reason, some have suggested (see the Bibliography) that there is no consistent basis for
distinguishing so-called oxidation-reduction reactions from other chemical reactions, other than
by change in oxidation numbers; and we have pointed out that oxidation numbers are assigned
using arbitrary rules and do not accurately reflect the actual distribution of charge in a molecule
or polyatomic ion.
This somewhat unsatisfactory state of affairs forces us to conclude that the classification of a
reaction as an oxidation reaction is somewhat artificial and arbitrary because it is based on the
purely arbitrary notion of oxidation number. To be logically consistent, we must define oxidation
as an increase in oxidation number and reduction as a decrease in oxidation number.
Only for simple reactions involving elements and their ions will there be a direct connection
between the changes in oxidation number of the elements and the transfer of electrons. For
example, when you put a piece of zinc metal in an aqueous solution of copper(II) sulfate, the
zinc reacts with Cu2+ to form Zn2+ and Cu metal. Thus each Cu2+ ion has gained two electrons
and each zinc atom has lost two electrons. In other words, there has been a net transfer of two
electrons from a Zn atom to a Cu2+ ion.
Likewise, zinc goes from oxidation state 0 to +2, and each Cu(II) ion is reduced from oxidation
state +2 to 0. The oxidation number of Zn has increased, so we say it has been oxidized. The
oxidation number of Cu has decreased, so we say it has been reduced.
In the reaction of zinc with Cu2+, represented schematically in Figure 18-1, zinc acts as a
reducing agent, or reductant, and Cu2+ acts as an oxidizing agent, or oxidant.
Writing the net stoichiometric reaction as the sum of two half-reactions shows explicitly that the
transfer of electrons is involved:
Oxidation half-reaction
Zn (s) → Zn2+(aq) + 2e-
(1)
Reduction half-reaction
Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s)
(2)
Net reaction
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
75
(3)
Note that no electrons appear in the overall reaction. This is why it may sometimes be difficult
for you to look at a chemical reaction and try to decide whether it can be classified as an
oxidation-reduction reaction. Keep in mind the fact that this decision is arbitrary. Certain
conventional rules have been adopted about the definition of oxidation number. We will classify
a reaction as an oxidation-reduction reaction only if there is a change in oxidation state (or
oxidation number) of atoms involved in the reaction according to our previously defined rules.
(These rules are summarized in Study Assignment A, together with some examples of how they
are applied.)
Solution containing copper
Aquo complex
Cu
Aquo complex
2+
Partially deaquated
complex
2+
Zn
++
Cu
Zn
e
2+
FIGURE 18-1
Direct chemical reaction of zinc
with Cu2+. As the zinc dissolves,
Cu is plated out on the surface of
the zinc. A Cu2+ ion is reduced by
transfer of two electrons from a
Zn atom.
Cu
-
zinc metal
The Relative Strength of Oxidizing and Reducing Agents
Oxidation-reduction processes involve a relative competition of substances for electrons. The
stronger oxidizing agents are those substances with greater affinity for additional electrons; the
stronger reducing agents are those substances with the least attraction for electrons that they
already possess. Thus silver(I) ion is a stronger oxidizing agent than is copper(II) ion because
the reaction
2Ag+ + Cu(s) → Cu2+ + 2Ag(s)
takes place in the forward direction, but not appreciably in the reverse direction. From this fact
we may deduce that Ag+ is a stronger oxidizing agent than Cu2+, meaning that silver(I) ion has
76
a greater affinity for electrons than copper(II) ion. Another way of looking at this competition is
to say that copper metal is a stronger reducing agent than is silver metal, because copper atoms
give up their electrons more easily than do silver atoms.
Strictly speaking, we need to look at the tendency to transfer electrons from one species to
another as a property of each redox couple, because the tendency of a Ag(I) ion to accept an
electron and become a silver atom depends on the difference in the Gibbs energy between an
Ag(I) ion and a silver atom and the tendency of the copper atom to give up two electrons and
become a Cu(II) ion depends on the difference in the Gibbs energy of the copper atom and the
Cu(II) ion. So we are really comparing the tendency of redox couples to exchange electrons in
an oxidation-reduction reaction. Thus it is only possible to arrange the various oxidizing and
reducing agents as redox couples in a table, according to their relative tendencies to gain or
lose electrons. In this experiment, we shall explore such relative tendencies for a limited number
of reactions.
½ F2 + eincreasing strength
as oxidizing agents
Li+ + e-
F-
FIGURE 18-2
Schematic diagram illustrating the most
powerful and the weakest oxidizing and
reducing agents.
increasing strength
as reducing agents
Li
Fluorine is one of the strongest oxidizing agents known, and lithium is one of the strongest
reducing agents; therefore these two redox couples would be at opposite ends of the table, with
most other redox couples falling somewhere in between. (See Figure 18-2.)
A Qualitative Chemical Redox Scale
In this experiment we establish qualitatively the relative position of a limited number of
oxidation-reduction couples in a redox couple table. We will start with only three metals and
their ions, and then expand our study until seven couples in all have been considered.
PROCEDURE
NOTE: Before beginning this experiment, complete the preliminary exercise in your
experiment report form, indicating as directed there the substances oxidized and reduced in the
several equations given and the change in oxidation state, if any.
77
SAFETY PRECAUTIONS: Hexane is volatile and flammable. Carry out the tests requiring hexane
in a fume hood away from all open flames.
WASTE COLLECTION: The metal wire or strips should be collected, and can be reused if they
are cleaned off. A waste container should be provided, in the hood if possible, for the hexaneand methanol-containing mixtures. Also collect the metal ion solutions in a beaker, neutralize
with NaHCO3(s), and put the solid residue in a waste container.
A. A Qualitative Redox Series for Copper, Zinc, Iron, and Their Ions
Explore the behavior of small pieces of Cu, Zn, and Fe metals (if the iron is rusty, it should first
be cleaned in 6 M H2SO4, then rinsed in water), putting each metal in 3 mL of 0.1 M solutions of
the ions of the other metals—that is, Cu with Zn2+ and with Fe2+, Zn with Cu2+ and with Fe2+,
and Fe with Cu2+ and with Zn2+—to determine the order in which the redox couples should be
placed in a table like that shown in Figures 18-2 and 18-3. The metal ion/metal couple that
appears lowest in the table will correspond to the metal that visibly reacts with all the other
metal ions and is therefore the strongest reducing agent. Sometime the evidence for reaction is
subtle. Keep in mind that when most metal ions are reduced chemically they do not produce a
shiny metal surface. More often the metal deposited is in the form of finely divided crystals that
appear black or brown. Write equations for the reactions that occur.
Solutions containing Fe2+ should be freshly prepared by dissolving 0.1 g of FeSO4 • 7H2O in 3
mL of water.
Note that the oxidized form of one redox couple is always mixed with the reduced form of the
other couple, or vice versa. (The oxidized form of the couple is always the one with the higher
charge or higher oxidation number.) Prepare a table as directed in the report form, under part 1
of the Experimental Data.
+eRA
OA
RA
OA
RA
OA
RA
OA
RA
- e-
stronger
stronger
OA
FIGURE 18-3
Tendencies for reactions between oxidizing and
reducing agents. The dashed arrows indicate
possible redox reactions. An oxidizing agent can
react with any reducing agent that lies below it
in the table.
78
B. The Hydrogen Ion/Hydrogen Couple
Test the ability of each metal to reduce H+ to H2(g) by placing a small piece of copper, zinc, and
iron metal in three separate test tubes with a enough 6 M HCl to cover the metal. (Nitric acid,
HNO3, cannot be used in place of HCl in this test because nitrate ion in acid solution is a
stronger oxidizing agent than H+ and would react first and confuse the results.) If there is no
immediate reaction visible, warm the solution gently (be careful not to confuse bubbles of water
vapor for hydrogen gas). If H+ reacts with a particular metal, then the H+/H2 couple should be
placed above the metal ion/metal couple as shown in Figure 18-3. Your table should now
contain four redox couples.
C.
The Oxidizing Power of the Halogens
First, if you are not familiar with the colors of the free halogens in hexane, add a little Br2 water
to 3 mL of H2O and 1 mL of hexane. (Caution: Hexane is flammable.) Mix the liquids together by
shaking, and observe the color of the hexane layer floating on top. Dispose of the hexanesolution mixture in the appropriate waste container. Repeat, using 0.05 M I2 in methanol instead
of Br2 water. Dispose of these mixtures in the appropriate waste container.
Now explore the behavior of 3-mL samples of 0.1 M solutions of KBr and KI (with 1 mL of
hexane added to each) when each is treated with a little of the other free halogen—that is, mix
KBr with a few drops of I2 in methanol, and KI with a few drops of Br2 water—to determine the
relative order of the Br2/Br- and I2/I- redox couples. Dispose of these mixtures in the appropriate
container. Write equations for the reactions that take place. Then arrange the two halogens in a
separate redox couple table, as directed in the report form.
D. The Iron(III) Ion/Iron(II) Ion Couple
Determine whether the Fe3+/Fe2+ couple is a stronger or weaker oxidizing couple than the I2/Ior Br2/Br- couple by adding 1 mL of 0.1 M FeCl3 to 2 mL each of 0.1 M KBr and 0.1 M KI in
separate test tubes. (Note that this mixes the oxidized form of the Fe(III)/F(II) couple with the
reduced forms of the halogens, I- and Br-.) Add 1 mL of hexane to each test tube, shake to mix
and from the color of the hexane layer note any evidence for the formation of free halogen.
Dispose of these mixtures appropriately. To conduct a separate test for any reduction of Fe3+ to
Fe2+, prepare two fresh reaction mixtures, omitting the addition of hexane, and add to each a
little potassium ferricyanide solution, K3Fe(CN)6. If Fe2+ is present, the deep blue precipitate of
Fe3(Fe(CN)6)2 will form.
Write equations for any reactions in which iron (III) is reduced. Note that Fe(III) does not go to
metallic iron. Place the Fe3+/Fe2+ couple in its proper place in your table of redox couples
already containing the halogens.
79
E. The Reaction of the Halogens with Metals
Now we want to join the table produced in parts 1 and 2 with the table produced in parts 3 and
4. Test the ability of the halogens to oxidize metals by adding 10 mL of Br2 water and 15 mL of
0.05 M I2 in methanol to two different samples of one of the less active metals — some Cu
turnings in a 15 x 125 mm test tube. Shake the mixtures for several minutes. If a precipitate
forms, allow it to settle for a few minutes. Pour off some of each solution into two separate test
tubes. (When you have finished you will have a set of two tubes containing reaction products
from the Cu/Br2 reaction and another set of two tubes containing reaction products from the
Cu/I2 reaction.)
Test for the formation of any halide ion by adding a few drops of 0.1 M AgNO3 to one of the
tubes from each set. A precipitate indicates the presence of AgBr (or AgI). Also test for the
formation of any Cu(II) ion by adding 1 mL of 6 M NH3 to the remaining tubes from each set.
The formation of the blue Cu(NH3)42+ complex ion indicates the presence of Cu(II). If both tests
on the products of a copper/halogen reaction are positive, it is probably safe to conclude that
copper metal reacts with the halogen.
Considering the results of the tests with copper metal and looking at the table you established
for the three metal ion/metal redox couples, what would you predict about the ability of other
metals, such as Fe and Zn, to be oxidized by bromine or iodine?
NOTE: The interaction of the Cu2+/Cu and I2/I- couples can be complicated by the fact that Cu+,
if formed, can be stabilized by the formation of an insoluble precipitate, CuI. So if your reaction
mixture contains Cu2+ and I-, or if you deliberately chose to mix Cu2+ and I-, you might discover
that the reaction 2Cu2+ + 5I- → I3- + 2CuI(s) readily proceeds. The formation of I2 is also
promoted by the reaction of I2 with I- to form the soluble I3- complex ion. But this set of
reactions really involves two redox couples (Cu2+/CuI and I3-/I-) different from the two we are
interested in studying (Cu2+/Cu and I2/I-).
F. Summary of Data
Your experimental observations, together with the preceding data, will enable you to combine
your two separate redox couple tables into one general redox couple table. The final table will
contain all seven redox couples studied and show the relative tendencies of the various elements and ions to lose or gain electrons. Note that each redox couple is written so that the
change from left to right represents gain of electrons (reduction). In the table in your report
form, designate clearly which are the reducing agents, which are the oxidizing agents, which
end of each column is the stronger (S), and which end is the weaker (W).
Such a table can be expanded to include many more oxidation-reduction couples and is useful in
predicting the course of many reactions. (Refer to Table 10 in the Appendix.) In reading Table
80
10, note that any oxidizing agent (in the left column) has the possibility of reacting with any
reducing agent (in the right column) that lies below it in the table (see Figure 18-3). The table
makes no prediction, however, of the rate of a given reaction—some reactions are too slow to
be practical. Also, you should note that the concentration of the ions in a solution has a definite
effect on the tendency for reaction, in accordance with the Le Chatelier principle.
BIBLIOGRAPHY
Sisler, H. H., and VanderWerf, C. A., "Oxidation-Reduction: An Example of Chemical Sophistry,"
/. Chem. Educ. 57, 42-44 (1980).
81
19
The Solubility Product Constant of
Calcium lodate, Ca(IO3)2
Chemicals and Apparatus
1-ml microburet (see Introduction at the front of the lab manual)
1-mL serological pipet (also a 2-ml pipet if students are to standardize the
sodium thiosulfate titrant)
fine-tipped (50 drops/ml) polyethylene transfer pipets
standardized 0.15 M Na2S2O3 (sodium thiosulfate) solution
KI(s)
1 M HCl
0.1% starch indicator solution
saturated solution of Ca(IO3)2 • 6H2O in pure water
saturated solution of Ca(IO3)2 • 6H2O in 0.0100 M KIO3
The saturated solutions should be prepared a week in advance;
see Notes to Instructor
OBJECTIVE
To understand the relation between the molar solubility and the solubility product constant of a
sparingly soluble salt. To measure the molar solubility of calcium iodate in pure water and to
determine the solubility product constant. To investigate the common ion effect by measuring
the molar solubility of calcium iodate in a solution containing added potassium iodate.
THEORY
When soluble ionic compounds are dissolved in water, the solution usually contains just the ions
that were present in the solid salt. For example, in a saturated solution of KNO3, the solution
contains only K+ ions and NO3- ions, and the dissolved salt is completely dissociated.1
KNO3(s)
K+(aq) + NO3-(aq)
(1)
1
In solid KNO3 each ion is surrounded by ions of the opposite charge. This is still largely true when the KNO3 is
dissolved in water, but the ions are farther apart and each ion is surrounded by a cluster of water molecules that are
more or less tightly bound to the ion. The ions in solution are therefore said to be "hydrated" or "aquated."
82
When a salt is sparingly soluble it suggests that the attractive forces between the ions in the
solid are greater than the attractive forces between the ions and the solvent (usually water).
Many sparingly soluble salts do not completely dissociate into the ions present in the solid, but
interact with one another to form aggregates, called complexes, or react with water to form new
species.
For example, a saturated solution of Ca(OH)2 contains Ca(OH)+ ion as well as Ca2+ and OH- ions,
as shown by the following equilibria:
Ca(OH)2 (s)
Ca(OH)+ (aq)
Ca(OH)+ (aq) + OH-(aq)
(2)
Ca2+ (aq) + OH-(aq)
(3)
A saturated solution of CaCO3 contains appreciable concentrations of HCO3- and OH- as well as
Ca2+ and CO32- ions. Here, carbonate ion (CO32-) reacts with water to produce bicarbonate ion
and hydroxide ion as shown in the following equilibria:
CaCO3(s)
Ca2+(aq) + CO32- (aq)
(4)
CO32- (aq) + H2O
HCO3- (aq) + OH-(aq)
(5)
The behavior shown in Equation (5) is typical of all salts (such as carbonates, sulfides, and
phosphates) in which the anion can react with H2O to form an acid that is only weakly
dissociated.
The two examples whose solubility equilibria are described by Equations (2) through (5) show
that it is not always safe to make the assumption that only the ions produced by complete
dissociation of the salt are present. The solubility behavior of every salt must be determined by
an experimental investigation.
The Relation Between Molar Solubility and the Solubility Product
Constant
Calcium iodate, the salt you will study in this experiment, has been shown to be completely
dissociated in water into calcium ions, Ca2+, and iodate ions, IO3-.2
Ca(IO3)2 (s)
Ca2+ (aq) + 2 IO3- (aq)
(6)
For any salt that dissolves to give just the ions originally present in the salt there is a simple
relation between the molar solubility of the salt and the solubility product constant of the salt.
The concentration of each ion will be equal to the molar solubility or equal to some multiple of
the molar solubility.
2
The actual composition of the solid that is in equilibrium with the ions in solution is the hexahydrate, Ca(IO3)2 • 6H2O.
83
What do we mean by the molar solubility of the salt? This quantity is just the concentration of
the dissolved salt, expressed in units of moles per liter. In the calcium iodate example, the
calcium ion concentration is equal to the molar solubility, and the iodate ion concentration is
equal to two times the molar solubility. This will be true because each mole of calcium iodate
that dissolves gives one mole of calcium ions and two moles of iodate ions.
If we let the symbols s represents the molar solubility of calcium iodate (in units of moles per
liter), the concentrations of Ca2+ and IO3- ions will be related to the molar solubility, s, by the
following equations:
[Ca2+] = s
(7)
[IO3-] = 2s
(8)
Equation (6) shows the reaction for the dissociation of solid Ca(IO3)2 in a saturated aqueous
solution. The equilibrium constant expression for this reaction (often called the solubility product
expression) is written as shown in Equation (9), observing the convention that the activity of the
pure solid is taken to be equal to 1 so that it does not appear in the equilibrium constant
expression.3
Ksp = [Ca2+] [IO3-]2
(9)
If we substitute for the concentration of each ion its equivalent in units of molar solubility, s, by
substituting Equations (7) and (8) into Equation (9), we obtain an equation that shows that
there is a simple relation between the Ksp and the molar solubility of the salt.
Ksp = [Ca2+] [IO3-]2 = s(2s)2 = 4s3
(10)
The situation is more complicated in the case of calcium hydroxide, Ca(OH)2. The equations for
the dissociation of Ca(OH)2 are written as shown in Equations (2) and (3) with equilibrium
constant expressions given by
K2 = [Ca(OH)+][OH-]
K3 =
(11)
[Ca 2 + ][OH - ]
(12)
[Ca(OH) + ]
The relationship between the molar solubility, s, and the concentrations of the ions in solution is
obtained by summing the concentrations of the species that contain Ca2+ (calcium material
balance):
[Ca(OH)+] + [Ca2+] = s
(13)
3
The effective concentration, or "activity," of a pure solid that participates in a chemical reaction does not change. By
thermodynamic convention the pure solid is chosen as the thermodynamic reference state, which is equivalent to
assigning the value 1.00 to the activity of solid.
84
or by summing the concentrations of the species that contain OH- (hydroxide material balance):4
[Ca(OH)+] + [OH-] = 2s
(13)
Substitution of Equations (11) and (12) into Equations (13) and (14), respectively, with elimination of [Ca2+] and [Ca(OH)+] leads to the equation
K2 K3 = [OH-]2 ([OH-] – s)
(15)
This result shows that it is necessary to know both s and [OH-] in order to have enough
information to calculate K2 and K3.
To summarize we emphasize two important points about solubility equilibria: (a) The identity of
all of the solution species in equilibrium with the solid must be determined by experiment. It is
not safe to assume that all salts dissociate completely to give just the ions in the solid salt, (b)
The solubility product constant can be calculated directly from the molar solubility only if the
dissolved salt completely dissociates into its constituent ions, these ions neither reacting with
one another to form complexes nor reacting with water to form weak acids or bases.
In the case of calcium iodate, a single equilibrium describes the system, and the value of the
equilibrium constant can be calculated from the molar solubility. For the other salts we
described (Ca(OH)2, CaCO3), it requires two equilibria to describe each system, and a
measurement of just the molar solubility does not provide enough information to calculate two
equilibrium constants.
The Solubility of Ca (IO3)2 in KIO3 Solution:
The Common Ion Effect
From Le Chatelier's principle we would predict that the molar solubility of calcium iodate would
be smaller in a solution of potassium iodate, KIO3, which is a strong electrolyte that completely
dissociates in water. The hypothesis is that the addition of KIO3 would shift the equilibrium
shown in Equation (6) toward the left. This situation, where a salt is dissolving in a solution
which already contains one of the ions in the salt, is referred to as the common ion effect. To
test this hypothesis you will measure the solubility of calcium iodate in 0.01 M KIO3. Under these
conditions the concentrations of the ions will be related to the molar solubility of Ca(IO3)2 in the
following way (compare Equations (16) and (17) with Equations (7) and (8)):
[Ca2+] = s
(16)
[IO3-] = 0.01 + 2s
(17)
4
Equation (14) contains the implicit assumption that the dissociation of water produces a negligible contribution to the
OH- concentration.
85
Note that all of the calcium ion must come from dissolved calcium iodate. However, the iodate
ion comes from both KIO3 and dissolved Ca(IO3)2. As before, we get two moles of iodate ions
and one mole of calcium ions for every mole of calcium iodate that goes into solution.
The relation between the solubility product constant and the molar solubility will also be
changed (compare Equation (18) with Equation (10)).
Ksp = [Ca2+][IO3-]2 = s (0.01 + 2s)2
(18)
If we know the concentration of potassium iodate, a single measurement of the total iodate
concentration allows us to calculate the molar solubility of calcium iodate and the solubility
product constant.
Determination of the Molar Solubility of Calcium Iodate
When calcium iodate dissolves in solution, both the solid and the solution remain electrically
neutral. This principle of electroneutrality requires that for Ca(IO3)2 two IO3- ions will go into
solution for each Ca2+ that goes into solution. So the molar solubility can be determined by
measuring either the concentration of calcium ion or the concentration of iodate ion. We will use
a procedure for measuring the IO3- concentration that makes use of the fact that IO3- oxidizes
iodide ion.
IO3- + 5I- + 6H+ → 3I2 + 3H2O
(19)
The I2 produced is in turn titrated with sodium thiosulfate.
I2 + 2S2O32- → 2I- + S4O62
-
(20)
Note from the overall stoichiometry that each mole of IO3- will produce enough I2 to consume 6
moles of S2O32-. Therefore the concentration of IO3- ion will be given by
2−
-
[IO 3 ] ,
mol mL S 2 O 3
=
−
L
mL IO 3
×
mol S 2 O 3
L
2−
×
1mol IO 3
-
6mol S 2 O 3
2−
(21)
PROCEDURE
NOTES TO INSTRUCTOR: The instructions are given for reduced scale measurements using a 1mL microburet. The iodate containing sample volumes may be measured using 1- and 2-ml
serological pipets or weighing the samples (1.00 g = 1.00 mL).
If you prefer to use larger samples and a 50-mL buret, increase the volume of iodate containing
samples to 10 mL in parts 1, 2, and 3 and use 0.05 M Na2S2O3 as the titrant. The 10-mL sample
containing iodate is added to a 250-mL Erlenmeyer flask containing 50 mL deionized water, 2 g
86
KI, 10 mL 1 M HCl, with the addition of 5 mL of 0.1% starch indicator when the solution has
turned from brown to yellow.
Sodium thiosulfate pentahydrate that has been kept in a well-sealed bottle is normally pure
enough so that a solution made up by accurately weighing the salt will be within 1% of the
target concentration, so that standardization of the solution is not absolutely necessary. As an
option the standardization of the nominal 0.15 M Na2S2O3 may be performed by the students if
they are supplied with a solution of 0.0100 M KIO3. The titration is performed as described for
the determination of the molar solubility of calcium iodate.
The solid in equilibrium with the saturated solution of calcium iodate is the hexahydrate. We
have found, however, that use of anhydrous calcium iodate to prepare the saturated solutions
gives the same results. Anhydrous calcium iodate is available commercially, but a quantity of the
hexahydrate sufficient for 100 students is easily prepared. Dissolve 0.5 mol (112 g) of KIO3 in
600 mL of hot water in a liter beaker. To the hot solution, slowly add with stirring 0.25 mol of
Ca(NO3)2 (or CaCl2) dissolved in 200 mL water. Allow to cool. Filter off the solid on a large
Büchner funnel and wash the solid with three 50-mL portions of cold water. Allow the solid to air
dry or use the moist cake to prepare the saturated solutions.
The saturated solution in pure water is prepared by adding 8 g Ca(IO3)2 • 6H2O per liter of
water. The saturated solution in 0.0100 M KIO3 is prepared by adding 2.14 g KIO3 + 4 g Ca(IO3) • 6H2O
per liter of water. Stir the solutions for at least 24 h, then allow to stand for 48 h before use.
Ideally, the solutions should be thermostatted at 25°C, but if this is not possible a temperature
correction can be made to estimate the molar solubility at 25°C using data at a different
temperature (see Problem 2 of the Report form). Use a siphon or centrifuge individual 5-mL
samples so that students may receive samples that are free of particles of solid calcium iodate.
A. Standardization of the Sodium Thiosulfate Solution (Optional)
Use the procedure described in part 2, substituting 2.0-mL samples of 0.0100 M KIO3 for the 1.0
mL samples of saturated Ca(IO3)2 solution. Titrate at least two samples. Calculate the exact
molar concentration of sodium thiosulfate, keeping in mind that one mole of KIO3 produces
enough I2 to consume six moles of sodium thiosulfate. The calculated molarities for the two
samples should agree to within 5 to 10%.
B. The Molar Solubility of Ca(IO3)2 in Pure Water
If you did not perform the standardization procedure in Part 1, record the exact concentration of
the nominal 0.15 M Na2S2O3 titrant. Fill a 1-mL microburet with the 0.15 M sodium thiosulfate
solution, taking care to expel all bubbles from the buret. Record the initial buret reading. Put 5
87
mL of deionized water in a 10- or 25-mL Erlenmeyer flask. Add 0.2 g KI and swirl to dissolve.
Record the temperature of the saturated calcium iodate solution.
Obtain a 5-mL sample of saturated calcium iodate solution in a 13 x 100 mm test tube. (If the
sample shows any visible solid particles it should be centrifuged to settle them to the bottom of
the tube.) Then pipet 1.00 mL of the saturated solution to the Erlenmeyer flask. (A 1.00-mL
serological pipet may be used or, if one is not available, weigh out
1.00 ±0.02 g (1 g = 1 mL) of sample directly into the Erlenmeyer flask, using a fine-tipped
polyethylene pipet to dispense the sample solution.) Then add 1 mL of 1 M HCl. The solution
should turn brown. Without delay, titrate the solution with sodium thiosulfate until the solution
is yellow. Then add 1 mL of 0.1% starch indicator; the solution should turn blueblack, the color
of the starch-iodine complex. Continue the titration until you get a sharp change from blue to a
colorless solution. Record the final buret reading. Repeat the titration procedure with a second
sample. The volumes should agree to within 5 to 10%. (A possible source of error is the air oxidation of I- to give I2. This will result in values that are too high if the solution is allowed to
stand for too long before it is titrated.)
Calculate the concentration of iodate ion in the sample of saturated solution (see Equation (21)).
The molar solubility of calcium iodate will be equal to one half the iodate concentration (see
Equations (7) and (8)). Calculate the solubility product constant for calcium iodate (see Equation
(10)).
C. The Molar Solubility of Calcium Iodate in
0.0100 M Potassium Iodate
Using the procedure described in part 2, titrate two 1.00-mL samples of the saturated solution
of Ca(IO3)2 in 0.0100 M KIO3. Record the temperature of the saturated solution. Record the
initial and final buret readings for each titration.
Calculate the total iodate concentration, as in part 2. Subtract 0.0100 M from the total
concentration to obtain the concentration of iodate ion that comes from dissolved calcium
iodate. Divide this result by 2 to obtain the molar solubility of calcium iodate. Is it smaller, as we
predicted from Le Chatelier's principle? Calculate the solubility product constant for calcium
iodate (see Equation (18)). Does the calculated value of Ksp agree with the value for Ksp calculated in part 2? Note that a 10% error in measuring the molar solubility will lead to a larger
error in the calculation of Ksp because Ksp depends on s3 which magnifies the error.
BIBLIOGRAPHY
Ramette, R. W., "Chemical Equilibrium and Analysis," Addison-Wesley Publishing Co., Inc.,
Reading, MA, 1981, p. 109-112.
88
20
Sabun
AMAÇ
Sabunun yapılışını öğrenmek ve sabun örneğindeki su yüzdesini bulmak.
TEORİK BİLGİ
Yağların alkali hidroksitleri ile hidrolizi sonucu oluşan karboksilik asitlerin sodyum veya potasyum
tuzlarına sabun ve bu hidrolize sabunlaşma denir. Yağ asitlerinin sodyum tuzu beyaz sabun,
potasyum tuzu ise yumuşak sabun (arap sabunu) dur. Yağlar, teorik miktardan biraz fazla alkali
hidroksit çözeltisi ile uzun süre kaynatılarak veya su ile basınç altında yüksek sıcaklıkta ısıtılarak
hidroliz edilir. Sabun yapımında yağ asitlerinin sodyum tuzları, sodyum klorür ile çöktürüldükten
sonra geriye kalan sulu çözeltide gliserin bulunur. Suyun buharlaştırılmasıyla gliserin elde edilir.
Çözeltiden ayrılan sabun birkaç kere su ile yıkanarak tuzlardan temizlenir ve basınç uygulanarak
kalıplanır. Beyaz sabunda %60-70 sabun, %0.2-0.5 tuz ve %30 su vardır.
O
H2C
O
C
(CH2 )16
H2C
CH 3
OH
O
O
HC
O
C
O
(CH2)16
CH 3 + 3NaOH
H 2C
O
C
(CH2)16
CH 3
HC
H 2C
OH + 3 Na +O-
(CH 2)16
CH3
OH
Gliserin
Gliserin stearik asit triesteri
(Tristearin)
C
Stearik asit sodyum tuzu
Triaçilesteri (triaçilgliserol), bitkisel ve hayvansal yağlardır. Oda sıcaklığında sıvı halde bulunan
triaçilgliserollere sıvı yağlar; katı halde bulunanlara katı yağlar adı verilir. Üç açil grubu da aynı
89
olan triaçilgliseroller basit triaçilgliserollerdir. Açil gruplarının farklı olduğu triaçilgliseroller ise
karışık triaçilgliserollerdir ve en yaygın olanıdır.
Bu deneyin ilk kısmında hayvansal veya bitkisel bir yağ (büyük moleküllü esterler karışımı) ile
NaOH çözeltisinin reaksiyonundan sabun elde edilecektir.
Deneyin ikinci kısmında, sodyum stearat içerdiği kabul edilen bir sabun örneğindeki su yüzdesi
belirlenecektir. Miktarı bilinen bir sabun örneği, derişimi bilinen bir asidin belirli hacmiyle
karıştırılacak ve stearat iyonunun hidronyum iyonu ile reaksiyona girmesiyle stearik asit
çöktürülecektir. Daha sonra da hidronyum iyonunun aşırısı derişimi bilinen bir baz ile titre
edilecektir. Bir mol stearat iyonu ile bir mol hidronyum iyonu reaksiyona girdiği için sabun ile
reaksiyona giren hidronyum iyonunun mol sayısı orijinal örnekteki sodyum stearatın mol sayısına
eşit olacaktır. Sodyum stearatın molekül ağırlığından ve örneğin orijinal kütlesinden örnekteki su
yüzdesi hesaplanacaktır.
DENEYİN YAPILIŞI
A. Sabun elde edilmesi
250 mL‘lik behere 2 mL sıvı yağ koyun ve üzerine 20 mL 10 M NaOH ve 10 mL glikol
(HOCH2CH2OH, kaynama noktasının yükselmesine ve yağın çözünmesine yardımcı olur) ilave
edin. Düşük ısı da hafifçe kaynatın (ısıyı arttırırsanız yağınız yanabilir). Zaman zaman su ilave
ederek eksilen suyu tamamlayın. Karışımda gözle görülebilen yağ damlacıkları kayboluncaya
(reaksiyon tamamlanıncaya) kadar kaynatmaya devam edin. Karışımı soğutun. 120 mL su ve 10
g NaCl ilave edin, iyice karıştırın. Elde edilen sabunu beherden sıyırıp alın. Bir kısmını bir tüpe
alın ve suyla çalkalayarak sabun olup olmadığını test edin.
B. Sabundaki su yüzdesinin bulunması
2.0 g Sabun örneğini tartın. Bir erlen içinde 20 mL suda ısıtarak çözün ve sonra soğumaya
bırakın. 20 mL 1 M HCl çözeltisini bir mezürden yavaş yavaş ve karıştırarak ekleyin. Çökelme
tamamlanıncaya kadar karıştırmaya devam edin. Oluşan çökeleği süzerek ayırın ve birkaç kez
damıtık su ile yıkayın. Yıkama sularını süzüntüyle birleştirin. Süzüntüye birkaç damla fenolftalein
ekleyin ve reaksiyona girmeyen asidi 1 M NaOH ile titre edin.
DENEY VERİLERİ ve HESAPLAMALAR
İkinci kısımda kullanılan sabun örneğinin kütlesi
..........................
Harcanan NaOH miktarı
..........................
Sabun örneğindeki su yüzdesi
..........................
90
SORULAR
1.
Birinci kısımda sabun elde edilirken ortama neden NaCl ilave edildi? Açıklayınız.
2.
Zeytin yağı, susam yağı, fındık yağı ve soya yağında hangi yağ asitleri bulunur? Araştırınız.
Yağ asitleri arasındaki farklılıkları açıklayınız.
91
References
1.
Laboratory Experiments for Chemistry, John H. Nelson, Kenneth C. Kemp, Prentice-Hall Inc,
New Jersey, 7th edition, 1997.
2.
Chemistry in the Laboratory, Julian L. Roberts Jr, J. Leland Hollenberg, James M. Postma,
W.H. Freeman and Company, New York, 1st edition, 1997.
3.
Genel Kimya Laboratuvar Kitabı, Şirin Gülten, Beta Basım Yayım Dağıtım A.Ş., 1. Baskı, 2006.
4.
Genel Kimya Laboratuvar Kitabı, Jale Hacaloğlu, Orta Doğu Teknik Üniv. 2006.
92