genel kimya 2

EXPERIMENTS

IN

GENERAL CHEMISTRY

2

Karabük University Department of Chemistry

Dr. Ayşe Elif Böyükbayram

KARABÜK

September 2008

i

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

50

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

11

51

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)

ppt (kütle / kütle) =

(g) Örnek

(g) Çözünen x 103

ppm (kütle / kütle) =

(g) Örnek

(g) Çözünen x 106

ppb (kütle / kütle) =

(g) Örnek

(g) Çözünen x 109

ppt (kütle / hacim) =

(mL) Örnek

(g) Çözünen x 103

ppm (kütle / hacim) =

(mL) Örnek

(g) Çözünen x 106

ppb (kütle / hacim) =

(mL) Örnek

(g) Çözünen x 109

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:

mL102.50 µL 1000

mL 1 µL 25 2-

×=×

g1067.2µg10

1gµg 26.7 5

6−

×=×

µg/mL101.07 µg/g10mL102.50

g1067.2ppm 36

2-

5

×=×

×

×=

−

−

mg/dL107dL/mL100mL 0.025

µg/mg10µg67.2mg/dL

-3

=××

=

52

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.

53

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?

54

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 katı-

katı 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.

12

55

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.

56

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.

57

Donma Noktası Alçalmasından Molekül Kütlesi Tayini

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

geometrik şekle girer ve maddenin

potansiyel enerjisi düşmeye başlar.

Bu nedenle donma sırasında katı

parçacıkların oluşumu ısı enerjisi

oluşturur ve oluşan bu enerji,

soğuma ile yok edilen ısı enerjisini

karşılar. Sonuçta donma

tamamlanıncaya kadar sıcaklık sabit

kalır. Bu durum, deneydeki naftalinin

donma noktasının belirlenmesinde

bize yardımcı olur.

13

Zaman

k

t0 t1 t2

T1

T2

s

s→→→→k

Sıcaklık

58

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.

mKT d ×=∆ alçalmasi noktasi DonmaT =∆

sabiti alçalma noktasi DonmaKd =

molalitesi Çözeltininm =

Molalite, 1000g çözücü içinde çözünen maddenin mol sayısı olarak tanımlanır.

( )

çözücü g 1000

n sayisi mol ÇözüneninMolalite =

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.

59

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

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.

Karıştırıcı Termometre

60

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) T (sıcaklık, ̊C)

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

Kükürdün (çözünen) kütlesi (m1) ……………………………………………………

Naftalindeki kükürt çözeltisinin soğuma eğrisinin verileri:

t (zaman, s) T (sıcaklık, ̊C) t (zaman, s) T (sıcaklık, ̊C)

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

……………… ………………… ……………… …………………

61

2. Soğuma eğrilerinden donma noktalarını belirleyin.

Saf naftalinin donma noktası (T1) ………………………………………………

Çözeltinin donma noktası (T2) ………………………………………………

3. Naftalinin Kd değeri 6.9°C/molal'dır. Çözeltinin molalitesini hesaplayın.

Donma noktasındaki düşme (∆T) ………………………………………………

Çözeltinin molalitesi (m) ………………………………………………

4. Molalite (m), m1 ve m2 verilerini kullanarak kükürdün molekül kütlesini hesaplayın.

Kükürdün molekül kütlesi (M) ………………………………………………

5. 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?

t (s)

T (°C)

t (s)

T (°C)

62

Kinetic Study of the Reaction Between Ferric and Iodine Ions

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+ + I3-

Rate expression for this reaction is

b-a333

][I ][Fe k dt

]I[ d

dt

][Fe d

2

1 Rate +

−+

==−=

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- + 2S2O3

2- = 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,

14

63

t

]OS[ d

2

1

dt

][Fe d

2

1 Rate Initial i

232

3

∆=−=

−+

where [S2O32-]i is the initial concentration of S2O3

2- , ∆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

64

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 I-

1. 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:

( ) 4 i

34 f

3 i

3av

3 102 ][Fe 2/1042/ ][Fe ][Fe ][Fe −+−+++×−=×−+=

f) Take logarithm of average Fe3+ concentrations.

65

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.

66

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.

15

67

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.

68

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 In- + H3O

+

renksiz 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

16

69

damlası HIn ile reaksiyona girer ve NaIn tuzunu oluşturur. Bu tuz, Na+ ve koyu pembe In-

iyonlarından 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.

70

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.

71

pH ve İndikatörler

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- [HIn]

][In ][H K

-

i

+

=

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.

17

72

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 …………… ………………… ………………… ……………… ………………

73

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.

74

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

- .

18

75

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)

(3)

76

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.)

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.

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

zinc metal

Solution containing copper

Aquo complex

Aquo complex

Partially deaquated complex

Cu2+

Cu

Cu2+

Zn

Zn2+

++

e-

77

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.

FIGURE 18-2

Schematic diagram illustrating the most powerful and the weakest oxidizing and

reducing agents.

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.

½ F2 + e- F-

Li+ + e- Li

increasing strength as oxidizing agents

increasing strength as reducing agents

78

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 hexane-

and 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.

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.

+e-

OA RA OA RA OA RA OA RA OA RA - e-

stronger

stronger

79

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 hexane-

solution 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/I-

or 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.

80

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 ele-

ments 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

81

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).

82

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)

1In 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."

19

83

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) + OH-(aq) (2)

Ca(OH)+ (aq) 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 (CO3

2-) 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.

2The actual composition of the solid that is in equilibrium with the ions in solution is the hexahydrate, Ca(IO3)2 • 6H2O.

84

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-] (11)

K3 ][Ca(OH)

]][OH[Ca

-2

+

+

= (12)

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)

3The 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.

85

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 elimina-

tion 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)

4Equation (14) contains the implicit assumption that the dissociation of water produces a negligible contribution to the

OH- concentration.

86

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- + S4O6

2- (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

OS mol6

IO 1mol

L

OS mol

IOmL

OSmL

L

mol , ][IO

232

-3

232

3

232-

3−

−

−

−

××= (21)

PROCEDURE

NOTES TO INSTRUCTOR: The instructions are given for reduced scale measurements using a 1-

mL 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

87

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

88

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 oxi-

dation 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 calcu-

lated 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.

89

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.

H2C

HC

O C

O

H2C O

C

C

(CH2)16

(CH2)16

(CH2)16

CH3

CH3 + 3NaOH

CH3

HC

H2C

OH + 3 Na+O-

H2C

OH

OH

C (CH2)16 CH3

Gliserin stearik asit triesteri(Tristearin)

Gliserin Stearik asit sodyum tuzu

O

O

OO

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

20

90

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 ..........................

91

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.

92

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.