Будь умным!


У вас вопросы?
У нас ответы:) SamZan.net

Химия химическая технология и Экология Учебнометодический комплекс д

Работа добавлена на сайт samzan.net: 2016-06-09

Поможем написать учебную работу

Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.

Предоплата всего

от 25%

Подписываем

договор

Выберите тип работы:

Скидка 25% при заказе до 15.5.2024

Управление образования города Астаны

Колледж  Казахского университета технологии и бизнеса

Отделение  «Химия, химическая технология и Экология»

Учебно-методический комплекс дисциплины

 «Аналитическая химия»

для специальности: 1226000- « Технология и организация предприятий производства продукции и питания »

Астана 2013 г

                                                                                                                                                

                                                                                                                                                                      «Утверждаю»                                                                                                                                     Заместитель директора по НиУМР  

                                                       _______________     Кемпирова А.А

                                                      

«_____» ________________   20.. ж.               

Рабочая программа

Наименование дисциплины: «Аналитическая химия»

Специальность: 1226000 -« Технология и организация предприятий производства продукции и питания »

                                 

Курс 2

Семестр 3

Количество кредитов: 2

Лекции: 15

Лабораторные: 30

СРСП: 30

СРС: 30

Форма контроля: экзамен

Астана 2013 г

                                                                                                                                    «Утверждаю»

                                                                                                                                  Заместитель директора по НиУМР  

                                                   _______________   Кемпирова А.А                                                                                        «_____»________________   20.. ж.               

                                                   

УЧЕБНАЯ  ПРОГРАММА

(SYLLABUS)

дисциплины

Наименование дисциплины: «Аналитическая химия»

Специальность: 1226000- « Технология и организация предприятий производства продуктов питания»

Курс 2

Семестр 3

Количество кредитов: 2

Лекции: 15

Лабораторные: 30

СРСП: 30

СРС: 30

Форма контроля: экзамен

    

Астана 2013 г

УДК

Учебная программа (Syllabus) дисциплины «Аналитическая химия» составлена в соответствии Государственному общеобязательному стандарту средне профессионального образования, типовому и рабочему учебным планам приказом Министерства Образования и науки Республики Казахстан № 4 от 09.08.2002 года, специальности  «Технология и организация предприятий производства продуктов питания»  в объёме установленных кредитов и академических часов аудиторных занятий и самостоятельной работы студента.

Составила:         _______________ Жусанова С.А.

Учебная программа (Syllabus) обсуждена  и одобрена на заседании отделения «Химия, химическая технология и Экология» Колледжа Казахского Университета  Технологии и Бизнеса. Протокол №.  от  «     » ............. 20… г.

Зав.отделением БТ        ____________     Кенжебекова Г.Б.

Руководитель ПЦК        ____________     Акбарова Б.Т.

 

Зав. метод. кабинетом  _____________   Мырзанова Н.Б.

 

Зав. УМО                       ____________     Муканова А.И.

 

1. Данные о преподавателе:

Жусанова Самал Амиржановна, преподаватель отделения: «Химия, химическая технология и Экология».

Время консультаций: по консультационному графику кафедры.

2. Данные о дисциплине:  

Название

Количество кредитов

Количество лекций

Лабораторные

СРСП

СРС

Семестр

Всего

Аналитическая химия

2

15

30

30

30

3

105

3. Пререквизиты:  Аналитическая химия базируется на знаниях, полученных при изучении курсов: неорганической, органической, общей химии, физики и математики. К началу занятий по аналитической химии студенты должны быть знакомы:  с теорией электролитической диссоциации, ионными уравнениями, понятием химического равновесия, гидролизом солей, окислительно-восстановительными реакциями из курса «Неорганическая химия», способами выражения концентрации растворов. 

4. Постреквизиты: Освоение курса «Аналитическая химия»: знания по данной дисциплины необходимы при изучении таких дисциплин как «Контроль качества продукции общественного питания», « Технология приготовления пищи».

5. Краткое описание дисциплины: Программой предмета «Аналитическая химия» предусматривается изучение методов химического исследования качественного и количественного состава вещества и овладение приемами этого исследования. Основой любого химического исследования является совокупность различных химических наук, каждая из которых нуждается в результатах химического анализа, поскольку установленный точный химический состав продукции  – основа и результат деятельности химического предприятия.

5.1.  Цели дисциплины: При изучении этой дисциплины студенты должны овладеть теоретическими знаниями и практическими умениями в соответствии с государственными требованиями к минимуму содержания и уровню подготовки выпускников по специальности 1226000- «Технология продукции общественного питания».

 

5.2.  Задачи дисциплины:

Развитие у студентов навыков самостоятельной работы при изучении теоретических основ курса ряд вопросов описательного характера, рекомендуется давать для изучения по учебнику в виде домашнего задания,  с последующим разбором материала на уроках.

Для лучшего усвоения теоретических основ и углубления знаний рекомендуется сопровождать занятия демонстрацией отдельных опытов, практических приемов в работе, схем
хода анализа, таблиц характерных реакций, кривых титрования.

Для закрепления теоретических знаний и приобретения основных навыков практической работы по изучению ионов различных методов количественного анализа программой предусмотрены  лабораторные работы, которые должны проводиться после изучения соответствующей темы.

В результате изучения дисциплины студент должен

 Знать: сущность методов качественного и количественного анализа, классификацию катионов и анионов, их значение, характеристику отдельных групп, важнейшие частные реакции;

Уметь: применять методы качественного и количественного анализа при проведении химико-технологического контроля, производить вычисления и решать задачи в методах количественного анализа.

6. Содержание дисциплины

Лекционные  занятия (15 часов)

   

Название тем, содержания  разделов

Кол-о

час.

1

Аналитическая химия, ее задачи и значение в подготовке технологов общественного питания.

1.Предмет и задачи аналитической химии

2.Методы качественного и количественного анализа

1

2

Общая характеристика катионов первой аналитической группы.

1. Классификация катионов и анионов.

2. Общая характеристика катионов первой аналитической группы.

1

3

Общая характеристика второй аналитической группы.

1. Характеристика катионов второй аналитической группы.

2.  Частные аналитические реакции на ион бария

 

1

4

Общая характеристика третьей аналитической группы катионов.

1. Общая характеристика катионов третьей аналитической группы.

2. Частные аналитические реакции на ион Zn2+

1

5

Общая характеристика катионов четвертой аналитической группы.

1. Общая характеристика катионов четвертой аналитической группы

2. Частные аналитические реакции ионов  Fe2+

1

6

Классификация анионов. Значение анионов в осуществлении химико-технологического контроля.

1. Классификация анионов

2. Общая схема анализа смеси

1

7

Методы количественного анализа.

1. Понятие и сущность количественного метода анализа

2. Методы количественного анализа

1

8

Гравиметрический (весовой) метод анализа.

1. Гравиметрический (весовой) метод анализа.

2. Методы проведения гравиметрического анализа

1

9

Объемный метод анализа.

1. Объемный метод анализа.

2. Классификация методов и способов титрования

1

10

Метод окисления-восстановления. и их назначение в проведении химико-технологического контроля.

1. Сущность окислительно-восстановительных методов

2. Назначение метода при проведении химико-технологического контроля.

1

11

Методы осаждения и комплексообразования.

1. Сущность методов осаждения и комплексообразования

2. Аргентометрия ( метод МОРА), условия применения метода

1

12

Физико-химические методы анализа

1. Возникновение ФХМА, задачи, понятие

2. Классификация ФХМА

1

13

Фотометрические методы анализа.

1. Закон Бугера – Ламберта - Бера

2. Методы нефелометрии и турбидиметрии

1

14

Теоретические основы метода прямой кондуктометрии и хроматографии.

1. Прямая кондуктометрия и кондуктометрическое титрование

2.Хроматография.

1

15

Прямая потенциометрия и потенциометрическое

титрование.

1. Понятие прямой потенциометрии, предмет ее изучения

2. Потенциометрическое титрование

1

Всего

15

Лабораторные занятия (30 часов)

Основное содержание

Кол-во часов

1

Правила и техника выполнения лабораторных работ, правила техники безопасности.

2

2

Проведение частных реакций катионов первой аналитической группы; Анализ смеси катионов первой группы

2

3

Проведение частных реакций катионов второй аналитической группы (бария, кальция, магния). Анализ смеси катионов второй аналитической группы.

2

4

Проведение частных реакций катионов третьей аналитической группы. Анализ смеси катионов третьей аналитической группы.

2

5

Проведение частных реакций катионов четвертой аналитической группы. Анализ смеси катионов четвертой аналитической группы.

2

6

Проведение частных реакций анионов первой, второй, третьей групп. Анализ сухой соли (один образец)

2

7

Решение задач на правило произведения растворимости

2

8

Вычисления в весовом анализе

2

9

Определение кристаллизационной воды в кристаллогидратах.

2

10

Приготовление рабочего раствора щелочи и стандартного раствора щавелевой кислоты.

Определение нормальности и титра раствора щелочи

Контрольная задача. Определение серной кислоты в растворе.

2

11

Приготовление рабочего раствора перманганата калия и установление нормальной концентрации и титра тиосульфата по дихромату калия.

Контрольная задача. Определение содержания меди в растворе сульфата меди (II)

2

12

Приготовление рабочего раствора нитрата серебра и установление нормальной концентрации.

Определение содержания хлорида натрия в растворе.

2

13

Выполнение расчетов эквивалентов окислителя и восстановителя.

2

14

Выполнение расчетов в объемном анализе

2

15

Определение содержания железа в соли Мора

2

Всего:

30

Самостоятельная работа студента под руководством преподавателя

СРСП (30 часов)

Основное содержание

Кол-во часов

1

История возникновения аналитической химии

1

2

Способы выражения концентрации растворов

3

Частные реакции катионов первой аналитической группы.

4

Систематический ход анализа смеси катионов первой аналитической группы.

5

Частные реакции катионов второй аналитической группы.

6

Систематический ход анализа смеси катионов второй аналитической группы.

7

Частные реакции катионов третьей аналитической группы.

8

Систематический ход анализа смеси катионов третьей аналитической группы.

9

Частные реакции катионов четвертой аналитической группы.

10

Систематический ход анализа смеси катионов четвертой аналитической группы.

11

Систематический ход анализа соли.

12

Реакции анионов первой аналитической группы: реакции сульфат-иона (реакция с хлоридом бария), сульфит-иона (реакция с хлоридом бария, действие окислителей - йода или перманганата калия в кислой среде), реакции карбонат-нона (действие хлорида бария, реакция с кислотами).

13

Точность вычислений в количественном анализе.

14

.Посуда и оборудование весового метода анализа

15

Лабораторная посуда для гравиметрического анализа

16

Операции в весовом анализе: подготовка вещества к взвешиванию (анализу), взятие навески, растворение навески, фильтрование, высушивание и прокаливание осадка

17

Вычисления в весовом анализе. Расчет массы навески анализируемого образца и перевод её в раствор

18

Получение формы осаждения

19

Способы выражения концентрации растворов.

20

Сущность метода нейтрализации, его индикаторы, показатель титрования, выбор индикатора, кривые титрования.

21

Расчет и построение кривых титрования

22

Методы оксидиметрии

23

Метод градуировочного графика

24

Метод добавок.

25

Фотоколориметрический метод анализа

26

Хроматография

27

Рефрактометрический метод анализа.

28

Потенциометрия

29

Кондуктометрический анализ.

30

Вольтамперометрия (полярография).

Всего

30

Самостоятельная работа студента

СРС (30 часов)  

Основное содержание

Кол-во часов

1

Теория электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, солей. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

1

2

Реакции ионного обмена. Закон действия масс, его применение в аналитической химии.

1

3

Способы выполнения аналитических реакций 

1

4

Требования к групповым реагентам 

1

5

Значение катионов первой аналитической группы в осуществлении химико-технологического контроля.

1

6

Произведение растворимости. Образование и растворение осадков.

1

7

Реакции катионов второй аналитической группы: реакции катиона кальция

1

8

Реакции катионов третьей аналитической группы

1

9

Амфотерность. Групповой   реактив на третью группу катионов и условия его применения.

1

10

Реакции катионов четвертой аналитической группы: реакции катионов серебра

1

11

Аналитические и технохимические весы и правила взвешивания на них.

1

12

Операции весового анализа.

1

13

Фильтрование и промывание осадка

1

14

Получение весовой (гравиметрической) формы

1

15

Способы выражения концентрации растворов. Стандартные растворы, приемы титрирования.

1

16

Определение молярной массы эквивалента веществ, участвующих в используемых решениях

1

17

Индикаторы и принцип их выбора, интервал перехода окраски индикатора, показатель титрования. Кривые титрования.

1

18

Эквивалентная масса окислителя и восстановителя, определение и использование в расчетных формулах, задачах

1

19

Расчет рН в водных растворах сильных и слабых кислот и оснований. Буферное действие.

1

20

Константы равновесия ОВР. Скорость и механизм ОВР

1

21

Графический метод изображения процесса ОВР. Фиксирование т.э. в методах окисления восстановления

1

22

Применение теории осаждения и комплексообразования к титриметрическому методу.

1

23

Кривые титрования в методах осаждения и комплексометрии

1

24

Основные приемы, используемые в физико-химических методах анализа.

1

25

Повышение чувствительности и точности определения веществ высокой чистоты, следов примесей

1

26

Аппаратура и техника выполнения фотометрического анализа.

1

27

Основные приемы фотометрических измерений (метод градуировочного графика, метод молярного свойства и добавок)

1

28

Условия работы при нефелометрическом и турбидиметрическом анализе. Зависимость показателя преломления от различных факторов. Поляриметрические измерения – приборы и методики

1

29

Влияние природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры на электропроводность.

1

30

Техника выполнения анализа прямой и косвенной кондуктометрии

1

Всего:

30

7. Список литературы

Основные учебно-методические материалы

п/п

Название книги

Фамилия, инициалы автора

Издательство, год издания

Наличие в библиотеке

1

2

3

4

5

Основы аналитической химии

Золотов Ю.А, Дорохова Е.Н, Фадеева В.И. и др 

. М: Высш. шк., 1999

1

Аналитическая химия. Химические методы анализа

Петрухин О.М.

М: Химия, 1993.

-

Курс аналитическая химия

Крешков А.П.,

М: Химия,1975

-

Курс аналитическая химия

Ярославская А.А.

М: Химия,1975

Аналитическая химия

В.П.Васильев

М: Высшая школа,1989

2

Дополнительные учебно-методические материалы

п/п

Название книги

Фамилия, инициалы автора

Издательство, год издания

Наличие в библиотеке

1

2

3

4

5

  1.  

Задачник по аналитической химии.

Коренман Я.И., Сухонов П.Т., Калинкина С.Н.

Воронеж, ВГТА, 2001.

-

  1.  

Расчеты в количественном анализе

Гуськов В.П., Загидуллина Г.З., Мельченко Г.Г.

Кемерово: Пищ. ин-т, 1992.

-

  1.  

Задачник по аналитической химии

Клещев Н.Ф., Алферов Е.А., Базалей Н.В. и др.

М: Химия,1993.

-

  1.  

Сборник задач и управлний по аналитической химии

Ярославцев А.А.

М:-Химия, 1993.

-

  1.  

Аналитическая химия

Логинов Н.Я., Воскресенский А.Г., Солодкин И.С.

М: Просвещение, 1979.

8. Сведения об оценке знаний

8.1. Критерии оценки

        Оценка знаний студентов осуществляется по балльно-рейтинговой системе, согласно которой 60% составляет рейтинговый контроль, 40% - итоговый контроль.

Шкала баллов

Оценка по

буквенной

системе

Баллы

% -ное содержание

Оценка по традиционной

системе

А

4,0

100

Отлично

А-

3,67

90-94

В+

3,33

85-89

Хорошо

В

3,0

80-84

В-

2,67

75-79

С+

2,33

70-74

Удовлетворительно

С

2,0

65-69

С-

1,67

60-64

D+

1,33

55-59

D

1,0

50-54

F

0

0-49

Неудовлетворительно

Итоговая оценка-сумма рубежных и итогового контроля – выставляются в зачетную книжку в буквенном и процентном выражении   [РК1:(25% ТК+5% рубежный тест) +

+РК2:(25% ТК+5% рубежный тест)+40% итоговый=100%].

8.2. Политика и процедура поведения студента

  •  Не опаздывать на занятия, не покидать аудиторию до звонка без разрешения преподавателя.
  •  Не разговаривать во время занятий, не читать постороннюю литературу, конспекты лекций.
  •  Исключать телефонные переговоры, отключать сотовый телефон
  •  Не пользоваться конспектом лекций во время проведения контроля, не списывать
  •  Не приходить на занятия в верхней одежде, головном уборе
  •  Быть опрятным, не мусорить, не портить мебель
  •  Не пропускать занятия  без уважительной причины, представлять оправдательные документы
  •  Предупреждать преподавателя о возможном отсутствии
  •  Отрабатывать пропущенные занятия в определенное преподавателем время
  •  Относиться уважительно к преподавателю и студентам, быть доброжелательным, терпимым
  •  Активно участвовать в учебном процессе, готовиться к каждому занятию
  •  Конструктивно поддерживать обратную связь на занятиях
  •  Быть пунктуальным и обязательным
  •  Не курить в аудиториях, не допускать употребления алкоголя, нецензурных выражений
  •  Соблюдать технику безопасности при пользовании аппаратурой, литературой, наглядными пособиями

Глоссарий    

Аналитическая химия - наука о методах и средствах химического анализа.

Гравиметрический метод (гравиметрия)применяется при анализе многих веществ, том числе и фармацевтических препаратов, на содержание летучих компонентов, влаги, остаточной золы.

Качественный анализ - это процесс идентификации вещества, позволяющий установить из каких химических элементов состоит исследуемая проба, какие ионы, функциональные группы или молекулы входят в ее состав.

Комплексонометрия (трилонометрия) - титриметрический метод анализа, основанный на реакциях взаимодействия комплексонов (чаще всего трилона Б), катионами щелочноземельных и тяжелых металлов, которые приводят к образованию растворимых в воде бесцветных прочных внутрикомплексных соединений

Маскирование - это аналитический способ устранения мешающего влияния ионов чаще всего путем создания их стойких комплексов.

Массовая концентрация - это отношение массы растворенного вещества к объему раствора

Массовая доля (А) вещества А -это отношение массы m(А) вещества А к общей массе mобщ раствора или смеси веществ

Массовая доля растворенного вещества показывает массу растворенного вещества в 100г раствора, выражают в частях или %:

М о л я р н а я концентрация C (А), См - это количество моль вещества А, содержащегося в 1 л раствора.\

Молярная концентрация эквивалента СН (нормальная концентрация) - это количество моль эквивалентов вещества, находящихся в 1 л раствора.

Молярной масс о й эквивалента вещества (МЭ) называют массу одного моль-эквивалента этого вещества, равную произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества (М).

Нефелометрическим методом анализа (нефелометрией) называют метод, основанный на измерении интенсивности светового потока, рассеянного твердыми частицами, находящимися в растворе во взвешенном состоянии.

Окислительно-восстановительным титрованием (О.В.Т.) или редоксиметрией называют определение веществ титрованием растворами окислителей или восстановителей.

Оксидиметрия – метод изучения окислительно-восстановительных систем и реакций

Потенциометрический анализ – метод концентрации ионов, основанный на измерении электрохимического потенциала индикаторного электрода, погруженного в исследуемый раствор

Потенциометрическое титрование – объемно-аналитический метод, в котором конец титрования определяют по резкому изменению потенциала индикаторного электрода вблизи точки эквивалентности

Прямая потенциометрия – метод основан на точном измерении величины электродного потенциала и нахождению по уравнению Нернста концентрации (активности) потенциал-определяющего иона в растворе.

Специфической реакцией на определяемые ионы называют реакцию, которая позволяет определить эти ионы в условиях опыта в присутствии других ионов без предварительного их выделения.

Стандартный потенциал – мера способности ионов отнимать или принимать электроны

Стандартизация раствора титранта – это установление его точной концентрации

Титрование – это постоянное добавление раствора титранта к титруемому раствору.

Точка эквивалентности (т.э.) – это момент титрования, когда количество добавленного титранта химически эквивалентно количеству титруемого вещества

Турбидиметрическим методом анализа (турбидиметрией) называют метод, основанный на измерении интенсивности потока, прошедшего через раствор, содержащий взвешенные частицы. Интенсивность уменьшается вследствие поглощения и рассеяние светового потока.

Фактор   эквивалентности ( f ) - это число, показывающее какая часть моля вещества равноценна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной, окислительно-восстановительной реакции

Химический анализ - это получение опытным путем данных о составе и свойствах объектов

Хроматография- это физико-химический метод разделения и определения веществ, основанный на распределении компонентов между двумя фазами, неподвижной и подвижной.

Чувствительностью реакции называют самую малую концентрацию ионов, которую можно открыть с помощью данной реакции при определенных условиях ее выполнения.

Эквивалент – частица с единичным зарядом

Эквивалентом называется такая часть атома, иона или молекулы, которая химически равноценна (эквивалентна) одному иону
водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.

Эквивалентной электрической проводимостью называют проводимость раствора, содержащего 1 моль эквивалента вещества, находящегося между двумя параллельными электродами, расстояние между которыми 1 см.

Электроды I рода – это металлические  или газовые электроды, погруженные в раствор своих ионов и обратимые по отношению к этим ионам.

Электроды II рода – металлические электроды покрытые весьма труднорастворимой  их солью и опущенные в раствор хорошо растворимой соли имеющей общий анион с малораствримой солью

Электропроводностью называют величину, обратную электрическому сопротивлению

9. СОДЕРЖАНИЕ ЛЕКЦИОННЫХ ЗАНЯТИЙ

Лекция №1

Тема: Аналитическая химия, ее задачи и значение в подготовке технологов общественного питания.

Цель: 

Обучающая– изучить значение аналитической химии и методы качественного и количественного анализа, рассмотреть условия их проведения;
Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1.Предмет и задачи аналитической химии

2.Методы качественного и количественного анализа

Основой любого химического исследования является совокупность различных химических наук, каждая из которых нуждается в результатах химического анализа, поскольку установленный точный химический состав продукции  – основа и результат деятельности химического предприятия.

     Целью аналитической химии становится определение концентрации веществ в продукции различных предприятий.

Аналитическая химия - это наука о способах идентификации химических соединений, о принципах и методах определения химического состава веществ и их структуры.

 Аналитическая химия - наука о методах и средствах химического анализа. Под химическим анализом понимают совокупность действий, которые позволяют получить информацию о химическом составе изучаемого объекта.

Аналитическая химия включает в себя два основных раздела: качественный анализ и количественный анализ.

Качественный анализ решает вопрос о том, из каких компонентов состоит анализируемый объект, а количественный - о количественном содержании каждого или всех компонентов, которые входят в состав изучаемого объекта.

Она является научной основой химического анализа.

Химический анализ - это получение опытным путем данных о составе и свойствах объектов. Впервые это понятие научно обосновал Р. Бойль в книге «Химик - скептик» (1661 г.) и ввел термин «анализ».

Г. Оствальд писал: «Аналитическая химия, или искусство распознавать вещества или их составные части, занимает среди приложений научной химии особое место, так как вопросы, на которые она дает возможность ответить, возникают всегда при попытке воспроизвести химические процессы для научных или технических целей. Благодаря такому своему значению аналитическая химия с давних пор встречает постоянную заботу о себе…».

Длительное время в аналитической химии господствовали так называемые «классические» методы анализа. Анализ рассматривался как «искусство» и резко зависел от «рук» экспериментатора. Технический прогресс требовал более быстрых, простых методов анализа. В настоящее время большинство массовых химических анализов выполняется с помощью полуавтоматических и автоматических приборов. При этом цена оборудования окупается его высокой эффективностью.

Методы аналитической химии можно разделить следующим образом: методы пробоотбора, разложения проб, разделения компонентов, обнаружения и определения. У методов обнаружения и определения много общего.

По характеру измеряемого свойства их можно разделить на химические, физические и биологические.

Несмотря на то, что принципы этих методов различны и часто связаны с областями науки, далекими от аналитической химии, однако под них подводится общий фундамент, связанный с обнаружением и измерением количества вещества. При этом особое значение приобретают вопросы метрологии химического анализа.

Аналитическая химия является не только частью химии, но тесно связана с другими науками, особенно с физикой, а также с техникой. На основе принципов и закономерностей этих дисциплин аналитическая химия создает методы анализа.

С другой стороны она обеспечивает многие другие дисциплины методами и методиками, что в значительной степени предопределяет их успех.

У аналитической химии есть фундаментальный и прикладной аспекты.

В связи с этим необходимо видеть разницу между аналитической химией (фундаментальный аспект) и аналитической службой (прикладной аспект). Следует иметь ввиду, что совершенствование аналитической службы возможно только на базе исследований.

Аналитическая химия тесно связана с разными отраслями химической науки и производства. Ее методами пользуются в сельском хозяйстве, геологии, металлургии, биохимии, медицине, физике и т.д.

Каждая отрасль хозяйства страны имеет прикладную аналитическую службу, которая занимается определением качества сырья и продукции соответствующей отрасли.

Качественный анализ - это процесс идентификации вещества, позволяющий установить из каких химических элементов состоит исследуемая проба, какие ионы, функциональные группы или молекулы входят в ее состав. При изучении неизвестного вещества вначале выполняют качественный анализ, а затем количественный. В зависимости от состава исследуемой смеси различают: анализ неорганических веществ, включающий определение катионов и анионов; анализ органических веществ, который подразделяют на элементный анализ - обнаружение и определение элементов, и функциональный анализ - анализ функциональных групп, состоящих из нескольких химических элементов и имеющих определенные свойства; молекулярный анализ - анализ отдельных химических соединений.

Задачей качественного анализа является установление состава  вещества, то есть выяснение из каких атомов, молекул, ионов и т.д. состоит вещество. Качественный анализ можно проводить химическими, физико-химическими и физическими методами.

Химические методы основаны на использовании аналитических реакций, проводимых с анализируемым веществом с помощью реактивов. Аналитическая реакция должна сопровождаться такими изменениями в системе, которые можно зафиксировать визуально или с помощью того или иного прибора. Если изменение, на основании которого можно сделать вывод о наличии в анализируемом веществе определенных компонентов, отмечается визуально, то соответствующий метод относится к классическому химическому методу. Если изменение в системе при выполнении аналитической реакции регистрируется с помощью физического прибора, то применяемый метод является физико-химическим.

Качественный анализ может быть осуществлен и без помощи аналитической реакции, а путем проведения определенных физических операций. Соответствующие методы относятся к физическим. Так как при проведении анализа физико-химическими и физическими методами применяют специальные приборы, эти методы часто называют инструментальными.

Макро-, полумикро-, микрометоды анализа

В зависимости от массы анализируемого вещества и объема растворов методы анализа делят на макро-, полумикро-, микро-, ультрамикро-, субмикро- и субультрамикрометоды. Соответственно различают и технику выполнения отдельных операций.

Наиболее широкое применение в качестве анализа получил полумикрометод с элементами микроанализа. Этот метод имеет ряд преимуществ: для выполнения реакции расходуется небольшое количество анализируемого вещества и реактивов; сокращается время, затрачиваемое на выполнение анализа, за счет замены фильтрования осадков центрифугированием; резко сокращается выброс вредных газообразных веществ, тем самым улучшаются санитарно-гигиенические условия работы.

«Сухой» метод анализа

При выполнении анализа «сухим» методом исследуемые вещества и реактивы находятся в твердом состоянии. Большинство подобных определений связаны с нагреванием и образуют группу пирохимических методов анализа. К ним относят метод окрашивания пламени, метод окрашивания «перлов» буры, соды и других соединений, метод нагревания в калильной трубке и др. К «сухим» методам анализа относят и метод растирания порошков.

Метод окрашивания пламени основан на способности некоторых элементов и их соединений (щелочные, щелочноземельные металлы, медь, бор и др.) окрашивать пламя в определенный цвет. Например:

натрий  – желтый,

калий    –  фиолетовый,

кальций –  кирпично-красный,

стронций – карминово-красный,

барий –      желтовато-зеленый,

медь  –       ярко-зеленый.

Пробу на присутствие иона проводят с помощью тщательно очищенной платиновой или нихромовой проволочки, один конец которой вплавлен в стеклянную трубку небольшого диаметра, а другой согнут в маленькую петлю (ушко). Ушко раскаленной проволочки вводят в анализируемое вещество, а затем вносят в наиболее горячую часть газовой горелки.

Метод образования окрашенных «перлов». Некоторые вещества при сплавлении с тетраборатом натрия Na2B4O7∙10Н2О, «фосфатной солью» NaNH4HPO4∙4H2O и другими соединениями дают окрашенные стекла – «перлы». Для получения «перла» буры ушко раскаленной платиновой проволочки вводят в твердую   буру,   нагревают   в   пламени   горелки   до   прекращения вспучивания, охлаждают и, коснувшись полученным «перлом» анализируемого вещества, вновь вводят ушко проволочки в пламя горелки, а затем охлаждают. По окраске «перла» судят о присутствии того или иного элемента.

Если вещество совсем не возгоняется, в его составе отсутствуют летучие компоненты. Судить о присутствии тех или иных соединений можно по окраске возгона. Так, соли аммония, хлорид и бромид ртути, оксиды мышьяка и сурьмы дают белый возгон, сернистые соединения ртути и мышьяка, иодид ртути, сера – желтый возгон; другие соединения ртути, мышьяка, иодиды – серый или черный возгон.

Наряду с возгонкой при нагревании может происходить выделение различных газов и паров, что даст информацию о качественном составе вещества. Например, кислород выделяется, если в анализируемой пробе присутствуют перманганаты, нитраты, пероксиды и др.; оксид углерода (IV) СО2 выделяется при разложении карбонатов; оксиды азота – при разложении нитратов и нитритов; пары воды – при разложении кристаллогидратов, гидроксидов, органических соединений и т. д.

Калильная трубка представляет собой пробирку из тугоплавкого стекла или кварца длиной 5–6 см, диаметром 0,5 см. Небольшое количество анализируемого вещества насыпают в трубку, медленно и осторожно нагревают в пламени горелки и наблюдают за происходящим явлением.

Метод растирания порошков. Присутствие ионов того или иного элемента обнаруживают по образованию соединений с характерным цветом или запахом. Так, при растирании смеси тиоцианата аммония NH4NCS или тиоцианата калия KNCS с солями Fe3+ появляется красно-бурое окрашивание, а с солями Со2+ – синее. Растирание проводят в фарфоровой ступке или на специальной фарфоровой пластинке.

Все «сухие» методы анализа используют только для вспомогательных или проверочных определений.

«Мокрый» метод анализа

Большинство аналитических реакций выполняют «мокрым» методом, т. е. проводят реакции с растворами. При анализе неорганических веществ реакции проходят между ионами, присутствующими в растворах анализируемых веществ и реактивов. Следовательно, механизм протекающих реакций может быть представлен только ионным уравнением. Например, для реакции

Pb(NO3)2 + 2KI   →  PbI2↓ + 2KNO3

уравнение в ионной форме имеет вид:

Рb2+ +2I  → РbI2↓.

Из ионного уравнения видно, что осадок РbI2 образуется при взаимодействии катионов Рb2+ и анионов I.

Один и тот же элемент может существовать в растворах в виде разных ионов: Fe3+Fe2+;  Zn2+ZnO22–; Mn2+ MnO4MnO42– ; Sn2+SnO22–SnO32– и т. д. Каждый из этих ионов имеет свои характерные реакции.

Выполняют реакции «мокрым» методом в химических или центрифужных пробирках и на фильтровальной бумаге.

Выводы: Аналитическая химия - наука о методах и средствах химического анализа. Аналитическая химия включает в себя два основных раздела: качественный анализ и количественный анализ.

Методы аналитической химии можно разделить следующим образом: методы пробоотбора, разложения проб, разделения компонентов, обнаружения и определения. У методов обнаружения и определения много общего.

По характеру измеряемого свойства их можно разделить на химические, физические и биологические.

Несмотря на то, что принципы этих методов различны и часто связаны с областями науки, далекими от аналитической химии, однако под них подводится общий фундамент, связанный с обнаружением и измерением количества вещества. При этом особое значение приобретают вопросы метрологии химического анализа.

Вопросы по теме:

1. Дайте определение аналитической химии

2. Какие два раздела включает в себя аналитическая химия

3. Как разделяются методы аналитической химии?

4. Дайте определение понятию качественный анализ

5. В чем отличие качественного анализа от количественного?

Лекция №2

Тема: Общая характеристика катионов первой аналитической группы.

Цель: 

Обучающая – изучить классификацию катионов и анионов, рассмотреть общую характеристику катионов первой аналитической группы и ее значение;
Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Классификация катионов и анионов.

2. Общая характеристика катионов первой аналитической группы.

Разделение катионов на аналитические группы

 

При систематическом ходе анализа катионы выделяют из сложной смеси не поодиночке, а целыми группами, пользуясь их одинаковым отношением к действию некоторых реагентов, называемых групповыми реагентами.

Групповой реагент, в общем случае, должен удовлетворять следующим требованиям:

- групповой реагент должен осаждать отделяемые ионы практически полностью, то есть их концентрация в растворе после осаждения не должна превышать 10-6 моль/л;

- полученный после действия группового реагента осадок должен легко переводиться в раствор (растворяться в кислотах, растворах комплексообразующих лигандов и т. д.);

- избыток группового реагента не должен мешать определению ионов, оставшихся в растворе.

Дальнейшее разделение и обнаружение ионов проводят внутри групп.

Применяя различные групповые реагенты катионы классифицируют по аналитическим группам. Наиболее распространенными являются сероводородная (сульфидная) и кислотно-основная классификации катионов, которым соответствуют сероводородный (сульфидный) и кислотно-основной методы качественного химического анализа. Сероводородный метод анализа в настоящее время применяется редко, так как он требует получения и применения токсичного сероводорода. В связи с этим на первый план выходит кислотно-основная классификация, хотя она менее детально проработана и менее совершенна, чем сероводородная.

По сероводородной классификации все катионы делят на пять аналитических групп в соответствии со схемой, приведенной на рис.2.

Рис.2. Разделение катионов на аналитические группы по сероводородной классификации

Разделение начинают с выделения пятой аналитической группы действием хлористоводородной кислоты (групповой реагент на пятую аналитическую группу), в результате чего образуется нерастворимый в кислотах осадок хлоридов серебра, свинца и ртути(I).

Групповым реагентом на четвертую аналитическую группу является сероводород, который пропускают через подкисленный (рН = 0,5) раствор, содержащий катионы I-IV аналитических групп. При этом в осадок выпадают сульфиды меди, кадмия, висмута, ртути(II), сурьмы(III,V) и мышьяка(III,V), которые не растворяются в минеральных кислотах, но хорошо растворимы в HNO3 (кроме HgS, который растворяют в «царской водке» – смесь конц. HCl и HNO3).

Катионы третьей аналитической группы выделяют из раствора действием сульфида аммония (групповой реагент на третью аналитическую группу) в присутствии аммонийной буферной смеси (pH = 9). При этом образуются малорастворимые гидроксиды алюминия и хрома, а также сульфиды железа(III,II), кобальта, никеля, марганца и цинка, растворимые в разбавленных минеральных кислотах, например, в HCl (за исключением CoS и NiS, для растворения которых необходимо добавление окислителя, например, Н2О2).

На оставшиеся в растворе катионы первой и второй группы действуют раствором карбоната аммония (групповой реагент на вторую аналитическую группу) при рН = 9, в результате чего в осадок выпадают карбонаты катионов второй аналитической группы – бария, стронция и кальция, хорошо растворимые в кислотах, в том числе и уксусной.

После отделения карбонатов второй группы в растворе остаются катионы аммония, натрия, калия и магния, относящиеся к первой аналитической группе и не имеющие группового реагента.

В рамках кислотно-основной классификации катионы подразделяют на шесть аналитических групп (табл.1).

Таблица 1

Кислотно-основная классификация катионов

Группа

Катионы

Групповой реагент

I

Na+, K+, NH4+

Нет

II

Ag+, Hg22+, Pb2+

Раствор HCl

III

Ca2+, Sr2+, Ba2+

Раствор  H2SO4

IV

Zn2+, Al3+, As3+, As5+, Cr3+

Раствор NaOH + Н2О2

V

Mg2+, Sb3+, Sb5+, Bi3+, Mn2+, Fe2+, Fe3+

Раствор NaOH или NH3 (конц.)

VI

Cu2+, Cd2+, Hg2+, Co2+, Ni2+

Раствор NH3 (конц.)

Общая характеристика катионов I группы

Первую аналитическую группу составляют катионы Ag+, Pb2+ Hg2+. Элементы, соответствующие этим катионам, находятся в разных группах периодической системы Д. И. Менделеева. Ag+и Hg2+ –катионы d-элементов имеют электронную формулу внешнего энергетического уровня соответственно 4s24p'4d10 (Ag+) и 5s25p65dI0 (Hg+), т. е. устойчивый 18-электронный внешний энергетический уровень. Рb2+ – катион р-элемента, электронная формула внешнего энергетического уровня 6s2, предыдущий 5-й уровень имеет 18 электронов.

Эти катионы образуют нерастворимые в воде хлориды, поэтому групповым реактивом I группы является хлороводородная кислота НС1. Растворимость хлоридов различна. У РbС12 она наибольшая и значительно увеличивается при повышении температуры и при температуре 373 К достигает 1,2-10–1 моль/л. Это свойство хлорида свинца дает возможность отделять РbС12 от AgCl и Hg2Cl2.

Большая растворимость РbС12 не позволяет практически полностью осадить катионы Рb2+ из раствора при действии НС1. Поэтому при анализе смеси катионов нескольких групп ион Рb2+ осаждается серной кислотой и частично попадает во II группу.

Большинство солей катионов I группы нерастворимы в воде. Растворимы лишь нитраты этих катионов и ацетаты серебра и свинца.

Катионы Ag+, Pb2+, Hg22+  бесцветны, поэтому большинство их соединений не окрашено. Однако поляризующее действие этих ионов и их способность поляризоваться приводит в ряде случаев к образованию окрашенных продуктов реакции из бесцветных ионов  (PbS, PbI2, Hg2I2, AgBr, AgI и др.).

Как и все катионы d-элементов Ag+ и Hg2+ способны к комплексообразованию. Это свойство характерно и для катионов Рb2+.

Катионы Ag+ и Hg22+ при действии щелочей дают неустойчивые гидроксиды, которые разлагаются с образованием оксидов Ag2O и Hg2O. Катиону Рb2+ соответствует гидроксид Рb(ОН)2, проявляющий амфотерные свойства, что используют для определения и растворения различных соединений свинца.

Катионы I группы подвергаются гидролизу, водные растворы этих солей имеют кислую реакцию. Эти катионы способны изменять степень окисления, вступая в окислительно-восстано-вительные реакции. Так, Рb2+ окисляется до Pb4+, a Hg22+ до Hg2+.

Действие группового реактива на катионы I группы

Групповой реактив – 2М раствор НС1 – дает с катионами Ag+, Pb2+, Hg22+ осадки хлоридов белого цвета:

Ag+ + Cl   → AgCl ↓;

Рb2+ + 2Cl   →   PbС12  ↓;

Hg22+ + 2Cl  →  Hg2Cl2  ↓.

1. Осадок  AgCl   растворяется   в  растворе аммиака. Эту реакцию используют для отделения AgCl от Hg2Cl2:

AgCl + 2NH4OHAg(NH3)2+ + Cl + 2Н2О.

При подкислении образовавшегося амминокомплекса азотной кислотой последний разрушается с образованием осадка AgCl:

[Ag(NH3)2]Cl  +  2HNO3 → AgCl ↓ + 2NH4NO3

Ag( NH3)2+  +  Cl + 2H+ → AgCl ↓ + 2NH4+.

Этот комплекс разрушается и иодидом калия KI, при этом выпадает светло-желтый осадок AgI:

Ag (NH3)2+  +  I–  + 2Н2О → AgI ↓ + 2NH4OH.

Эти реакции служат для обнаружения иона Ag+.

Выполнение реакции. Осадок AgCl взмутить и разделить на две части. К первой добавить 1–2 капли 2 М раствора HNO3, ко второй – по каплям и при перемешивании 2 М раствор аммиака до растворения осадка. Полученный раствор разделить на две части. К одной прибавить 2 М раствор HNO3 до кислой реакции, ко второй – 2–3 капли раствора KI.

2.   Осадок   РbС12  растворяется в горячей воде. Это свойство осадка используют для его отделения от AgCl и Hg2Cl2.

Выполнение реакции. К осадку РbС12 добавить 0,5 мл дистиллированной воды и нагреть при перемешивании. Наблюдать растворение осадка при нагревании и последующее осаждение при охлаждении.

Выводы: При систематическом ходе анализа катионы выделяют из сложной смеси не поодиночке, а целыми группами, пользуясь их одинаковым отношением к действию некоторых реагентов, называемых групповыми реагентами.

Применяя различные групповые реагенты катионы классифицируют по аналитическим группам. Наиболее распространенными являются сероводородная (сульфидная) и кислотно-основная классификации катионов, которым соответствуют сероводородный (сульфидный) и кислотно-основной методы качественного химического анализа.

Разделение начинают с выделения пятой аналитической группы действием хлористоводородной кислоты (групповой реагент на пятую аналитическую группу), в результате чего образуется нерастворимый в кислотах осадок хлоридов серебра, свинца и ртути(I).

Первую аналитическую группу составляют катионы Ag+, Pb2+ Hg2+..

       Вопросы:

1. Требования к групповым реагентам

2. Кислотно-основная классификация на чем основана

3. Какой реактив является  групповым  на I аналитическую  группу  катионов?

4. Можно ли практически полностью осадить катион Рb2+ действием НС1?

5. Как выполняется реакция обнаружения  Рb2+  действием KI?

Лекция №3

Тема:  Общая характеристика катионов второй аналитической группы.

Цель: 

Обучающая– изучить общую характеристику катионов второй аналитической группы и ее значение;
Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Характеристика катионов второй аналитичексой группы.

2.  Частные аналитические реакции на ион бария

Общая характеристика катионов II группы

Ко второй аналитической группе относят катионы Ва2+, Sr2+, Са2+. Они соответствуют элементам главной подгруппы II группы периодической системы Д. И. Менделеева. Это катионы s-элементов. Они имеют устойчивую 8-электронную формулу внешнего энергетического уровня s2p6 Поэтому степень окисления этих катионов постоянна, и они не вступают в окислительно-восстановительные реакции.

С анионами сильных кислот, кроме H2SO4, катионы Ва2+, Sr2+, Ca2+ дают растворимые соли. Сульфаты, карбонаты, фосфаты, хроматы и оксалаты этих катионов труднорастворимы в воде, причем растворимость соединений уменьшается с увеличением ионного радиуса катиона (от Са2+ к Ва2+).

Групповой реактив H2SO4 осаждает катионы II группы в виде сульфатов, нерастворимых в кислотах и щелочах. Поскольку растворимость CaSO4 достаточно большая, осадить катион Са2+ разбавленным раствором H2SO4 практически полностью не удается. Для достижения полноты осаждения его проводят в присутствии этанола, понижающего растворимость CaSO4.

Гидроксиды катионов II группы проявляют основные свойства, усиливающиеся с возрастанием ионного радиуса. В этом же направлении повышается и растворимость гидроксидов.

Катионы II группы бесцветны, окраска их соединений определяется только окраской аниона. Соли этих катионов, образованные сильными кислотами, не гидролизуются. Реакции комплексообразования с неорганическими реагентами для катионов Ва2+, Sr2+, Ca2+ малохарактерны. При взаимодействии с некоторыми органическими реагентами образуются прочные растворимые внутрикомплексные соединения. Для катионов II группы характерны реакции окрашивания пламени.

Действие группового реактива на катионы II группы

Серная кислота и растворимые сульфаты с катионами Ва2+, Sr2+, Ca2+ образуют осадки сульфатов белого цвета:

Ba2+ + SO42–   →   BaSO4↓,

Sr2+ + SO42–   →   SrSO4↓,

Ca2+ + SO42–   →   CaSO4↓.

Ввиду сравнительно большой растворимости CaSO4 ион Са2+ разбавленным раствором H2SO4 полностью осадить нельзя. Его осаждают при действии концентрированного или спиртового раствора H2SO4.

Сульфаты катионов второй группы нерастворимы в кислотах и щелочах. Поэтому для получения в растворе свободных ионов Ва2+, Sr2+, Ca2+ сульфаты переводят в карбонаты, а последние растворяют в уксусной кислоте. Например:

BaSO4 + CO32–   → ВаСО3 + SO42– ,

ВаСО3 + 2СН3СООН  →   Ва2++ 2СН3СОО + CO2 + Н2О.

Однако CaSO4, в отличие от SrSO4, растворим в насыщенном растворе (NH4)2SO4 вследствие образования растворимого комплекса CaSO4:

Са2+ + SO42–   →  CaSO4↓.

Эту реакцию используют для разделения катионов Са2+ и Sr2+.

Выполнение реакций:

а. В три пробирки поместить по 2–3 капли растворов ВаС12, SrCl2, СаС12, прибавить в каждую пробирку 1–2 капли 1 М раствора H2SO4, перемешать. Убедиться, что осадок CaSO4 не выпал. Прибавить в пробирку с раствором СаС12 2 капли этанола, перемешать, наблюдать осаждение CaSO4. Получить осадок CaSO4, прибавив к 2–3 каплям раствора СаС12 1–2 капли концентрированного раствора H2SO4. Осадки BaSO4 и SrSO4 разделить на две части, осадок CaSO4 – на три части. Исследовать растворимость сульфатов в кислотах, щелочах и растворимость CaSO4 в насыщенном растворе (NH4)2SO4 при нагревании.

б. В пробирки поместить по 3 капли растворов ВаС12, SrCl2, СаС12, прибавить 5 капель этанола и 9–10 капель 1 М раствора H2SO4, перемешать. Осадок отцентрифугировать и промыть дистиллированной водой. К промытому осадку сульфатов прибавить 2 мл 5 М раствора К2СО3, взмутить осадок и перенести смесь в фарфоровую чашечку. Кипятить 4–5 мин, после охлаждения добавить 1–2 мл дистиллированной воды, перемешать, дать отстояться и слить прозрачный слой жидкости, содержащий ион SO42–. Осадок вновь обработать раствором К2СО3, повторив все операции и заменив сливание раствора сульфата центрифугированием. Осадок промыть дистиллированной водой 2–3 раза до полного удаления ионов SO42– и растворить, добавляя по каплям и при перемешивании 2 М раствор СНзСООН.

Условие проведения реакции. Осаждение сульфатов 1 М раствором H2SO4 проводят в присутствии этанола.

Частные аналитические реакции ионов  Ba2+

Хромат калия К2СrO4 и дихромат калия К2Сr2О7 дают с  ионами  Ва2+ желтый  кристаллический  осадок ВаСrО4:

Ва2+ + СrО42–   →   ВаСrО4↓,

2BaCl2 + K2Cr2O7 + H2O   →   2BaCrO4↓ + 2КС1 + 2НС1,

2Ва2 + + Сr2О72–  + Н2О   →  2BaCrO4 ↓ + 2Н+.

Осадок ВаСrО4 не растворяется в СН3СООН, но растворяется в сильных кислотах HNO3, HC1. Осаждение ионов Ва2+ раствором К2Сr2О7 не идет до конца вследствие частичного растворения ВаСrО4 в сильной кислоте, которая образуется в результате реакции (см. уравнение). При добавлении CH3COONa сильная кислота замещается на слабую СНзСООН, в которой ВаСrО4 не растворяется.

Н+ + СН3СОО  →   СНзСООН.

При этом образуется буферная смесь (СН3СООН + + CH3COONa) с рН = 4 – 5, обеспечивающая полноту осаждения ВаСrО4. В отличие от ВаСrО4 (KS0 = 1,2 ∙10–10) осадок SrCrO4 (KS0 = 3,6∙10–5) растворяется в СН3СООН, поэтому не может быть осажден при данном значении рН. Осадок СаСrО4 (KS0 = 7,1·10–4), являясь наиболее растворимым, также не осаждается при данных условиях. Следовательно, эта реакция может быть использована как для обнаружения иона Ва2+ в присутствии ионов Са2+ и Sr2+, так и для отделения иона Ва2+ от этих ионов.

Выполнение реакций. К 2–3 каплям ВаС12 прибавить 1–2 капли раствора К2СгO4 . Полученный осадок разделить на две части и исследовать его растворимость в НС1 или HNO3 и в СН3СООН, прибавив к осадку по 3–4 капли 2 М раствора кислоты. В другую пробирку поместить 2–3 капли раствора ВаС12, прибавить 4–5 капель раствора К2Сr2О7 и 2–3 капли раствора CH3COONa.

Условия проведения реакции – слабокислая среда, при наличии ацетатного буферного раствора. Реакции мешает присутствие катионов Рb2+.

Родизонат натрия H2СбО6 с ионами бария образует красно-бурый осадок родизоната бария ВаС6О6, который при действии НС1 становится розово-красным вследствие превращения в гидрородизонат бария:

Выполнение реакции. На фильтровальную бумагу нанести каплю раствора ВаС12 и каплю реактива. На красно-бурое пятно образовавшегося осадка подействовать каплей 0,5 М раствора НС1. Наблюдать изменение окраски осадка.

Реакция окрашивания пламени. Летучие cоли бария окрашивают бесцветное пламя в зеленый цвет.

Выводы: Ко второй аналитической группе относят катионы Ва2+, Sr2+, Са2+. Они соответствуют элементам главной подгруппы II группы периодической системы Д. И. Менделеева.

Групповой реактив H2SO4 осаждает катионы II группы в виде сульфатов, нерастворимых в кислотах и щелочах.

Вопросы:

  1.  Какова сравнительная растворимость сульфатов катионов II группы?
  2.  Как понизить растворимость сульфата кальция CaSO4?
  3.  Как переводят в раствор сульфаты II группы?
  4.  В чем растворяют карбонаты катионов II группы?
  5.  С  помощью какого  реактива  открывают Ва2+ в присутствии  Sr2+  и Са2+?

Лекция №4

Тема: Общая характеристика третьей аналитической группы катионов

Цель: 

Обучающая– изучить общую характеристику катионов третьей аналитической группы и ее значение;
Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Общая характеристика катионов третьей аналитической группы.

2. Частные аналитические реакции на ион Zn2+

Общая характеристика катионов III группы

К третьей группе относят катионы Zn2+, Al3+, Cr3+, Sn2+, Sn4+, гидроксиды которых проявляют амфотерные свойства. Групповыми реактивами являются щелочи: КОН, NaOH. Гидроксиды катионов III группы растворяются  в избытке щелочи  и переходят в раствор в виде комплексных ионов Zn(OH)42–,  А1(ОН)4 , Сr(ОН)4 , Sn(OH)42–, Sn(OH)62– (при иной форме записи реакций эти ионы записывают соответственно ZnO22–, AlO2, CrO2, SnO22–, SnO32–). Эти анионы устойчивы только в сильнощелочной среде. В кислой среде ионы III группы существуют в виде гидратированных катионов Zn2+, A13+, Cr3+, Sn2+, Sn4+.

Соли катионов III группы подвергаются гидролизу, при этом соли катионов А13+ и Сг3+ и очень слабых летучих кислот (сульфиды, карбонаты) гидролизуются полностью и не могут существовать в водных растворах.

Катионы Zn2+ и А13+, будучи образованными элементами с законченными 8- и 18-электронными внешними уровнями, имеют постоянную степень окисления и не участвуют в окислительно-восстановительных реакциях. Хром и олово проявляют в соединениях переменную степень окисления (Sn2+ Sn4+; Сг3+CrO42–Cr2O72–), поэтому для обнаружения их ионов используют окислительно-восстановительные реакции. При действии на катионы III группы избытка щелочи в присутствии пероксида водорода все ионы переменной степени окисления находятся в растворе в высшей степени окисления (CrO42–, SnO32–). Окислительно-восстановительные свойства ионов часто зависят от кислотности раствора. Так, восстановительные свойства иона Sn2+ усиливаются при повышении рН раствора (в кислой среде E0 (Sn4+/Sn2+) = 0,15 В; в щелочной среде E0 (Sn4+/Sn2+) = 0,93 B) окислительные свойства ионов CrO42– и Cr2O72– усиливаются с понижением рН раствора (в щелочной среде E0 (CrO42–/Сr(ОН)3) = 0,12 В; в кислой среде E0 (CrO42–/ Сr3+  = 1,33 B).

Все катионы III группы склонны к комплексообразованию. Для катиона Zn2+ наиболее характерны амминокомплексы Zn(NH3)j2+, для иона Sn4+ – хлориды SnClj4–j, где j=1 ÷ 6.

Хлориды, нитраты, сульфаты катионов III группы растворимы в воде. Соединения катионов Zn2+, A13+, Sn2+, Sn4+ бесцветны, все соединения хрома окрашены в цвет соответствующего иона: CrO42– – желтого цвета, Сr2О72– – оранжевого, Сr3+ – сине-зеленого.

Действие группового реактива на катионы III группы

При взаимодействии катионов III группы с гидроксидами натрия или калия образуются осадки соответствующих гидроксидов:

А13+ + 3ОН  →   А1(0Н)з↓,

Cr3+ + 3ОН   →   Cr(OH)3↓, 

Zn2+ + 2ОН   →  Zn(OH)2↓,

Sn2+ + 2ОН   →   Sn(OH)2↓,

Sn4+ + 4ОН   →  Sn(OH)4↓.

Гидроксиды растворяются в избытке щелочи

А1(ОН)3 +  ОН   →  A1O2–   + 2H2O,

Сr(ОН)3 +  ОН   →  CrO2  + 2О,

Zn(OH)2 + 2ОН   → ZnO22– +2H2O,

Sn(OH)2 + 2ОН   →  SnO22–+2H2O,

Sn(OH)4 + 2ОН   → SnO32–  +2H2O

и в кислотах:

А1(ОН)3 + 3Н+ → А13+ + 3Н2О,

Сr(ОН)3 + 3Н+ → Сr3+ + 3Н2О,

Zn(OH)2 + 2Н+Zn2+ + 2Н2О,

Sn(OH)2 + 2Н+Sn2+ + 2Н2О,

Sn(OH)4 + 4H+  → Sn4+ + 4H2O.

Гидроксид хрома Сr(ОН)3 не растворяется в избытке щелочи в присутствии ионов Zn2+ вследствие образования цинката хрома Cr2(ZnO2)3. Этого удается избежать, если гидроксид хрома растворяют в избытке щелочи в присутствии Н2О2, при этом образуются СrO42– -ионы.

При кипячении CrO2  гидролизуется с образованием осадка Сr(ОН)3:

СгО2  + 2Н2О  → Сr(ОН)3↓ + ОН.

Выполнение реакций. В пять пробирок поместить по 3–4 капли солей алюминия, цинка, хрома, олова (II) и олова (IV). Добавить в каждую пробирку 1–2 капли 2 М раствора NaOH. Отметить цвет и характер каждого осадка. Образовавшиеся осадки разделить на две части и исследовать их растворимость в избытке щелочи и в НС1. Раствор хромита разбавить водой и нагреть на водяной бане до выпадения осадка Сr(ОН)3. К растворам алюмината и станната прибавить кристаллический NH4C1 или несколько капель насыщенного раствора NH4C1, нагреть до образования осадков А1(ОН)3 и Sn(OH)4. В отдельную пробирку поместить 3 капли раствора соли хрома и 3 капли раствора соли цинка, перемешать, добавить 10 капель 2 М раствора NaOH, убедиться, что осадок не растворяется в избытке щелочи.

Частные аналитические реакции ионов  Zn2+

Раствор дитизона в хлороформе или четыреххлористом углероде дает  с  ионами Zn2+   внутрикомплексную соль малиново-красного цвета.

Выполнение реакций. В пробирку поместить 2–3 капли раствора соли цинка, прибавить 2 мл ацетатного буферного раствора и 2–3 капли раствора дитизона в хлороформе. Перемешать и наблюдать малиновое окрашивание обоих слоев. В присутствии ионов цинка слой органического растворителя (CCl4) окрашивается в красный цвет.  В отсутствие ионов Zn2+ водный слой окрашивается в оранжевый цвет. Определению мешают А13+, Сr3+ и Sn2+.

Гексацианоферрат(II) калия K4[Fe(CN)6] с ионами Zn2+ образует белый осадок гексацианоферрата(II) калия-цинка K2Zn3[Fe(CN)6]2,  нерастворимый  в  разбавленной  НС1:

2K+ + 3Zn2++2Fe(CN)64–   →   K2Zn3[Fe(CN)6]2↓.

Реакция позволяет открыть Zn2+-ион в присутствии А13+-иона.

Выполнение реакций. К 2–3 каплям раствора ZnCl2 прибавить 3–4 капли реактива. Полученный осадок исследовать на растворимость в 2 М НС1.

Выводы: К третьей группе относят катионы Zn2+, Al3+, Cr3+, Sn2+, Sn4+, гидроксиды которых проявляют амфотерные свойства. Групповыми реактивами являются щелочи: КОН, NaOH.

Все катионы III группы склонны к комплексообразованию. Для катиона Zn2+ наиболее характерны амминокомплексы Zn(NH3)j2+, для иона Sn4+ – хлориды SnClj4–j, где j=1 ÷ 6

Вопросы:

1. Какое свойство гидроксидов катионов III группы позволило выделить их в отдельную аналитическую группу?

2. Для каких катионов III группы характерны окислительно-восстановительные реакции

3. С помощью какого реактива можно отделить катион Zn2+ от остальных катионов III группы?

Лекция №5

Тема: Общая характеристика катионов четвертой аналитической группы.

Цель: 

Обучающая– изучить общую характеристику катионов четвертой аналитической группы и ее значение;
Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Общая характеристика катионов четвертой аналитической группы

2. Частные аналитические реакции ионов  Fe2+

Общая характеристика катионов

IV аналитической группы

К четвертой аналитической группе относят катионы Fe2+, Fe3+, Mn2+, Mg2+, Bi3+, Sb (III), Sb(V). Они образованы элементами, имеющими различную электронную конфигурацию атома (Mgs-элемент; Bi, Sb – р-элементы; Fe, Mnd-элементы), поэтому свойства этих катионов различны. Объединяет их то, что гидроксиды катионов IV группы не растворяются в щелочах и в растворе аммиака. Следовательно, катионы этой группы могут быть выделены из смеси катионов всех групп действием щелочей. Раствор щелочи – групповой реактив на катионы этой группы.  

Наименее растворимые гидроксиды образуются при более низких значениях рН растворов. Так, Fe(OH)3 осаждается при рН = 2,3 ÷ 4,1, a Fe(OH)2 –при рН = 7,5 ÷9,7. Наиболее растворимые гидроксиды катионов Fe2+, Mn2+, Mg2+ не осаждаются в присутствии солей аммония, понижающих рН раствора.

Соли катионов IV группы подвергаются гидролизу, степень гидролиза их различна, что подтверждается значением рН их 0,25 М растворов нитратов:

Наиболее легко гидролизуются соли висмута и сурьмы, которые при растворении в воде дают белые осадки основных солей.

Катионы Fe2+, Bi3+ и Мп2+ могут изменять степень окисления – Fe2+ до Fe3+; Bi3+ до Bi (V) и Bi°; Mn2+ до Mn(lV), Mn(VI) и Mn(VII) – и участвовать в окислительно-восстановительных реакциях.

Катионы Fe2+, Fe3+, Bi3+, Sb3+ склонны к комплексообразованию. В практике анализа используют оранжевый  комплекс BiI4; в солянокислых растворах сурьма (III) и (V) существует в виде хлоридных комплексов SbCl63–, SbCl6; маскировку Fe(II) и Fe(III) часто проводят путем перевода их в прочные бесцветные комплексы.

Ионы Mn2+, Bi3+, Sb(III) бесцветны, катион Fe2+ – бледно-зеленого цвета, катион Fe3+ – слабо-фиолетовый, а гидролизованный – желтого цвета, катион Мn2+ – бледно-розового цвета, ион МnO4 – фиолетовый.

Действие группового реактива на катионы IV группы

Групповой реактив – 2М раствор щелочи КОН, NaOH – осаждает катионы IV группы Fe2+, Fe3+, Mn2+, Bi3+, Mg2+, Sb (III), Sb(V) в виде гидроксидов Fe(OH)2 грязно-зеленого цвета, Fe(OH)3 красно-бурого цвета, Mn(OH)2, Bi(OH)3, Mg(OH)2, Sb(OH)3, SbO(OH)3 белого цвета:

Fe2+ + 2OH→ Fe(OH)2↓,

Fe3+ + 3OH   → Fe(OH)3↓,

Mn2+ + 2OH → Mn(OH)2↓,

Bi3+ + 3OH   → Bi(OH)3↓,

Mg2+ + 2OH   → Mg(OH) ↓2,

SbCl63–  +3OH   →  Sb(OH)3↓ + 6Cl,

SbCl6 + 5OH   → SbO(OH)3↓ + H2O + 6Cl.

Осадки Fe(OH)2 и Мn(ОН)2 постепенно окисляются кислородом воздуха и изменяют свою окраску:

Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О   → Fe(OH)3↓,

красно-бурый

2Mn(OH)2 + O2  →  2МnО(ОН)2↓.

       черно-бурый

При действии на катионы Fe2+, Mn2+ и Sb (III) раствора щелочи в присутствии окислителей (Н2О2, Вr2 и др.) сразу выпадают осадки Fe(OH)3, MnO(OH)2 и SbO(OH)3:

2Fe2+ + 4ОН + Н2О2   →  2Fe(OH)3↓,

Мn2+ + 2ОН + Н2О2   →  МnО(ОН)2↓ + Н2О,

SbCl63– + 3OH + H2O2  SbO(OH)3↓ + 6Сl + Н2О.

Гидроксиды катионов IV группы растворяются в разбавленных сильных кислотах, но не растворяются в избытке щелочи и в растворе аммиака:

Fe(OH)2 + 2H+  → Fe2+ + 2H2O,

Fe(OH)3 + 3H+  → Fe3+ + 3H2O,

Mn(OH)2 + 2H+  → Mn2+ + 2H2O,

Bi(OH)3 + 3H+  → Bi3+ + 3H2O,

Mg(OH)2 + 2H+  → Mg2+ + 2H2O,

Sb(OH)3 + 3H+ + 6Cl   SbCl63– + 3H2O,

SbO(OH)3 + 5H+ + 6Сl  → SbCl + 4H2O.

Для растворения осадка МnО(ОН)2 помимо кислоты необходимо присутствие восстановителя (Н2О2, NaNO2):

МnО(ОН)2 + 2Н++ Н2О2  → Mn2+ + O2 + ЗН2О.

Осадок Мn(ОН)2 можно растворить в достаточно концентрированном растворе НС1 при нагревании. Восстановителем в данной реакции является Сl-ион:

МnО(ОН)2 + 4Н++ 2Сl  →  Mn2+ + C12 + 3H2O.

Осаждение гидроксидов Mg(OH)2, Fe(OH)2, Mn(OH)2 растворами аммиака и щелочей неполное вследствие достаточно большой их растворимости. В присутствии солей аммония эти гидроксиды не осаждаются. Они растворяются в насыщенном растворе NH4C1. Например:

Mg(OH)2 + 2NH4C1 → MgCl2 + 2NH4OH,

Mg(OH)2 + 2NH4+  → Mg2+ + 2NH4OH.

Частные аналитические реакции ионов  Fe2+

Гексацианоферрат(III) калия K3[Fe(CN)6] с катионом Fe2+ образует синий осадок «турнбулевой сини»:

3FeSO4 +  2K3[Fe(CN)6]  →  Fe3[Fe(CN)6]2↓+ 3K2SO4,

3Fe2+ + 2Fe(CN)63–   →  Fe3[Fe(CN)6]2↓.

Осадок не растворяется в кислотах, но разлагается щелочами с образованием Fe(OH)2. При избытке реактива осадок приобретает зеленый оттенок. Реакции мешают ионы Fe3+, которые при большой концентрации дают с реактивом бурое окрашивание раствора, и ионы Мn2+ и Bi3+, дающие с реактивом слабоокрашенные осадки, растворимые в кислотах.

Выполнение реакций. В пробирку поместить 1–2 капли раствора FeSO4 и прибавить 1 каплю реактива. Полученный осадок разделить на две части, к первой прибавить 1-2 капли 2 М раствора НС1, ко второй– 1-2 капли 2 М раствора щелочи. Условия проведения реакции – с разбавленными растворами в кислой среде, рН = 3.

Окисление Fe2+ до  Fe3+. Ион Fe2+ представляет собой довольно сильный восстановитель и способен окисляться  при действии ряда окислителей, например, H2O2, KMnO4, K2Cr2O7 в кислой среде и др.

2Fe2+  +  4OH  +  H2O2 → 2Fe(OH)3↓.

При проведении систематического анализа Fe2+ следует открыть в предварительных испытаниях, т.к. в процессе разделения групп Fe2+ может окислиться до Fe3+.

Выводы: К четвертой аналитической группе относят катионы Fe2+, Fe3+, Mn2+, Mg2+, Bi3+, Sb (III), Sb(V).

Групповой реактив – 2М раствор щелочи КОН, NaOH – осаждает катионы IV группы Fe2+, Fe3+, Mn2+, Bi3+, Mg2+, Sb (III), Sb(V) в виде гидроксидов Fe(OH)2 грязно-зеленого цвета, Fe(OH)3 красно-бурого цвета, Mn(OH)2, Bi(OH)3, Mg(OH)2, Sb(OH)3, SbO(OH)3 белого цвет

Вопросы:

  1.  Какими свойствами обладают гидроксиды катионов IV группы?
  2.  Почему при разделении катионов IV и V групп помимо избытка щелочи рекомендуется прибавить пероксид водорода?
  3.  Какие катионы IV группы  можно обнаружить дробным методом?
  4.  Какие катионы IV группы можно обнаружить с помощью окислительно-восстановительных реакций?

Лекция №6

Тема:  Классификация анионов. Значение анионов в осуществлении химико-технологического контроля.

Цель: 

Обучающаяосвоить методику проведения качественного химического анализа смеси солей для установления катионного и анионного состава (систематический метод анализа).

Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Классификация анионов

2. Общая схема анализа смеси

Анионы классифицируют по различным свойствам:

1.Обнаружение катионов, способных окрашивать пламя. Прокаленной чистой нихромовой проволокой вносят исследуемый раствор либо анализируемую смесь, смоченную концентрированной HCI, в бесцветное пламя горелки и наблюдают окраску пламени.

2.Обнаружение анионов, склонных при действии кислот к образованию летучих продуктов. При добавлении к анализируемой смеси твердых веществ кислот в зависимости от их природы и концентрации могут выделяться CO2, SO2 (2 М CH3COOH); CO2, SO2, H2S (2 M HCI, H2SO4); CO2, SO2, HCI, I2, NO2 (концентрированная H2SO4). Если при добавлении к анализируемой смеси кислот замечено выделение газа (табл. 5), для его идентификации пользуются характерными реакциями обнаружения анионов.

Таблица 5

Газы, образуемые при кислотной обработке проб, и их свойства

Анион

Газ

Свойства газа

CO32-, HCO3-

CO2

помутнение известковой воды

SO32-, S2O32-

SO2

запах горящей серы

NO2-

NO2

бурые пары

S2-, SO32-, S2O32-

H2S

запах тухлых яиц

CH3COO-

CH3COOH

запах уксуса

Br- (с окислителем)

Br2

красно-бурые пары

Cl-

HCl

помутнение раствора AgNO3, удушливый газ

I- (с окислителем)

I2

фиолетовые пары

MnO4-, ClO3-, CrO42-

O2

вспыхивание тлеющей лучины

3.Обнаружение окислителей. При наличии в смеси MnO2, PbO2 обработка хлороводородной кислотой будет сопровождаться выделением CI2. При наличии аниона-окислителя NO3- исследуемый раствор, подкисленный 2 М раствором H2SO4, в присутствии 2–3 капель раствора KI и нескольких капель крахмального клейстера окрашивается в синий цвет.

4.Обнаружение восстановителей. Обесцвечивание разбавленного раствора KMnO4, добавленного к подкисленному 2 М H2SOанализируемому раствору, свидетельствует о присутствии ионов-восстановителей: SO32-, NO2-, Cl-, Br-, I-, C2O42-.

5.Обнаружение некоторых ионов. Непосредственно из смеси можно обнаружить дробным методом следующие ионы: ион NH4+ по реакции выделения аммиака, ион CH3COO- по реакции с твердым гидросульфатом калия, ион Fe3+ по реакции с тиоционат-ионом.

Растворение анализируемого образца

По растворимости все неорганические вещества делят на 4 группы: а) растворимые в воде; б) растворимые в кислотах; в) растворимые в щелочах; г) нерастворимые или малорастворимые в кислотах и щелочах.

В воде растворимы почти все соединения щелочных металлов, все нитраты, перхлораты, ацетаты, хлориды (кроме PbCI2, AgCI, Hg2CI2), сульфаты (кроме сульфатов Pb, Ba, Ca, Sr, Hg(I), Ag). Многие соединения висмута, сурьмы и олова растворяются в воде, но, вступая с ней в протолитическое взаимодействие, образуют аморфные осадки гидроксидов или основных солей. Последние переходят в раствор при действии 2 М HCI или HNO3.

Хлороводородная кислота растворяет большинство оксидов, все карбонаты и гидроксиды, за исключением соединений Pb(II), Ag(I) и Hg(I). Разбавленная HCI растворяет сульфиды кадмия, алюминия, хрома, железа, марганца, цинка, ванадия, церия, бериллия, титана, циркония, тория, урана. Концентрированная HCI при нагревании растворяет все сульфиды, кроме сульфидов ртути и мышьяка.

При обработке некоторых окислителей концентрированной HCI выделяется CI2, а цвет окислителя часто меняется (фиолетовый перманганат обесцвечивается, так как MnO4-восстанавливается до Mn2+; желтая окраска хроматов или оранжевая дихроматов переходит в зеленую, так как ионы CrO42- или Cr2O72- восстанавливаются до Cr3+).

Если исследуемое вещество содержит силикаты, разлагаемые кислотами, то при его обработке горячей разбавленной HCI может выпасть осадок H2SiO3.

Если неизвестное вещество растворимо в 2 М HCI, то оно не содержит Ag(I), Hg(I) и большого количества Pb(II).

Азотная кислота растворяет все оксиды, гидроксиды, сульфиды (кроме HgS) и все нерастворимые в воде соли слабых кислот, за исключением солей сурьмы и олова. При обработке исследуемого образца HNO3 могут образоваться новые нерастворимые вещества, которые в нем первоначально отсутствовали: сера из сульфидов, PbSO4 из PbS, H2[Sn(OН)6] и H[Sb(OH)6] из солей сурьмы и олова.

Щелочи растворяют оксиды, гидроксиды и другие нерастворимые в воде соединения амфотерных металлов: цинка, алюминия, свинца, хрома, мышьяка, сурьмы и олова. Иногда различные щелочи действуют неодинаково. Например, соединения сурьмы растворяются лучше в KOH, а алюминия – в NaOH.

Вещества, которые не растворяются в кислотах и в растворах щелочей, называют нерастворимыми или малорастворимыми. К ним относятся: а) большинство силикатов; б) многие породы, минералы; в) некоторые сульфаты: PbSO4, ВаSO4, SrSO4 и СаSO4; г) ряд солей серебра: AgCI, AgBr, AgI, Ag3[Fe(CN)6], Ag4[Fe(CN)6], AgCN; д) прокаленные и безводные соли: CrCI3, Cr2(SO4)3, FeCrO4 (хромит или хромистый железняк); е) природные и прокаленные оксиды: AI2O (корунд), Fe2O3, Cr2O3, SnO2; ж) CaF2 и другие фториды двух- и трехвалентных металлов. Их переводят в другие соединения, которые затем растворяют с применением обычных растворителей (воды, кислот, щелочей), либо используют реакции комплексообразования.

Соли свинца PbCI2 и PbSO4 растворяют в горячем растворе CH3COONH4. Нерастворимые соединения хрома переводят в карбонаты кипячением с раствором Na2CO3. Фторид кальция и другие нерастворимые фториды разлагают обработкой тонко измельченного образца (в платиновом тигле) концентрированной H2SO4 при нагревании под тягой до прекращения выделения SO3. Остаток (CaSO4) переводят затем в карбонат кипячением с раствором Na2CO3. Нерастворимые в кислотах ферроцианиды разлагают кипячением с Na2CO3 или NaOH.

Если трудно подобрать такой растворитель, который полностью растворяет данный образец, или желают избежать длительной и трудоемкой процедуры сплавления, то обычно пользуются методом отдельных вытяжек, т.е. проводят последовательную обработку анализируемого объекта водой, 2 М CH3COOH, 2 М HCl, концентрированной НNO3.

Анализируемая смесь может полностью или частично растворяться в воде. Надежными признаками частичного растворения являются появление окрашивания и изменение рН водного раствора по сравнению с чистой водой. Поэтому обращают внимание на окраску полученного раствора и определяют его рН с помощью индикаторной бумаги.

Правильное приготовление вытяжек – залог успешной работы. Поэтому внимательно наблюдают за изменениями при использовании каждого из указанных реагентов. К новому реагенту переходят только тогда, когда окончательно убедятся, что в предыдущем образец не растворяется или растворение какой-то составной части закончилось.

Каждую из вытяжек исследуют отдельно, за исключением полученных при действии 2 М и концентрированной HCI, которые объединяют.

Катионы и анионы в водной вытяжке обнаруживают в соответствии с общей схемой кислотно-основной классификации.

В уксуснокислой и объединенной хлороводородной вытяжках катионы обнаруживают по общей схеме. Из анионов в уксуснокислой вытяжке имеет смысл обнаруживать только карбонат- и фосфат-ионы, а в хлороводородной – сульфид-, фосфат- и хромат-ионы, если она окрашена.

Азотнокислую вытяжку используют для обнаружения катионов. Из анионов обнаруживают только сульфат-ионы, образующиеся в результате окисления сульфидов.

Общая схема анализа раствора исследуемого вещества или отдельных его вытяжек включает дробное обнаружение катионов (анионов) характерными реакциями, обнаружение отдельных групп катионов (анионов), разделение на группы по кислотно-основной схеме с помощью групповых реагентов, систематический анализ оставшихся катионов (анионов) и проверка ионов, обнаруженных ранее дробным методом.

Испытание на катионы I группы. К 3–4 каплям исследуемого раствора прибавляют 2–3 капли раствора Na2CO3. Если осадок выпадает, его отделяют, а катионы I группы обнаруживают в центрифугате. Если осадок не выпадает, то в растворе могут присутствовать только катионы I группы, которые открывают в отдельной пробе исследуемого раствора.

Испытание на катионы II группы. Если при действии на испытуемый раствор Na2CO3 выпал осадок, то берут новую пробу этого раствора (10–12 капель) и прибавляют 2–3 капли 2 М HCI. Если осадок не выпадает, то катионы II группы отсутствуют. В случае появления осадка добавляют HCI до полного осаждения. Осадок отделяют центрифугированием, промывают водой и обнаруживают в нем катионы II группы систематическим методом.

Испытание на катионы III группы. К 2–3 каплям раствора после отделения катионов II группы прибавляют столько же 2 М H2SO4 и нагревают. Выпадение осадка указывает на присутствие катионов III группы. Их обнаруживают систематическим методом после переведения сульфатов в раствор.

Испытание на катионы IV группы. К 2–3 каплям исследуемого раствора (если при действии HCI и H2SO4 осадков не образуется) или центрифугата после отделения катионов II, III групп добавляют по каплям раствор NaOH до щелочной реакции (рН 9–10). Образование осадка свидетельствует о возможном присутствии катионов IV, V и VI групп. Полное растворение первоначально выпавшего осадка при действии на него небольшого избытка NaOH (рН 10–12) свидетельствует о присутствии только катионов IV группы. Нерастворимый в избытке NaOH осадок может состоять из гидроксидов катионов V и VI групп. Его отделяют от раствора центрифугированием, а в центрифугате открывают катионы IV группы после разрушения их гидроксокомплексов.

Испытание на катионы VI группы. Если при действии на раствор, полученный после отделения катионов IV группы, избытком 25%-ного раствора NH4OH первоначально выпавший осадок растворяется, то это признак присутствия только катионов VI группы. Нерастворимый в избытке NH4OH осадок может состоять из гидроксидов катионов V группы. Его отделяют от раствора центрифугированием. В центрифугате открывают катионы VI группы после разрушения аммиачных комплексов.

Испытание на катионы V группы. Если при действии избытками растворов NaOH и NH4ОН осадок не растворяется, это свидетельствует о наличии катионов V группы.

Если исследуемый раствор содержит одно растворенное вещество, то, установив группу, к которой принадлежит катион, открывают его характерными реакциями. Если исследуемое вещество состоит из нескольких компонентов, катионы которых принадлежат к одной аналитической группе, то их открывают, сочетая дробный и систематический методы анализа. Если же в исследуемом веществе обнаружено присутствие катионов нескольких групп, его анализируют систематическим методом, как смесь катионов шести групп.

Установление присутствия тех или иных катионов в исследуемом растворе значительно облегчает обнаружение анионов. Пользуясь таблицей растворимости, можно заранее предсказать наличие или отсутствие в исследуемом растворе отдельных анионов. Например, если в нейтральном водном растворе обнаружен катион бария, то этот раствор не может содержать анионы SO42-, СO32-, SO32-

После предварительных испытаний на присутствие анионов летучих кислот, окислителей и восстановителей приступают к установлению групп, к которым принадлежат анионы.

Испытание на анионы I группы. К 2–3 каплям нейтрального или слабощелочного раствора добавляют 2 капли раствора BaCI2. Если осадок выпадает, то присутствуют анионы I группы.

Испытание на анионы II группы. К 2–3 каплям анализируемого раствора, подкисленного 2 каплями 2 М раствора HNO3, добавляют каплю раствора AgNO3. Выпадение осадка указывает на присутствие анионов второй группы.

Испытание на анионы III группы. Так как анионы III группы не имеют группового реагента, их открывают характерными реакциями из раствора, полученного после осаждения анионов I и II групп действием Ag2SO4 при рН 8.

Определив группы, к которым принадлежат присутствующие в растворе анионы, приступают к их обнаружению систематическим методом.

Анализ растворимой части

Выводы: Анионы классифицируют по различным свойствам:

1.Обнаружение катионов, способных окрашивать пламя.         2.Обнаружение анионов, склонных при действии кислот к образованию летучих продуктов.

3.Обнаружение окислителей.

4.Обнаружение восстановителей.

5.Обнаружение некоторых ионов.

Вопросы:

1. .Как проводят обнаружение анионов, склонных при действии кислот к образованию летучих продуктов

2.Как проводят испытание на анионы I группы

3. Как проводят испытание на анионы II группы

Лекция №7

Тема:  Методы количественного анализа.

Цель: 

Обучающаяизучить методы количественного анализа, рассмотреть основные понятия и сущность количественного метода анализа;

Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Понятие и сущность количественного метода анализа

2. Методы количественного анализа.

Лекция №8

Тема:  Гравиметрический (весовой) метод анализа.

Цель: 

Обучающаяизучить применение гравиметрического метода анализа, рассмотреть основные понятия и сущность данного метода анализа;

Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Гравиметрический (весовой) метод анализа.

2. Методы проведения гравиметрического анализа

Количественное определение вещества, основанное на точном измерении массы  компонента пробы, выделенного либо в элементарном виде, либо в виде соединения определенного и постоянного состава, называется гравиметрическим (весовым) методом анализа. В основе метода лежат законы сохранения массы и постоянства состава вещества.

Гравиметрический метод (гравиметрия)применяется при анализе многих веществ, том числе и фармацевтических препаратов, на содержание летучих компонентов, влаги, остаточной золы. Весовым методом может быть количественно определено содержание основного компонента в ряде лекарственных препаратов кальция (хлорид, лактат, глюконат и др.), цинка (цинк-инсулин, оксид и сульфат), железа (глицерофосфат, лактат, сахарат, аскорбинат, сульфат и др.), кобальта (цианкобламин, ферковен, коамид), сульфатах натрия, магния, хинина, атропина, канамицина, 8-окисихинолина, гидробромиде тиамина, гидрохлориде хинина и т.д. Широко применяют гравиметрию при анализе различного минерального и растительного сырья на содержание солей тяжелых металлов, входящих в его состав. Проведение таких определений регламентируется соответствующими фармакопейными статьями на лекарственные препараты и государственными стандартами (ГОСТами) на вещество и сырье. Гравиметрия – фармакопейный метод анализа. 

Большое значение гравиметрический метод имеет при анализе промышленных отходов и сточных вод, а также при определении чистоты объектов окружающей среды.

Высокая точность (< 0,1%) и надежность гравиметрического анализа позволяют использовать его также и в качестве арбитражного метода для подтверждения результатов, полученных другими методами анализа, особенно при определении состава впервые синтезированных веществ.

Основным недостатком гравиметрического метода является длительность определений, которая в ряде случаев может достигать нескольких десятков часов, что практически исключает применение этого метода  для текущего технологического контроля производства и при проведении экспресс-анализа. Невысокая селективность весового анализа требует предварительного химического разделения с целью выделения определяемого компонента в индивидуальном виде, что требует дополнительных временных и трудовых затрат. Однако, достигнутые за последнее время успехи в синтезе высокоселективных реагентов-осадителей органической природы позволяют снизить трудоемкость анализа и с оптимизмом смотреть на использование гравиметрии в химическом анализе.

Методы проведения гравиметрического анализа

Различают три группы методов проведения гравиметрического анализа — методы выделения, отгонки и методы осаждения.

Методы выделения.Эти методы основаны на выделении определяемого вещества в твердую фазу в элементарном виде. Например, при определении сульфата меди в образце, содержащем индифферентные примеси, навеску образца растворяют и осаждают образовавшиеся ионы меди в виде металла (Сu2++ H2®Cu0¯+ 2H+), который отфильтровывают, промывают, высушивают и взвешивают на аналитических весах. Измерив массу выделенной меди рассчитывают массу сульфата меди и его массовую долю в образце.

Методы отгонки. Эти методы основаны на измерении точной массы выделившихся в процессе анализа газообразных продуктов. Методы отгонки применяются в нескольких вариантах: а) определяемое вещество отгоняют из точной навески исследуемого образца и по уменьшению ее массы судят о содержании летучего компонента, например, таким способом определяют количество гигроскопической влаги в веществе и кристаллизационной воды в солях, высушивая навеску образца при определенной температуре до постоянной массы (см. разд.II, раб.5); б) определяемое вещество переводят химическим путем в летучее состояние и отгоняют, например, при анализе силикатов, содержащейся в них диоксид кремния (SiO2) действием плавиковой кислоты (HF) переводят в летучий продукт – тетрафторид кремния (SiF4), который отгоняют из образца и по убыли массы навески рассчитывают содержание кремния; в) определяемое вещество переводят в летучее состояние, отгоняют и поглощают каким-либо поглотителем, по увеличению массы которого рассчитывают содержание компонента, например, при определении карбоната кальция в известняке выделяют CО2 (действием на СаСО3 кислоты или прокаливанием), пропускают его через газопоглотительную трубку с натронной известью или аскаритом, по увеличению массы трубки определяют массу поглощенного углекислого газа и рассчитывают массу и массовую долю карбоната кальция в анализируемом образце.

Методы осаждения. Эти методы основаны на довольно простой общей схеме определения, когда навеску анализируемого образца (mнав), содержащего определяемое вещество (В), переводят в раствор и добавляют избыток реагента-осадителя (А). Образовавшийся осадок (форма осаждения ВbАa) отфильтровывают, промывают, высушивают (прокаливают) до постоянной массы (весовая форма С) и взвешивают на аналитических весах.

Гравиметрический анализ методом осаждения включает в себя следующие основные этапы:

- взятие навески анализируемого образца и перевод её в раствор;

- перевод определяемого вещества в форму осаждения (осаждение);

- отделение осадка от раствора (фильтрование) и удаление примесей (промывание);

- перевод формы осаждения в весовую (гравиметрическую) форму;

- взвешивание весовой формы на аналитических весах;

- расчет результатов анализа.

Выводы:  Гравиметрический метод (гравиметрия)применяется при анализе многих веществ, том числе и фармацевтических препаратов, на содержание летучих компонентов, влаги, остаточной золы

Основным недостатком гравиметрического метода является длительность определений, которая в ряде случаев может достигать нескольких десятков часов, что практически исключает применение этого метода  для текущего технологического контроля производства и при проведении экспресс-анализа.

Методы выделения.Эти методы основаны на выделении определяемого вещества в твердую фазу в элементарном виде.

Методы отгонки. Эти методы основаны на измерении точной массы выделившихся в процессе анализа газообразных продуктов.

Методы осаждения. Эти методы основаны на довольно простой общей схеме определения, когда навеску анализируемого образца (mнав), содержащего определяемое вещество (В), переводят в раствор и добавляют избыток реагента-осадителя (А).

Вопросы:

1. В чем заключается сущность гравиметрических определений по методу осаждения? Приведите примеры.

2. В чем заключается сущность гравиметрических определений по методу отгонки? Приведите примеры.

3. В чем заключается сущность гравиметрических определений по методу выделения? Приведите примеры.

Лекция №9

Тема:  Объемный метод анализа

Цель: 

Обучающаяизучить применение объемного метода анализа, рассмотреть основные понятия и сущность данного метода анализа;

Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Объемный (титриметрический) метод анализа.

2. Классификация методов и способов титрования

Титриметрический анализ основан на точном измерении количества реактива израсходованного на реакцию с определяемым веществом.

В том случае, если способ измерения количества вещества является измерение объема раствора, то такой вид анализа называется объемным.

В титриметрии для определения содержания определяемого вещества находят по объему раствора реагента, израсходованного на реакцию с ним. Концентрация раствора реагента должна быть известна с высокой точностью. Такие растворы называют титрованными или стандартными. Часто его также называют рабочим раствором или титрантом, а анализируемый титруемый раствор – аналитом.

Титрование – это постоянное добавление раствора титранта к титруемому раствору.

Точка эквивалентности (т.э.) – это момент титрования, когда количество добавленного титранта химически эквивалентно количеству титруемого вещества.

При достижении т.э. в титриметрии справедлив закон эквивалентов.

Стандартизация раствора титранта – это установление его точной концентрации.

Стандартизация раствора

           Метод                                                                   Метод

приготовленных растворов                           установленных растворов

отдельных          пипетирования                           по установленным

навесок                                                              (стандартным) веществам

                                     Метод фиксанала

Для стандартизации раствора установочным веществом может быть химическое вещество удовлетворяющее определенным требованиям.

Методы титриметрического анализа классифицируют по

типу основной реакций титрования

методы титрования

способы титрования

Классификация методов по реакции титрования:

методы кислотно-основного взаимодействия (процесс передачи протона)

методы окисления-восстановления (процесс обмена электронов) объединяют на многочисленную группу ОВР, перманганатометрия, иодометрия и др;

методы комплексообразования используют реакции образования координационных соединений: комплексонометрия, меркуриметрия и др.;

методы осаждения основаны на реакциях образования малорасторимых соединения: аргентометрия, меркурометрия и др.

Методы титрования

прямое титрование

обратное титрование (титрование по остатку)

заместительное титрование

Способы титрования

титрование способом пипетирования

титрование способом отдельных навесок

Вычисления результатов определений в титриметрии

Расчеты в титриметрическом анализе опираются на понятия фактора эквивалентности (fэ)  молярной массы эквивалента (Мэ) и способами выражении концентрации – молярной концентрации эквивалента (Сэ) и молярной концентрации (С).

В титриметрическом анализе используются особым способом выражения концентрации – через титр (Т).

титр по рабочему веществур.в.) или просто титр:

           ;    размерность г/мл или г/см3 

Титр по определяемому веществу:

   Vр-ра – в мл

При определении концентрации анализируемого раствора, согласно следствию из закона эквивалентов, исходят из основного положения титриметрического анализа: объемы двух растворов, нацело реагирующих между собой, обратно пропорциональны нормальным концентрациям этих растворов.

Сэ(1) ·V(1) = Сэ(2) · V(2)  где : Сэ(1), V(1) – нормальная концентрация и объем одного раствора

Сэ(2), V(2) – нормальная концентрация и объем другого раствора.

Выводы: Титриметрический анализ основан на точном измерении количества реактива израсходованного на реакцию с определяемым веществом.

Титрование – это постоянное добавление раствора титранта к титруемому раствору.

Точка эквивалентности (т.э.) – это момент титрования, когда количество добавленного титранта химически эквивалентно количеству титруемого вещества.

Методы титриметрического анализа классифицируют по

типу основной реакций титрования

методы титрования

способы титрования

Вопросы:

1. Дайте определение понятию титрование

2. Начем основан данный метод

3. Как классифицируют титриметрический метод анализа

Лекция №10

Тема:  Метод окисления-восстановления.

Цель: 

Обучающаяизучить применение окислительно-восстановительных методов анализа, рассмотреть их назначение в проведении химико-технологического контроля.

Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Сущность метод окисления-восстановления.

2. Назначение метода при проведении химико-технологического контроля.

Окислительно-восстановительным титрованием (О.В.Т.) или редоксиметрией называют определение веществ титрованием растворами окислителей или восстановителей.

ОВТ классифицируют в зависимости ОВР рабочего раствора окислителя или восстановителя. Наиболее распространенными являются:

перманганатометрия – реакция окисления КМnО4;

иодометрия – реакция окисления J2 или восстановления J- ;

дихроматометрия – реакция окисления К2Сr2О7;

броматометрия – реакция окисления КВrО3 

Схематически полуреакцию 2-х систем можно представить в общем виде:

Ок1  + Вос2      Вос1   + Ок2

-nē

В ОВР участвуют компоненты обратимых редоксипар Ок1/Вос1   и Эк2/Вос2.

Направление ОВР определяют по количественной характеристике относительной силы редокс-пар – окислительно-восстановительного потенциала (ОВП). Измерения ОВП проводят с помощью гальванического элемента, получающие при этом ОВП называют стандартным потенциалом – Е0.

стандартный потенциал – мера способности ионов отнимать или принимать электроны

чем больше Е0 ОВП, тем  более сильным окислителем является ее окисленная форма, тем более слабым восстановителем – восстановленная форма.

более сильный из 2-х окислителей отнимает электроны у более слабого восстановителя и окислителя

ОВР может быть использована в редоксиметрии, если:

Е(э.д.с.)  = Е0(Ок)  -  Е0(Вос)  0 .

Зависимость ОВП от условий протекания ОВР выражают уравнением Нернста:

Для простейшей обратимой редокс-системы:

Ок + ne ↔  Вос

ОВП определяется уравнением Нернста:

Факторы, влияющие на ОВП

температура

из уравнения Нернста следует, что чем выше температура, тем больше ОВП системы

концентрация реагирующих веществ

Если в ОВР  имеются стехиометрические коэффициенты, они входят в уравнение Нернста в виде показателей степеней при соответствующих концентрациях. Так для пары аОк/ Вос (общий случай)

Концентрация ионов водорода (Н+)

в ОВР принимает участие m ионов водорода

Подставив в уравнение Нернста численные значения констант (R, F), Т= 293 К, преобразовав натуральный логарифм в десятичный (модуль перехода 2,3) уравнение запишется:

В титриметрическом анализе применяют ОВР которые:

протекают до конца (не обратимы);

проходят быстро и стехиометрично;

образуют продукты определенного химического состава

позволяют точно фиксировать т.э.

не вступают в реакции с побочными продуктами, присутствующими в исследуемом растворе.

Факторы, влияющие на скорость ОВР

концентрация реагирующих веществ

температура

рН среды

присутствие катализатора

Константа равновесия ОВР (К):

Следовательно, константа равновесия будет больше, чем больше разность стандартных потенциалов обеих ОВП.

Кривые титрования в редоксиметрии строят в координатах Е – V. Расчет ОВП в различных точках титрования и форма кривой титрования аналогично как в кислотно-основном титровании.

  Е

                      т.э                      V, мл

Скачок титрования: чем больше разность стандартных потенциалов, тем больше константа равновесия, тем больше скачок титрования и тем больший выбор индикатора.

Индикаторы ОВ титрования

В методах редоксиметрии т.э. можно фиксировать следующими способами:

применением ОВ индикаторов, изменяющих окраску в зависимости от ОВП системы

по окраске от избытка прибавленного раствора – безиндикаторное (перманганатометрия)

введением в раствор веществ (специфические индикаторы образующие с рабочим раствором или с определяемым веществом окрашенного соединения (иодометрия)

введением в раствор необратимых индикаторов, которые окисляются или восстанавливаются избытком рабочего раствора, вследствие чего окраска изменяется (броматометрия).

Перманганатометрия

Окислительные свойства КМnО4  в значительной степени зависят от среды, в которой протекает реакция

рН<4    малин.   МnО4- + 8Н+ + 5е- = Мn2+ + 4Н2О ,     Е0=1,51В, Мэ= 1/5М

        фиол. цвет                                  бесцв.

рН 5-8                МnО4- +2Н2О + 3е- = МnО2 ↓ + 4ОН-, Е0=0,60В, Мэ= 1/3М

                                                            бурого цв.

рН>9                  МnО4- + е - = МnО4 2-  ,                         Е0=0,56В, Мэ= М

                                                 зел.цв.    

Наиболее распространено титрование в кислой среде т.к.:

окислительная способность КМnО4  довольно таки высокая

в щелочной и нейтральных средах затруднено фиксирование т.э.

Рабочий раствор КМnО4  готовят по:

методу установочных веществ

методом фиксанала

Методом прямого пермангантометрического титрования определяют любые восстановители с меньшей алгебраической величиной электродного потенциала, чем у перманганата.

Иодометрия

Основная реакция при иодометрических определениях:

J2 + 2e-  J2         

Пара J2/2J- - расположена примерно в середине таблицы ОВП, поэтому она имеет двойственный характер и применяется в качестве окислителя и восстановителя. В этом заключается универсальность метода.

Определение восстановителей

2S2О32-  +  J2  → 2J- + S4О62-

В конце титрования окраска иода слаба, что затрудняет фиксирование т.э. Поэтому, в качестве индикатора применяют специфический индикатор- крахмал.

Определение окислителей

Cr2О72- + 6J- + 14Н+  → 3J2 + 2Сr3+ + 7Н2О

В действительности такое титрование провести нельзя, т.к. нельзя зафиксировать момент прекращения образования J2, а следовательно и т.э.

В этом случае применяют косвенный метод – метод замещения.

Выводы: Окислительно-восстановительным титрованием (О.В.Т.) или редоксиметрией называют определение веществ титрованием растворами окислителей или восстановителей.

Скачок титрования: чем больше разность стандартных потенциалов, тем больше константа равновесия, тем больше скачок титрования и тем больший выбор индикатора.

В основе  ОВ процесса лежит закон электронейтральности: если одно вещество окисляется отдавая определенное число электронов, то одновременно другое вещество восстанавливается, принимая электроны. Закон электронейтральности является следствием закона сохранения материи.

Вопросы:

1.Дайте определение ОВТ

2. Что лежит в основе ОВТ

3. Какие факторы влияют на ОВТ

4. В какой среде наиболее распространено титрование и почему

Лекция №11

Тема:  Методы осаждения и комплексообразования

Цель: 

Обучающаяизучить применение методов комплексообразования и осаждения анализа, рассмотреть их назначение в проведении химико-технологического контроля.

Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Сущность методов осаждения и комплексообразования

2. Аргентометрия ( метод МОРА), условия применения метода

Комплексонометрия (трилонометрия) - титриметрический метод анализа, основанный на реакциях взаимодействия комплексонов (чаще всего трилона Б), катионами щелочноземельных и тяжелых металлов, которые приводят к образованию растворимых в воде бесцветных прочных внутрикомплексных соединений. Трилон Б (комплексон III) образует внутрикомплексные соединения с катионами металлов за счет валентных связей с карбоксильными группами, вытесняя из них атомы водорода, а также за счет координационных связей ионов-комплексообразователей с атомами азота.

В растворе трилон Б диссоциирует на ионы:

Во всех случаях независимо от степени окисления катионов они реагируют с комплексоном в соотношении 1: 1, поэтому фактор эквивалентности для ЭДТА и катионов металла равен 1.

Схематически реакции комплексообразования с катионами, имеющими различные степени окисления, можно представить следующими уравнениями:

H2L2- + Ме2+ ↔ [MeL]2- + 2Н+

H2L2- + Ме3+ ↔ [MeL]- + 2Н+

H2L2- + Ме4+ ↔ [MeL] + 2Н+

В качестве титранта используют растворы 0,1; 0,05 или 0,02 моль/дм3 трилона Б.

Методы осаждения используют для определения неорганических соединений галогенидов, цианидов, тиоцианатов, растворимых солей серебра, среди которых NaCl, КВг, КI, AgNО3 и др. входят в состав лекарственных форм. Эти методы также применяют для определения лекарственных препаратов: димедрола гидрохлорида, бромкамфоры, новокаина гидрохлорида и других. Титриметрические методы осаждения основаны на применении при титровании реакций, сопровождающихся образованием малораст-воримых соединений. От гравиметрического метода осаждения они отличаются тем, что при титровании к определяемому веществу прибавляют эквивалентное количество осадителя в виде стандарт-ного раствора. Содержание определяемого компонента (вещества) рассчитывают по величине объема титранта, израсходованного на осаждение определяемого вещества.

В аналитической химии известно много реакций, которые сопровождаются образованием малорастворимых соединений. Из них в количественном анализе могут быть использованы только те, которые отвечают следующим требованиям:

1.Реакция между определяемым веществом и стандартным раствором (титрантом)       должна протекать в условиях, обеспечивающих образование осадка с минимальной растворимостью (S ≤ 10 -5 моль/дм3).

2.Реакция образования осадка должна протекать быстро, количест-венно, стехиометрично. При этом не должно наблюдаться образование пересыщенных растворов.

3.Должна быть возможность выбора индикатора для фиксирования конечной точки титрования.

4.Явления адсорбции и соосаждения не должны влиять на результаты определения.

Методы осаждения дают возможность количественно определять соеди­нения, анионы которых образуют осадки с катионами:

- серебра                        Аg+ + Вr- ↔ AgВr↓

- ртути                         Hg22+ + 2Сl- ↔ Hg2Cl2↓

- бария                         Ва2+ + SO42- ↔ BaSO4↓

- свинца                      Pb2+   +  CrO42- ↔  PcrO4↓

- цинка    3Zn22+ + 2К+ + 2[Fe(CN)6]22- ↔  Zn3К2[Fе(СN)6]2↓

Выводы:  Комплексонометрия (трилонометрия) - титриметрический метод анализа, основанный на реакциях взаимодействия комплексонов (чаще всего трилона Б), катионами щелочноземельных и тяжелых металлов, которые приводят к образованию растворимых в воде бесцветных прочных внутрикомплексных соединений.

Методы осаждения используют для определения неорганических соединений галогенидов, цианидов, тиоцианатов, растворимых солей серебра, среди которых NaCl, КВг, КI, AgNО3 и др. входят в состав лекарственных форм.

Методы осаждения дают возможность количественно определять соединения, анионы которых образуют осадки с катионами

Вопросы:

1. Дайте определение понятию комплексонометрия

2. Какие методы осаждения вы знаете

3. Для чего используются методы осаждения

4. Какие анионы образуют с катионами осадки в методах осаждения

Лекция №12

Тема:  Физико-химические методы анализа 

Цель: 

Обучающаяизучить физико-химические методы анализа, рассмотреть их назначение и классификацию ФХМА.

Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

  1.  Возникновение ФХМА, задачи, понятие
  2.  Классификация ФХМА

Овладение методами физико-химического анализа и умения применять их для изучения равновесий в различных системах является одним из важных этапов в подготовке современного специалиста химика-технолога. Возникновение предмета понятие физико-химического анализа было введено Н.С.Курнаковым в 1913 году. Зарождение предмета и метода ФХА проходило по следующим этапам.

До работ М.В.Ломоносова химия занималась исследованием качественных изменений, количественные наблюдения почти не проводились. В 1748 г. Ломоносов сформулировал закон сохранения массы и энергии. «Все перемены, в натуре встречающиеся, такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимается, столько же присовокупится к другому. Так, ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте… Сей общий естественный закон распространяется и в самые правила движения, ибо тело, движущее свою силою другое, столько же оныя у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движение получает».

Позднее (1772-1789 гг.) работы Ломоносова были повторены А.Лавуазье, исследования которого стали широко известны и явились отправной точкой развития количественного анализа.

В дальнейшем были сформулированы важнейшие законы химии: закон эквивалентов (И.В. Рихтер, 1792 г.), закон кратных отношений (Д.Дальтон, 1803 г.), закон постоянства состава (Ж.Л.Пруст, 1806 г.), которые получили простое объяснение благодаря атомно-молекулярному учению Дальтона (1803-1808 гг.) Закон постоянства состава имел решающее значение для дальнейшего развития химии. Понятие о химическом соединении внесло в химию простоту и ясность, ограничило круг изучаемых веществ из огромного многообразия вещественных форм, но при этом из поля зрения науки выпали все классы веществ с переменным составом - растворы, расплавы, твердые растворы, стекла и т.д. Для исследования этих чрезвычайно сложных веществ не существовало в то время ни экспериментальных, ни теоретических методов. Сосредоточение внимания химиков на свойствах веществ позволило сформулировать такие законы, как теория строения органических соединений А.М.Бутлерова, периодический закон Менделеева. Благодаря понятию о химическом элементе стала быстро развиваться аналитическая химия.

Физико-химические или инструментальные методы анализа основаны на измерении с помощью приборов (инструментов) физических параметров анализируемой системы, которые возникают или изменяются в ходе выполнения аналитической реакции.

Физико-химические методы анализа (ФХМА) основаны на использовании зависимости физических свойств веществ (например, светопоглощения, электрической проводимости и т.д.) от их химического состава. Иногда в литературе от ФХМА отделяют физические методы анализа, подчёркивая тем самым, что в ФХМА используется химическая реакция, а в физических - нет. Физические методы анализа и ФХМА, главным образом в западной литературе, называют инструментальными, так как они обычно требуют применения приборов, измерительных инструментов. Инструментальные методы анализа в основном имеют свою собственную теорию, отличную от теории методов химического (классического) анализа (титриметрии и гравиметрии). Базисом этой теории является взаимодействие вещества с потоком энергии.

При использовании ФХМА для получения информации о химическом составе вещества исследуемый образец подвергают воздействию какого-либо вида энергии. В зависимости от вида энергии в веществе происходит изменение энергетического состояния составляющих его частиц (молекул, ионов, атомов), выражающееся в изменении того или иного свойства (например окраски, магнитных свойств и т.п.). Регистрируя изменение этого свойства как аналитический сигнал, получают информацию о качественном и количественном составе исследуемого объекта или о его структуре.

По виду энергии возмущения и измеряемого свойства (аналитического сигнала) ФХМА можно классифицировать следующим образом (табл.1).

Кроме перечисленных в таблице существует множество других частных ФХМА, не подпадающих под данную классификацию.

Наибольшее практическое применение имеют оптические, хроматографические и потенциометрические методы анализа.

Таблица 1.

Вид энергии возмущения

Измеряемое свойство

Название метода

Название группы методов

Поток электронов (электрохимические реакции в растворах и на электродах)

Напряжение, потенциал

Потенциометрия

Электрохимические

Ток поляризации электродов

Вольтамперо - метрия, полярография

Сила тока

Амперометрия

Сопротивление, проводимость

Кондуктометрия

Импеданс (сопротивление переменному току, ёмкость)

Осциллометрия

Количество электричества

Кулонометрия

Масса продукта электрохимической реакции

Электрогравиметрия

Диэлектрическая проницаемость

Диэлкометрия

Электромагнитное излучение

Длина волны и интенсивность спектральной линии в =10-3...10-8 минфракрасной, видимой и ультрафиолетовой частях спектра

Оптические методы (ИК - спектроскопия, атомно-эмиссионный анализ, атомно-абсорбционный анализ, фотометрия, люминисцентный анализ, турбидиметрия, нефелометрия)

Спектральные

=10-8...10-11То же, в рентгеновской области спектра  м

Рентгеновская фотоэлектронная, спектроскопия

Времена релаксации и химический сдвиг

Спектроскопия ядерномагнитного (ЯМР) и электронного парамагнитного (ЭПР) резонанса

Теплота

Температура

Термический анализ

Тепловые

Термограви – метрия

Количество теплоты

Калориметрия

Энтальпия

Термометрический анализ (энтальпиметрия)

Механические свойства

Дилатометрия

Энергия химических и физических (Ван-дер-Ваальсо-вые силы) взаимодействий

Электропроводность Теплопроводность Ток ионизации

Газовая, жидкостная, осадочная, ионообменная, гельпроникающая хроматографии

Хроматографические

По сравнению с классическими химическими методами ФХМА отличаются меньшим пределом обнаружения, временем и трудоёмкостью. ФХМА позволяют проводить анализ на расстоянии, автоматизировать процесс анализа и выполнять его без разрушения образца (недеструктивный анализ).

По способам определения различают прямые и косвенные ФХМА. В прямых методах количество вещества находят непосредственным пересчётом измеренного аналитического сигнала в количество вещества (массу, концентрацию) с помощью уравнения связи. В косвенных методах аналитический сигнал используется для установления конца химической реакции (как своеобразный индикатор), а количество определяемого вещества, вступившего в реакцию, находят с помощью закона эквивалентов, т.е. по уравнению, непосредственно не связанному с названием метода.

По способу количественных определений различают без эталонные и эталонные инструментальные методы анализа.

Безэталонные методы основаны на строгих закономерностях, формульное выражение которых позволяет пересчитать интенсивность измеренного аналитического сигнала непосредственно в количестве определяемого вещества с привлечением только табличных величин. В качестве такой закономерности может выступать, например, закон Фарадея, позволяющий по току и времени электролиза рассчитать количество определяемого вещества в растворе при кулонометрическом титровании. Безэталонных методов очень мало, поскольку каждое аналитическое определение представляет собой систему сложных процессов, в которых невозможно теоретически учесть влияние каждого из многочисленных действующих факторов на результат анализа. В связи с этим при анализах пользуются определёнными приёмами, позволяющими экспериментально учесть эти влияния. Наиболее распространённым приёмом является применение эталонов, т.е. образцов веществ или материалов с точно известным содержанием определяемого элемента (или нескольких элементов). При проведении анализа измеряют определяемое вещество исследуемого образца и эталона, сравнивают полученные данные и по известному содержанию элемента в эталоне рассчитывают содержание этого элемента в анализируемом образце. Эталоны могут быть изготовлены промышленным способом (стандартные образцы, стали-нормали) или приготовляются в лаборатории непосредственно перед проведением анализа (образцы сравнения). Если в качестве стандартных образцов применяют химически чистые вещества (примесей меньше 0.05%), то их называют стандартными веществами.

На практике количественные определения инструментальными методами осуществляют по одному из трёх способов: градуировочной функции (стандартных серий), стандартов (сравнения) или стандартных добавок.

Выводы: Возникновение предмета понятие физико-химического анализа было введено Н.С.Курнаковым в 1913 году.

Позднее (1772-1789 гг.) работы Ломоносова были повторены А.Лавуазье, исследования которого стали широко известны и явились отправной точкой развития количественного анализа

Физико-химические или инструментальные методы анализа основаны на измерении с помощью приборов (инструментов) физических параметров анализируемой системы, которые возникают или изменяются в ходе выполнения аналитической реакции.

По сравнению с классическими химическими методами ФХМА отличаются меньшим пределом обнаружения, временем и трудоёмкостью. ФХМА позволяют проводить анализ на расстоянии, автоматизировать процесс анализа и выполнять его без разрушения образца (недеструктивный анализ).

Вопросы:

1. Кем и когда было введено ФХМА

2. На чем основаны ФХМА

3. Как классифицируют по виду энергии возмущения и измеряемого свойства ФХМА

4. Как классифицируют по способам определения

5. Как классифицируют по способу количественных определений

6. На чем основан безэталонный метод

Лекция №13

Тема:  Фотометрические методы анализа.

Цель: 

Обучающаяизучить фотометрические, колориметрические и хроматогрфические методы анализа, рассмотреть их назначение.

Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Закон Бугера – Ламберта - Бера

2. Методы нефелометрии и турбидиметрии

Атом, ион или молекула, поглощая квант света, переходит в более высокое энергетическое состояние. Обычно это бывает переход с основного, невозбужденного уровня на один из более высоких, чаще всего на первый возбужденный уровень.

Вследствие поглощения излучения при прохождении его через слой вещества интенсивность излучения уменьшается и тем больше чем выше концентрация светопоглощающего вещества.

Закон Бугера- Ламберта- Бера (основной закон светопоглощения) связывает уменьшение интенсивности света, прошедшего через слой светопоглощающего вещества, с концентрацией вещества и толщиной слоя. Чтобы учесть потери света на отражение и рассеяние, сравнивают интенсивности света прошедшего через исследуемый раствор и растворитель. При одинаковой толщине слоя в кюветах из одинакового материала, содержащих один и тот же растворитель, потери на отражение и рассеяние света будут примерно одинаковы у обоих пучков и уменьшение интенсивности света будет зависеть от концентрации вещества.

Уменьшение интенсивности света, прошедшего через раствор характеризуется коэффициентом пропускания (или просто пропусканием) Т:

Т = I/I0

 I и I0 – соответственно интенсивности света, прошедшего через раствор и растворитель

Величину А= lg = - lg = - lg Т называют оптической плотностью А.

Уменьшение интенсивности света при прохождении его через раствор подчиняется закону Бугера – Ламберта- Бера:

I = I0 · 10lc   

I / I0 = 10lc

-lg = А ;  А = lc

Поскольку связь между концентрацией и оптической плотностью прямо пропорциональна, то из всех возможных величин характеризующих светопоглощение, именно оптическую плотность удобнее всего использовать в спектрофотометрии в качестве аналитического сигнала.

где - молярный коэффициент поглощения

l – толщина светопоглощающего слоя

c – концентрация раствора.

Физический смысл становится ясным, если принять l =1 см; С= 1 моль/л; тогда А= . Следовательно, молярный коэффициент поглощения равен оптической плотности однополярного раствора при толщине слоя 1 см.

Поскольку размерность величины однозначно задана (л· моль –1 .см -1) и обычно не указывают, а приводят только численное значение молярного коэффициента поглощения.

Оптическая плотность раствора, содержащего несколько окрашенных веществ, обладает свойством аддитивности, которое называют законом аддитивности светопоглощения. В соответствием с ним поглощение света каким – либо веществом не зависит от присутствия в растворе других веществ. При наличии в растворе нескольких окрашенных веществ каждое из них будет давать свой аддитивный вклад в экспериментально определяемую оптическую плотность А:

   А=А1 + А2 + …+ Аn 

   А=1·l·с1+2·l·с2

Методы нефелометрии и турбидиметрии

В нефелометрическом и турбидиметрическом методах анализа использованы явления рассеяния или поглощения света твердыми или коллоидными частицами, находящимися в жидкой фазе во взвешенном состоянии.

 Нефелометрическим методом анализа (нефелометрией) называют метод, основанный на измерении интенсивности светового потока, рассеянного твердыми частицами, находящимися в растворе во взвешенном состоянии.

 Турбидиметрическим методом анализа (турбидиметрией) называют метод, основанный на измерении интенсивности потока, прошедшего через раствор, содержащий взвешенные частицы. Интенсивность уменьшается вследствие поглощения и рассеяние светового потока.

Рассеяние зависит от длины волны излучения и формы рассеивающих частиц, а иногда от их расположения в пространстве. Рассеяние света частицами, размеры которых больше длины волны облучающего света, называют рассеянием Ми по фамилии ученого, разработавшего эту теорию. Интенсивность рассеянного света этими частицами подчиняется закону Рэлея.

где n1 , n2 – показатели преломления частиц и среды соответственно.

N- общее число светорассеивающих частиц:

Vi- объем данной частицы

- длина волны падающего света

r- расстояние до приемника рассеянного света

Я- угол между падающим и рассеянием светом

При нефелометрических исследованиях величины n1, n2, r, Я jстаются постоянными.

В этих условиях уравнение переходит в

Ir=I0*K ()

К- коэффициент пропорциональности

Из уравнения следует, что интенсивность рассеянного светового потока пропорциональна числу дисперсных частиц, т.е. концентрации определяемого вещества.

При достаточном разбавлении раствора интенсивность света, прошедшего через суспензию или другую мутную среду, подчиняется уравнению, имеющему при постоянстве некоторых условий вид, аналогичный уравнению закона Бугера-Ламберта-Бера.

It = I0*10-kвс

где k - молярный коэффициент мутности раствора.

Для нефелометрического анализа используется нефелометры НФМ..

Выводы: Закон Бугера- Ламберта- Бера (основной закон светопоглощения) связывает уменьшение интенсивности света, прошедшего через слой светопоглощающего вещества, с концентрацией вещества и толщиной слоя. Чтобы учесть потери света на отражение и рассеяние, сравнивают интенсивности света прошедшего через исследуемый раствор и растворитель.

Нефелометрическим методом анализа (нефелометрией) называют метод, основанный на измерении интенсивности светового потока, рассеянного твердыми частицами, находящимися в растворе во взвешенном состоянии.

Турбидиметрическим методом анализа (турбидиметрией) называют метод, основанный на измерении интенсивности потока, прошедшего через раствор, содержащий взвешенные частицы.

Вопросы:

1.Дайте определение закону Бугера- Ламберта-Бера

2. Что характеризуется уменьшением интенсивности света, прошедшего через раствор

3.Какие явления использованы в методах нефелометрии и турбидиметрии.

4. Охарактеризуйте данные явления

Лекция №14

Тема: Теоретические основы метода прямой кондуктометрии и хроматографии.

Цель: 

Обучающаяизучить метод прямой кондуктометрии и кондуктометрического титрования,  хроматогрфические методы анализа, рассмотреть их назначение.

Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Прямая кондуктометрия и кондуктометрическое титрование

2. Хроматография.

Метод кондуктометрического титрования основан на измерении электропроводности, меняющейся в зависимости от прибавления к испытываемому раствору другого раствора известной концентрации так как величина электропроводности растворов от концентрации и электропроводности ионов, то этот метод анализа может быть применен к изучению процессов, сопровождающихся изменением и числа и природных ионов в раствор. Электрической проводностью называют способность вещества проводить электрический ток под действием внешнего электрического поля.

Электропроводностью называют величину, обратную электрическому сопротивлению R. Единица измерения = Ом-1 или сименс (См).

Сопротивление раствора прямо пропорционально расстоянию между электродами d и обратно пропорционально площади их поверхности

с – удельное сопротивление (Ом · См).

При d = 1 см. и А = 1 см2, R= с; удельное сопротивление равно сопротивлению 1 см3 раствора.

Величину, обратную удельному сопротивлению, называют удельной электропроводимостью  ǽ=1/ с измеряется в см/м и представляет собой электрическую проводимость 1 см3 раствора, находящегося между параллельными электродами, площадью 1 см2, при расстоянии между ними 1 м. Иногда удельная электрическая измеряется в См/см, тогда она представляет собой электрическую проводимость столба жидкости длиной 1 см и поперечным сечением 1 см2. Электропроводимость разбавленных растворов электролитов зависит от числа ионов в растворе (т.е. от концентрации, числа элементарных зарядов, переносимых каждым ионом, и от скорости движения одинаково заряженных ионов к катоду или аноду под действием электрического поля) С учетом всех этих факторов электропроводящие свойства ионов характеризуют эквивалентной ионной электропроводимостью (подвижностью). Она равна произведению абсолютной скорости движения иона на константу Фарадея и имеет размерность См · см2 (моль · экв.)

Эквивалент – частица с единичным зарядом, например К+; CI-; Ѕ Mg2+ и т.д.

Эквивалентная электропроводность уменьшается с повышением концентрации раствора. При повышении концентрации электролита увеличивается ионная сила и скорость движения ионов уменьшается за счет  межионовых взаимодействий. При бесконечном разбавлении (нулевой концентрации) подвижности ионов становятся постоянными и максимальными и эквивалентная электропроводность раствора электролита л 0равна сумме подвижностей ионов:   

Эквивалентной электрической проводимостью называют проводимость раствора, содержащего 1 моль эквивалента вещества, находящегося между двумя параллельными электродами, расстояние между которыми 1 см.

Единица измерения - См·см2/моль·экв. Так как при концентрации С - моль·экв./л в 1 см3 содержится 1·10-3с моль·экв., то удельная и эквивалентная электропроводность электролита л связаны соотношением

У полностью диссоциированных электролитов в области разбавленных растворов (0,001 моль/л и меньше) концентрационная зависимость выражается уравнением   

а – константа: л 0 – предельная эквивалентная электрическая проводимость сильного электролита при бесконечном разбавлении.

Различают прямую кондуктометрию и кондуктометрическое титрование (косвенная). Прямая кондуктометрия основана на том, что в области разбавленных и умеренно концентрированных растворов электрическая проводимость растет с увеличением концентрации электролита. Такие методы используют для контроля качества воды, используемой в лаборатории.

Метод кондуктометрического титрования основан на измерении электропроводности, меняющейся в зависимости от прибавления к испытываемому раствору другого раствора известной концентрации.

Рассмотрим этот метод при титровании сильной кислоты сильным основанием.

По мере добавления титранта NaOH, электропроводность смеси будет уменьшаться, так как ион водорода с большой электропроводностью (- 350) замещается менее подвижным катионом основания (lNa=50)

H+ + CI- + (Na+ + OH-)→Na+ + CI- + (H3O)

После нейтрализации кислоты дальнейшее прибавление щелочи приводит к увеличению электропроводности, связанной с появлением избытка ионов гидроксила, обладающих большой подвижностью (lOH=200). Точку эквивалентности находят графическим методом с помощью кривой в координатах. ǽ - (удельная электропроводимость – объем раствора)

При этом возможны три варианта изменений электропроводности до достижения точки эквивалентности:

1) электропроводность смеси уменьшается

2) электропроводность смеси остается постоянной

3) электропроводность смеси постепенно увеличивается. На рисунке приведены кривые кондуктометрического титрования.

Хроматография.

Теоретические основы метода.

Хроматографический метод анализа разработан русским ботаником М.С.Цветом в 1903г.

Хроматографию можно определить, как процесс, основанный на многократном повторении актов сорбции и десорбции вещества при перемещении его в потоке подвижной фазы вдоль подвижного сорбента.

Вещество подвижной непрерывно вступает в контакт с новыми участками сорбента с участью сорбируется, а сорбированное вещество контактирует со свежими порциями подвижной фазы и частично десорбируется.

Различные методы хроматографии можно классифицировать по агрегатному состоянию фаз, способу их относительного перемещения, аппаратурному оформлению процесса и т.д. В таблице 1 приведена классификация хроматографических методов по агрегатному состоянию фаз.

Неподвижная фаза

Подвижная фаза

Газообразная

Жидкая

Твердая

Газо-адсорбционная храматография

Жидкостно-адсорбционная колоночная, тонкослойная, ионообменная, осадочная

Жидкая

Распределительная газо-жидкостная

Распределительная жидкостно-жидкостная хроматография

По способу относительного перемещения фаз различают фронтальную проявительную или элюэнтную и вытеснительную хроматографию.

Фронтальный метод. Состоит в том, что через колонну с адсорбентом непрерывно пропускают анализируемую смесь.

Проявительный (элюэнтный) метод. В колонку вводят порцию анализируемой смеси, содержащей компонент в растворителе и колонку непрерывно промывают газом-носителем или растворителем.   

Вытеснительный метод. При этом анализируемую смесь компонентов в растворителе вводят в колонну и промывают раствором (вытеснителем), которое сорбируется лучше, чем любой из компонентов анализируемой смеси.

Качественный состав вещества может быть установлен с помощью хроматографической методики по характеристикам полученной хроматограммы или по результатам анализа компонентов смеси после прохождения хроматографической колонки подходящим химическим или физико-химическим методом.

Каждому компоненту смеси отвечает свой пик и последовательность появления пиков хроматограмме закономерна. Хроматографический качественный анализ основан на использовании характеристик удержания – времени удерживания или пропорционального ему удерживаемого объема и индексов удерживания.

Количественный хроматографический анализ основан на измерении различных параметров пика, зависящих концентрации хроматографируемых веществ – высоты, ширины, площади и удерживаемого объема – или произведения удерживаемого объема на высоту пика.

При достаточной стабильности условий хроматографирования и детектирования определяющим параметром пика можно считать его высоту.

Выводы: Метод кондуктометрического титрования основан на измерении электропроводности, меняющейся в зависимости от прибавления к испытываемому раствору другого раствора известной концентрации так как величина электропроводности растворов от концентрации и электропроводности ионов, то этот метод анализа может быть применен к изучению процессов, сопровождающихся изменением и числа и природных ионов в раствор.

Хроматография- это физико-химический метод разделения и определения веществ, основанный на распределении компонентов между двумя фазами, неподвижной и подвижной.

Хроматографический метод анализа разработан русским ботаником М.С. Цветом в 1903 г

Вопросы:

1. На чем основан метод кондуктометрического титрования

2. Что называют электропроводимостью, удельной электропроводностью

3. Варианты изменений электропроводности до достижения точки эквивалентности

4. На чем основан метод хроматографии

5. Кем разработан хроматографический метод анализа

Лекция №15

Тема: Прямая потенциометрия и потенциометрическое

титрование.

Цель: 

Обучающаяизучить метод прямой потенциометрии и потенциотрического титрования,  рассмотреть их назначение.

Развивающая – развивать навыки устной и письменной речи, умении быстро выражать свои мысли четко и логично;  

Воспитательная – воспитать умение слушать других, приобщать обучающихся к активности, самостоятельности

Ход урока:

  1.  Организационный момент – 2 минуты
  2.  Этап подготовки к усвоению нового материала- 5 минут
  3.  Чтение лекции – 32 минуты
  4.  Обобщение и систематизация полученных знаний -5 минут                                                                    
  5.  Закрепляющие вопросы- 5 минут

План:

1. Понятие прямой потенциометрии, предмет ее изучения

2. Потенциометрическое титрование

Потенциометрический анализ – метод концентрации ионов, основанный на измерении электрохимического потенциала индикаторного электрода, погруженного в исследуемый раствор. Потенциал электрода определяется по уравнению Нернста.

Потенциометрический метод может быть классифицирован как прямая потенциометрическое титрование.

1. Прямая потенциометрия – метод основан на точном измерении величины электродного потенциала и нахождению по уравнению Нернста концентрации (активности) потенциал-определяющего иона в растворе.

Предметом изучения в прямой потенциометрии могут быть лишь обратимые редокс-системы, к ним относятся

1) РН-метрия – используется для определения РН, констант диссоциации протолитов, устойчивости комплексных соединений

2) Ионометрия - используется при изучении мембранных ионоселективных электродов

3) Оксидиметрия – метод изучения окислительно-восстановительных систем и реакций

2. Потенциометрическое титрование – объемно-аналитический метод, в котором конец титрования определяют по резкому изменению потенциала индикаторного электрода вблизи точки эквивалентности. Преследует чисто прикладную цель количественного определения содержания испытуемого вещества.

Зависимость потенциала от объема рабочего раствора выражается кривой титрования

Для определения потенциометрических измерений необходимо наличие двух электродов: электрода сравнения и индикаторного электрода. В качестве индикаторного электрода обычно используют электроды I рода.

Электроды I рода – это металлические  или газовые электроды, погруженные в раствор своих ионов и обратимые по отношению к этим ионам.

Электроды сравнения должны обладать постоянным потенциалом, в качестве них обычно используют электроды II рода.

Электроды II рода – металлические электроды покрытые весьма труднорастворимой  их солью и опущенные в раствор хорошо растворимой соли имеющей общий анион с малораствримой солью (каломельный электрод; серно-кислый ртутный; щелочно-окисно ртутный; хлорсеребрянный электрод.

Потенциометрическое титрование по сравнению с визуальным обладает рядом преимуществ.

1) как инструментальный метод исключает субъективные ошибки, связанные с визуальным установлением конечной точки титрования.

2) более чувствителен

3) позволяет осуществлять титрования в мутных и окрашенных растворах, когда исключена возможность использования цветных индикаторов.

4) дает возможность при определенных условиях дифференцированно (последовательно  определять компоненты, находящиеся в смеси, из одной порции раствора

5) легко подвергается автоматизации

В потенциометрии могут быть использованы все четыре типа химических реакций: кислотно-основные; осажденно, комплексообразования и окисления-восстановления.

К химической реакций, применяемой в потенциометрическом титровании, предъявляют те же требования, что и в обычном титриметрическом методе:

1. Достаточно большая скорость реакции

2. Количественное протекание ее в нужном направлении

3. Строгая стехиометричность

4. Однозначность, продукты должны быть одни и те же.

Выводы: Потенциометрический анализ – метод концентрации ионов, основанный на измерении электрохимического потенциала индикаторного электрода, погруженного в исследуемый раствор.

Потенциометрический метод может быть классифицирован как прямая потенциометрическое титрование.

Потенциометрическое титрование – объемно-аналитический метод, в котором конец титрования определяют по резкому изменению потенциала индикаторного электрода вблизи точки эквивалентности

Вопросы:

1. Дайте определение потенциометрическому анализу

2. Как определяется потенциал электрода

3.Что является предметом в изучении прямой потенциометрии

4. Что относится к обратимым редокс-системам

5. как определяется конец титрования в потенциометрическом титрровании

Лабораторная работа 1-2

Тема:Введение. Правила и техника выполнения лабораторных работ, правила техники безопасности..

Цель: 

Обучающая– изучить правила и технику выполнения лабораторных работ;

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Ход урока:

Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут

Проведение лабораторной работы -  50 минут

3.     Обработка результатов - 30 минут                                   

Структурно-логическая схема занятия.

(повторяется на каждом последующем занятии)

  1.  Организационный момент.
  2.  Вводный инструктаж.
  3.  Изложение материала практической или лабораторной работы.
  4.  Самостоятельная работа студентов, которая заключается в подготовке и проведении лабораторной работы и проведении контрольной задачи.
  5.  Отчет о проделанной работе.
  6.  Контроль проделанной работы и знаний студентов.
  7.  Подведение итогов работы, выставление оценок
  8.  Задание к самостоятельной внеаудиторной работе.

Требования к знаниям и умениям

при выполнении лабораторных (практических) работ.

После прохождения курса аналитической химии (качественный анализ):

Студент должен знать:

  1.  Предмет и задачи аналитической химии.
  2.   Основные положения теоретических основ качественного анализа аналитической химии.
  3.  Наиболее характерные качественные реакции на катионы и анионы.
  4.  Групповые и общие реагенты на катионы и анионы различных групп.

Студент должен уметь: 

  1.  Объяснить условия выполнения реакций при обнаружении и разделении катионов и анионов.
  2.  Выразить уравнениями реакции обнаружения и разделения катионов и анионов.
  3.  Выполнять реакции качественного анализа в пробирках капельным и микрокристаллическим методом.
  4.  Предложить схему проведения анализа на катионы и анионы.
  5.  Выбирать условия проведения реакции.
  6.   Делать выводы по экспериментальным данным и фиксировать результаты в лабораторном журнале.
  7.  Обращаться с ядовитыми веществами и концентрированными растворами.
  8.  Оказывать первую помощь при термических и химических ожогах.
  9.  Владеть техникой выполнения качественного анализа.

Контроль и оценка знаний.

Контроль и оценка знаний должны проводиться систематически после изучения каждой темы предмета. Это может осуществляться путем:

-фронтального опроса;

- индивидуального опроса;

- тестирования;

- защиты контрольной задачи по результатам собеседования во время проведения лабораторных работ.

Правила обращения с физико-техническими весами:

  1.  Приступая к взвешиванию, следует проверить наличие всех разновесов. Все разновесы должны быть расположены в футляре в строгом порядке.
  2.  Все движения должны быть плавными, без толчков. Прежде всего, следует определить нулевую точку.
  3.  Взвешиваемый предмет помещают на левую чашку весов, а разновесы на правую (центр чашки).
  4.  Накладывать и снимать взвешиваемый предмет и разновесы необходимо с ориентированных весов.
  5.  Вращать ручку арретира следует плавно, без резких движений.
  6.  Разновесы берут только пинцетом.
  7.  Каждый анализ должен быть проведен с использованием одних весов и разновесов.
  8.  После взвешивания и записи массы предмета в журнал необходимо убрать разновесы в футляр.

Правила обращения с физико-техническими весами:

    Правила обращения с аналитическими весами предусматривают точное выполнение пунктов порядка работы соответствующих инструкций.

Техника безопасности:

- инструктажи проводятся в соответствии с правилами охраны труда и техники безопасности при работе в химической лаборатории.

Лабораторная работа 3-4

Тема: Проведение частных реакций катионов первой аналитической группы; Анализ смеси катионов первой группы..

Цель: 

Обучающая– изучение характерные реакции наиболее распространенных катионов;

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Ход урока:

  1.  Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут
  2.  Проведение лабораторной работы -  50 минут
  3.   Обработка результатов - 30 минут                                   

Задача: Изучить свойств катионов I аналитической группы

Теория: Катионы I аналитической группы в большинстве случаев образуют хорошо растворимые соли и группового реагента не имеют, и это является аналитическим признаком катионов I группы. Перед выполнением лабораторной работы необходимо усвоить материал: Классификация катионов и анионов. Общая характеристика катионов первой аналитической группы. Значение катионов первой аналитической группы в осуществлении химико-технологического контроля.

Частные реакции катионов первой аналитической группы. Реакции катионов натрия (действие дигидроантимоната калия; реакция окрашивания пламени); калия (действие дигидротартрата натрия и кобальтинитрита натрия (гексанитрокобальтата натрия), реакция окрашивания пламени); аммония (действие щелочей, реактив Несслера, реакция разложения аммонийных солей).

Растворы, содержащие ион Na+, бесцветны.     

    Для реакции с кобальтинитритом натрия, исследуемый раствор  должен иметь нейтральную или слабокислую реакцию, но не щелочную, ( раствор  соли калия подкислить  уксусной кислотой).

    Для реакции с с гидротартратом натрия  исследуемый раствор должен иметь нейтральную реакцию (рН = 5-7) и проводить реакцию с холодным раствором или при охлаждении.

Оборудование:

  •  Газовая горелка
  •  Пробирки
  •  Стеклянная палочка
  •  Микроскоп

Сушильный шкаф пробирки, держатель, спиртовка, фильтровальная бумага, индикаторная бумага, стеклянные палочки,

 

Реактивы:

исследуемый р-р: хлорид натрия – NaCl,

уранилацетат UO2(CH3COO)2, уранилацетат магния, соли калия, соли натрия, соли аммония, гексанитрокобальтит натрия, гидротартрат натрия,  гидроксид натрия. гексагидроксиантимонат калия(V) – K[Sb(OH)6],

Подготовка к работе: Для реакции с антимонатом калия разбавленные исследуемые р-ры нужно предварительно концентрировать выпариванием и употреблять насыщенный р-р реактива K[Sb(OH)6].

Ход работы:

  1.  Реакция с гексагидроксиантимонатом (V) калия.
  •  NaCl + K[Sb(OH)6] = Na[Sb(OH)6]↓ +KCl
  •  Добавить раствор гексагидроксиантимоната калия к исследуемому раствору, потереть стеклянной палочкой стенки пробирки.
  •  Реакцию следует проводить в нейтральной среде, т. к. кислоты(даже слабые) разлагают реактив.
  •  Реакцию проводят «на холоду», т.к. с повышением температуры растворимость Na[Sb(OH)6]  возрастает.
  •  Наблюдение: При этом образуется белый кристаллический осадок натриевой соли. (Его следует отличать  от аморфного осадка метасурьмяной кислоты (HSbO3), которая может выпасть в осадок при рН < 7. Реакция малочувствительна. Ионы аммония  и ионы других аналитических групп мешают).

  1.  Реакция с уранилацетатом.
  •  CH3COONa + UO2(CH3COO)2 = NaUO2(CH3COO)3
  •  Добавить раствор реактива к исследуемому раствору.
  •  Наблюдение: в присутствии ионов натрия в нейтральной среде образуется лимонно-жёлтый крупнокристаллический осадок. ВНИМАНИЕ! Реакция специфична. Соединение легко образует  пересыщенные растворы, поэтому осадок образуется только через несколько минут. Если проводить реакцию в присутствии ионов Zn2+ или Mg2+, то она идёт быстро с образованием жёлтых осадков тройных солей, нпример, NaZn(UO2)3(CH3COO)9•9H2O соответственно. При наблюдении кристаллов в микроскоп видим правильные тетраэдры и октаэдры. Полученные осадки обладают сильной люминесценцией в УФ-свете.
  •  Реакцию можно провести и другим способом: в чистой центрифужной пробирке к 1 капле прозрачного р-ра прибавляют 3 капли уранилацетата магния. Хорошо взбалтать и оставить на 10 минут.
  •  Наблюдение: образуется жёлтый кристаллический осадок, который говорит о присутствии Na+ ионов.
  1.  Окрашивание пламени соединениями натрия.
  •  Небольшую порцию исследуемого раствора или твёрдого вещества с помощью чистой нихромовой или алюминиевой проволоки внести в пламя горелки. (Проба очень чувствительна, поэтому для предотвращения ошибки следует проверить чистоту всех инструментов).
  •  Наблюдение: в присутствии соединений натрия пламя окрашивается в ярко-жёлтый цвет.

Отчёт: В отчёте отметить свои наблюдения, написать уравнения реакций.

Результаты проведенных опытов занесите в таблицу

Определяемый ион

Среда

Условия реакции

Реактив

Наблюдаемое явление

Уравнение реакции

«Проведение анализа катионов I группы: К+»

Оборудование:

  •  Предметное стекло
  •  Газовая горелка
  •  Индиговая призма или синее (кобальтовое) стекло
  •  Пробирки
  •  Стеклянные палочки
  •  Тигль (фарфоровая чашка)
  •  Микроскоп
  •  Пипетки
  •  Водяная баня

Реактивы:

  •  Кобальтинитрит натрия (гексанитрокобальтиат натрия) - Na3[Co(NO2)6]
  •  Гидротартрат натрия – NaHC4H4O6
  •  Хлорид калия – KCl
  •  Нитрат калия – KNO2
  •  Уксусная кислота – CH3COOH
  •  Соляная кислота – HCl
  •  Гидроксид натрия- NaOH
  •  Тройной нитрит натрия, свинца и меди (гексанитрокупрат натрия и свинца )– Na2Pb[Cu(NO2)6]
  •  Платиновая , нихромовая или алюминиевая проволока

Подготовка к работе:  Платиновую проволоку предварительно обработать соляной кислотой и прокалить.

Ход работы:

  1.  Реакция с кобальтинитритом натрия.

  •  2KNO3 + Na3[Co(NO2)6] = K2Na[Co(NO2)6 ↓ + 2NaNO3

K2Na[Co(NO2)6 ↓ + 3NaOH = Co(OH)3↓ + 2KNO2 + 4NaNO2

2KCl+ Na3[Co(NO2)6 + K2Na[Co(NO2)6↓ + 2NaCl

Na3[Co(NO2)6    →  3Na+  +  [Co(NO2)6]3-

2K+ + Na+ + [Co(NO2)6]3-   →  K2Na[Co(NO2)6]↓

2NH4Cl + Na3[Co(NO2)6]  → (NH4)2Na[Co(NO2)6]↓ + 2NaCl

  •  В  три пробирки с 2-3 каплями  раствора  KCl (хлоридом калия)  добавьте по капле реактива  кобальтинитрита натрия.
  •  Немного осадка перенесите на предметное стекло и рассмотрите в микроскоп форму кристаллов.
  •  В одну пробирку с осадком добавьте некоторый избыток HCl и перемешайте.
  •  Наблюдение: осадок в значительной части растворится.
  •  В другую пробирку добавьте 2-3 капли раствора гидроксида натрия (NaOH)
  •  Наблюдение: вместо кристаллического  жёлтого осадка K2Na[Co(NO2)6] образуется аморфный осадок Co(OH)3, жёлто- зеленоватого  цвета.
  •  Из третьей пробирки выпарить и прокалить остаток до прекращения выделения белого дыма (удаляем аммоний NH3↑).
  •  Растворить осадок в воде при нагревании (для ускорения растворения).
  •  К нескольким каплям полученного  раствора прибавить  3-4  капли раствора Na3[Co(NO2)6].
  •  Наблюдение: выделяется жёлтый кристаллический осадок K2Na[Co(NO2)6]
  •  Свойства осадка: осадок растворяется в избытке минеральной кислоты и разрушается при действии едких щелочей.

  1.  Реакция гидротартратом натрия.

  •  KCl + NaHC4H4O6 = KHC4H4O6↓ + NaCl

KHC4H4O6↓ + NaOH = KNaC4H4O6 + H2O

KHC4H4O6↓ + HCl = H2C4H4O6 + KCl

2KCl + Na2Pb[Cu(NO2)6] = K2Pb[Cu(NO2)6]↓+ 2 NaCl

  •  Возьмите три пробирки, внесите в каждую из них по 2-3 капли раствора KCl или KNO3.
  •  В эти же пробирки пипеткой  внесите по 2 капли раствора гидротартрата натрия NaHC4H4O6.
  •  Стеклянной палочкой осторожно потрите в жидкости о стенку пробирки.
  •  Наблюдение: появляется белый мелкокристаллический осадок(при трении мельчайшие частички стекла становятся центрами кристаллизации).
  •  Возьмите стеклянной палочкой немного этого осадка и рассмотрите под микроскопом.

Свойства осадка:

  •  В одну из пробирок добавьте каплю раствора NaOH или KOH и перемешайте.
  •  Наблюдение: осадок растворяется вследствие образования двойной соли винной кислоты (если осадок полностью не растворился, добавьте ещё каплю раствора NaOH.
  •  В другую пробирку добавьте каплю раствора HCl.
  •  Наблюдение: осадок растворяется.
  •  В третью пробирку с осадком опустите в горячую воду.
  •  Наблюдение: при перемешивании стеклянной палочкой осадок растворяется.
  •  Охладите раствор в пробирке струёй холодной водопроводной воды.
  •  Наблюдение: осадок появляется вновь.
  •  Вывод: осадок гидротартрата калия растворяется в щелочах, минеральных кислотах и в горячей воде.

  1.  Микрокристаллоскопическая реакция с гексанитрокупратом натрия и свинца.

  •  Выпарить до суха на предметном стекле каплю раствора соли калия (на водяной бане)
  •  Смочить сухой остаток каплей реактива  Na2Pb[Cu(NO2)6] (тройным нитритом натрия, свинца и меди)
  •  Наблюдение:  образуются характерные чёрные кубические кристаллы  K2Pb[Cu(NO2)6]

  1.  Окрашивание пламени соединениями калия.

  •  Платиновую проволоку смочить анализируемым раствором и внести в несветящееся пламя горелки.
  •  Наблюдение: соли калия дают характерное бледно-фиолетовое окрашивание пламени (если пламя окрашивается в жёлтый цвет –(присутствие натрия),  нужно рассмотреть пламя через индиговую призму или синее(кобальтовое) стекло, полностью поглощающие жёлтое окрашивание).                                                                            

Отчёт: В отчёте отметить свои наблюдения, написать уравнения реакций.

Результаты проведенных опытов занесите в таблицу

Определяемый ион

Среда

Условия реакции

Реактив

Наблюдаемое явление

Уравнение реакции

«Анализ катиона NH4+»

Оборудование:

  •  Тигель (фарфоровая чашка)
  •  Пробирки
  •  Водяная баня

Реактивы:

  •  Сульфат аммония -(NH4)SO4
  •  хлорид аммония -NH4Cl  
  •  нитрат аммония -NH4NO3
  •  Реактив Несслера  -K2[HgJ4] – щелочной р-р комплексной соли ртути.
  •  Гидроксид калия - KOH
  •  Гидроксид натрия –NaOH
  •  Индикаторная бумага

Подготовка к работе: пропитать фильтровальную бумажку фенолфталеином или нитратом ртути

Ход работы:

  1.  Реакции с едкими щелочами NaOH,  KOH.
  •  В пробирку внесите 2-3 капли раствора NH4Cl  
  •  В эту же пробирку 2 капли раствора NaOH
  •  Нагрейте пробирку на водяной бане
  •  Возьмите полоску влажной  индикаторной бумаги и осторожно введите её в пробирку так, чтобы не касаться стенок пробирки
  •  Вместо лакмусовой и фенолфталеиновой  бумажки можно применить фильтровальную бумагу, смоченную раствором Hg2(NO3)2
  •  Наблюдение: фенолфталеиновая бумажка изменит цвет на малиновый, красный лакмус посинеет, фильтровальная бумага почернеет (выделяется металлическая ртуть), выделяющийся газ NH3↑ (аммиак) имеет резкий специфический запах
  •  NH4Cl + NaOH = NaCl + H2O + NH3

NH4+ + OH- = H2O + NH3

                                                                        Hg

2Hg2(NO3)2 + 4 NH3 + H2O → 2Hg↓ + O           NH2  NO3 + 3NH4NO3

                                                                         Hg

  1.  Обнаружение иона NH4+ реактивом Несслера.
  •  В пробирку внесите 2-3 капли раствора NH4Cl
  •  Добавить в эту же пробирку 2-3- капли реактива Несслера
  •  Наблюдение: образуется жёлто-бурый осадок [NHg2]J • H2O (если в растворе было мало солей аммония, осадок не выпадет, но раствор окрасится в жёлтый цвет).
  •  Свойства осадка: Осадок разрушается под действием минеральных кислот.

                                                                   J - Hg

  •  NH4+ + 2[HgJ4]2- + 2OH- →                  NH2  J↓ + 5J- + 2H2O

                                                     J - Hg

  1.  Удаление солей аммония.
  •  Поместить в тигль небольшое количество р-ра, из которого необходимо удалить NH4+
  •  Досуха выпарить данный раствор на водяной бане
  •  Остаток прокалить в печи до тех пор, пока не перестанет выделяться белый  «дым»
  •  Остаток после прокаливания растворить в воде и получить раствор , в котором содержатся все ионы, имевшиеся в заданном растворе, кроме NH4+

NH4NO3 = N2O + 2H2O

3(NH4)SO4 = N2 + 4NH3 + 6H2O + 3SO2  или

(NH4)SO4 = 2NH3 + SO3 + H2O

NH4Cl = NH3 + HCl

Отчёт: В отчёте отметить свои наблюдения, написать уравнения реакций.

Результаты проведенных опытов занесите в таблицу

Определяемый ион

Среда

Условия реакции

Реактив

Наблюдаемое явление

Уравнение реакции

«Анализ катиона Mg2+»

Оборудование:

  •  Пипетка
  •  Пробирки

Реактивы:

  •  Хлорид магния – MgCl2
  •  Гидроксид калия - KOH
  •  Водный раствор аммиака
  •  Гидрофосфат натрия – Na2HPO4

Подготовка к работе: проверить наличие  необходимого оборудование и хим.  реактивов. По окончанию работы убрать за собой рабочее место.

Ход работы:

  1.  Действие щелочей.
  •  В пробирку внести 3-5 капель соли магния
  •  В эту же пробирку прибавить несколько капель 2 н. р-ра КОН или NaOH
  •  Наблюдение: образуется белый специфический осадок – Mg(OH)2
  •  MgCl2 + 2KOH → Mg(OH)2↓ + 2KCl

Mg2+ + 2OH → Mg(OH)2

  1.  Реакция с раствором аммиака.
  •  В две пробирки внести по 4 капли 1н. раствора аммиака
  •  В одну пробирку добавить 6-7 капель 2н. раствора NH4Cl
  •  В другую – столько же воды (объёмы обоих растворов должны быть одинаковы)
  •  В каждую из пробирок добавить по 3 капли раствора соли магния
  •  Наблюдение:  осадок выпадет в той пробирке, в которой не было NH4Cl

  1.  Реакция с гидрофосфатом натрия.
  •  В пробирку налить небольшое количество раствора соли магния
  •  Добавить в эту же пробирку такое же количество 1н. раствора аммиака
  •  Наблюдение: образовался осадок
  •  Добавить немного хлорида аммония (до растворения осадка)
  •  В полученный раствор внести по каплям раствор гидрофосфата натрия Na2HPO4
  •  Наблюдение: в присутствии Mg2+-ионов выпадает кристаллический осадок MgNH4PO4.
  •  MgCl2 + NH4OH + Na2HPO4 → MgNH4PO4↓ + H2O + 2NaCl

Mg2+ + NH4OH + HPO42- → MgNH4PO4↓ + H2O

Отчёт: В отчёте отметить свои наблюдения, написать уравнения реакций.

Результаты проведенных опытов занесите в таблицу

Определяемый ион

Среда

Условия реакции

Реактив

Наблюдаемое явление

Уравнение реакции

«Анализ смеси катионов I аналитической группы»

Цель: формирование умений проводить анализ смеси катионов 1 аналитической группы.

Задача: уметь проводить анализ смеси катионов I аналитической группы, составлять молекулярные и ионные уравнения химических реакций.

Теория: 

     Катионы I аналитической группы в большинстве случаев образуют хорошо растворимые соли и группового реагента не имеют, и это является аналитическим признаком катионов I группы.

    Анализ начинают с обнаружения ионов аммония, т.к. он мешает обнаружению других ионов.

    Если в исследуемом растворе нет ионов аммония, то сразу открывают К+ и Mg2+, а затем после отделения магния открывают Na+.

Оборудование:

  •  Водяная баня
  •  Газовая горелка
  •  Фильтр
  •  Воронка
  •  Кобальтовое стекло
  •  Пробирки
  •  Тигль
  •  Микроскоп

Реактивы:

  •  Соляная кислота  - HCl
  •  Уксусная кислота - CH3COOН
  •  Анализируемое вещество – «Задача»
  •  Дистиллированная вода – H2O
  •  Реактив Несслера - K2[HgJ4] – щелочной р-р комплексной соли ртути.
  •  Гидроксид натрия  - NaOH
  •  Индикаторы
  •  Платиновая петля
  •  Гексагидроксиантимонат калия - K[Sb(OH)6]
  •  Кобальтинитрит натрия - Na3[Co(NO2)6]

Подготовка к работе: В пробирку помещают небольшое количество анализируемого вещества (так называемая «задача»). «Задача» может быть твёрдым веществом или раствором с осадком; такую «задачу» растворяют в воде при подогревании. Если «задача» в воде не растворяется, её растворяют в CH3COOН или соляной кислоте при подогревании.

Предварительные испытания. При анализе смеси катионов всех аналитических групп, прежде всего необходимо обратить внимание на окраску и реакцию раствора. Отсутствие окраски дает возможность предположить, что в растворе нет ионов: Cr3+, Fe3+, Cu2+, Co2+, Ni2+. Нейтральная реакция раствора показывает на отсутствие катионов: Sn2+, Sn4+, Bi3+ Hg2+

Затем в отдельных пробах раствора проводят реакции с серной и хлороводородной кислотами, а также с хлоридом олова.

Если при прибавлении к отдельной пробе анализируемого раствора серной кислоты осадка не образуется, то в растворе отсутствуют катионы: Pb2+, Sr2+, Ba2+ и, вероятно, Ca2+.

Если не выпадает осадок при пробе с HCl, то можно сделать вывод об отсутствии Ag+, Hg2+ и, возможно, Pb2+.

Если же при прибавлении к отдельной пробе порции раствора NaOH и SnCl2 не появляется черный осадок то в растворе отсутствуют катионы Bi3+, Hg2+, [Hg2]2+.

Ход анализа смеси катионов 1 группы обусловлен следующими факторами:

- присутствие катиона NH4+ мешает открытию ионов Na+ и K +;

- реакции обнаружения катиона NH4+ реактивом Несслера и действием щелочи при нагревании специфичны.

Ход работы:

  1.   Испытание на присутствие ионов аммония  NH4+.
  •  В пробирку внесите 2-3 капли анализируемого вещества («задачи» )
  •  В эту же пробирку 2 капли раствора NaOH
  •  Нагрейте пробирку на водяной бане
  •  Возьмите полоску влажной  индикаторной бумаги и осторожно введите её в пробирку так, чтобы не касаться стенок пробирки
  •  Вместо лакмусовой и фенолфталеиновой  бумажки можно применить фильтровальную бумагу, смоченную раствором Hg2(NO3)2

или

  •  В пробирку внесите 2-3 капли «задачи»
  •  Добавить в эту же пробирку 2-3- капли реактива Несслера

  •  Поместить в тигль небольшое количество раствора, из которого необходимо удалить NH4+
  •  Досуха выпарить данный р-р на водяной бане
  •  Остаток прокалить в печи до тех пор, пока не перестанет выделяться белый  «дым»
  •  Внести в пробирку 2-3 капли реактива Несслера
  •  Добавить в эту пробирку несколько крупинок сухого остатка
  •  Вывод: отсутствие жёлто-бурого окрашивания свидетельствует о полном удалении солей аммония.
  1.  Испытание на присутствие Mg2+ -ионов.
  •  К охлаждённому остатку добавить 1-2 мл дистиллированной воды
  •  Разделить на четыре  пробирки полученный раствор
  •  В  пробирку №1  прибавить несколько капель 2 н. р-ра КОН или NaOH
  •  Наблюдение: образуется белый специфический осадок – Mg(OH)2
  •  Осадок можно отделить фильтрованием
  •  Внести в пробирку  № 2 несколько капель 2н. раствора уксусной кислоты
  •  Вывод: растворились основные соли магния
  1.  Предварительное обнаружение Na+ - и К+ - ионов.
  •  Платиновую петлю смочить в полученном растворе и внести в пламя горелки
  •  Наблюдение: устойчивое яркое жёлтое окрашивание пламени свидетельствует о наличии ионов натрия; летучие соли калия окрашивают пламя в фиолетовый цвет, если наблюдать пламя через кобальтовое стекло
  1.  Испытание на присутствие Na+ - ионов.
  •  В пробирку  №3 добавить раствор гексагидроксиантимоната калия , потереть стеклянной палочкой стенки пробирки.
  •  Реакцию следует проводить в нейтральной среде, т. к. кислоты (даже слабые) разлагают реактив.
  •  Реакцию проводят «на холоду», т.к. с повышением температуры растворимость Na[Sb(OH)6]  возрастает.
  •  Наблюдение: При этом образуется белый кристаллический осадок натриевой соли. (Его следует отличать  от аморфного осадка метасурьмяной кислоты (HSbO3), которая может выпасть в осадок при рН < 7.)
  1.  Испытание на присутствие К+ - ионов.
  •  Вещество пробирки №4 разделить ещё на три части
  •  В  три пробирки с 2-3 каплями  исследуемого раствора   добавьте по капле реактива  кобальтинитрита натрия.
  •  В одну пробирку с осадком добавьте некоторый избыток HCl и перемешайте.
  •  Наблюдение: осадок в значительной части растворится.
  •  В другую пробирку добавьте 2-3 капли раствора гидроксида натрия (NaOH)
  •  Наблюдение: вместо кристаллического  жёлтого осадка K2Na[Co(NO2)6] образуется аморфный осадок Co(OH)3, жёлто- зеленоватого  цвета.
  •  В третью пробирку  прибавить  3-4  капли раствора Na3[Co(NO2)6].
  •  Наблюдение: выделяется жёлтый кристаллический осадок K2Na[Co(NO2)6]
  •  Свойства осадка: осадок растворяется в избытке минеральной кислоты и разрушается при действии едких щелочей.

Отчёт: обосновать уравнениями химических реакций достоверность результатов анализа

Результаты проведенных опытов занесите в таблицу

Определяемый ион

Среда

Условия реакции

Реактив

Наблюдаемое явление

Уравнение реакции

Лабораторная работа 5-6

Тема: Проведение частных реакций катионов второй аналитической группы; Анализ смеси катионов второй группы..

Цель: 

Обучающая– изучение анализа катионов II аналитической группы

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Ход урока:

  1.  Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут
  2.  Проведение лабораторной работы -  50 минут
  3.  Обработка результатов - 30 минут                                   

«Анализ  катионов II аналитической группы: Ba2 + , Sr2+ , Ca2+»                                                                                                                                                                                                                                                                          

Задача: изучить свойства катионов II аналитической группы. Обнаружение катионов Ba2 + , Sr2+ , Ca2+.

Теория :Перед выполнением лабораторной работы необходимо усвоить материал:

Общая характеристика второй аналитической группы катионов. Значение катионов второй группы в проведении химико-технологического контроля

      Групповой реактив и условия его применения. Гидролиз солей. Произведение растворимости (ПР), условие образования осадков. Частные реакции катионов второй группы. Реакции катионов бария (действие группового реактива - карбоната аммония, серной кислоты, хромата калия; реакция окрашивания пламени); кальция (действие группового реактива - карбоната аммония, оксалата аммония; реакция окрашивания пламени); магния (действие группового реактива - карбоната аммония, гидрофосфата натрия, щелочей).Ко II аналитической группе катионов  относятся ионы Ba2+ ,  Sr2+ ,  Ca2+.   

       Групповым реагентом для катионов II группы является карбонат аммония (NH4)2CO3  в присутствии NH4Cl+NH4OH, с которым катионы этой группы образуют белые осадки карбонатов, нерастворимые в воде, но растворяющиеся в HCl,  HNO3 ,  CH3COOH. Так же групповым реагентом может быть разбавленная серная кислота или её соли, которые образуют белые кристаллические осадки сульфатов CaSO4,  BaSO4, SrSO4, нерастворимые в кислотах и щелочах                                                                                                                                                                                                                                                             

Оборудование:

  •  Пипетки
  •  Пробирки
  •  Газовая горелка
  •  Водяная баня

Реактивы:

  •  Соли бария, стронция, кальция
  •  Бихромат калия - K2CrO4
  •  Ацетат натрия
  •  Платиновая петля
  •  Оксалат аммония

Подготовка к работе: проверить наличие  необходимого оборудование и хим.  реактивов.

Ход работы:

  1.  Действие хроматов.
  •  В три пробирки поместить по 3-5- капель  стронция, бария и кальция
  •  В каждую пробирку прибавить такое же количество 2н. раствора K2CrO4
  •  Наблюдение: в  пробирках с  Ba2+  и  Sr2+  выпадают осадки светло-жёлтого цвета,  а в пробирке с  Ca2+, осадок не выпадает.

  •  В три другие пробирки поместить по 3-5- капель бария, стронция, кальция
  •  В каждую пробирку прибавить равные количества р-ра бихромата калия, в который добавляют ацетат натрия
  •  Наблюдение: осадок выпадает только в пробирке, содержащей Ba2+
  •  BaCl2 + K2CrO4 → BaCrO4↓+ 2KCl

Ba2+ + CrO42- → BaCrO4

  •  2BaCl2 + K2Cr2O7 +H2O →2 BaCrO4↓+ 2KCl +2HCl

2Ba2+ + Cr2O72- +H2O → 2BaCrO4↓+2H+

CH3COONa +H+ → CH3COOH + Na+

  1.  Действие серной кислоты, сульфата аммония и гипсовой воды.
  •  В три  пробирки поместить по 3-5- капель бария, стронция, кальция и добавить насыщенный р-р сульфата кальция («гипсовая вода»)
  •  Наблюдение: Сульфаты каких металлов выпадают в осадок? Сравнить скорости образования этих осадков.
  •  BaCl2 + (NH4)2SO4 → BaSO4↓+ 2NH4Cl

Ba2+ (Ca2+) + SO42- → BaSO4 (CaSO4)↓

  •  Насыщенным  раствором  сульфата  кальция («гипсовая вода»), осаждается сульфат бария. При взаимодействии же этого раствора с Sr2+-ионами помутнение появляется при длительном стоянии на «холоду» или при нагревании.
  •  Насыщенный р-р сульфата аммония осаждает  Ba2+  и  Sr2+  и не осаждает Ca2+, т.к. при этом образуется растворимая соль (NH4)2[Ca(SO4)2].
  •  Серная кислота и её соли образуют с катионами II аналитической группы белые кристаллические осадки.

  1.  Действие гидрофосфата натрия или аммония.
  •  Гидрофосфат натрия Na2HPO4 и гидрофосфат аммония (NH4)2HPO4  с катионами II группы дают в нейтральных растворах белые аморфные осадки
  •  BaCl2 + Na2HPO4 → BaHPO4↓ + 2NaCl

CaCl2 + Na2HPO4 → CaHPO4↓ + 2NaCl

  •  Гидрофосфаты бария, стронция и кальция растворяются в соляной, уксусной и азотной кислотах.

  1.  Действие оксалата аммония.
  •  В три  пробирки поместить по 3-5- капель бария, стронция, кальция и добавить по несколько капель 2н.р-ра (NH4)2C2O4
  •  Наблюдение: выпадают белые кристаллические осадки
  •  Оксалаты бария, стронция и кальция  растворимы в соляной и азотной кислотах. Оксалаты бария и стронция растворимы в уксусной кислоте, а оксалат кальция в этой кислоте не растворим.
  •  BaCl2 + (NH4)2C2O4 →BaC2O4↓+ 2NH4Cl

  1.  Реакция окрашивания пламени.
  •  Платиновую петлю смочить раствором соли бария и внести в пламя газовой горелки
  •  Наблюдение: жёлто-зелёное окрашивание пламени
  •  Платиновую петлю смочить раствором соли кальция и внести в пламя газовой горелки
  •  Наблюдение: кирпично-красное окрашивание пламени

По окончанию работы убрать за собой рабочее место.

Отчёт: обосновать уравнениями химических реакций достоверность результатов анализа

Результаты проведенных опытов занесите в таблицу

Определяемый ион

Среда

Условия реакции

Реактив

Наблюдаемое явление

Уравнение реакции

«Анализ смеси катионов I и II аналитических групп»

Цель: формирование умений проводить анализ смеси катионов 1 и 2 аналитических групп

Задача: уметь проводить анализ смеси катионов, составлять молекулярные и ионные уравнения химических реакций.

Теория:  см. конспект к уроку № ___. Ко II аналитической группе катионов  относятся ионы Ba2+ ,  Sr2+ ,  Ca2+. Групповым реагентом для катионов II группы является карбонат аммония (NH4)2CO3  в присутствии NH4Cl+NH4OH, с которым катионы этой группы образуют белые осадки карбонатов, нерастворимые в воде, но растворяющиеся в HCl,  HNO3 ,  CH3COOH. Так же групповым реагентом может быть разбавленная серная кислота или её соли, которые образуют белые кристаллические осадки сульфатов CaSO4,  BaSO4, SrSO4, нерастворимые в кислотах и щелочах.  

Первое испытание проводится на присутствие ионов бария, т.к. эти ионы мешают открытию кальция.

                               

Оборудование:

  •  Пипетки
  •  Пробирки
  •  Газовая горелка
  •  Водяная баня
  •  Центрифуга

Реактивы:

  •  Испытуемый раствор («задача»)
  •  Хромат калия или бихромат калия - K2CrO4
  •  Оксалат аммония ((NH4)2C2O4)

Подготовка к работе: проверить наличие  необходимого оборудование и хим.  реактивов. По окончанию работы убрать за собой рабочее место.

Ход работы:

  1.  5 капель «задачи» поместить в пробирку и нагреть на кипящей бане
  2.  Прибавить 2 капли раствора хромата калия
  3.  Наблюдение: выпадение жёлтого осадка указывает на присутствие ионов бария.
  4.  В случае выпадения осадка добавить по каплям раствор хромата калия до тех пор, пока раствор над осадком не окрасится в ярко-жёлтый цвет
  5.  Нагреть в течении 2-3 мин на водяной бане и процентрифугировать
  6.  Отобрать прозрачный раствор и определить наличие в нём ионов кальция
  7.  К 3 каплям центрифугата, полученного после отделения ионов бария , добавить 2-3 капли оксалата аммония
  8.  Наблюдение: если присутствуют ионы кальция, то выпадет белый осадок оксалата кальция

Отчёт: обосновать уравнениями химических реакций достоверность результатов анализа

Результаты проведенных опытов занесите в таблицу

Определяемый ион

Среда

Условия реакции

Реактив

Наблюдаемое явление

Уравнение реакции

Лабораторная работа 7-8

Тема: Проведение частных реакций катионов третьей аналитической группы; Анализ смеси катионов третьей группы..

Цель: 

Обучающая– изучение анализа катионов III аналитической группы

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Ход урока:

  1.  Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут
  2.  Проведение лабораторной работы -  50 минут
  3.  Обработка результатов - 30 минут                                   

«Анализ катионов III аналитической группы: Al3+, Cr3+, Fe3+, Mn2+, Zn2+,  Co2+, Ni2+ »                                                                                                                                                                                                                                                                          

Задача: Изучить свойства катионов III аналитической группы. Обнаруживать катионы Al3+, Cr3+, Fe3+, Mn2+, Zn2+,  Co2+, Ni2+.

Теория :К III аналитической группе катионов  относятся ионы  металлов: Al , Cr , Fe , Mn , Zn,  Co , Ni  и других. От катионов I и II  групп катионы этой группы отличаются тем, что их сульфиды нерастворимы в воде, но растворяются в разбавленных кислотах(или разлагаются водой с образованием растворимых в кислотах гидроокисей). 

    Групповой реагент III группы – сульфид аммония (NH4)2S .

Необходимо помнить! Н2S  весьма ядовит!    Все работы   с сероводородом и сульфидом аммония следует проводить в хорошо действующем вытяжном шкафу в специально предназначенной для этих целей «сероводородной» комнате.                                                                     

Оборудование:

  •  Пробирки
  •  Пипетки
  •  Спиртовка
  •  Держатель
  •  Предметное стекло
  •  микроскоп

Реактивы:

  •  Сульфид  аммония – (NH4)2S 
  •  Соли алюминия, железа, хрома, марганца, цинка, кобальта, никеля
  •  Гидроксид калия(натрия)
  •  Гидроокись аммония – NH4OH
  •  Хлорид аммония – NH4Cl
  •  Тетраборат натрия (бура) - Na2B4O7
  •  Перекись водорода – Н2О2
  •  Гидрофосфат натрия
  •  Ализарин
  •  Карбонат калия (натрия) – K2CO3
  •  Жёлтая кровяная соль – K4[Fe(CN)6]
  •  Красная кровяная соль – K3[Fe(CN)6]
  •  Роданид калия (аммония) – KSCN (NH4SCN)
  •  Двуокись свинца - PbO2
  •  Соляная кислота -HCl
  •  Азотная кислота - HNO3
  •  Серная кислота – H2SO4
  •  Реактив Чугаева – диметилглиоксим- C4H8N2O2

Подготовка к работе: проверить наличие  необходимого оборудование и хим.  реактивов. По окончанию работы убрать за собой рабочее место.

Необходимо пользоваться только свежеприготовленным раствором  сульфида аммония!

Ход работы:

  1.  Действие сульфида аммония - (NH4)2S :

  •  При взаимодействии с групповым реактивом (NH4)2S   Al3+ - ионы образуют белый студенистый осадок Al(OH)3, растворимый в разбавленных кислотах
  •  При взаимодействии с групповым реактивом (NH4)2S   Сr3+ - ионы образуют серо-зеленый студнеобразный осадок Cr(OH)3, растворимый в разбавленных кислотах
  •  При взаимодействии с групповым реактивом (NH4)2S   Fe3+ - ионы образуют осадок чёрного цвета Fe2S3, растворимый в разбавленных  минеральных кислотах, а также в уксусной кислоте

2FeCl3 + 3(NH4)2S = Fe2S3↓ + 6NH4Cl

  •  При взаимодействии с групповым реактивом (NH4)2S   Mn2+ - ионы образуют  осадок телесного цвета MnS↓, растворимый в разбавленных кислотах

MnCl2 + (NH4)2S = MnS↓ + 2NH4Cl

  •  При взаимодействии с групповым реактивом (NH4)2S   Zn2+ - ионы образуют осадок белого цвета  ZnS↓, растворимый в соляной и других минеральных кислотах, но нерастворимый в уксусной кислоте.
  •  При взаимодействии с групповым реактивом (NH4)2S   Ni2+ - ионы образуют осадок чёрного цвета NiS↓, нерастворимый в разбавленных   кислотах, но растворимый в концентрированных и в царской водке

2FeCl3 + 3(NH4)2S = Fe2S3↓ + 6NH4Cl

  1.  Действие едких щелочей:

  •  В три пробирки поместить  по несколько капель исследуемого раствора

В пробирку №1 прибавить  NaOH (КОН) по каплям до выпадения характерного осадка

В пробирку №2  прибавить щёлочь в избытке (реакцию среды определить с помощью пробы на лакмусовую бумажку), прибавить NH4Cl и прокипятить. Наблюдение. Осадок.

В пробирку №3 прибавить NH4OH. Наблюдение. Осадок.

  •  Na3CrO3 + 3H2O → Cr(OH)3↓ + 3NaOH

NaAlO2 + NH4Cl + H2O → Al(OH)3↓ + NaCl + NH3

                                         студенистый асадок белого цвета

4Fe(OH)2 ↓+ O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3

осадок белого цвета                                       красно-бурый студенистый осадок

Zn(OH)2↓ + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O

осадок белого цвета

CoCl2 + NaOH → CoOHCl↓ + NaCl

                             синий осадок

NiCl2 + KOH → Ni(OH)2↓  + KCl

                           светло-зелёный осадок

  1.  Действие гидроокиси аммония.

  •  В три пробирки налить по несколько капель раствора соли хрома.
  •  В пробирку №1 прилить раствор (NH4)2S, в пробирку №2 – NaOH в избытке, в пробирку №3 – NH4OH
  •  Наблюдение: №1 – осадок серо-зелёного цвета (проверить растворимость в кислотах); №2- осадок серо-зелёного цвета, если не выпал, то содержимое пробирки нагреть до кипения; №3 – также выпадает осадок Cr(OH)3 
  •  Проверить действие избытка реактива на осадки в пробирках №2 и №3.

  •  При действии NH4OH на соли железа образуется белый осадок Fe(OH)2, который буреет вследствие окисления Fe2+- ионов, осадок растворяется в растворах аммонийных солей.

  •  MnCl2 +2NH4OH → Mn(OH)2↓ + 2NH4Cl

                                   белый осадок

Осадок осаждается не полностью и растворяется в присутствии солей аммония, т.е. реакция обратима.

  •  Осадок Zn(OH)2 белого цвета,  растворим в избытке NH4OH.
  •  Осадок  СоOHCl синего цвета;  при нагревании → Со(ОН)2 (розового цвета)→ на воздухе СО(ОН)3 . Осадок растворяется в избытке NH4OH и в присутствии аммонийных солей.
  •  Ni(OH)2 – осадок светло-зелёного цвета, растворяется в разбавленных кислотах, в избытке NH4OH  и в аммонийных солях.

  1.  Действие гидрофосфата натрия.
  •  В три пробирки налить по несколько капель раствора соли алюминия и прибавить в каждую пробирку равный объём 2н.р-ра Na2HPO4
  •  Наблюдение. Осадок AlPO4 белого цвета. Проверить растворимость выпавших осадков в минеральной и уксусной кислотах и щелочи.
  •  CrPO4 – осадок серо-зелёного (иногда фиолетового цвета), растворим в кислотах (минеральной уксусной) и в щелочах
  •  FePO4 – желтовато-белого цвета; растворим в минеральных кислотах и не растворяется в уксусной кислоте.
  •  Fe3(PO4)2 – белого цвета, на воздухе – зеленоватого цвета. Растворим в минеральной и уксусной кислотах.
  •  Mn3(PO4)2осадок белого цвета, растворяется в минеральных кислотах и в уксусной.
  •  3ZnCl2 + 2NaHPO4 → Zn(PO4)2↓ + 4NaCl + 2HCl

                                                        белого цвета

фосфат цинка растворяется в минеральных и уксусной кислотах, в щелочах и аммиаке.

  •  Co3(PO4)2 – осадок фиолетового цвета, который растворяется в разбавленных минеральных кислотах, в уксусной кислоте и аммиаке.

  1.  Действие карбоната натрия или калия.
  •  Карбонаты натрия(калия) «на холоду»  осаждают все катионы III группы, при этом образуются карбонаты и гидроокиси.

2AlCl4 + 3Na2CO3 →6NaCl + Al2(CO3)3

Al2(CO3)3 + H2O → CO2 + 2Al(OH)CO3

2Al(OH)CO3 + 2H2O → 2CO2 + 2Al(OH)3↓__________________

2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3↓ +6NaCl + 3CO2

  •  Красно-бурый осадок основного карбоната железа Fe(OH)CO3 в водной среде гидролизуется до Fe(OH)3. Белый осадок карбоната железа FeCO3 на воздухе вследствие окисления приобретает зелёную, а затем красно-бурую окраску. Карбонат железа (II), образованный при действии карбоната аммония, несколько растворяется в избытке реагента.
  •  MnCl2 + Na2CO3MnCO3 +2NaCl

Образующийся осадок белого цвета растворим в разбавленных минеральных и органических кислотах.

Карбонат марганца, образованный действием NH4CO3 на раствор соли марганца, не растворяется в присутствии аммонийных солей.

  •  Осадок оксикарбоната кобальта фиолетово-розового цвета, растворяется в разбавленных кислотах и в аммиаке, а также в избытке реактива (NH4)2CO3.
  1.  Специфические реакции:
  •  Действие ализарина (на ионы алюминия)

К нескольким каплям испытуемого раствора, содержащего соли алюминия, прибавить щёлочь до слабощелочной реакции (образуется Al(OH)3), Смесь подогреть и прибавить к ней несколько капель ализарина → осадок Al(OH)3 окрашивается в ярко-красный цвет, что является характерным признаком наличия ионов алюминия.

  •  Окисление трёхвалентного хрома до шестивалентного

(Это не только качественная реакция на Cr3+ - ионы, но и даёт возможность отделить ионы хрома от других катионов III группы)

К нескольким каплям раствора, содержащего ионы хрома, прибавить столько же 2н.р-ра щёлочи (КОН) → осадок, который растворяется в избытке щёлочи  с образованием  зелёного хромита калия. Добавить  перекись водорода и подогреть. Наблюдение изменения цвета: жёлтый цвет свидетельствует об образовании ионов шестивалентного хрома.

2Cr3+ + 3H2O2 + 10OH- → 2CrO42- + 8H2O

  •  Образование окрашенных перлов (для  ионов хрома)

Cоединения хрома при сплавлении тетраборатом натрия (бурой) Na2B4O7  образуют так называемый перл ярко-зелёного цвета.

Раскалите платиновую петлю, прикоснитесь ею к твёрдой буре, прокалите массу приставших кристаллов, охладить полученный перл. Затем захватив перлом немного осадка Cr(OH)3, его снова прокалите. Охладите и рассмотрете перл. Он имеет ярко-зелёный характерный цвет, обусловленный присутствием соединений хрома.

  •  Действие ферроцианида  (феррицианида) калия (на  ионы железа)

4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] → Fe4[Fe(CN)6]3↓ + 12KCl

                      Жёлтая кровяная соль         берлинская лазурь

                                                                     тёмно-синего цвета

3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6] → Fe3[Fe(CN)6]2↓ + 6KCl

                      красяая кровяная соль           турнбулева синь

                                                                     тёмно-синего цвета

  •  Действие роданида калия (роданида аммония) на   ионы железа

FeCl3 + 3KSCN → 3KCl + Fe(SCN)3

Характерное кроваво-красное окрашивание, осадок не образуется, постепенно восстанавливается до Fe(SCN)2 и окрашивание может исчезнуть.

  •  Окисление двухвалентного марганца

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O

В пробирку поместить несколько крупинок PbO2 прибавить несколько капель концентрированной HNO3  и осторожно нагреть до кипения. Затем добавить 1-2 капли раствора, содержащего ионы марганца (II). Окрашивание раствора в фиолетовый (малиновый) цвет служит признаком образования аниона MnO4-.

  •  Микрокристаллоскопическая реакция с тетрароданомеркуриатом аммония (для ионов цинка)

ZnCl2 + (NH4)2[Hg(SCN)4] → Zn[Hg(SCN)4]↓ + 2NH4Cl

Взять предметное стекло, подложить чёрную бумагу под стекло, на стекло поместить каплю испытуемого раствора, подкислённого серной кислотой и каплю раствора реактива.

Наблюдение под микроскопом характерных перистых кристаллов.

  •  Окисление двухвалентного кобальта до трёхвалентного

2Co(OH)2 + H2O2 → 2Co(OH)3

Наблюдение изменения окраски гидроокиси кобальта (от розовой до бурой)

  •  Действие диметилглиоксима (реактив Чугаева) на  ионы никеля

В пробирку поместить несколько капель раствора соли никеля, прибавить избыток раствора NH4OH, хорошо перемешать и внести немного спиртового раствора диметилглиоксима.

Наблюдение: образуется внутрикомплексная соль алого цвета – диметилглиоксимат никеля.

2C4H8N2O2 + NiSO4 + 2NH4OH → Ni(C4H7N2O2)2↓ + (NH4)2SO4 + 2H2O

Отчёт: обосновать уравнениями химических реакций достоверность результатов анализа

Результаты проведенных опытов занесите в таблицу

Определяемый ион

Среда

Условия реакции

Реактив

Наблюдаемое явление

Уравнение реакции

«Анализ смеси катионов I, II и III аналитических групп

в присутствии PO43- ионов»                                                                                                                                                                                                                                                                          

Задача: уметь проводить анализ смеси катионов I,II и III аналитических групп, составлять молекулярные и ионные уравнения химических реакций. Обнаруживать катионы I,II и III аналитических групп.

Теория :

    Фосфаты катионов II и III аналитических групп  нерастворимы в воде. И, если в испытуемом растворе содержатся, помимо катионов III группы, катионы II группы, при нейтрализации его [нейтрализация проводится перед применением группового реагента III группы – (NH4)2S ] в осадок вместе с катионами III группы перейдут катионы II группы.      

    Поэтому, в ходе анализа раствора, содержащего смесь катионов I-III групп, необходимо удалить РО43-  -анионы, предварительно установив их присутствие, а так же необходимо провести предварительные испытания для обнаружения NH4+,  Fe3+ , Fe2+  (см. л/р №__).                                           

Оборудование:

  •  Пробирки
  •  Пипетки
  •  Держатель
  •  Тигель фарфоровый
  •  Асбестированная сетка
  •  Спиртовка
  •  Центрифуга
  •  Печь муфельная
  •  Фильтровальная бумага
  •  Весы
  •  Фарфоровая ступка

Реактивы:

  •   «Молибденовая жидкость»
  •  (NH4)2MoO4
  •  Азотная кислота - HNO3(конц)
  •  Нитрат аммония
  •  Хлорид аммония
  •  Хлорид железа
  •  Гидроокись аммония – NH4OH
  •  Уксусная кислота
  •  CH3COONa (CH3COONH4)
  •  Серная кислота – H2SO4(конц)
  •  Гидроксид калия(натрия)
  •  Ализарин
  •  Сульфид  аммония – (NH4)2S 
  •  Соляная кислота -HCl
  •  Ацетат свинца Pb(CH3COO)2
  •  Тетраборат натрия (бура) Na2B4O7  
  •  Роданид аммония
  •  Реактив Чугаева
  •  Ацетат свинца

Подготовка к работе: проверить наличие  необходимого оборудование и хим.  реактивов.

    Необходимо пользоваться только свежеприготовленным раствором  сульфида аммония!

Ход работы:

  1.  Открытие PO43- - анионов.
  •  К нескольким каплям «задачи» прибавить в избытке 2н.р-р (NH4)2MoO4, азотную кислоту и нитрат аммония (этот реактив называется «молибденовой жидкостью»).
  •  Наблюдение. Образование жёлтого осадка свидетельствует о присутствии РО43- . (Осадок выпадает медленно, реакцию можно ускорить нагреванием, но не доводить до кипения,т.к. при этом может появиться похожий осадок, образованный AsO43- - ионами.)

  1.  Удаление PO43- - анионов.
  •  Сначала нейтрализуем избыток кислоты. Для этого необходимо к исследуемому раствору добавить гидроокись аммония до появления мути (осадок фосфорнокислых солей).
  •  Переводим  в раствор фосфаты катионов III и II групп, растворимые в уксусной кислоте. Для этого  к полученной смеси прибавляем уксусную кислоту  и CH3COONa (CH3COONH4) в равных количествах.
  •  Прибавить к уксуснокислому раствору фосфатов  осторожно (по каплям)  р-р FeCl3.
  •  Наблюдение.

  1.  Удаление органических соединений.

(Органические соединения могут мешать определению катионов III аналитической группы, образуя с некоторыми из них устойчивые комплексные соединения).

  •  Взять фарфоровую чашку, поместить в неё «задачу» + HNO3(конц), смесь выпарить и прокалить сухой остаток.

Если «задача» дана в виде твёрдого вещества, то органические вещества удаляют методом «мокрого сожжения». Сожжение проводят в вытяжном шкафу.

 Внимание! Соблюдай все правила безопасности! Не забудь одеть защитные очки!

  •  Взять небольшую навеску «задачи», измельчить в фарфоровой ступке, поместить в фарфоровый тигель или чашку и обработать концентрированной серной кислотой.
  •  Наблюдение. Почернение смеси свидетельствует о наличии органических соединений.
  •  Осторожно прибавить концентрированную азотную кислоту.  (Во избежание разбрызгивания сожжение лучше вести в тигле).
  •  Смесь нагреть через асбестированную сетку над пламенем горелки. При появлении белых паров тигель снять с горелки, охладить и снова добавить азотной кислоты до обесцвечивания раствора.
  •  Раствор выпарить досуха и, растворив сухой остаток, провести анализ раствора на содержание смеси катионов первых трёх аналитических групп.

  1.  Анализ смеси катионов.
  •  К анализируемой смеси добавить уксусной кислоты  нагреть до кипения и процентрифугировать.

В осадке № 1  остаются фосфат железа (III) и фосфат алюминия, нерастворимые в уксусной кислоте, и может быть фосфатхрома, который соосаждается с фосфатами железа и алюминия.

  1.  Анализ осадка № 1.
  •  Отделение ионов  железа от ионов алюминия и хрома.

Для этого необходимо осадок промыть горячей водой и обработать 2н.раствором щелочи.

Полученный раствор центрифугируют. (в осадке – гидроокись железа; в центрифугате – алюминат и хромат).

  •  Открытие ионов хрома.

Если центрифугат окрашен в жёлтый цвет (присутствие ионов хрома) можно провести реакцию окрашивания перла буры.

Раскалите платиновую петлю, прикоснитесь ею к твёрдой буре, прокалите массу приставших кристаллов, охладить полученный перл. Затем захватив перлом немного осадка Cr(OH)3, его снова прокалите. Охладите и рассмотрите перл. Он имеет ярко-зелёный характерный цвет, обусловленный присутствием соединений хрома.

  •  Открытие ионов алюминия.

К нескольким каплям испытуемого раствора, содержащего соли алюминия, прибавить щёлочь до слабощелочной реакции (образуется Al(OH)3), Смесь подогреть и прибавить к ней несколько капель ализарина → осадок Al(OH)3 окрашивается в ярко-красный цвет, что является характерным признаком наличия ионов алюминия.

  1.  Анализ раствора  № 1.
  •  Отделение нерастворимых в воде сульфидов катионов III от катионов II и I аналитических групп с помощью группового реагента III группы сульфида аммония – (NH4)2S.

Исследуемый раствор нейтрализовать NH4OH, подогреть до кипения и прибавить сульфид аммония до полного осаждения сульфидов катионов III группы.

Осадок № 2 (катионы III группы) отделить центрифугированием.

Центрифугат  (раствор № 2 – катионы I и II групп)  сразу же после отделения осадка необходимо подкислить и прокипятить для удаления S2- - ионов.

  1.  Анализ осадка  № 2.
  •  Осадок  перенести в стакан и растворить в разбавленной соляной кислоте.
  •  Если в осадке № 2 содержались никеля и кобальта, то, поскольку сульфиды этих катионов не растворяются в разбавленной HCl, останется осадок № 3  чёрного цвета.
  •  Отделение осадка № 3 и открытие в нём  никеля и кобальта.

К раствору добавить хлорид аммония и нагреть, затем добавить групповой реагент сульфид аммония, в конце осаждения ввести раствор аммиака и, нагрев смесь, оставить её на некоторое время.

Выпавший осадок центрифугируют, промывают и растворяют в небольшом количестве соляной кислоты, при этом NiS и CoS остаются в осадке, а остальные катионы III группы переходят в раствор № 3.

  •  Ионы кобальта обнаруживают реакцией с роданидом аммония NH4SCN, при этом образуется комплексная соль (NH4)2[Co(SCN)4] синего цвета.

На фильтровальную бумагу, смоченную раствором соли кобальта, наносят несколько капель насыщенного раствора роданида аммония (калия), при этом появляется синее окрашивание, свидетельствующее об образовании комплексной соли.

  •  Обнаружение ионов никеля.

В пробирку поместить несколько капель раствора соли никеля, прибавить избыток раствора NH4OH, хорошо перемешать и внести немного спиртового ратсвора диметилглиоксима (реактив Чугаева).

Наблюдение: образуется внутрикомплексная соль алого цвета – диметилглиоксимат никеля.

2C4H8N2O2 + NiSO4 + 2NH4OH → Ni(C4H7N2O2)2↓ + (NH4)2SO4 + 2H2O

  •  В растворе № 3 открывают ионы железа, марганца и цинка.

Действие роданида калия (роданида аммония) на   ионы железа

FeCl3 + 3KSCN → 3KCl + Fe(SCN)3

Характерное кроваво-красное окрашивание, осадок не образуется, постепенно восстанавливается до Fe(SCN)2 и окрашивание может исчезнуть.

  •  Окисление двухвалентного марганца

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O

В пробирку поместить несколько крупинок PbO2 прибавить несколько капель концентрированной HNO3  и осторожно нагреть до кипения. Затем добавить 1-2 капли раствора, содержащего ионы марганца (II). Окрашивание раствора в фиолетовый (малиновый) цвет служит признаком образования аниона MnO4-.

  •  Микрокристаллоскопическая реакция с тетрароданомеркуриатом аммония (для ионов цинка)

ZnCl2 + (NH4)2[Hg(SCN)4] → Zn[Hg(SCN)4]↓ + 2NH4Cl

Взять предметное стекло, подложить чёрную бумагу под стекло, на стекло поместить каплю испытуемого раствора, подкислённого серной кислотой и каплю раствора реактива.

Наблюдение под микроскопом характерных перистых кристаллов.

  1.  Анализ раствора  № 2.
  •  Подготовка центрифугата для определения катионов I и II групп.

Удалить избыток сульфида аммония. Для этого необходимо прокипятить раствор с HCl (под тягой!).

Полноту удаления проверить с помощью ацетата свинца  Pb(CH3COO)2. Для этого бумажку, смоченную раствором ацетата свинца  Pb(CH3COO)2, выдерживают над кипящей смесью и, если бумажка не чернеет, раствор охлаждают (выпавшую в осадок серу отделяют) и в растворе определяют катионы I  и II аналитической групп.(см.л/р № __).

Отчёт: обосновать уравнениями химических реакций достоверность результатов анализа.

По окончанию работы убрать за собой рабочее место.

Результаты проведенных опытов занесите в таблицу

Определяемый ион

Среда

Условия реакции

Реактив

Наблюдаемое явление

Уравнение реакции

Лабораторная работа 9-10 

Тема: Проведение частных реакций катионов четвертой аналитической группы; Анализ смеси катионов четвертой группы..

Цель: 

Обучающая– изучение анализа катионов IV аналитической группы

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Ход урока:

  1.  Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут
  2.  Проведение лабораторной работы -  50 минут
  3.  Обработка результатов - 30 минут                                   

«Анализ катионов IV аналитической группы»  

 

Задача: Изучить свойства катионов IV аналитической группы.

Теория :  К IV аналитической группе  относятся катионы: Ag+, Hg2+,  [Hg2]2+,  Pb2+,  Cu2+,  Cd2+, Bi3+. Групповым реагентом на катионы IV группы является сероводород H2S  в солянокислой среде. Сульфиды катионов IV группы не растворяются в воде, в разбавленных кислотах (кроме азотной кислоты) и полисульфиде аммония.

     Катионы IV группы делятся на две подгруппы по различной растворимости их хлоридов в воде: подгруппа серебра и подгруппа меди.

    Эти свойства используются для отделения катионов подгруппы серебра от катионов подгруппы меди в ходе анализа смеси катионов IV группы.

Внимание! Все работы, связанные с применением H2S, необходимо проводить в вытяжном шкафу и следить за тем, чтобы после окончания работы был тщательно перекрыт кран аппарата Киппа, в котором получают сероводород.

Оборудование:

  •  Спиртовка
  •  Пробирки
  •  Фильтровальная бумага

Реактивы:

  •  Сульфат меди – CuSO4
  •  Гидроокись калия (натрия) – КОН (NaOH)
  •  Гидроокись аммония – NH4OH
  •  Ферроцианид калия - K4[Fe(CN)6].
  •  Соли кадмия
  •  Карбонат аммония - (NH4)2CO3
  •  Иодид калия – KI
  •  Соли висмута
  •  Гидрофосфат натрия – Na2HPO4
  •  Хлорид олова – SnCl2
  •  Соли серебра
  •  Карбонат калия, натрия
  •  K2CrO4

Подготовка к работе: 

  •  SnCl2 должен быть свежеприготовленным, т.к. SnCl2 может окисляться на воздухе до SnCl4.
  •  Фильтровальную бумагу смочить раствором K2CrO4
  •  Фильтровальную бумагу, смочить раствором ртути (II).

  1.  Ход работы:

Подгруппа серебра.

  1.  Реакции ионов серебра (Ag+)

Катионы серебра из растворов могут быть осаждены H2S в виде чёрного осадка Ag2S, который не растворяется в растворе полисульфида аммония и который можно растворить в азотной кислоте при подогревании:

2AgNO3 + H2S → Ag2S↓ + 2HNO3

  •  Действие соляной кислоты.

К нескольким каплям раствора соли серебра прибавить такое же количество 2н. раствора HCl.

Наблюдение: рыхлый белый осадок AgCl, растворяющийся  в NH4OH и нерастворимый в азотной кислоте.

Слить раствор с осадка и прибавлять NH4OH  по каплям. (Проверяем растворимость образовавшегося осадка в NH4OH).

  •  Действие гидроокисей натрия, калия и аммония.

При действии щёлочи на раствор соли серебра образуется гидроокись серебра, которая тут же распадается на Ag2O, выпадающую в виде бурого осадка, и воду:

2AgNO3 + 2NaOH → 2NaNO3 + 2AgOH

                  2AgOH → H2O + Ag2O

2AgNO3 + 2NaOH →Ag2O↓ + H2O + 2NaNO3

    Осадок не растворим в NH4OH и азотной кислоте.

Под действием NH4OH также выпадает белый осадок AgOH, который тут же превращается в бурый осадок Ag2O, растворимый в избытке реактива.

    В две пробирки внести по несколько капель раствора соли серебра. В одну пробирку добавить такой же объём щёлочи, а в другую – по каплям прилить 2н. раствор NH4OH.

                 Затем в обеих пробирках испытать растворимость образовавшихся осадков в NH4OH.

                 Растворимость Ag2O в аммиаке используют для отделения Ag+  от [Hg2]2+. Для проведения отделения  необходимо осадок хлорида серебра и ртути (I)  обработать  NH4OH на фильтре. При этом образующийся Ag2O растворяется, а Hg2Cl2 взаимодействует с NH4OH с образованием чёрного осадка металлической ртути и амидосоединения, нерастворимого в избытке реактива.

  •  Действие карбоната натрия, калия или аммония.

При действии карбоната натрия, калия или аммония на раствор соли серебра образуется карбонат серебра Ag2CO3 – белый осадок, желтеющий при разложении.

Карбонат серебра, как и карбонат меди, растворяется в NH4OH  и в избытке (NH4)2CO3.

  •  Действие иодида калия.

К нескольким каплям раствора соли серебра прибавить по каплям раствор KI до растворения образующегося осадка, затем раствор разбавить водой и вновь пронаблюдать выпадение осадка.

При действии иодида калия KI на раствор соли серебра образуется жёлтый осадок AgI, который растворяется в избытке насыщенного раствора KI. Если раствор разбавить водой, то AgI снова выпадает в осадок:

AgI + 2KI → K2[AgI3].

  •  Действие хромата серебра.

К числу реакций, характерных для Ag+, относится реакция образования хромата серебра Ag2CrO4  при действии K2CrO4  на раствор соли серебра:

2AgNO3 + K2CrO4 → 2KNO3 + Ag2CrO4

                                                    осадок кирпично-красного цвета

Реакцию следует проводить в нейтральной  среде и в отсутствие комплексообразующих веществ.

Реакцию лучше провести капельным методом: на фильтровальную бумагу, смоченную раствором K2CrO4 , нанести каплю раствора соли серебра. Пятно окрашивается в красный цвет.

«Анализ катиона свинца Pb2+»

Реакции ионов свинца (Pb2+)

При действии сероводорода на раствор соли свинца образуется сульфид свинца:

Pb(NO3)2 + H2S → PbS↓ + 2HNO3

Сульфид свинца представляет собой осадок чёрного цвета, растворяющийся в HNO3 при нагревании.

Ход работы:

  •  Действие соляной кислоты.

Катионы Pb2+ (как и другие катионы подгруппы серебра) с соляной кислотой дают хлорид свинца PbCl2, который осаждается не полностью и хорошо растворяется в кипящей воде.

  •  Действие гидроокисей натрия, калия и аммония.

В две пробирки налить по несколько капель соли свинца. В одну пробирку прибавить такой же объём раствора NaOH, а в другую – NH4OH. Испытать растворимость образовавшихся осадков.

Под действием щелочей NaOH (KOH)  Pb2+ - ионы выпадают в виде белого рыхлого осадка Pb(OH)2 , растворимого в избытке щёлочи.

Под действием NH4OH  образуется белый осадок Pb(OH)2 , который не растворяется в избытке NH4OH.

  •  Действие серной кислоты.

При действии серной кислоты на соли свинца образуется сульфат свинца PbSO4 – очень мало растворимая соль. Следует отметить, что сульфаты катионов IV группы хорошо растворимы, кроме сульфата ртути(I). Этим свойством PbSO4 пользуются для отделения Pb2+ от других катионов IV группы в ходе анализа.

  •  Действие иодида калия.

Иодид калия с растворами солей свинца даёт жёлтый осадок PbI2, который растворяется при кипячении раствора и вновь выпадает при охлаждении. Реакцию проводят в уксуснокислом растворе.

  •  Действие хромата калия.

К реакциям, характерным для Pb2+ - ионов, относится реакция образования хромата свинца PbCrO4, выпадающего из раствора в виде осадка жёлтого цвета.

                                                                                                                                                                                                                                                                        

«Анализ катионов ртути Hg2+»      

 Подготовка к работе: 

  •  SnCl2 должен быть свежеприготовленным, т.к. SnCl2 может окисляться на воздухе до SnCl4.
  •  Фильтровальную бумагу смочить раствором K2CrO4
  •  Фильтровальную бумагу, смочить раствором ртути (II).

Реакции ионов ртути (Hg2+ [Hg2]2+)

Внимание! Соли ртути ядовиты! Работать с ними нужно осторожно, соблюдая все правила техники безопасности.

Катионы ртути (II) Hg2+ относятся к подгруппе меди, а катионы ртути (I) [Hg2]2+ - к подгруппе серебра. (Для удобства рассмотрим реакции параллельно).

Под действием группового реагента на катионы ртути  Hg2+ и [Hg2]2+  образуется чёрный осадок HgS:

Hg(NO3)2 + H2S → HgS↓ + 2HNO3

Hg2(NO3)2 + H2S → HgS↓ + Hg↓ + 2HNO3

Осадки нерастворимы в HNO3.

Ход работы:

  •  Действие гидроокисей натрия, калия и аммония.

При действии едких щелочей NaOH (KOH)  на ртуть (I) образуется чёрный осадок Hg2O, растворяющийся в HNO3.

Действие щёлочи на ртуть (II) вызывает выпадение жёлтого осадка HgO, растворимого в разбавленных кислотах.

Гидроокись аммония с ртутью (I) даёт осадок амидосоединения и металлической ртути (чёрный цвет осадка обусловлен выделением металлической ртути):

Hg2Cl2 + 2NH4OH → NH2HCl↓ + Hg↓ + NH4Cl + 2H2O

Осадок нерастворим в избытке реактива.

При взаимодействии аммиака с ртутью (II) образуется белый осадок амидосоединения, растворяющий в избытке реактива:

HgCl2 + 2NH4OH → NH2HgCl↓ + NH4Cl + 2H2O

  •  Действие иодида калия.

Иодид калия с ртутью (II) образует красный осадок HgI2:

Hg(NO3)2 + 2KI → HgI2↓ + 2KNO3.

В избытке реактива происходит образование комплексной соли K2[HgI4], при этом раствор обесцвечивается.

Иодид калия с ртутью (I) даёт зелёный осадок Hg2I2, растворяющийся в избытке реактива  с выделением металлической ртути:

Hg2I2 + 2KI → K2[HgI4] + Hg↓

  •  Действие гидрофосфата натрия.

При действии гидрофосфата натрия на растворы солей ртути образуются белые осадки Hg2HPO4 и HgHPO4; Hg2HPO4 растворяется в азотной кислоте, а   HgHPO4 нерастворим в разбавленной азотной кислоте.

  •  Восстановление ртути (II) хлоридом олова (характерная реакция для катионов ртути (II).

Реакцию проводят капельным методом в кислой среде:

На фильтровальную бумагу, смоченную раствором ртути (II), наносят раствор SnCl2 (SnCl2 должен быть свежеприготовленным, т.к. SnCl2 может окисляться на воздухе до SnCl4).

2HgCl2 + SnCl2 → SnCl4 + Hg2Cl2

Hg2Cl2 + SnCl2 → SnCl4 + 2Hg↓

2HgCl2 + 2SnCl2 → 2SnCl4 + 2Hg↓

Действием на раствор солей ртути (II) хлоридом олова SNCl2 получают белый осадок  Hg2Cl2

(каломель). Осадок постепенно приобретает серый цвет и, наконец, чернеет вследствие восстановления ртути до металлической.

     «Анализ катионов Cu2+»

Ход работы:

  1.  Реакции ионов меди (Cu2+)
  •  Действие гидроокисей натрия, калия, аммония.

В две пробирки налить по несколько капель солей меди.

В пробирку № 1 добавить такой же объём NaOH.

Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2

Наблюдение: выпадает осадок голубого цвета.

(Проверить почернеет ли осадок при подогревании).

Сu(OH)2 → CuO + H2O

В пробирку № 2  -  2н.раствор NH4OH

2CuSO4 + 2NH4OH →(NH4)2SO4 + Cu2(OH)2SO4

Наблюдение: выпадает осадок зеленовато-голубого цвета.

(При избытке NH4OH -  осадок растворяется, раствор окрашивается в тёмно-синий цвет, что говорит об образовании комплексного аммиачного соединения меди).

  •  Действие карбонатов натрия, калия, аммония.

При действии карбонатов на растворы, содержащие катионы меди, образуется зеленовато-голубой осадок, легко растворимый в разбавленных кислотах и в NH4OH.

При действии карбоната аммония на ионы меди образуется осадок окиси карбоната меди, растворимый в избытке реактива.

  •  Действие гидрофосфата натрия.

При действии на раствор, содержащий соли двухвалентной меди, Na2HPO4 образуется средняя соль – Cu3(PO4)2 , выпадающая в виде осадка голубого цвета, растворимого в кислотах и аммиаке.

  •  Действие ферроцианида калия.

В пробирку с несколькими каплями сульфата  меди прибавить  раствор K4[Fe(CN)6]. Реакцию проводят в кислой или нейтральной среде.

2CuSO4 + K4[Fe(CN)6] →Cu2[Fe(CN)6] ↓+ 2K2SO4

Наблюдение.

Реакция специфична. Выпадает красно-бурый осадок., нерастворимый в разбавленных кислотах, но растворимый в аммиаке.

 

«Анализ катионов Cd2+  ,Bi3+»

Реакции ионов кадмия (Cd2+)

При действии группового реагента на ионы кадмия образуется осадок жёлтого цвета, нерастворимый в аммиаке и полисульфиде аммония, но растворимый в азотной кислоте.

Ход работы:

  •  Действие гидроокисей натрия, калия, аммония.

Едкие щёлочи с растворами, содержащими ионы кадмия дают осадок Cd(OH)2 белого цвета, растворимый в разбавленных кислотах.

При действии NH4OH на ионы кадмия образуется гидроокись кадмия, которая растворяется в избытке реактива с образованием комплексного иона [Cd(NH3)4]2+.

Взять  две пробирки с растворами солей кадмия: в пробирку № 1  добавить NaOH, в пробирку № 2 – NH4OH

Наблюдение: в пробирке №1 – осадок гидроокиси кадмия  белого цвета, в пробирке №2 – осадок, легко растворимый  в избытке реактива, при этом образуется бесцветный раствор.

  •  Действие карбоната аммония.

Карбонат кадмия, полученный действием (NH4)2CO3 на ионы кадмия, нерастворим в избытке реактива.

  •  Действие гидрофосфата натрия.

При добавлении Na2HPO4  к раствору солей кадмия образуется белый осадок Cd3(PO4)2, растворимый в кислотах и гидроокиси аммония.

  1.  Реакции ионов висмута (Bi3+)
  •  Действие гидроокисей натрия, калия и аммония.

В 2 пробирки налить по 2-3- капли р-ра солей висмута. В одну пробирку добавить 2-3 капли 2н. раствора NaOH, в другую – внести по каплям раствор NH4OH.

Наблюдение: выпадает белый  осадок гидроокиси Bi(OH)3, растворимый в разбавленных кислотах; образующиеся в растворе соли висмута легко гидролизуются.

Испытать растворимость осадков при нагревании  и при добавлении избытка реактива.

При подогревании гидроокись висмута переходит в гидроокись висмутила:

Bi(OH)3 → BiO(OH) + H2O

При действии NH4OH на соли висмута образуется белый осадок основной соли висмута, нерастворимый в избытке реактива.

  •  Действие иодида калия.

К нескольким каплям раствора солей висмута прибавить по каплям раствор KI до выпадения осадка, а затем вводят избыток реактива.

При действии KI на раствор солей висмута выпадает чёрный осадок BiI3, который растворяется в избытке реактива, раствор при этом окрашивается в жёлтый цвет:

BiI3 + KI → K[BiI4].

  •  Действие гидрофосфата натрия.

C гидрофосфатом натрия катионы висмута дают белый осадок BiPO4, нерастворимый в в разбавленной  азотной кислоте и растворяющийся в разбавленной соляной кислоте.

                                                                                                                                                                                                                                                       

Отчёт: обосновать уравнениями химических реакций достоверность результатов анализа.

Результаты проведенных опытов занесите в таблицу

Определяемый ион

Среда

Условия реакции

Реактив

Наблюдаемое явление

Уравнение реакции

Лабораторная работа 11-12 

Тема: Проведение частных реакций анионов первой, второй, третьей групп. Анализ сухой соли (один образец)

Цель: 

Обучающая– научиться определять состав сухой соли

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Ход урока:

  1.  Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут
  2.  Проведение лабораторной работы -  50 минут
  3.  Обработка результатов - 30 минут                                   

Оборудование: анализируемый образец, Na2В407, гидрофосфатом натрия-аммония, серная кислота, вода, уксусная кислота, 2 М растворы соляной, азотной, концентрированная НС1, концентрированная азотная кислота, царская водка, 30% раствор щелочи, 25% раствор аммиака, иодид калия, перманганат калия, стеклообразная бусинка, спиртовка, держатель пробирки.

Перед выполнением лабораторной работы необходимо проработать материал:

Частные реакции анионов первой группы. Реакции сульфат-иона (действие хлорида бария); сульфит-иона (действие хлорида бария, окислителей: растворов иода или перманганата калия); карбонат-иона (действие хлорида бария, кислот).

Частые реакции анионов второй группы. Реакции хлорид-иона (действие нитрата серебра); сульфид-иона (действие нитрата серебра, соляной кислоты).

Частные реакции анионов третьей группы. Реакции нитрат-иона (действие сульфата железа (II) в кислой среде); нитрит-иона (действие перманганата калия в кислой среде).

Систематический ход анализа соли.

 

Ход работы

Установление состава твердого вещества осуществляется в два этапа.

Анализ анионов имеет свои особенности. В отличие от катионов, анионы обычно не мешают обнаружению друг друга. Поэтому многие из них обнаруживают дробным методом в порциях исследуемого раствора. К систематическому ходу анализа прибегают лишь в наиболее сложных случаях, например, при наличии в растворе анионов-восстановителей или окислителей.

Если в ходе анализа смеси катионов групповые реагенты служат для последовательного отделения групп, то при анализе смеси анионов они используются лишь для предварительного обнаружения той или иной группы. Это значительно облегчает работу, т. к. отсутствие хотя бы одной из групп позволяет не производить реакций на относящиеся к ней анионы.

Ход анализа смеси анионов 1–3 аналитических групп

(без ионов-восстановителей SO32-, S2O32-, S2- и NO2-).

Опыт 1. Кислая реакция анализируемого раствора указывает на отсутствие в нем анионов летучих и неустойчивых кислот, например, CO32- и некоторых других.

Опыт 2. Проба на анионы I группы и обнаружение иона SO42-.

Если раствор кислый, нейтрализуют его раствором Ba(OH)2.

Ионы Ba2+ образуют с сульфат-ионами белый осадок сульфата бария, нерастворимый в кислотах. Этим сульфат бария отличается от солей бария других анионов.

Выполнение: к 2–3 каплям нейтрального или слабощелочного раствора прибавляют 3–4 капли группового реагента BaCl2. Выпадение осадка указывает на присутствие анионов 1й группы. К осадку прибавляют 3–4 капли 2 н соляной кислоты. Нерастворимость его в 2 н хлороводородной кислоте – признак присутствия иона SO42-.

Отличить сульфат бария от других солей можно также по его способности к образованию смешанных кристаллов с KMnO4, имеющих розовый цвет.

Выполнение: к 2–3 каплям исследуемого раствора прибавляют 2 капли 2 н раствора соляной кислоты, 5 капель 0,01 н раствора KMnO4 и затем раствор BaCl2. Образуется осадок. Далее прибавляют раствор H2O2 для восстановления избытка KMnO4, при этом раствор бесцвечивается, а осадок окрашивается в розовый цвет.

Опыт 3. Проба на анионы 2й группы и их обнаружение.

Выполнение: к 2–3 каплям исходного раствора добавляют 3–4 капли раствора AgNO3 – реагента на 2ю группу. Образование осадка и его нерастворимость в 2 н азотной кислоте подтверждает присутствие анионов второй аналитической группы.

Если анионы 2й группы присутствуют, то добиваются полного осаждения их раствором нитрата серебра, осадок отделяют центрифугированием и промывают. Используют его для обнаружения ионов Cl-, Br-, I-.

a)      Растворение хлорида серебра и обнаружение иона Cl-.
Выполнение: прибавляют к осадку 20–30 капель раствора карбоната аммония с массовой долей (NH4)2CO3 12% и взбалтывают в течение 1 мин. При этом хлорид серебра растворяется с образованием [Ag(NH3)2] Cl, но только частично; бромид и иодид серебра остаются в осадке. Отделяют центрифугированием осадок, центрифугат делят на две порции. К одной из них прибавляют несколько капель азотной кислоты (появление мути AgCl указывает на присутствие хлорид-иона). К другой порции центрифугата прибавляют несколько капель раствора бромида калия. Интенсивное помутнение раствора из-за выделения бромида серебра также указывает на присутствие хлорид-иона.

Отцентрифугированный осадок промывают и исследуют, как описано ниже.

Переведение ионов Cl-, Br-, I- в раствор, обнаружение Br- и I-.

Выполнение: к осадку добавляют 5–6 капель воды и немного цинковой пыли. Тщательно перемешивают содержимое пробирки палочкой в течение 1 мин. Осадок (т.е. свободное серебро и избыток цинка) отделяют центрифугированием и отбрасывают.

2–3 капли полученного центрифугата подкисляют 2 н серной кислотой и обнаруживают ионы I- и Br действием хлорной воды в присутствии бензола (или бензидина). Ион Br можно обнаружить также реакцией с фуксинсернистой кислотой, а ион I- – реакцией с нитритом натрия в присутствии крахмала.

Реакция на Br- с фуксинсернистой кислотой.

Пары брома дают с фуксинсернистой кислотой сине-фиолетовое окрашивание. Реакция позволяет обнаруживать ион Br- в присутствии ионов Cl- и I-, которые не окрашивают реактив.

Выполнение: к 2–3 каплям испытуемого раствора на часовом стекле прибавляют 4–5 капель хромовой кислоты с массовой долей H2CrO4 25% для окисления ионов Br до свободного брома.

На внутреннюю поверхность другого часового стекла прикрепляют фильтровальную бумагу, пропитанную фуксинсернистой кислотой (т.е. раствором фуксина, обесцвеченным гидросульфитом натрия NaHSO3 в присутствии HCl). Накрывают первое стекло вторым и в течение 10 мин нагревают газовую камеру на водяной бане. Бумага окрасится в сине-фиолетовый цвет.

Реакция на I- с нитритом натрия в присутствии крахмала:

2 KI + 2 KNO2 + 2 H2SO4 = I2 + 2 NO + 2 K2SO4 + 2 H2O.

Выделившийся йод обнаруживают по посинению крахмала.

Выполнение: к 1–2 каплям исследуемого раствора добавляют столько же раствора нитрита натрия NaNO2, подкисляют 2 н серной кислотой и добавляют 1–2 капли крахмального раствора. Синяя окраска адсорбционного соединения йода с крахмалом при нагревании исчезает, при охлаждении снова появляется.

Опыт 4. Обнаружение иона CO32-.

Выполнение: 5–6 капель исследуемого раствора помещают в склянку прибора для обнаружения газов и приливают 6–8 капель 2 н HCl. Помутнение известковой воды указывает на присутствие иона CO32-.

Опыт 5. Обнаружение иона PO43-.

Выполнение: к 2 каплям анализируемого раствора прибавляют избыток молибденовой жидкости, нагревают на горячей бане; при необходимости добавляют несколько кристаллов нитрата аммония и дают постоять. В присутствии иона PO43 – выпадает желтый осадок (NH4)3H4[P(Mo2O7)6].

Опыт 6. Обнаружение иона SiO32-.

Выполнение: к 3–4 каплям исследуемого раствора прибавляют 2 капли 2 н раствора NH4OH, 3 капли насыщенного раствора хлорида аммония и в течение 2–3 мин нагревают на водяной бане. В присутствии аниона SiO32 – выпадает белый студенистый осадок кремниевых кислот.

Опыт 7. Обнаружение аниона NO3-.

Выполнение: на чистое и сухое часовое стекло (капельную пластинку) помещают 3–4 капли раствора дифениламина в концентрированной серной кислоте, вносят в него стеклянной палочкой немного исследуемого раствора и перемешивают. В присутствии NO3 появится интенсивно-синяя окраска.

Опыт 8. Обнаружение иона ВО2-.

Выполнение: отбирают в тигель или фарфоровую чашку 5–6 капель анализируемого раствора, выпаривают досуха, дают остыть, приливают к сухому остатку 2–3 капли концентрированной серной кислоты и немного этанола Смесь поджигают. В присутствии иона BO2 – пламя имеет зеленый цвет.

Результаты проведенных опытов занесите в таблицу

 

Что делали

Что наблюдали

Вывод (уравнения реакций)

 

Лабораторная работа 13-14

Тема: Решение задач на правило произведения растворимости

Цель: 

Обучающая– научиться решать задачи на правило произведения растворимости

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Форма урока: практическая работа

                                                                                                                                  

Ход урока:

1. Объяснение типовой задачи -  20 минут

2.Решение задачи у доски - 25 минут

3.Самостоятельное решение - 50 минут

I.  Растворимость Ag2CO3 при 200С равна 3,17 ∙ 10-2 г/л. Вычислите ПР Ag2CO3.

Дано:        Решение:

Р (Ag2CO3) = 3,17 ∙ 10-2 г/л      1. Напишем уравнение диссоциации Ag2CO3:

     Ag2CO3 ↔ 2Ag+ + CO32-  

ПР Ag2CO3 = ?   1 моль       2 моль   1 моль

2. Вычислим молекулярную массу Ag2CO3

    М Ag2CO3 = 108∙2+12+16∙3 = 276 (г/моль)

        3. Вычислим молярную концентрацию насыщенного раствора Ag2CO3 по формуле:

                      m       3,17 ∙ 10-2

           См = ----- = ------------- = 1,15 ∙ 10-4 (моль/л)

                     MV     276 ∙ 1

        4. Определим концентрации Ag+ и CO32-  в растворе:

            Из уравнения диссоциации следует, что при диссоциации 1 моль Ag2CO3  образуется 2 моль ионов Ag+ и 1 моль ионов CO32-, т.е.

           [Ag+] = 2 ∙ 1,15 ∙ 10-4 = 2,3 ∙ 10-4 (моль/л)

           [CO32-] = 1,15 ∙ 10-4 (моль/л)

       5. Вычислим произведение растворимости Ag2CO3:

            ПР (Ag2CO3) = [Ag+]2 ∙ [CO32-] = (2,3 ∙ 10-4)2 ∙ 1,15 ∙ 10-4 = 6,08 ∙ 10-12

       Ответ: ПР Ag2CO3 = 6,08 ∙ 10-12

II. Вычислить растворимость BaSO4 при 250С (в моль/л и г/л), если ПР BaSO4 = 1,1 ∙ 10-10.

Дано:        Решение:

ПР BaSO4 = 1,1 ∙ 10-10    1. Напишем уравнение диссоциации BaSO4:

     BaSO4 ↔ Ba2+ + SO42-

Р BaSO4 (в моль/л) = ?   

Р BaSO4 (в г/л) = ?          2. Обозначим концентрацию BaSO4 через х (моль/л), тогда [Ba2+] = х  моль/л; [SO42-] = х  моль/л., т.е. концентрации этих ионов в растворе равны.

3. Вычислим растворимость BaSO4 в моль/л (См):

        ПР BaSO4 = [Ba2+] ∙ [SO42-] = 1,1 ∙ 10-10 

       Подставим в это выражение значение концентраций ионов в растворе:

          х ∙ х = 1,1 ∙ 10-10 или х2 = 1,1 ∙ 10-10 (моль/л), отсюда

         х = √ 1,1 ∙ 10-10 = 1,05 ∙ 10-5 (моль/л)

4. Вычислим молекулярную массу BaSO4:

         М BaSO4 = 137 + 32 + 16∙4 = 233 (г/моль)

5. Вычислим растворимость BaSO4 в г/л, используя формулу m = См ∙ М ∙ V 

              m (BaSO4) = 1,05 ∙ 10-5 ∙ 233 ∙ 1 = 2,45 ∙ 10-5 (г/л)

Ответ: Р BaSO4 (в моль/л) =  1,05 ∙ 10-5 моль/л (См);

           Р BaSO4 (в г/л) = 2,45 ∙ 10-5 г/л (m в 1 л).

I. Вычислите  [ОН-], определите рН раствора и характер среды, если  [Н+] равна 1 ∙ 10-4 моль/л.

Дано:     Решение:

+] = 1 ∙ 10-4 моль/л       1. Напишем выражение ионного произведения воды:

[ОН-] = ?                             [Н+] ∙ [ОН-]  = 1 ∙ 10-14     

  рН = ?                            

2. Вычислим [ОН-]:

                  1 ∙ 10-14     1 ∙ 10-14

[ОН-] = --------- = ---------- = 1 ∙ 10-10 (моль/л)

            [Н+]       1 ∙ 10-4

 3. Найдем значение рН:

                рН = - lg+] = - lg (1 ∙ 10-4) = 4

Ответ:  [ОН-] =  1 ∙ 10-10 моль/л

             рН = 4, раствор имеет кислую среду.

II. Вычислите [Н+], определите рН 0,05 н. раствора HCl.

   Дано:      Решение:

Сн.(HCl) = 0,05 н.    1. Составим уравнение диссоциации раствора HCl:

    HCl ↔ Н+ + Cl- 

[ОН-] = ?                      1 моль     1 моль   1 моль

рН = ?                 2. Находим [Н+], т.к. при диссоциации 1 моль  HCl образуется  

                                1 моль  Н+, то концентрация ионов Н+ равна:

                                 [Н+] = 0,05 = 5 ∙ 10-2 (моль/л)

     3. Найдем значение рН:

         рН = - lg+] = - lg (5 ∙ 10-2) = - (lg 5+ lg 10-2) = - (0,699 + 2) = 1,3

Ответ: [Н+] = 5 ∙ 10-2 моль/л; рН = 1,3, среда раствора кислая.

Лабораторная работа 15-16

Тема: Вычисления в весовом анализе 

Цель: 

Обучающая– формирование умений проведения вычислений в весовом анализе

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Форма урока: практическая работа

                                                                                                                                  Ход урока:

1. Объяснение типовой задачи -  20 минут

2.Решение задачи у доски - 25 минут

3.Самостоятельное решение - 50 минут

Расчет массы навески (mнав) анализируемого образца (пробы) проводят по схеме проведения гравиметрического анализа по методу осаждения (1.1) исходя из заданной массы весовой формы с учетом возможной массовой доли определяемого компонента в пробе w(В) и характера получаемого осадка.

В результате многочисленных исследований оптимальной массой весовой формы принято считать для аморфных осадков 0,1-0,2 г, для кристаллических – 0,1-0,5 г. Такая масса весовой формы обеспечивает относительную погрешность её взвешивания на аналитических весах менее 0,1%, что соответствует точности гравиметрического анализа.

Таким образом, в соответствии со стехиометрическими коэффициентами в (1.1):

 или:

 

           (2.1)

 

с учетом    получим:                   (2.2)

 

Формула (2.2) пригодна для расчета массы навески анализируемого образца (пробы) в методе отдельных навесок, когда вся навеска вещества целиком используется для анализа. Если масса навески очень мала и относительная погрешность её взвешивания на аналитических весах превышает 0,1%, то в этом случае следует применять метод аликвотных частей (пипетирования) и тогда расчет навески проводится по формуле (2.3):

 

                                   (2.3)

 

где: Vмк– объём мерной колбы, мл; Vп- объём пипетки (аликвоты), мл.

Следует отметить, что расчет массы навески носит ориентировочный характер и не требует высокой точности вычислений (достаточно двух значащих цифр), однако, брать для анализа нужно точную навеску, взвешивая её на аналитических весах до четвертого знака после запятой (±0,0001 г).

Растворение анализируемого образца при применении метода отдельных навесок проводят в высоком химическом стакане из термостойкого стекла, накрытого часовым стеклом для избежания разбрызгивания раствора и потери вещества, при перемешивании стеклянной палочкой. В этом же стакане проводят осаждение определяемого компонента. При применении метода пипетирования навеску пробы растворяют в мерной колбе, а затем её аликвотную часть с помощью калиброванной пипетки переносят в стакан для осаждения. Вся стеклянная посуда должна быть тщательно вымыта (см.разд. II.1).

В качестве растворителя в гравиметрии чаще всего используют воду или водные растворы кислот; возможно также применение водных растворов щелочей и комплексообразователей. Органические растворители в весовом анализе не применяют.

Пример 1. . В лекарственном препарате фуросемиде содержится по массе около 11% серы. Какую навеску препарата надо взять при его анализе, чтобы после перевода серы в сульфат-ион  получить 0,50 г прокаленного осадка BaSO4? Возможно ли в этом случае применение метода отдельных навесок?

Решение:  S®SO42-®ВаSO4 то есть n(S) = n(BaSO4) и b=c= 1, тогда, используя примененные при выводе формул (2.1) и (2.2) рассуждения, получим:

Относительная погрешность взвешивания на аналитических весах такой навески равна:

Так как 0,02% < 0,1%, то метод отдельных навесок в данном случае применить возможно.

Пример 2. Какой объем физиологического раствора, содержащего около 0,9% (по массе) хлорида натрия ( r=1 г/мл), следует взять для анализа, чтобы масса весовой формы AgCl составила 0,36 г?

Решение:  NaCl ®AgCl, то есть n(NaCl) = n(AgCl) и в уравнении (2.2) (см. вывод выше) b=c= 1, тогда масса раствора хлорида натрия:

и объём раствора хлорида натрия будет равен:

Пример 3. Какую массу вещества, содержащего около 20% хлорида натрия и 30% хлорида калия, следует растворить в мерной колбе вместимостью 100 мл, чтобы из аликвоты полученного раствора объёмом 10 мл получить 0,50 г весовой формы AgCl?

Решение:  NaCl®AgClи KCl®AgCl, то есть n(NaCl) + n(KCl) = n(AgCl), тогда:

 или: ,

а с учетом аликвоты:.  Следовательно:

Отсюда масса навески вещества равна:

Пример 4.Сколько миллилитров 0,10 М раствора ВаС12 потребуется для осаждения серы в виде BaSO4 из навески 1,0 г продукта, содержащего 90% (по массе) лекарственного препарата дихлотиазида — M(C13H18O4N3S2Cl) = 379,5 г/моль, и индифферентные примеси, если осадитель добавляют: а) в стехиометрическом количестве; б) в полуторократном избытке?

Решение:C13H18O4N3S2Cl ®2SO42-®2BaCl2, т.е. n(BaCl2) = 2n(C13H18O4N3S2Cl) и в уравнении (3.1) а = 2, а b= 1. Тогда:

б) V’(BaCl2) = 1,5∙V(BaCl2) = 1,5∙47 = 70,5 мл

Пример 5. Навеску анализируемого образца массой 5,0 г, содержащего около 3% никеля, растворили в мерной колбе вместимостью 200,0 мл. Какой объём спиртового раствора диметилглиоксима С4H6(NOH)2 (М = 116,1 г/моль) с массовой долей 1,0% (r= 0,93г/мл) потребуется для осаждения диметилглиоксимата никеля из 20,00 мл раствора при 50% избытке осадителя?

Решение:  из уравнения реакции Ni2++ 2С4H6(NOH)2 ®[Ni{С4H6NO(NOH)}2]¯n(С4H6(NOH)2) = 2n(Ni), то есть в уравнении (3.2) а = 2, а b= 1. Тогда:

В задаче задан 50% избыток осадителя (полуторократный избыток), поэтому:

V’4H6(NOH)2) = 1,5∙ V4H6(NOH)2) =1,5∙6,4 = 9,6 мл

Пример 6. Рассчитать относительную погрешность определения, вызванную промыванием 225,3 мг осадка BaSO4 250 мл воды (при условии полного насыщения воды солью).

Решение:  

BaSO4 «Ba2+ + SO42-

[Ba2+] = [SO42-] = S, тогдаKS(BaSO4) = [Ba2+]∙[SO42-] = S∙S = S2 или 

, тогдапоуравнению(4.1):

и по уравнению (4.2):

Пример 7. Какова будет потеря массы осадка PbSO4 при промывании его 200 мл 0,01 М раствора сульфата аммония?

Решение:  

PbSO4 «Pb2+ + SO42-

(NH4)2SO4 ®2NH4+ + SO42-

[Pb2+] = S, a [SO42-] = S + C[(NH4)2SO4] »C[(NH4)2SO4] = 0,01 моль/л(S<<C[(NH4)2SO4]),

тогдаKS(PbSO4) = [Pb2+]∙[SO42-] = SC[(NH4)2SO4] = S∙0,01 или 

, тогда по уравнению (4.1):

 

Пример 8.Вычислить концентрацию оксалата аммония, которую нужно создать в промывной жидкости, чтобы в 250 мл ее терялось не более 0,1% осадка СаС2О4, масса которого 0,10 г.

Решение:                             СаС2О4 «Са2+ + С2О42-

(NH4)2C2O4®2NH4++ C2O42-

[Ca2+] = S, a [C2O42-] = S + C[(NH4)2C2O4] »C[(NH4)2C2O4]  (S<<C[(NH4)2C2O4]),

тогдаKS(CaC2O4) = [Ca2+]∙[C2O42- ] = SC[(NH4)2C2O4]

из уравнения (4.2): ,

тогда из уравнения (4.1):  и

Расчет результатов анализа без учета влажности анализируемого образца. Расчет массы определяемого вещества m(B) и его массовой доли в анализируемом образце w(В) проводят по схеме проведения гравиметрического анализа по методу осаждения (1.1), используя для расчета точно измеренную массу весовой формы m(C):

 или:

 

                      (6.1)

 

                                 (6.2)

где: FB/C– гравиметрический фактор пересчета;

       mнав– масса навески анализируемого вещества, г/мл

При проведении анализа методом аликвотных частей в формулы (6.1) и (6.2) следует ввести множитель, учитывающий объём используемых мерной колбы (Vмк) и пипетки (Vп):

 

                                (6.3)

 

                                      (6.4)

Пример 9.Рассчитать массовую долю железа в препарате, если из его навески массой 0,5000 г получили 0,3989 г прокаленного осадка Fe2O3.

Решение:2Fe®Fe2O3, то есть n(Fe) = 2n(Fe2O3) и в уравнении (6.1) b= 2, ac= 1,

тогда по уравнению (6.1):

а по уравнению (6.2):

Пример 10.Из 25,00 мл раствора меди сульфата получен осадок CuSCN массой 0,2144 г. Вычислить титр и молярную концентрацию анализируемого  раствора.

Решение:  СuSO4®CuSCN, то есть n(Cu2+) = n(CuSCN) и в уравнении (6.1) b= c= 1,

тогда:

,

следовательно:

Пример 11.Навеску препарата массой 2,6340 г растворили в мерной колбе объёмом 250,0 мл. В 50,00 мл этого раствора осадили магний в виде MgNH4PO4и прокалили осадок до Mg2P2O7, масса которого оказалась равной 0,3062 г. Рассчитать массовую долю магния в анализируемом препарате.

Решение:2Mg®2 MgNH4PO4®Mg2P2O7, то есть n(Mg) = 2n(Mg2P2O7), следовательно с учетом аликвотной части по уравнению (6.3) имеем:

и

Пример 12.Для анализа смеси химически чистых СаСО3 и SrCО3 была взята навеска 0,7860 г и обработана избытком серной кислоты. Масса прокаленного осадка (CaSO4 + SrSO4) составила 1,0210 г. Вычислить массовые доли карбонатов кальция и стронция в исходной смеси.

Решение:  СаСО3 ®СаSO4, и SrCO3 ®SrSO4, то есть n(СаСО3) =n(CaSO4) и n(SrCO3) = n(SrSO4).  Если m(CaCO3) = x,то m(SrCO3) = 0,7860 – х, следовательно:

 и  

Тогда:  или:

Решая полученное уравнение получим: х = m(CaCO3) = 0,3716 г и

Тогда: w(SrCO3) = 100 - w(CaCO3) = 100 – 47,28 = 52,72%

 

Расчет результатов анализа с учетом влажности анализируемого образца. Во влажном или воздушно-сухом состоянии в веществе присутствует внешняя (гигроскопическая) влага. Удаляя эту влагу высушиванием при 100-120°С получают сухое (абсолютно сухое) вещество. Внешняя влага обуславливает влажность образца w(Н2О) (в %), которая рассчитывается по формуле:

                                                           (6.5)

где: m2О) – масса внешней влаги в образце, г

       mвл.нав    – масса навески влажного образца,г

Лабораторная работа 17-18

Тема: «Определение кристаллизационной воды в кристаллогидратах»

Цель: 

Обучающая– научиться определять кристаллизационную воду в кристаллогидратах

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Ход урока:

  1.  Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут
  2.  Проведение лабораторной работы -  50 минут
  3.  Обработка результатов - 30 минут                                   

Оборудование: порошок голубого сульфата меди (II), бюкс, весы аналитические, сушильный шкаф, спиртовка, металлическая сетка.

Перед выполнением лабораторной работы необходимо проработать материал:

Аналитические и технохимические весы и правила взвешивания на них. Операции весового анализа: подготовка вещества к анализу, взятие

и растворение навески, высушивание и прокаливание осадка. Посуда и оборудование весового метода анализа.

 

Ход работы

Основные операции в гравиметрическом анализе

Взятие навески аналитической пробы.

Необходимое количество растворимого вещества отвешиваем на аналитических весах с точностью до четырех десятичных знаков.

Растворение навески.

После взятия навески приступаем к её растворению в растворителе.

Количество растворителя должно соответствовать концентрации раствора определяемого компонента. Навеску растворяют при слабом нагревании, не доводя до кипения во избежание разбрызгивания. Хорошо растворимое вещество растворяем без нагревания, на холоду.

Осаждение.

Берем осадитель, образующий наименее растворимый осадок. Для этого берем избыток осадителя (в 1,5–2 раза больше, чем необходимо).

Созревание осадка.

Выдерживаем раствор с осадком при повышенной температуре. Когда раствор над осадком становится прозрачным, проводим пробу на полноту осаждения. Для этого, к раствору, осторожно по стенке, добавляем осадитель, если в растворе не образуется мути, значит осаждение полное. Если снова произошла реакция, то проводим повторное осаждение.

Фильтрование и промывание.

Отделяем осадок от сопутствующих веществ. Сливаем раствор на приготовленный фильтр по стеклянной палочке.

Перевод осадка в гравиметрическую форму.

Фильтр с осадком подсушивают. Осадок осторожно снимают, или сжигают фильтр, отделяя осадок от золы.

Взвешивают получившийся осадок.

Опыт №1. Определение содержания кристаллизационной воды в кристаллогидрате (сульфате меди (II)).

Взвешиваем пустой бюкс, в него добавляем несколько грамм голубого сульфата меди (II). Снова взвешиваем бюкс с порошком (результаты взвешивания фиксируем до четвертого знака после запятой).

Сушку навески можно проводить с помощью сушильного шкафа или методом прокаливания.

1.         Помещаем навеску в сушильный шкаф (при t=80–900С) на 1 час. Взвешиваем. Затем помещаем навеску в сушильный шкаф на 10–20 минут и взвешиваем. Данную операцию проводим до тех пор, пока масса навески не перестанет изменяться больше, чем на 0,00052г.

2.         Помещаем навеску в бюксе на металлическую решетку, а снизу ставим спиртовку. Прокаливаем навеску до того, пока порошок не станет бесцветным. Его взвешиваем. Затем снова прокаливаем и взвешиваем до тех пор, пока масса навески не перестанет изменяться больше, чем на 0,00052г.

Вычисляем:

массу воды m (воды) = m (навески до высушивания) – m (после высушивания)

% потери = m (воды) / m (навески до высушивания) *100%

Данные опыта занесите в таблицу:

m (навески до высушивания)

m (после 1 высушивания)

m (после 2 высушивания)

m (после 3 высушивания)

m (после высушивания)

m (воды)

% потери

вывод

Лабораторная работа 19-20

Тема: Приготовление рабочего раствора щелочи и стандартного раствора щавелевой кислоты.

Определение нормальности и титра раствора щелочи

Цель: 

Обучающая– формирование умений приготовления рабочего раствора щелочи и стандартного раствора щавелевой кислоты, определение нормальности и титра раствора щелочи

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Ход урока:

  1.  Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут
  2.  Проведение лабораторной работы -  50 минут
  3.  Обработка результатов - 30 минут                                   

Оборудование: Реактивы. Гидроксид натрия NаОН(к). Щавелевая кислота Н2С204 • 2Н20 (к). Хлороводородная кислота НС1, 0,1М раствор, фенолфталеин – спиртовой 0,1%-й раствор. Метиловый оранжевый, 0,1%-й раствор.

Посуда. Колбы мерные (100, 250 мл). Пипетка (20 мл). Бюретка (25 мл). Колба коническая (250–300 мл). Цилиндр мерный (100 мл.) Весовой стаканчик. Воронка.

Перед выполнением лабораторной работы необходимо проработать материал:

Сущность и методы объемного анализа. Способы выражения концентрации растворов (нормальная концентрация, титр, титр по определяемому веществу) и вычисления в объемном анализе.

Ход работы

Стандартизация раствора NaOH основана на титровании точной навески щавелевой кислоты Н2С204 • 2Н20 или аликвоты стандартного раствора щавелевой кислоты раствором гидроксида натрия в присутствии фенолфталеина. Точная концентрация раствора гидроксида натрия может быть установлена также по титрованному раствору хлороводородной кислоты. Стандартный раствор гидроксида натрия готовят разбавлением концентрированного бескарбонатного раствора щелочи.

Выполнение работы. Препарат гидроксида натрия, хранящийся на воздухе, всегда содержит некоторое количество воды и карбоната натрия. Чтобы использовать раствор NaOH в качестве титранта, необходимо предварительно удалить карбонат.

С этой целью готовят почти насыщенный раствор гидроксида натрия. Карбонат натрия вследствие малой растворимости в концентрированном растворе NаОН выпадает в осадок. После отстаивания раствора чистый слой жидкости над осадком тщательно декантируют и разбавляют дистиллированной водой, не содержащей С02, до необходимой концентрации.

По другому методу карбонат-ионы из раствора NаОН осаждают в виде ВаС03, добавляя к раствору щелочи раствор хлорида бария.

Раствор гидроксида натрия, не содержащий карбоната, можно приготовить растворением в воде очищенного металлического натрия. Однако этот способ небезопасен из-за возможности возгорания и взрыва.

Бескарбонатный раствор гидроксида натрия можно приготовить также растворением его в небольшом объеме безводного этилового спирта. После отделения осадка карбоната натрия, нерастворимого в спирте, раствор NаОН разбавляют необходимым объемом воды, свободной от С02.

Во избежание образования карбоната при хранении растворы гидроксида натрия защищают от атмосферного углекислого газа. Сосуды снабжают специальными поглотительными трубками с натронной известью (аскаритом).

Одним из указанных способов готовят 250 мл 0,1М раствора гидроксида натрия.

Опыт №1. Приготовление рабочего раствора щелочи

Стандартизация раствора щелочи по титрованному раствору хлороводородной кислоты. Предварительно вымытую бюретку ополаскивают 2–3 раза малыми порциями (3–5 мл) приготовленного раствора NаОН. Заполняют бюретку раствором щелочи и закрывают ее пробкой, снабженной трубкой с натронной известью.

Отбирают аликвоту (20 мл) стандартного раствора хлороводородной кислоты в коническую колбу для титрования вместимостью 250–300 мл и приливают 1–2 капли метилового оранжевого. Титруют раствором щелочи сначала быстро, а под конец – по каплям до перехода розовой окраски в желтую. При титровании с метиловым оранжевым удобно пользоваться свидетелем. Для его приготовления в коническую колбу для титрования вносят с помощью мерного цилиндра 40 мл дистиллированной воды, 1 каплю метилового оранжевого и 1–2 капли 0,1М раствора хлороводородной кислоты.

Молярную концентрацию раствора щелочи рассчитывают по формуле

С(NaОН) = с(НС1) К(НС1)/К(NаОН),

где К(НС1) – объем пипетки, которой дозировалась хлороводородная кислота; К(NаОН) – объем щелочи, израсходованный на титрование кислоты.

Если значения молярной концентрации NаОН по результатам трех титрований различаются не больше чем на 0,2–0,3%, берут в качестве наиболее вероятного значения среднее арифметическое. При больших расхождениях проводят повторное титрование.

Опыт 2. Приготовление стандартного раствора щавелевой кислоты

Для приготовления 100 см3 0,1 н. раствора H2C2O4 рассчитывают навеску по формуле

m=c*V/1000

Молярная масса эквивалента H2C2O4 • 2H2O в рассматриваемой реакции равна 63 г./моль.

 

Порядок выполнения

Рассчитанную навеску H2C2O4*2H2O взвешивают на аналитических весах, переносят в мерную колбу вместимостью 100 см3 и растворяют при перемешивании в дистиллированной воде, доводя объем до метки. 0,1 н. раствор щавелевой кислоты можно приготовить из фиксанала.

Результаты опыта занесите в таблицу:

Что делали

Что наблюдали

Расчеты

Вывод (уравнения реакций)

 

 

Лабораторная работа 21-22

Тема: Приготовление рабочего раствора перманганата калия и установление нормальной концентрации и титра тиосульфата по дихромату калия.

Цель: 

Обучающая– научиться готовить стандартный раствор перманганата калия и определять его концентрацию и титр (по щавелевой кислоте) в растворе.

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Форма урока: лабораторная работа

                                                                                                                                  Ход урока:

  1.  Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут
  2.  Проведение лабораторной работы -  50 минут
  3.  Обработка результатов - 30 минут                                   

Оборудование: раствор щавелевой кислоты, 2Н серная кислота, КМnO4, пробирки, хим. стаканы, спиртовка, оборудование для титрования, весы аналитические.

Ход работы

Опыт №1. Приготовление рабочего раствора перманганата калия

 

Опыт №2. Стандартизация раствора перманганата калия по щавелевой кислоте

Хорошо вымытую бюретку с краном промойте раствором перманганата калия и подготовьте к титрованию.

Ополосните пипетки раствором щавелевой кислоты и перенесите 10,00 мл его к коническую колбу. Прибавьте 8–10 мл 2Н серной кислоты, нагрейте до 70–80 (но не доводите до кипения). При этом щавелевая кислота разлагается, раствор титруйте перманганатом калия. Раствор перманганата калия приливайте медленно, по каплям, при непрерывном взбалтывании жидкости. Каждую последующую каплю добавляйте лишь после того, как обесцветилась предыдущая. В начале обесцвечивание будет проходить медленно, но затем, по мере образования сульфата марганца, играющего роль катализатора – ускоряется. Титрование прекратите, когда р-р будет бледно розовым и не исчезнет окраска в течение 1–2 минут.

Титрование повторите 2–3 раза и вычислите концентрацию и титр перманганата калия.

С(КМnO4)= V (щав. кисл.)* С (щав. кисл)/ V(КМnO4)

Т (КМnO4)= С(КМnO4)* Эквивалент (КМnO4)/1000

Результаты опыта занесите в таблицу:

Что делали

Что наблюдали

Расчеты

Вывод (уравнения реакций)

 

Лабораторная работа 23-24

Тема: Приготовление рабочего раствора нитрата серебра и установление нормальной концентрации.

Определение содержания хлорида натрия в растворе.

Цель: 

Обучающая– научиться готовить рабочий раствор нитрата серебра и определять его нормальную в растворе

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Ход урока:

  1.  Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут
  2.  Проведение лабораторной работы -  50 минут
  3.  Обработка результатов - 30 минут                                   

«Приготовление рабочего раствора нитрата серебра и установление нормальной концентрации».

Оборудование: Реактивы. Нитрат серебра АgN03(к). Хромат калия К2Сг04, 5%-й раствор. Посуда. Колбы мерные (100, 500 мл). Пипетка (20 мл). Пипетка дифференциальная (5 мл). Бюретка (25 мл). Колба коническая (250 – 300 мл). Стаканчик весовой (бюкс). Воронка стеклянная.

Перед выполнением лабораторной работы необходимо проработать материал:

Сущность методов осаждения. Аргентометрия (метод Мора), условия применения метода и его значение в проведении химико-технологического контроля.

Сущность метода комплексонообразования и его значение в осуществлении химико-технологического контроля.

Ход работы

Раствор нитрата серебра готовят по навеске препарата АgN03. Стандартизация раствора АgNO3 основана на титровании аликвоты стандартного раствора хлорида натрия раствором нитрата серебра. В качестве индикатора применяется хромат калия.

Выполнение работы. Рассчитывают массу навески АgNO3, необходимую для приготовления 500 мл 0,01М раствора нитрата серебра.

Навеску препарата АgN03 взвешивают на технических весах и количественно переносят в мерную колбу вместимостью 500 мл, растворяют и доводят до метки дистиллированной водой. Так как концентрация раствора АgN03 изменяется при хранении, ее периодически проверяют по «х.ч.» NаС1 методом отдельных навесок или методом пипетирования.

Готовят 0,01М раствор хлорида натрия (первичный стандарт) путем растворения навески хлорида натрия в мерной колбе вместимостью 100 мл. Аликвоту полученного раствора NaCl пипеткой на 20 мл переносят в колбу для титрования, прибавляют 1 мл 5% – го раствора К2Сг04 и титруют рабочим раствором АgN03, при энергичном перемешивании раствора с осадком.

Титрование заканчивают, когда чисто желтый цвет жидкости со взмученным в ней осадком приобретает грязноватый красно-бурый оттенок.

Содержимое колбы после окончания титрования сливают в специально предназначенный для этого сосуд.

Результаты опыта занесите в таблицу:

Что делали

Что наблюдали

Расчеты

Вывод (уравнения реакций)

«Определение содержания хлорида натрия в растворе»

 

Цель работы: научиться определять концентрацию хлорида натрия в растворе.

Оборудование: Приборы и реактивы. Мерная колба вместимостью 50 мл. Бюретка вместимостью 10 мл. Пипетка вместимостью 5 мл. Растворы: нитрата серебра (0,1 в., титрованный); хлорида натрия (0,5 н., титрованный); хромата калия (насыщенный).

Перед выполнением лабораторной работы необходимо проработать материал:

Сущность методов осаждения. Аргентометрия (метод Мора), условия применения метода и его значение в проведении химико-технологического контроля.

Сущность метода комплексонообразования и его значение в осуществлении химико-технологического контроля.

Ход работы

Концентрацию растворов некоторых солей можно определить, используя реакции обмена, протекающие с образованием осадков малорастворимых веществ в процессе титрования. Например, для количественного определения хлоридов (или бромидов) металлов можно применить реакцию образования осадка галогенида серебра.

Раствор галогенида титруют раствором нитрата серебра, концентрация которого известна. Для определения конца реакции к раствору галогенида добавляют в качестве индикатора каплю насыщенного раствора хромата калия К2Сг04. Хромат калия с нитратом серебра дает малорастворимую соль Аg2Сг04 темно-красного цвета. Но растворимость хромата серебра значительно больше, чем хлорида серебра. Поэтому хромат серебра начинает выпадать в осадок только после практически полного осаждения ионов хлора. Внешне это проявляется в начинающемся побурении ранее белого осадка, что и служит признаком конца реакции между хлоридом натрия и нитратом серебра.

Выполнение работы. В мерную колбочку вместимостью 50 мл поместите некоторое количество раствора хлорида натрия. Довести объем раствора хлорида натрия до метки, прибавляя к нему из промывалки дистиллированную воду. Воду прибавлять отдельными порциями, каждый раз перемешивая раствор круговыми движениями колбы. Последние капли воды добавлять пипеткой до тех пор, пока нижний уровень мениска жидкости не совпадет с меткой на шейке колбы. После этого плотно закрыть колбу пробкой и хорошо перемешать раствор, перевертывая колбу.

Бюретку вместимостью 10 мл промыть небольшим объемом титрованного 0,1 н. раствора нитрата серебра. Укрепить бюретку в штативе и через воронку налить в нее тот же раствор нитрата серебра несколько выше нулевого деления. (Кончик бюретки также должен быть заполнен.) Выпуская избыток раствора через нижний конец бюретки, довести уровень жидкости в бюретке до нуля.

В коническую колбочку емкостью 50 мл сухой пипеткой внести 5 мл приготовленного раствора хлорида натрия и налить из промывалки приблизительно такой же объем воды. Туда же добавить одну каплю насыщенного раствора индикатора – хромата калия. Провести ориентировочное титрование. Для этого в колбочку с раствором хлорида натрия добавлять из бюретки небольшими порциями (по 0,5 мл) раствор нитрата серебра. Раствор при этом нужно все время перемешивать круговыми движениями колбочки. Необходимо уловить момент, когда чисто-желтый цвет жидкости с осадком перейдет в буроватый. В этот момент нужно прекратить титрование и определить объем израсходованного раствора нитрата серебра.

Повторить титрование еще три раза, но более точно, добавляя последние порции раствора нитрата серебра по каплям. Перед каждым титрованием колбочку для раствора хлорида натрия необходимо тщательно вымыть и сполоснуть дистиллированной водой, а уровень раствора нитрата серебра довести до нуля.

Выразите массу нитрата серебра из формулы в предыдущей 21 лабораторной работе.

Результаты опыта занесите в таблицу:

Что делали

Что наблюдали

Расчеты

Вывод (уравнения реакций)

Лабораторная работа 25-26

Тема: Выполнение расчетов эквивалентов окислителя и восстановителя

Цель: 

Обучающая– научиться вычислять эквиваленты окислителей и восстановителей

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Ход урока:

  1.  Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут
  2.  Проведение лабораторной работы -  50 минут
  3.  Обработка результатов - 30 минут

Оборудование: разработка п\р.

Перед выполнением работы необходимо проработать материал:

Эквиваленты окислителей и восстановителей, их определение и использование в расчетных задачах.

Ход работы:

 

Лабораторная работа 27-28

Тема: Выполнение расчетов в объемном анализе

Цель: 

Обучающая– формирование умений проведения вычислений в объемном анализе

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Форма урока: практическая работа

                                                                                                                                  Ход урока:

1. Объяснение типовой задачи -  20 минут

2.Решение задачи у доски - 25 минут

3.Самостоятельное решение - 50 минут

I. Какую массу навески фосфорной кислоты H3PO4 необходимо взять для приготовления 2 л 0,06 н. раствора H3PO4?

Дано:     Решение:

V H3PO4 = 2 л      1. Вычислим молярную массу (М H3PO4= Мr H3PO4) и  

C H3PO4 = 0,06 н.        эквивалентную массу H3PO4 (Мэ H3PO4):

 m H3PO4 = ?                      Мr H3PO4 = 1∙3 + 31 + 16∙4 = 98 (г/моль)

 Мэ H3PO4 = Мr H3PO4/3 = 98/3 = 32,7 (г/моль)

   2. Вычислим количество вещества эквивалентов H3PO4, содержащееся в 2 л раствора?

             В 1 л раствора – 0,06 моль экв. H3PO4

   В 2 л раствора – х моль экв. H3PO4

                    2 ∙ 0,06

            х = ----------- = 0,12 (моль)

1 В 2 л 0,06 н. раствора содержится 0,12 моль H3PO4

3. Вычислим массу навески H3PO4:

1 моль эквивалентов H3PO4 составляет 32, 7 г

0,12 моль эквивалентов H3PO4 -  х г

0,12 ∙ 32,7

         х = ------------- = 3,92 (г)   1

        Массу навески также можно рассчитать по формуле:

         c ∙ Мэ ∙ V

        m = ------------

                1000

     Ответ: масса навески H3PO4 равна 3,92 г.

II. В 250 мл раствора содержится 6 г карбоната калия K2CO3. Вычислите нормальную концентрацию раствора  K2CO3.

 

   

Дано:

V K2CO3 = 250 мл   

 m K2CO3 = 6 г

c( K2CO3) = ?

Решение:

1. Вычислим молярную массу (М K2CO3= Мr K2CO3) и эквивалентную массу K2CO3 (Мэ K2CO3):

      

  Мr K2CO3 = 39∙2 + 12 + 16∙3 = 138(г/моль)

 Мэ K2CO3 = Мr K2CO3/2 = 138/2 = 69 (г/моль)

2. Вычислим массу K2CO3, содержащуюся в 1 л раствора:

 В 250 мл содержится 6 г K2CO3

              В 1000 мл – х г K2CO3

        1000 ∙ 6

 х = ---------- = 24 (г)

                                   250

В 1000 мл раствора содержится 24 г K2CO3 

         

3. Вычислим нормальную концентрацию раствора K2CO3:

1 моль эквивалентов K2CO3 составляет 69 г

х  моль эквивалентов K2CO3 составляет 24 г

х =

в 1 л раствора содержится 0,35 моль эквивалентов K2CO3. Нормальную концентрацию раствора можно, также вычислить по формуле, приведенной в примере I.  

          Ответ: N(K2CO3) = 0,35 моль

    

 

 III. Вычислите титр раствора, если в 25,00 мл содержится 0,5 г NaOH.

            Дано:   Решение:

           V(NaOH)= 25,00 мл     Титр раствора находим по формуле:   

           m (NaOH) = 0,5 г     m 0,5

 T = ------ = ------- = 0,02 (г/мл)      

 T NaOH = ?                   V      25,00                                                                                                       

Ответ: Т NaOH = 0,02 г/мл

 IV. Вычислите нормальную концентрацию раствора H2SO4, если на нейтрализацию 24,50 мл его израсходовано 23,00 мл 0,15 н.раствора КОН.

Дано:   Решение:

          V (H2SO4) = 24,50 мл  1. Составим уравнение реакции                     нейтрализации:

 V КОН = 23,00 мл            H2SO4 + 2 КОН = К2SO4 + 2 H2O

 N КОН = 0,15 н.           

                                                      2. Вычислим нормальную концентрацию H2SO4:

С ( H2SO4) = ?                                      на основании закона эквивалентов:

                     C ( КОН) ∙ V (КОН)     0,15 ∙ 23,00

   C (H2SO4) = -------------------- = --------------- = 0, 14 (моль/л)

             V (H2SO4)                24,50

 Ответ:  C(H2SO4) = 0, 14 моль/л

V. Навеска Ba(OH)2 растворена в мерной колбе на 250,00 мл. Объем раствора доведен до метки. На титрование 25,00 мл полученного раствора израсходовано 23,00 мл 0,09908 н. раствора HCl. Вычислите, сколько граммов Ba(OH)2 содержится в навеске.

Дано:     Решение:

V р-ра = 250,00 мл  1. Составим уравнение реакции нейтрализации:

V Ba(OH)2 = 25,00 мл            Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2Н2О

V HCl = 23,00 мл  2. Вычислим нормальную концентрацию раствора

N HCl = 0,09908 н.                   Ba(OH)2, используя закон эквивалентов:

 

        m (HCl) = ?                                                   C HClV HCl     0,09908 ∙ 23,00

   C Ba(OH)2= -------------------- = --------------- = 0,091 (моль/л)

              V Ba(OH)2                25,00

    

  1.  Вычислим молярную массу (М Ba(OH)2= Мr Ba(OH)2) и эквивалентную массу  Ba(OH)2 (Мэ Ba(OH)2):

   Мr Ba(OH)2 = 137 + (16 + 1) ∙ 2 = 171 (г/моль)

   Мэ Ba(OH)2 = Мr Ba(OH)2 /2 = 171/2 = 85,5 (г/моль)

4. Вычислим навеску Ba(OH)2 по формуле:

   

              C ∙ Мэ ∙ V     0,091∙85,5∙250,00

            m(HCl) = ------------ = ----------------------- = 1,95 (г)

                               1000                 1000

Ответ: m(HCl) = 1,95 г

VI. На титрование 0,2650 г щавелевой кислоты H2C2O4 ∙ 2 H2O, растворенной в произвольном объеме воды, израсходовано 49,20 мл раствора щелочи NaOH. Определите нормальную концентрацию и титр раствора NaOH.

Дано:      Решение:

 m H2C2O4 ∙ 2 H2O = 0,2650 г      1. Составим уравнение реакции полной

 V NaOH  = 49,20 мл                       нейтрализации:

         2 NaOH + H2C2O4 = Na2C2O4 + 4 H2O

C NaOH = ?                        2 моль   1 моль

Т NaOH = ?  

2. Вычислим молярную массу (М NaOH =Мr NaOH),

 молярную массу (М H2C2O4 ∙ 2 H2O =Мr H2C2O4 ∙ 2 H2O) и эквивалентную массу   NaОН (Мэ NaOH):

                     Мr NaOH = 23 + 16 + 1 = 40 (г/моль)

 Мr H2C2O4 ∙ 2 H2O = 1∙2+12∙2+16∙4+2 (1∙2+16) = 126 (г/моль)

                        Мэ NaOH  = Мr NaOH /1 = 40 (г/моль)

  3. Вычислим массу NaOH содержащуюся в 49,20 мл раствора:

    По уравнению реакции масса 1 моль H2C2O4 ∙ 2 H2O эквивалентна массе 2 моль NaOH, а навеска 0,2650 г H2C2O4 ∙ 2 H2O эквивалентна массе NaOH , содержащегося в 49,20 мл раствора NaOH. Составим пропорцию:

     

             2 ∙ 40 г NaOH  соответствует    126 г H2C2O4 ∙ 2 H2O 

                   х г NaOH         -----            0,2650 г H2C2O4 ∙ 2 H2O 

                  2 ∙ 40 ∙ 0,2650

            х = ------------------ = 0,17 (г)

                                126

    В 49,20 мл раствора NaOH содержится 0,17 г.

  1.  Вычислим титр раствора NaOH:

g        0,17

Т =---- = -------- = 0,0034 (г/мл)

 V      49,20

  1.  Вычислим нормальную концентрацию раствора NaOH, используя формулу:          Т ∙ 1000     0,0034 ∙ 1000

N = ---------- = ---------------- = 0,085 (моль/л)

         Мэ                 40

Ответ: N NaOH = 0,085 моль/л;

           Т NaOH = 0,0034 г/мл

 VII. Вычислите Т HCl по NaOH, если нормальная концентрация раствора HCl равна 0,1105 н.

Дано:       Решение:

C HCl = 0,1105 н.     1. Составим уравнение реакции полной нейтрализации:

                      NaOH + HCl = NaCl + H2О

Т HCl/NaOH = ?                   1 моль    1 моль

                                     2. Вычислим молярную массу (М NaOH = Мr NaOH)

                                         и эквивалентную массу NaОН (Мэ NaOH):

                                   Мr NaOH = 23 + 16 + 1 = 40 (г/моль)

               Мэ NaOH  = Мr NaOH /1 = 40 (г/моль)

  1.  Выражение Т HCl/NaOH  показывает, сколько граммов NaOH соответствует 1 мл раствора HCl данной концентрации. Раствор HCl содержит в 1000 мл 0,1105 моль эквивалентов соляной кислоты. Следовательно, в 1 мл НСl содержится 0,1105/1000 моль эквивалентов HCl, которое взаимодействует с таким же количеством моль эквивалентов NaOH.

  1.  Приведем формулу расчета:

      N HCl ∙ Мэ NaOH       0,1105 ∙ 40

Т HCl/NaOH = ----------------------- = -------------- = 0,00442 (г/мл)

                                 1000                      1000

Ответ: Т HCl/NaOH = 0,00442 г/мл

Лабораторная работа 29-30

Тема: Определение содержания железа в соли Мора

Цель: 

Обучающая– научиться определять концентрацию железа (в соли Мора) в растворе.

Развивающая – глубокое изучение различных явлений и законов по данной теме ;

Воспитательная – приобщать обучающихся  к активности, самостоятельности на лабораторных  занятиях

Ход урока:

  1.  Подготовка оборудования и реактивов - 20 минут
  2.  Проведение лабораторной работы -  50 минут
  3.  Обработка результатов - 30 минут               

Оборудование: раствор соли Мора, 2Н серная кислота, КМnO4, пробирки, хим. стаканы, спиртовка, оборудование для титрования, весы аналитические.

Ход работы

Соль Мора имеет состав (NH4)2 SO4 * FeSO4* 6 H2O или (NH4)2 SO4 * Fe(SO4)2* 6 H2O.

В мерную колбу возьмем немного раствора соли Мора, доведем её объем до метки 100 мл дистиллированной водой и перемешайте.

Ополосните полученным раствором пипетку, и перенесите 10 мл этого раствра в коническую колбу, подкислите его 8–10 мл 2Н раствором серной кислоты и на холоде (т. к. при нагревании Fe+2 окисляется до Fe+3) титруйте раствором перманганата калия до появления неисчезающей слабо-розовой окраски раствора.

Титрование повторите 2–3 раза.

Вычислите кол-во железа, содержащегося в соли Мора по формулам:

С (соли Мора)= V (средний объем перманганата* С (перманганата калия)/V (соли калия пошедшего на титрование) Мора)

м (Fe)= С (соли Мора)* М эквивалента соли Мора * V (соли Мора, в литрах)

Результаты опыта занесите в таблицу:

Что делали

Что наблюдали

Расчеты

Вывод (уравнения реакций)

11.СОДЕРЖАНИЕ ЗАНЯТИЙ СРСП

СРСП № 1

На  тему: История возникновения аналитической химии

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Овладение методами физико-химического анализа и умения применять их для изучения равновесий в различных системах является одним из важных этапов в подготовке современного специалиста химика-технолога. Возникновение предмета понятие физико-химического анализа было введено Н.С.Курнаковым в 1913 году. Зарождение предмета и метода ФХА проходило по следующим этапам.

До работ М.В.Ломоносова химия занималась исследованием качественных изменений, количественные наблюдения почти не проводились. В 1748 г. Ломоносов сформулировал закон сохранения массы и энергии. «Все перемены, в натуре встречающиеся, такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимается, столько же присовокупится к другому. Так, ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте… Сей общий естественный закон распространяется и в самые правила движения, ибо тело, движущее свою силою другое, столько же оныя у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движение получает».

Позднее (1772-1789 гг.) работы Ломоносова были повторены А.Лавуазье, исследования которого стали широко известны и явились отправной точкой развития количественного анализа.

В дальнейшем были сформулированы важнейшие законы химии: закон эквивалентов (И.В. Рихтер, 1792 г.), закон кратных отношений (Д.Дальтон, 1803 г.), закон постоянства состава (Ж.Л.Пруст, 1806 г.), которые получили простое объяснение благодаря атомно-молекулярному учению Дальтона (1803-1808 гг.) Закон постоянства состава имел решающее значение для дальнейшего развития химии. Понятие о химическом соединении внесло в химию простоту и ясность, ограничило круг изучаемых веществ из огромного многообразия вещественных форм, но при этом из поля зрения науки выпали все классы веществ с переменным составом - растворы, расплавы, твердые растворы, стекла и т.д. Для исследования этих чрезвычайно сложных веществ не существовало в то время ни экспериментальных, ни теоретических методов. Сосредоточение внимания химиков на свойствах веществ позволило сформулировать такие законы, как теория строения органических соединений А.М.Бутлерова, периодический закон Менделеева. Благодаря понятию о химическом элементе стала быстро развиваться аналитическая химия.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Теория электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, солей. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

СРСП № 2

На  тему: Способы выражения концентрации растворов

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Концентрация раствора (С) - это отношение количества растворенного вещества (А) к объему раствора (V). Другими словами, С (А) показывает количество вещества в единице объема раствора.

Основной единицей измерения количества вещества является моль.1 моль вещества содержит 6,022 * 1023 элементарных объектов (например атомов).

 В количественном анализе широко используют и дольную единицу моля - миллимоль (ммоль).   1 моль = 1000 ммоль.

В системе СИ основной единицей выражения концентрации растворов является молярная концентрации (моль/м3), на практике - моль/дм3, допускается моль/л.

М о л я р н а я концентрация C (А), См - это количество моль вещества А, содержащегося в 1 л раствора.

CМ = m1000/МV ,            

где  m –масса вещества , г; М – относительная молекулярная (молярная ) масса   вещества, г/моль; V – объем раствора, мл.

При этом используют следующие формы записи: например, 0,1М HCl, или  С(НСl) =0,1 моль/л = 0,1 ммоль/мл.

Молярная концентрация эквивалента СН (нормальная концентрация) - это количество моль эквивалентов вещества, находящихся в 1 л раствора.

При этом применяют такие формы записи: например, 0,1 н H2SO4, С(H2SO4) = 0,1 моль-экв/л = 0,1 мэкв/мл; С(1/2 H2SO4) = 0,1 моль/л, где 1/2 - фактор эквивалентности ( f ). Если f=1, то предпочтительнее использовать термин "молярная" концентрация.

Эквивалентом называется такая часть атома, иона или молекулы, которая химически равноценна (эквивалентна) одному иону
водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции. Единицей количества эквивалента вещества является моль.

Например, в реакции

2NaOH+ H2SO4 =Na2SO4 +2H2 О        или

 NaOH+1/2 H2SO4 =1/2Na2SO4 +H2 О

эквивалент серной кислоты будет равен 1/2H2SO4 , где 1/2 - фактор эквивалентности.

Фактор   эквивалентности ( f ) - это число, показывающее какая часть моля вещества равноценна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной, окислительно-восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности может быть равен 1 или меньше 1, например, f (NH4OH)=1; f (H2SO4 )=1/2; f  (KMnO4)= 1/5 и т.д.

Для нахождения  фактора эквивалентности вещества  обязательно надо указывать реакцию , в которой данное вещество участвует. В реакциях кислотно-основного взаимодействия

фактор экивалентности равен :

   f = 1/[H+], где [H+]- число ионов водорода ,отдаваемое или присоединяемое одной молекулой или одним ионом.

     Для нахождения  f  в  окислительно- восстановительной реакции составляют полуреакции и вычисляют его значение по формуле:

  f = 1/ z  , где z – число электронов , отдаваемое или присоединяемое одной молекулой или одним ионом в данной полуреакции. Например, в полуреакции:

    I2 + 2e = 2I-

 f ( I2 ) =1/2, а  f ( I- ) = 1.

    Молярной масс о й эквивалента вещества (МЭ) называют массу одного моль-эквивалента этого вещества, равную произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества (М). Например. МЭ(H2SO4) =f(H2SO4 )M(H2SO4 )=1/298 =49г/моль-экв;  МЭ(H2SO4) - молярная масса эквивалента серной кислоты.

      Молярная концентрация эквивалента вычисляется по формуле:

        СН = m1000/ MЭ· V

      Взаимосвязь между  молярной концентрацией и молярной концентрацией эквивалента отражена в следующей формуле:

       СМ =fCН

      Расчет результатов титриметрического анализа основан на принципе эквивалентности, в соответствии с которым вещества реагируют между собой строго в эквивалентных соотношениях. Другими словами, количество моль-эквивалентов одного вещества (А) равно количеству моль -эквивалентов другого вещества (В), если они взаимодействуют между собой без остатка. Если известна молярная концентрация эквивалента, например, щелочи С(NaОН) и объем раствора V (NaOH), израсходованный на титрование кислоты (НСI), то количество миллиэквивалентов (мэкв) щелочи, затраченное на реакцию, будет равно:

 n (NaOH) =Cн(NaOH)·V(NaOH).

 По закону эквивалентов:

 n(NaOH)=n(HCI)

Количество мэкв кислоты, находящееся в растворе, можно представить соотношением:

n(HCI)=Cн(HCI)V(HCI)

 Отсюда получается важное уравнение:

 Cн(NaOH) V (NaOH)= Cн(HCI)V(HCI),

 которое лежит в основе всех расчетов в титриметрическом анализе и представляет собой математическое выражение закона эквивалентов в титриметрии.

Массовая концентрация - это отношение массы растворенного вещества к объему раствора.

 Численное значение этой концентрации выражается в г/л, мг/мл , г/мл. В титриметрическом анализе применяют единицу измерения массовой концентрации в г/мл. Это - т и т р раствора, Т.

 Например,  Т (HNO3)=0,01232 г/мл.    

 Т =m /V

Зная титр раствора, можно вычислить молярную концентрацию раствора вещества (A):

 C(A)=T(A)1ООО/М(А)

Аналогично рассчитывают молярную концентрацию эквивалента вещества (А):

С(fA)=T(A)1000/MЭ(А)

В титриметрическом анализе для расчета массы определяемого вещества в серийных анализах используют такой способ выражения массовой концентрации, как титр рабочего раствора В по определяемому веществу А.

ТИТР   рабочего раствора по определяемому веществу, Т(В/А) (г/мл) - это отношение массы m (А) определяемого вещества к эквивалентному  объему V (В) рабочего раствора:

T(B/A)=m(А)/V(В).

Другими  словами, Т(В/А) показывает, какая масса анализируемого вещества (А) реагирует с I мл рабочего раствора вещества (В).

Зная Т (В/А) (г/мл) и объем (мл) рабочего раствора  (В), затраченного на титрование, можно рассчитать массу (г) определяемого  вещества:

m (А) =Т(В/А)V(В).

Например, m(Na2CO3)=T(HCI/ Na2CO3)V(HCI). Кроме того:

Т (В/А) = Сн(В)МЭ(А)/1000

 Массовая доля (А) вещества А -это отношение массы m(А) вещества А к общей массе mобщ раствора или смеси веществ:

    (А)= m(А) / mобщ

В количественном анализе массовую долю измеряют в процентах.

Она характеризует содержание компонента в твердом веществе или растворе: (А) = [m (А)/ mобщ]100(%).)

При этом возможны, например, следующие варианты употребления терминов, реактив чистотой 98% (по массе); соль, содержащая по массе 3.1% примесей, минерал с массовой долей  SiO2 8.4%,( SiO2) =8,4%;  раствор плотностью 1,28 г/см3 с массовой долей  H2SO4  37% или              ( H2SO4)=37%.Это означает , что 37 г   серной кислоты содержится в 100 г раствора , плотность которого равна 1.28 г/см3.

В справочных таблицах приведены для растворов кислот, оснований и некоторых солей соответствующие значения плотностей этих растворов (  в г/см3} и массовые доли ( %) веществ. Используя эти величины можно рассчитать молярную, нормальную или массовую концентрацию вещества в растворе.

Пример1: Вычислить молярную, нормальную  концентрации и титр раствора  H2SO4  по его массовой доле (30%) и плотности (1,22 г/см8).

Решение: В 100/1,22  мл раствора содержится  30 г H2SO4, а в
1000 мл -
IOOO30I,22/IOO = 366 г. Тогда, С(H2SO4) =366/98= 3,7
моль/л,
a С(I/2 H2SO4)=366/ 49=7, 5 моль/л. T( H2SO4) = 366/1000=
0,3660 г/мл.    

Взаимосвязь между  молярной концентрацией, молярной концентрацией эквивалента и массовой долей растворенного компонента приводится в следующих формулах:

СН =10 / МЭ

СМ =10 / М

При приготовлении растворов массу (или навеску) вещества mA, рассчитывают, исходя из заданных объема и концентрации (чаще всего нормальной) раствора, по формуле:

,                        (1)

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Реакции ионного обмена. Закон действия масс, его применение в аналитической химии.

СРСП № 3

На  тему: Частные реакции катионов первой аналитической группы

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Требования к знаниям:

  •  принципы аналитической классификации катионов и анионов, общую характеристику и частные реакции катионов первой аналитической группы;
  •  правила охраны труда и техники безопасности при работе с химическими веществами в лаборатории, методы противопожарной защиты при работе с ними;

Требования к умениям:

  •  характеризовать химические свойства катионов первой аналитической группы, проводить характерные реакции катионов в лаборатории;
  •  собирать приборы для выполнения опытов, выполнять их индивидуально.

      Классификация катионов и анионов. Общая характеристика катионов первой аналитической группы и значение их в осуществлении химико-технологического контроля.

Реакции катионов первой аналитической группы: реакции катиона натрия (реакция с дигидроантимонатом калия, реакция окрашивания пламени), реакция катиона калия (реакция с гидротартратом и кобальтинитритом натрия), реакция катиона аммония (действие щелочей, реактива Несселера, реакция разложения солей аммония).

Обнаружение катионов в анализируемом растворе проводят в соответствии со схемой хода анализа смеси катионов I и II аналитических групп, которая приведена на рис. 8 и показывает последовательность проведения отдельных операций.

 

 

Рис 8. Схема хода анализа смеси катионов I и II аналитических групп

 

Цифрой в квадратике на схеме показан номер реакции обнаружения соответствующего катиона в пояснении к схеме.

Ход анализа раствора, содержащего катионы I и II аналитических групп, включает в себя элементы как дробного, так и систематического методов анализа.

Начинают анализ с дробного обнаружения ионов аммония, калия и натрия из отдельных порций анализируемого раствора, так как их открытию не мешают другие ионы, содержащиеся в задаче.

1. Для обнаружения NH4+-ионов 2-3 капли задачи помещают в чистую пробирку и проводят реакцию со щелочью (2.3.1), как указано в разд. 2.3.1, п. 1. Посинение универсальной индикаторной бумаги свидетельствует о присутствии ионов аммония в анализируемом растворе (выделение  NH3); в противном случае определяемые ионы в смеси отсутствуют.

2. Если ионы аммония в задаче отсутствуют, то дробное обнаружение ионов K+ проводят по реакции с кобальтинитритом натрия (2.3.4) (см. разд. 2.3.3, п. 1), результатом которой является образование желтого осадка.

В случае присутствия в смеси NH4+-ионов, которые мешают определению ионов калия, реакцию следует проводить как описано в разд. 2.3.3, п. 2. При этом для определения  берут 5-6 капель задачи, а осадок, образовавшийся после действия карбоната натрия и нагревания реакционной смеси на водяной бане, отделяют центрифугированием. Обнаружение ионов калия проводят в центрифугате, предварительно подкислив его 2 М раствором уксусной кислотой до рН = 5.

3. При обнаружении ионов натрия 1 каплю раствора цинкуранилацетата помещают на предметное стекло и под микроскопом проверяют его чистоту (в реактиве не должно содержаться никаких кристаллов). Затем добавляют 1 каплю задачи и через 1-2 минуты рассматривают реакционную смесь под микроскопом. Наличие октаэдрических и тетраэдрических кристаллов свидетельствует о присутствии ионов натрия (см. разд. 2.3.2, реакция 2.3.3, рис.5).

Обнаружение ионов Mg2+ по реакции с гидрофосфатом натрия (2.3.6) невозможно в присутствии катионовII аналитической группы, так как ионы бария, стронция и кальция образуют белый осадок малорастворимых фосфатов. 

Для отделения катионов II аналитической группы в коническую пробирку помещают 20 капель анализируемой задачи, 10 капель 2 М раствора NH4OH и 10 капель 2 М раствора NH4Cl (рН = 9, контроль по универсальной индикаторной бумаге).. Затем к полученному раствору прибавляют 10 капель раствора карбоната аммония, реакционную смесь хорошо перемешивают и нагревают на водяной бане 1-2 минуты. Образовавшийся осадок карбонатов бария, стронция и кальция центрифугируют (осадок № 1) и, не отделяя его от раствора, проверяют полноту осаждения. Для этого осторожно по стенке пробирки прибавляют 1 каплю раствора (NH4)2CO3 и, если в прозрачном центрифугате не наблюдается образования осадка (помутнение), то полнота осаждения достигнута. В противном случае в пробирку следует добавить 5 капель раствора карбоната аммония, перемешать содержимое пробирки, нагреть на водяной бане и снова проверить полноту осаждения.

Добившись полного осаждения катионов II группы, раствор, содержащий катионы первой группы (центрифугат), сливают в чистую пробирку (раствор  1) и определяют в нем ион магния  по реакции (2.3.6) (см. разд. 2.3.4).

4. Для обнаружения ионов магния к 2-3 каплям раствора № 1 прибавляют 1-2 капли раствора гидрофосфата натрия и, при наличии магния, наблюдают образование белого осадка. Если осадок образовался, то 1 каплю сузпензии помещают на предметное стекло и рассматривают форму кристаллов под микроскопом. Наличие характерных кристаллов магнийаммонийфосфата (рис.6) подтверждает присутствие ионов магния в анализируемой задаче.

Микроскопическую реакцию обнаружения магния можно провести непосредственно на предметном стекле, для чего к 1 капле раствора № 1 добавляют 1 каплю раствора гидрофосфата натрия и полученный осадок рассматривают под микроскопом.

Если осадок в результате реакции не образуется или форма кристаллов не соответствует требуемой, то это означает, что ионы магния в растворе № 1, а значит и в задаче, отсутствуют.

Далее приступают к определению катионов второй аналитической группы. При этом сначала осадок карбонатов бария, стронция и кальция (осадок № 1) промывают дистиллированной водой, для чего добавляют к нему 20-25 капель воды, перемешивают и центрифугируют. Затем центрифугат выливают в отходы, а к осадку осторожно по каплям при перемешивании добавляют 2 М раствор уксусной кислоты до полного растворения. При необходимости реакционную смесь нагревают на водяной бане.

Полученный раствор (раствор № 2) используют для открытия ионов бария, стронция и кальция.

5. Для обнаружения ионов Ba2+ 3 капли раствора № 2 помещают в пробирку и прибавляют по 3 капли растворов ацетата натрия и дихромата калия. Образование желтого осадка указывает на присутствие ионов бария (реакция 2.3.7, разд. 2.3.5, п. 1).

Обнаружить ионы бария в растворе № 2 можно также по реакции (2.3.8), как это описано в разд. 2.3.5, п. 2. Образование розового осадка свидетельствует о наличии бария в анализируемом растворе.

Если ионы Ba2+ обнаружены, то их следует удалить из раствора, так как они мешают обнаружению ионов стронция и кальция. Для этого ко всему раствору № 2  прибавляют несколько капель раствора ацетата натрия до рН = 5 (контроль по универсальной индикаторной бумаге), после чего добавляют по каплям раствор K2Cr2O7до образования желтого осадка и появления оранжевой окраски раствора над ним, свидетельствующейоб избытке дихромат-иона.  Осадок  BaCrO4 центрифугируют и проверяют полноту осаждения бария, добавив к центрифугату 1 каплю раствора дихромата калия. Если полнота осаждения достигнута, то центрифугат сливают в чистую коническую пробирку (раствор № 3), а осадок  отбрасывают в отходы.

Для удаления избытка дихромата калия, окраска которого может мешать дальнейшим определениям, к центрифугату (раствор № 3) добавляют твердый карбонат натрия до щелочной реакции (раствор становится светло-желтым). Содержимое пробирки нагревают на водяной бане, после чего выпавший осадок, который может содержать карбонаты стронция и кальция (осадок № 2), отделяют центрифугированием, промывают несколько раз дистиллированной водой  и растворяют в нескольких каплях 2 М раствора уксусной кислоты. Полученный раствор (раствор № 4) исследуют на присутствие ионов стронция.

6. Для обнаружения ионов Sr2+ 5 капель раствора № 4 помещают в пробирку и прибавляют 5 капель насыщенного раствора CaSO4 (гипсовая вода) и нагревают на водяной бане несколько минут. Помутнение раствора указывает на присутствие ионов стронция (реакция 2.3.9, разд. 2.3.6).

Если ионы стронция присутствуют, их осаждают из всего раствора № 4 добавлением избытка (8—10 капель) раствора сульфата аммония при нагревании. Осадок SrSOотделяют центрифугированием и отбрасывают, а в центрифугате (раствор  5) обнаруживают ион кальция, который находится там в виде хорошо растворимого комплекса (NH4)2[Ca(SO4)2].

7. Для обнаружения ионов Са2+ к 2-3 каплям раствора № 5 добавляют 2-3 капли раствора оксалата аммония. Образование белого осадка указывает на присутствие ионов кальция (реакция 2.3.10, разд. 2.3.7, п. 1).

Доказать присутствие ионов кальция в растворе № 5 можно также с помощью микрокристаллоскопической реакции , как описано в разд.2.3.7, п.2. Наличие характерных кристаллов гипса игольчатой формы (рис.7) подтверждает содержание ионов кальция в анализируемой задаче.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Способы выполнения аналитических реакций 

СРСП № 4

На  тему: Систематический ход анализа смеси катионов первой аналитической группы.

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Частные аналитические реакции ионов  Ba2+

Хромат калия К2СrO4 и дихромат калия К2Сr2О7 дают с  ионами  Ва2+ желтый  кристаллический  осадок ВаСrО4:

Ва2+ + СrО42–   →   ВаСrО4↓,

2BaCl2 + K2Cr2O7 + H2O   →   2BaCrO4↓ + 2КС1 + 2НС1,

2Ва2 + + Сr2О72–  + Н2О   →  2BaCrO4 ↓ + 2Н+.

Осадок ВаСrО4 не растворяется в СН3СООН, но растворяется в сильных кислотах HNO3, HC1. Осаждение ионов Ва2+ раствором К2Сr2О7 не идет до конца вследствие частичного растворения ВаСrО4 в сильной кислоте, которая образуется в результате реакции (см. уравнение). При добавлении CH3COONa сильная кислота замещается на слабую СНзСООН, в которой ВаСrО4 не растворяется.

Н+ + СН3СОО  →   СНзСООН.

При этом образуется буферная смесь (СН3СООН + + CH3COONa) с рН = 4 – 5, обеспечивающая полноту осаждения ВаСrО4. В отличие от ВаСrО4 (KS0 = 1,2 ∙10–10) осадок SrCrO4 (KS0 = 3,6∙10–5) растворяется в СН3СООН, поэтому не может быть осажден при данном значении рН. Осадок СаСrО4 (KS0 = 7,1·10–4), являясь наиболее растворимым, также не осаждается при данных условиях. Следовательно, эта реакция может быть использована как для обнаружения иона Ва2+ в присутствии ионов Са2+ и Sr2+, так и для отделения иона Ва2+ от этих ионов.

Выполнение реакций. К 2–3 каплям ВаС12 прибавить 1–2 капли раствора К2СгO4 . Полученный осадок разделить на две части и исследовать его растворимость в НС1 или HNO3 и в СН3СООН, прибавив к осадку по 3–4 капли 2 М раствора кислоты. В другую пробирку поместить 2–3 капли раствора ВаС12, прибавить 4–5 капель раствора К2Сr2О7 и 2–3 капли раствора CH3COONa.

Условия проведения реакции – слабокислая среда, при наличии ацетатного буферного раствора. Реакции мешает присутствие катионов Рb2+.

Родизонат натрия H2СбО6 с ионами бария образует красно-бурый осадок родизоната бария ВаС6О6, который при действии НС1 становится розово-красным вследствие превращения в гидрородизонат бария:

Выполнение реакции. На фильтровальную бумагу нанести каплю раствора ВаС12 и каплю реактива. На красно-бурое пятно образовавшегося осадка подействовать каплей 0,5 М раствора НС1. Наблюдать изменение окраски осадка.

Реакция окрашивания пламени. Летучие cоли бария окрашивают бесцветное пламя в зеленый цвет.

Частные аналитические реакции ионов Sr2+

Гипсовая вода (насыщенный раствор гипса CaSO4∙2H2O) с катионами Sr2+ образует осадок (муть) SrSO4:

Sr2+ + CaSO4   →   SrSO4↓ + Ca2+.

Появление мути SrSO4 объясняется малой концентрацией ионов SO42– в гипсовой воде за счет незначительной растворимости CaSO4.

Выполнение реакции. К 2–3 каплям SrCl2 прибавить 3–4 капли гипсовой воды, нагреть при перемешивании до появления белой мути.

Условия проведения реакции – в отсутствие ионов Ва2+. Ионы Ва2+ с гипсовой водой дают осадок BaSO4, который образуется лучше, чем SrSO4(KS0(BaSO4) < KS0(SrSO4))

Родизонат натрия Na2C6O6 с ионами Sr2+ в нейтральной среде дает красно-бурый осадок SrC6O6, растворимый в НС1:

Выполнение реакции. На фильтровальную бумагу нанести каплю раствора SrCl2 и каплю реактива. На красно-бурое пятно осадка подействовать каплей раствора НС1. Наблюдать обесцвечивание.

Реакция окрашивания пламени.  Летучие соли стронция окрашивают бесцветное пламя в карминно-красный цвет.

Частные аналитические реакции ионов Са2+

Оксалат аммония (NH4)2C2O4 и другие растворимые соли щавелевой кислоты образуют с катионом Са2+ белый кристаллический осадок СаС2О4:

Са2+ + С2О42–  → СаС2О4↓.

Осадок растворим в сильных кислотах НС1 и HNO3:

СаС2О4 + 2Н+   →   Са2+ + Н2С2О4.

но не растворяется в СНзСООН.

Выполнение реакций. К 2– 3 каплям раствора СаС12 прибавить 1–2 капли   раствора   (NH4)2C2O4.   Осадок разделить на две части и исследовать его растворимость в НС1   иСН3СООН.

Условия проведения реакции – в нейтральной или слабокислой среде в отсутствие катионов Ва2+ и Sr2+.

Открытие Ca2+ с помощью индикатора хрома темно-синего.

В присутствии аммонийной буферной смеси (рН=9,2) раствор, содержащий ионы кальция, при добавлении хрома темно-синего окрашивается в малиновый или вишневый цвет. Реакции мешают металлы, дающие комплексные соединения с кислотным хромом темно-синим.

Реакция окрашивания пламени. Соли кальция окрашивают бесцветное пламя в кирпично-красный цвет.

Важное значение в анализе имеют также реакции катионов II аналитической группы с карбонатом аммония, оксалатом аммония, гидрофосфатом натрия.

Контрольные вопросы

  1.  Какова сравнительная растворимость сульфатов катионов II группы?
  2.  Как понизить растворимость сульфата кальция CaSO4?
  3.  Как переводят в раствор сульфаты II группы?
  4.  В чем растворяют карбонаты катионов II группы?
  5.  С  помощью какого  реактива  открывают Ва2+ в присутствии  Sr2+  и Са2+?
  6.  Каковы условия практически полного осаждения ВаСrО4 при действии дихромата калия?
  7.  Почему необходимо удалить катион Ва2+ перед обнаружением Sr2+ и Са2+?
  8.  Почему при действии «гипсовой воды» на катион Sr2+ образуется не осадок, а лишь «муть» SrSO4?
  9.  Для чего при осаждении сульфатов добавляют этанол?

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Требования к групповым реагентам

СРСП № 5

На  тему: Частные реакции катионов второй аналитической группы

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Обнаружение катионов в анализируемом растворе проводят в соответствии со схемой хода анализа смеси катионов I и II аналитических групп, которая приведена на рис. 8 и показывает последовательность проведения отдельных операций.

 

 

Рис 8. Схема хода анализа смеси катионов I и II аналитических групп

 

Цифрой в квадратике на схеме показан номер реакции обнаружения соответствующего катиона в пояснении к схеме.

Ход анализа раствора, содержащего катионы I и II аналитических групп, включает в себя элементы как дробного, так и систематического методов анализа.

Начинают анализ с дробного обнаружения ионов аммония, калия и натрия из отдельных порций анализируемого раствора, так как их открытию не мешают другие ионы, содержащиеся в задаче.

1. Для обнаружения NH4+-ионов 2-3 капли задачи помещают в чистую пробирку и проводят реакцию со щелочью (2.3.1), как указано в разд. 2.3.1, п. 1. Посинение универсальной индикаторной бумаги свидетельствует о присутствии ионов аммония в анализируемом растворе (выделение  NH3); в противном случае определяемые ионы в смеси отсутствуют.

2. Если ионы аммония в задаче отсутствуют, то дробное обнаружение ионов K+ проводят по реакции с кобальтинитритом натрия (2.3.4) (см. разд. 2.3.3, п. 1), результатом которой является образование желтого осадка.

В случае присутствия в смеси NH4+-ионов, которые мешают определению ионов калия, реакцию следует проводить как описано в разд. 2.3.3, п. 2. При этом для определения  берут 5-6 капель задачи, а осадок, образовавшийся после действия карбоната натрия и нагревания реакционной смеси на водяной бане, отделяют центрифугированием. Обнаружение ионов калия проводят в центрифугате, предварительно подкислив его 2 М раствором уксусной кислотой до рН = 5.

3. При обнаружении ионов натрия 1 каплю раствора цинкуранилацетата помещают на предметное стекло и под микроскопом проверяют его чистоту (в реактиве не должно содержаться никаких кристаллов). Затем добавляют 1 каплю задачи и через 1-2 минуты рассматривают реакционную смесь под микроскопом. Наличие октаэдрических и тетраэдрических кристаллов свидетельствует о присутствии ионов натрия (см. разд. 2.3.2, реакция 2.3.3, рис.5).

Обнаружение ионов Mg2+ по реакции с гидрофосфатом натрия (2.3.6) невозможно в присутствии катионовII аналитической группы, так как ионы бария, стронция и кальция образуют белый осадок малорастворимых фосфатов. 

Для отделения катионов II аналитической группы в коническую пробирку помещают 20 капель анализируемой задачи, 10 капель 2 М раствора NH4OH и 10 капель 2 М раствора NH4Cl (рН = 9, контроль по универсальной индикаторной бумаге).. Затем к полученному раствору прибавляют 10 капель раствора карбоната аммония, реакционную смесь хорошо перемешивают и нагревают на водяной бане 1-2 минуты. Образовавшийся осадок карбонатов бария, стронция и кальция центрифугируют (осадок № 1) и, не отделяя его от раствора, проверяют полноту осаждения. Для этого осторожно по стенке пробирки прибавляют 1 каплю раствора (NH4)2CO3 и, если в прозрачном центрифугате не наблюдается образования осадка (помутнение), то полнота осаждения достигнута. В противном случае в пробирку следует добавить 5 капель раствора карбоната аммония, перемешать содержимое пробирки, нагреть на водяной бане и снова проверить полноту осаждения.

Добившись полного осаждения катионов II группы, раствор, содержащий катионы первой группы (центрифугат), сливают в чистую пробирку (раствор  1) и определяют в нем ион магния  по реакции (2.3.6) (см. разд. 2.3.4).

4. Для обнаружения ионов магния к 2-3 каплям раствора № 1 прибавляют 1-2 капли раствора гидрофосфата натрия и, при наличии магния, наблюдают образование белого осадка. Если осадок образовался, то 1 каплю сузпензии помещают на предметное стекло и рассматривают форму кристаллов под микроскопом. Наличие характерных кристаллов магнийаммонийфосфата (рис.6) подтверждает присутствие ионов магния в анализируемой задаче.

Микроскопическую реакцию обнаружения магния можно провести непосредственно на предметном стекле, для чего к 1 капле раствора № 1 добавляют 1 каплю раствора гидрофосфата натрия и полученный осадок рассматривают под микроскопом.

Если осадок в результате реакции не образуется или форма кристаллов не соответствует требуемой, то это означает, что ионы магния в растворе № 1, а значит и в задаче, отсутствуют.

Далее приступают к определению катионов второй аналитической группы. При этом сначала осадок карбонатов бария, стронция и кальция (осадок № 1) промывают дистиллированной водой, для чего добавляют к нему 20-25 капель воды, перемешивают и центрифугируют. Затем центрифугат выливают в отходы, а к осадку осторожно по каплям при перемешивании добавляют 2 М раствор уксусной кислоты до полного растворения. При необходимости реакционную смесь нагревают на водяной бане.

Полученный раствор (раствор № 2) используют для открытия ионов бария, стронция и кальция.

5. Для обнаружения ионов Ba2+ 3 капли раствора № 2 помещают в пробирку и прибавляют по 3 капли растворов ацетата натрия и дихромата калия. Образование желтого осадка указывает на присутствие ионов бария (реакция 2.3.7, разд. 2.3.5, п. 1).

Обнаружить ионы бария в растворе № 2 можно также по реакции (2.3.8), как это описано в разд. 2.3.5, п. 2. Образование розового осадка свидетельствует о наличии бария в анализируемом растворе.

Если ионы Ba2+ обнаружены, то их следует удалить из раствора, так как они мешают обнаружению ионов стронция и кальция. Для этого ко всему раствору № 2  прибавляют несколько капель раствора ацетата натрия до рН = 5 (контроль по универсальной индикаторной бумаге), после чего добавляют по каплям раствор K2Cr2O7до образования желтого осадка и появления оранжевой окраски раствора над ним, свидетельствующейоб избытке дихромат-иона.  Осадок  BaCrO4 центрифугируют и проверяют полноту осаждения бария, добавив к центрифугату 1 каплю раствора дихромата калия. Если полнота осаждения достигнута, то центрифугат сливают в чистую коническую пробирку (раствор № 3), а осадок  отбрасывают в отходы.

Для удаления избытка дихромата калия, окраска которого может мешать дальнейшим определениям, к центрифугату (раствор № 3) добавляют твердый карбонат натрия до щелочной реакции (раствор становится светло-желтым). Содержимое пробирки нагревают на водяной бане, после чего выпавший осадок, который может содержать карбонаты стронция и кальция (осадок № 2), отделяют центрифугированием, промывают несколько раз дистиллированной водой  и растворяют в нескольких каплях 2 М раствора уксусной кислоты. Полученный раствор (раствор № 4) исследуют на присутствие ионов стронция.

6. Для обнаружения ионов Sr2+ 5 капель раствора № 4 помещают в пробирку и прибавляют 5 капель насыщенного раствора CaSO4 (гипсовая вода) и нагревают на водяной бане несколько минут. Помутнение раствора указывает на присутствие ионов стронция (реакция 2.3.9, разд. 2.3.6).

Если ионы стронция присутствуют, их осаждают из всего раствора № 4 добавлением избытка (8—10 капель) раствора сульфата аммония при нагревании. Осадок SrSOотделяют центрифугированием и отбрасывают, а в центрифугате (раствор  5) обнаруживают ион кальция, который находится там в виде хорошо растворимого комплекса (NH4)2[Ca(SO4)2].

7. Для обнаружения ионов Са2+ к 2-3 каплям раствора № 5 добавляют 2-3 капли раствора оксалата аммония. Образование белого осадка указывает на присутствие ионов кальция (реакция 2.3.10, разд. 2.3.7, п. 1).

Доказать присутствие ионов кальция в растворе № 5 можно также с помощью микрокристаллоскопической реакции , как описано в разд.2.3.7, п.2. Наличие характерных кристаллов гипса игольчатой формы (рис.7) подтверждает содержание ионов кальция в анализируемой задаче.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Значение катионов первой аналитической группы в осуществлении химико-технологического контроля.

СРСП № 6

На  тему: Систематический ход анализа смеси катионов второй аналитической группы.

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Частные аналитические реакции ионов Al3+

Ализарин (1,2-диоксиантрахинон) С14Н6О2(ОН)2 образует с гидроксидом алюминия малорастворимое   внутрикомплексное соединение ярко-красного цвета – «алюминиевый лак»:

Выполнению реакции мешает присутствие гидроксидов Zn(OH)2, Сr(ОН)3, Sn(OH)2, которые с ализарином также дают окрашенные «лаки». В ходе анализа смеси катионов III группы ион цинка (II) образует комплекс Zn(NH3)42+, а ион хрома (III) окисляется до СrО42–, поэтому обнаружению А13+ не мешают. Другие мешающие ионы можно предварительно связать действием K4[Fe(CN)6] в труднорастворимый комплекс (капельный метод). Предел обнаружения реакции 0,5 мкг.

Выполнение реакций:

а. В пробирку поместить 2–3 капли раствора соли алюминия и несколько капель 2 М раствора NH4OH до образования осадка А1(ОН)3. Нагреть и добавить 3–4 капли раствора ализарина. Осадок А1(ОН)3 окрашивается в ярко-красный цвет.

б. Эту реакцию можно выполнять капельным методом. На полоску фильтровальной бумаги нанести каплю раствора соли алюминия. Когда раствор впитается в бумагу, подержать полоску над открытой склянкой с концентрированным раствором аммиака. На влажное пятно нанести каплю ализарина и вновь обработать его парами аммиака. Подсушить пятно до перехода фиолетовой окраски ализарина в желтую, на фоне которой наблюдается ало-красное пятно «алюминиевого лака».

Алюминон (аммонийная соль ауринтрикарбоновой кислоты) с гидроксидом алюминия образует красные хлопья «алюминиевого лака».

Реакция протекает медленно. Ее проведению мешает присутствие катионов Cr3+, Fe3+, Ca2+, которые дают аналогичный «лак», разрушаемый при действии NH4OH или  (NH4)2CO3.

Выполнение реакций. К 2 каплям раствора соли алюминия, подкисленного уксусной кислотой, прибавить 1–2 капли 0,01 % раствора алюминона, нагреть на водяной бане и прибавить раствор NH4OH до появления запаха аммиака и 2–3 капли раствора (NH4)2CO3.

Важное значение в анализе имеют также реакции с ацететом натрия, гидрофосфатом натрия, сульфидом аммония.

Частные аналитические реакции ионов Cr3+

Окисление  иона Cr3+ в кислой среде действием персульфата аммония (NH4)2S2O8 (в присутствии катализатора AgNO3)  позволяет получить ион Сr2О72– , который имеет желто-оранжевую окраску.

Cr(NO3)3 + 3(NH4)2S2O8 + 7H2O → H2Сr2О7 +6H2SO4 + 6NH4NO3.

В пробирку помещают раствор, содержащий ионы Cr3+ , 5 капель 2М H2SO4, небольшое количество персульфата аммония (сухого) и 1-2 капли AgNO3. Раствор нагревают до кипения. Появление желтой окраски указывает на присутствие ионов Cr3+.

Образование перекиси хрома CrO5.

При действии Н2О2 на подкисленный раствор дихромат-иона  образуется пероксокислота  (надхромовая) синего цвета:

Сr2О72–  + 4Н2О2 + 2Н+ →  2СrO5 + 3Н2О.

Перекись хрома легко разлагается в водном растворе до Сr3+ и О2, поэтому ее экстрагируют органическим растворителем, в котором она более устойчива, чем в воде. Реакцию необходимо вести без нагревания.  При выполнении реакции должны отсутствовать другие окислители. Реакция очень специфична и используется как проверочная при определении Сr3+.

Выполнение реакции. Раствор, полученный в п. 1.4.4. охлаждают, добавляют к нему 10 капель амилового спирта, 3-4 капли перекиси водорода и встряхивают. В присутствии хрома слой органического растворителя окрашивается в синий цвет вследствие образования перекиси хрома. 

Важное значение в анализе имеют также реакции Cr3+ с ацететом натрия гидрофосфатом натрия, окислительно-восстановительные реакции с бромной водой, перманганатом калия и др. 

Частные аналитические реакции ионов  Zn2+

Раствор дитизона в хлороформе или четыреххлористом углероде дает  с  ионами Zn2+   внутрикомплексную соль малиново-красного цвета.

Выполнение реакций. В пробирку поместить 2–3 капли раствора соли цинка, прибавить 2 мл ацетатного буферного раствора и 2–3 капли раствора дитизона в хлороформе. Перемешать и наблюдать малиновое окрашивание обоих слоев. В присутствии ионов цинка слой органического растворителя (CCl4) окрашивается в красный цвет.  В отсутствие ионов Zn2+ водный слой окрашивается в оранжевый цвет. Определению мешают А13+, Сr3+ и Sn2+.

Гексацианоферрат(II) калия K4[Fe(CN)6] с ионами Zn2+ образует белый осадок гексацианоферрата(II) калия-цинка K2Zn3[Fe(CN)6]2,  нерастворимый  в  разбавленной  НС1:

2K+ + 3Zn2++2Fe(CN)64–   →   K2Zn3[Fe(CN)6]2↓.

Реакция позволяет открыть Zn2+-ион в присутствии А13+-иона.

Выполнение реакций. К 2–3 каплям раствора ZnCl2 прибавить 3–4 капли реактива. Полученный осадок исследовать на растворимость в 2 М НС1.

Частные аналитические реакции ионов Sn2+

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал пары Sn4+/Sn2+ равен +0,15 В. Следовательно Sn2+ является довольно сильным восстановителем.

Соединения висмута(Ш)  восстанавливаются солями олова (II)   в щелочной среде до  металлического висмута:

3Na2SnO2 + 2Bi(OH)3  → 2Вi↓+ 3Na2SnO3 + 3Н2О,

3 SnO22– + 2Bi(OH)3 →   2Bi↓ + 3SnO32– + 3Н2О.

Образование черного осадка металлического висмута свидетельствует о наличии в растворе иона Sn2+.

Выполнение реакций. Приготовить в пробирке раствор Na2SnO2. Для этого к 2–3 каплям 1 М раствора SnCl2 прибавить 8–10 капель 2М раствора NaOH (на холоде) до растворения первоначально выпавшего осадка Sn(OH)2 с образованием станнита. К полученному раствору прибавить 2–3 капли раствора соли висмута (III), перемешать. Выпадает черный осадок Bi.

Контрольные вопросы:

  1.  Какое свойство гидроксидов катионов III группы позволило выделить их в отдельную аналитическую группу?
  2.  Для каких катионов III группы характерны окислительно-восстановительные реакции?
  3.  Какие анионы образуются при окислении Сг3+ в щелочной среде? В кислой среде?
  4.  Каким способом можно выделить А1(ОН)3 и Sn(OH)4 из раствора алюмината и станната?
  5.  С помощью какого реактива можно отделить катион Zn2+ от остальных катионов III группы?
  6.  О чем свидетельствует отсутствие окраски раствора смеси катионов III группы?
  7.  В какой среде открывают ион цинка действием дитизона?
  8.  С какой целью при обнаружении А13+ ализарином капельным способом прибавляют K4[Fe(CN)6]?

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Произведение растворимости. Образование и растворение осадков.

СРСП № 7

На  тему: Частные реакции катионов третьей аналитической группы

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Частные аналитические реакции ионов Al3+

Ализарин (1,2-диоксиантрахинон) С14Н6О2(ОН)2 образует с гидроксидом алюминия малорастворимое   внутрикомплексное соединение ярко-красного цвета – «алюминиевый лак»:

Выполнению реакции мешает присутствие гидроксидов Zn(OH)2, Сr(ОН)3, Sn(OH)2, которые с ализарином также дают окрашенные «лаки». В ходе анализа смеси катионов III группы ион цинка (II) образует комплекс Zn(NH3)42+, а ион хрома (III) окисляется до СrО42–, поэтому обнаружению А13+ не мешают. Другие мешающие ионы можно предварительно связать действием K4[Fe(CN)6] в труднорастворимый комплекс (капельный метод). Предел обнаружения реакции 0,5 мкг.

Выполнение реакций:

а. В пробирку поместить 2–3 капли раствора соли алюминия и несколько капель 2 М раствора NH4OH до образования осадка А1(ОН)3. Нагреть и добавить 3–4 капли раствора ализарина. Осадок А1(ОН)3 окрашивается в ярко-красный цвет.

б. Эту реакцию можно выполнять капельным методом. На полоску фильтровальной бумаги нанести каплю раствора соли алюминия. Когда раствор впитается в бумагу, подержать полоску над открытой склянкой с концентрированным раствором аммиака. На влажное пятно нанести каплю ализарина и вновь обработать его парами аммиака. Подсушить пятно до перехода фиолетовой окраски ализарина в желтую, на фоне которой наблюдается ало-красное пятно «алюминиевого лака».

Алюминон (аммонийная соль ауринтрикарбоновой кислоты) с гидроксидом алюминия образует красные хлопья «алюминиевого лака».

Реакция протекает медленно. Ее проведению мешает присутствие катионов Cr3+, Fe3+, Ca2+, которые дают аналогичный «лак», разрушаемый при действии NH4OH или  (NH4)2CO3.

Выполнение реакций. К 2 каплям раствора соли алюминия, подкисленного уксусной кислотой, прибавить 1–2 капли 0,01 % раствора алюминона, нагреть на водяной бане и прибавить раствор NH4OH до появления запаха аммиака и 2–3 капли раствора (NH4)2CO3.

1.4.3 Важное значение в анализе имеют также реакции с ацететом натрия, гидрофосфатом натрия, сульфидом аммония.

Частные аналитические реакции ионов Cr3+

Окисление  иона Cr3+ в кислой среде действием персульфата аммония (NH4)2S2O8 (в присутствии катализатора AgNO3)  позволяет получить ион Сr2О72– , который имеет желто-оранжевую окраску.

Cr(NO3)3 + 3(NH4)2S2O8 + 7H2O → H2Сr2О7 +6H2SO4 + 6NH4NO3.

В пробирку помещают раствор, содержащий ионы Cr3+ , 5 капель 2М H2SO4, небольшое количество персульфата аммония (сухого) и 1-2 капли AgNO3. Раствор нагревают до кипения. Появление желтой окраски указывает на присутствие ионов Cr3+.

Образование перекиси хрома CrO5.

При действии Н2О2 на подкисленный раствор дихромат-иона  образуется пероксокислота  (надхромовая) синего цвета:

Сr2О72–  + 4Н2О2 + 2Н+ →  2СrO5 + 3Н2О.

Перекись хрома легко разлагается в водном растворе до Сr3+ и О2, поэтому ее экстрагируют органическим растворителем, в котором она более устойчива, чем в воде. Реакцию необходимо вести без нагревания.  При выполнении реакции должны отсутствовать другие окислители. Реакция очень специфична и используется как проверочная при определении Сr3+.

Выполнение реакции. Раствор, полученный в п. 1.4.4. охлаждают, добавляют к нему 10 капель амилового спирта, 3-4 капли перекиси водорода и встряхивают. В присутствии хрома слой органического растворителя окрашивается в синий цвет вследствие образования перекиси хрома. 

 Важное значение в анализе имеют также реакции Cr3+ с ацететом натрия гидрофосфатом натрия, окислительно-восстановительные реакции с бромной водой, перманганатом калия и др.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Реакции катионов второй аналитической группы: реакции катиона кальция

СРСП № 8

На  тему: Систематический ход анализа смеси катионов третьей аналитической группы.

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Анализ смеси катионов третьей аналитической группы

В отдельной порции центрифугата, полученного по п.1.9.1., проверяют наличие ионов Cr3+ (п.1.4.4. и 1.4.5.).

Раствор, содержащий катионы III аналитической группы, разливают на 2 пробирки, в одной из них открывают Zn2+ реакциями с дитизоном (п.1.4.7.). Открытию катиона цинка реакцией с дифенилкарбазоном мешают ионы CrO42–, поэтому их удаляют из анализируемого раствора действием хлорида бария в уксуснокислой среде, доводят рН до 4-5 раствором CH3COOH и прибавляют 2 М раствор BaCl2 до получения желтого осадка BaCrO4. После центрифугирования осадок выбрасывают, а в центрифугате определяют Zn2+.

Во второй пробирке открывают Al3+ реакцией с ализарином (п.6.3.1). Обнаружению Al3+ этой реакцией мешают ионы  CrO42–. Для того, чтобы удалить эти ионы поступают следующим образом: к раствору, предназначенному для открытия алюминия, добавляют сухую соль NH4Cl и кипятят до полного удаления аммиака (проба с лакмусовой бумажкой). При этом в осадок выпадают гидроокиси алюминия и олова, а в растворе остаются ZnO22– и CrO42–.

NaAlO2 + NH4Cl  + H2O →  Al(OH)3↓  + NH4OH + NaCl;

Na2SnO2 + 2NH4Cl  + 3H2O →  Sn(OH)2↓ + 2NH4OH + 2NaCl.

Осадок отделяют от раствора, промывают дистиллированной водой, растворяют в 2 М HCl при нагревании и открывают Al3+ реакцией с ализарином.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Реакции катионов третьей аналитической группы.

СРСП № 9

На  тему: Частные реакции катионов четвертой аналитической группы

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Гексацианоферрат(III) калия K3[Fe(CN)6] с катионом Fe2+ образует синий осадок «турнбулевой сини»:

3FeSO4 +  2K3[Fe(CN)6]  →  Fe3[Fe(CN)6]2↓+ 3K2SO4,

3Fe2+ + 2Fe(CN)63–   →  Fe3[Fe(CN)6]2↓.

Осадок не растворяется в кислотах, но разлагается щелочами с образованием Fe(OH)2. При избытке реактива осадок приобретает зеленый оттенок. Реакции мешают ионы Fe3+, которые при большой концентрации дают с реактивом бурое окрашивание раствора, и ионы Мn2+ и Bi3+, дающие с реактивом слабоокрашенные осадки, растворимые в кислотах.

Выполнение реакций. В пробирку поместить 1–2 капли раствора FeSO4 и прибавить 1 каплю реактива. Полученный осадок разделить на две части, к первой прибавить 1-2 капли 2 М раствора НС1, ко второй– 1-2 капли 2 М раствора щелочи. Условия проведения реакции – с разбавленными растворами в кислой среде, рН = 3.

1.5.2. Окисление Fe2+ до  Fe3+. Ион Fe2+ представляет собой довольно сильный восстановитель и способен окисляться  при действии ряда окислителей, например, H2O2, KMnO4, K2Cr2O7 в кислой среде и др.

2Fe2+  +  4OH  +  H2O2 → 2Fe(OH)3↓.

При проведении систематического анализа Fe2+ следует открыть в предварительных испытаниях, т.к. в процессе разделения групп Fe2+ может окислиться до Fe3+.

Частные аналитические реакции ионов Fe3+

Гексацианоферрат(II) калия K4[Fe(CN)6] с катионами Fe3+ образует темно-синий осадок «берлинской лазури»:

4Fe3+ + 3Fe(CN)64–   →  Fe4[Fe(CN)6]3↓.

Осадок практически не растворяется в кислотах, но разлагается щелочами с образованием Fe(OH)3. В избытке реактива осадок заметно растворяется.

Выполнение реакции. К 1–2 каплям раствора FeCl3 прибавить 1 каплю реактива. Полученный осадок разделить на две части. К одной части прибавить 2–3 капли 2 М раствора НС1, к другой –1-2 капли 2 М раствора NaOH, перемешать.

Тиоцианат (роданид) калия KNCS с ионами Fe3+ образует комплекс кроваво-красного цвета. В зависимости от концентрации тиоцианата могут образовываться комплексы различного состава:

Fe3+ +  NCS  ↔ Fe(NCS)2+ ,

Fe3+ + 2NCS  ↔  Fe(NCS)2+ ,

и т.д. до   Fe3+ + 6NCS  ↔  Fe(NCS)63– ,

Реакция обратима, поэтому реактив берется в избытке. Определению мешают ионы, образующие с Fe3+ устойчивые комплексы, например, фторид-ионы, соли фосфорной, щавелевой и лимонной кислот.

Частные аналитические реакции  ионов Mn2+

Окисление висмутатом натрия NaBiO3, протекает по уравнению:

2Mn(NO3)2 + 5NaBiO3 + 16HNO3 = 2HMnO4 + 5Bi(NO3)3 + 5NaNO3 + 7H2O.

Реакция идет на холоду.

Выполнение реакции: к 1-2 каплям раствора соли марганца прибавляют 3-4 капли 6 М раствора HNO3 и 5-6 капель H2O, после чего вносят лопаточкой немного порошка NaBiO3. перемешав содержимое пробирки, дают постоять 1-2 минуты, центрифугируют для отделения избытка висмутата натрия. В присутствии Mn2+ раствор становится фиолетовым в результате образования марганцевой кислоты, которая является одним из наиболее сильных окислителей.

Окисление двуокисью свинца PbО2 в азотнокислой среде при нагревании:

2Mn(NO3)2 + 5РbО2 + 6HNO3 → 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2Н2О.

Выполнение реакции: Берут немного порошка PbO2 и помещают в пробирку, туда же добавляют 4-5 капель 6 M HNO3, нагревают при перемешивании. Появление фиолетовой окраски свидетельствует о наличии Mn2+.

Важное значение в анализе имеют реакции Mn2+ c карбонатами щелочных металлов, гидрофосфатом натрия, реакции окисления персульфатом аммония, окисление бензидина соединениями Mn4+, восстановление AgCl до металлического серебра ионами Mn2+.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Амфотерность. Групповой   реактив на третью группу катионов и условия его применения.

СРСП № 10

На  тему: Систематический ход анализа смеси катионов четвертой аналитической группы

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Анализ катионов IV аналитической группы.

Осадок, полученный в п.1.9.4., и содержащий гидроокиси катионов IV аналитической группы, отделяют от центрифугата, промывают 2-3 раза дистиллированной водой, в которую добавлено несколько капель 2М NaOH. Затем обрабатывают насыщенным раствором NH4Cl. При этом гидроокиси железа и марганца остаются в осадке, а ионы магния переходят в раствор, который отделяют от осадка центрифугированием.

В центрифугате, полученном по п.1.9.5, содержащем ионы Mg2+, открывают его реакциями с Na2HPO4 (п.1.5.11), магнезоном I (п.1.5.12), или титановым желтым (п.1.5.13).

В осадке, полученном по п.1.9.5, проверяют наличие ионов Fe3+ реакциями с ферроцианидом (III) калия (п.1.5.3) и Mn2+ - реакциями окисления (п.1.5.5). Для этого осадок предварительно растворяют в азотной кислоте.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Реакции катионов четвертой аналитической группы: реакции катионов серебра

СРСП № 11

На  тему: Систематический ход анализа соли

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Анализ сухой соли

Методика проведения качественного химического анализа смеси солей для установления катионного и анионного состава (систематический метод анализа).

Предварительные испытания

1.      Обнаружение катионов, способных окрашивать пламя. Прокаленной чистой нихромовой проволокой вносят исследуемый раствор либо анализируемую смесь, смоченную концентрированной HCI, в бесцветное пламя горелки и наблюдают окраску пламени (табл. 2.1.).

2.      Обнаружение анионов, склонных при действии кислот к образованию летучих продуктов. При добавлении к анализируемой смеси твердых веществ кислот в зависимости от их природы и концентрации могут выделяться CO2, SO2 (2 М CH3COOH); CO2, SO2, H2S (2 M HCI, H2SO4); CO2, SO2, HCI, I2, NO2 (концентрированная H2SO4). Если при добавлении к анализируемой смеси кислот замечено выделение газа (табл. 5), для его идентификации пользуются характерными реакциями обнаружения анионов.

Таблица 5

Газы, образуемые при кислотной обработке проб, и их свойства

Анион

Газ

Свойства газа

CO32-, HCO3-

CO2

помутнение известковой воды

SO32-, S2O32-

SO2

запах горящей серы

NO2-

NO2

бурые пары

S2-, SO32-, S2O32-

H2S

запах тухлых яиц

CH3COO-

CH3COOH

запах уксуса

Br- (с окислителем)

Br2

красно-бурые пары

Cl-

HCl

помутнение раствора AgNO3, удушливый газ

I- (с окислителем)

I2

фиолетовые пары

MnO4-, ClO3-, CrO42-

O2

вспыхивание тлеющей лучины

3.      Обнаружение окислителей. При наличии в смеси MnO2, PbO2 обработка хлороводородной кислотой будет сопровождаться выделением CI2. При наличии аниона-окислителя NO3- исследуемый раствор, подкисленный 2 М раствором H2SO4, в присутствии 2–3 капель раствора KI и нескольких капель крахмального клейстера окрашивается в синий цвет.

4.      Обнаружение восстановителей. Обесцвечивание разбавленного раствора KMnO4, добавленного к подкисленному 2 М H2SOанализируемому раствору, свидетельствует о присутствии ионов-восстановителей: SO32-, NO2-, Cl-, Br-, I-, C2O42-.

5.      Обнаружение некоторых ионов. Непосредственно из смеси можно обнаружить дробным методом следующие ионы: ион NH4+ по реакции выделения аммиака, ион CH3COO- по реакции с твердым гидросульфатом калия, ион Fe3+ по реакции с тиоционат-ионом.

Растворение анализируемого образца

По растворимости все неорганические вещества делят на 4 группы: а) растворимые в воде; б) растворимые в кислотах; в) растворимые в щелочах; г) нерастворимые или малорастворимые в кислотах и щелочах.

В воде растворимы почти все соединения щелочных металлов, все нитраты, перхлораты, ацетаты, хлориды (кроме PbCI2, AgCI, Hg2CI2), сульфаты (кроме сульфатов Pb, Ba, Ca, Sr, Hg(I), Ag). Многие соединения висмута, сурьмы и олова растворяются в воде, но, вступая с ней в протолитическое взаимодействие, образуют аморфные осадки гидроксидов или основных солей. Последние переходят в раствор при действии 2 М HCI или HNO3.

Хлороводородная кислота растворяет большинство оксидов, все карбонаты и гидроксиды, за исключением соединений Pb(II), Ag(I) и Hg(I). Разбавленная HCI растворяет сульфиды кадмия, алюминия, хрома, железа, марганца, цинка, ванадия, церия, бериллия, титана, циркония, тория, урана. Концентрированная HCI при нагревании растворяет все сульфиды, кроме сульфидов ртути и мышьяка.

При обработке некоторых окислителей концентрированной HCI выделяется CI2, а цвет окислителя часто меняется (фиолетовый перманганат обесцвечивается, так как MnO4-восстанавливается до Mn2+; желтая окраска хроматов или оранжевая дихроматов переходит в зеленую, так как ионы CrO42- или Cr2O72- восстанавливаются до Cr3+).

Если исследуемое вещество содержит силикаты, разлагаемые кислотами, то при его обработке горячей разбавленной HCI может выпасть осадок H2SiO3.

Если неизвестное вещество растворимо в 2 М HCI, то оно не содержит Ag(I), Hg(I) и большого количества Pb(II).

Азотная кислота растворяет все оксиды, гидроксиды, сульфиды (кроме HgS) и все нерастворимые в воде соли слабых кислот, за исключением солей сурьмы и олова. При обработке исследуемого образца HNO3 могут образоваться новые нерастворимые вещества, которые в нем первоначально отсутствовали: сера из сульфидов, PbSO4 из PbS, H2[Sn(OН)6] и H[Sb(OH)6] из солей сурьмы и олова.

Щелочи растворяют оксиды, гидроксиды и другие нерастворимые в воде соединения амфотерных металлов: цинка, алюминия, свинца, хрома, мышьяка, сурьмы и олова. Иногда различные щелочи действуют неодинаково. Например, соединения сурьмы растворяются лучше в KOH, а алюминия – в NaOH.

Вещества, которые не растворяются в кислотах и в растворах щелочей, называют нерастворимыми или малорастворимыми. К ним относятся: а) большинство силикатов; б) многие породы, минералы; в) некоторые сульфаты: PbSO4, ВаSO4, SrSO4 и СаSO4; г) ряд солей серебра: AgCI, AgBr, AgI, Ag3[Fe(CN)6], Ag4[Fe(CN)6], AgCN; д) прокаленные и безводные соли: CrCI3, Cr2(SO4)3, FeCrO4 (хромит или хромистый железняк); е) природные и прокаленные оксиды: AI2O (корунд), Fe2O3, Cr2O3, SnO2; ж) CaF2 и другие фториды двух- и трехвалентных металлов. Их переводят в другие соединения, которые затем растворяют с применением обычных растворителей (воды, кислот, щелочей), либо используют реакции комплексообразования.

Соли свинца PbCI2 и PbSO4 растворяют в горячем растворе CH3COONH4. Нерастворимые соединения хрома переводят в карбонаты кипячением с раствором Na2CO3. Фторид кальция и другие нерастворимые фториды разлагают обработкой тонко измельченного образца (в платиновом тигле) концентрированной H2SO4 при нагревании под тягой до прекращения выделения SO3. Остаток (CaSO4) переводят затем в карбонат кипячением с раствором Na2CO3. Нерастворимые в кислотах ферроцианиды разлагают кипячением с Na2CO3 или NaOH.

Если трудно подобрать такой растворитель, который полностью растворяет данный образец, или желают избежать длительной и трудоемкой процедуры сплавления, то обычно пользуются методом отдельных вытяжек, т.е. проводят последовательную обработку анализируемого объекта водой, 2 М CH3COOH, 2 М HCl, концентрированной НNO3.

Анализируемая смесь может полностью или частично растворяться в воде. Надежными признаками частичного растворения являются появление окрашивания и изменение рН водного раствора по сравнению с чистой водой. Поэтому обращают внимание на окраску полученного раствора и определяют его рН с помощью индикаторной бумаги.

Правильное приготовление вытяжек – залог успешной работы. Поэтому внимательно наблюдают за изменениями при использовании каждого из указанных реагентов. К новому реагенту переходят только тогда, когда окончательно убедятся, что в предыдущем образец не растворяется или растворение какой-то составной части закончилось.

Каждую из вытяжек исследуют отдельно, за исключением полученных при действии 2 М и концентрированной HCI, которые объединяют.

Катионы и анионы в водной вытяжке обнаруживают в соответствии с общей схемой кислотно-основной классификации.

В уксуснокислой и объединенной хлороводородной вытяжках катионы обнаруживают по общей схеме. Из анионов в уксуснокислой вытяжке имеет смысл обнаруживать только карбонат- и фосфат-ионы, а в хлороводородной – сульфид-, фосфат- и хромат-ионы, если она окрашена.

Азотнокислую вытяжку используют для обнаружения катионов. Из анионов обнаруживают только сульфат-ионы, образующиеся в результате окисления сульфидов.

Общая схема анализа раствора исследуемого вещества или отдельных его вытяжек включает дробное обнаружение катионов (анионов) характерными реакциями, обнаружение отдельных групп катионов (анионов), разделение на группы по кислотно-основной схеме с помощью групповых реагентов, систематический анализ оставшихся катионов (анионов) и проверка ионов, обнаруженных ранее дробным методом.

Испытание на катионы I группы. К 3–4 каплям исследуемого раствора прибавляют 2–3 капли раствора Na2CO3. Если осадок выпадает, его отделяют, а катионы I группы обнаруживают в центрифугате. Если осадок не выпадает, то в растворе могут присутствовать только катионы I группы, которые открывают в отдельной пробе исследуемого раствора.

Испытание на катионы II группы. Если при действии на испытуемый раствор Na2CO3 выпал осадок, то берут новую пробу этого раствора (10–12 капель) и прибавляют 2–3 капли 2 М HCI. Если осадок не выпадает, то катионы II группы отсутствуют. В случае появления осадка добавляют HCI до полного осаждения. Осадок отделяют центрифугированием, промывают водой и обнаруживают в нем катионы II группы систематическим методом.

Испытание на катионы III группы. К 2–3 каплям раствора после отделения катионов II группы прибавляют столько же 2 М H2SO4 и нагревают. Выпадение осадка указывает на присутствие катионов III группы. Их обнаруживают систематическим методом после переведения сульфатов в раствор.

Испытание на катионы IV группы. К 2–3 каплям исследуемого раствора (если при действии HCI и H2SO4 осадков не образуется) или центрифугата после отделения катионов II, III групп добавляют по каплям раствор NaOH до щелочной реакции (рН 9–10). Образование осадка свидетельствует о возможном присутствии катионов IV, V и VI групп. Полное растворение первоначально выпавшего осадка при действии на него небольшого избытка NaOH (рН 10–12) свидетельствует о присутствии только катионов IV группы. Нерастворимый в избытке NaOH осадок может состоять из гидроксидов катионов V и VI групп. Его отделяют от раствора центрифугированием, а в центрифугате открывают катионы IV группы после разрушения их гидроксокомплексов.

Испытание на катионы VI группы. Если при действии на раствор, полученный после отделения катионов IV группы, избытком 25%-ного раствора NH4OH первоначально выпавший осадок растворяется, то это признак присутствия только катионов VI группы. Нерастворимый в избытке NH4OH осадок может состоять из гидроксидов катионов V группы. Его отделяют от раствора центрифугированием. В центрифугате открывают катионы VI группы после разрушения аммиачных комплексов.

Испытание на катионы V группы. Если при действии избытками растворов NaOH и NH4ОН осадок не растворяется, это свидетельствует о наличии катионов V группы.

Если исследуемый раствор содержит одно растворенное вещество, то, установив группу, к которой принадлежит катион, открывают его характерными реакциями. Если исследуемое вещество состоит из нескольких компонентов, катионы которых принадлежат к одной аналитической группе, то их открывают, сочетая дробный и систематический методы анализа. Если же в исследуемом веществе обнаружено присутствие катионов нескольких групп, его анализируют систематическим методом, как смесь катионов шести групп.

Установление присутствия тех или иных катионов в исследуемом растворе значительно облегчает обнаружение анионов. Пользуясь таблицей растворимости, можно заранее предсказать наличие или отсутствие в исследуемом растворе отдельных анионов. Например, если в нейтральном водном растворе обнаружен катион бария, то этот раствор не может содержать анионы SO42-, СO32-, SO32-.

После предварительных испытаний на присутствие анионов летучих кислот, окислителей и восстановителей приступают к установлению групп, к которым принадлежат анионы.

Испытание на анионы I группы. К 2–3 каплям нейтрального или слабощелочного раствора добавляют 2 капли раствора BaCI2. Если осадок выпадает, то присутствуют анионы I группы.

Испытание на анионы II группы. К 2–3 каплям анализируемого раствора, подкисленного 2 каплями 2 М раствора HNO3, добавляют каплю раствора AgNO3. Выпадение осадка указывает на присутствие анионов второй группы.

Испытание на анионы III группы. Так как анионы III группы не имеют группового реагента, их открывают характерными реакциями из раствора, полученного после осаждения анионов I и II групп действием Ag2SO4 при рН 8.

Определив группы, к которым принадлежат присутствующие в растворе анионы, приступают к их обнаружению систематическим методом.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Аналитические и технохимические весы и правила взвешивания на них.

СРСП № 12

На  тему: Реакции анионов первой аналитической группы: реакции сульфат-иона (реакция с хлоридом бария), сульфит-иона (реакция с хлоридом бария, действие окислителей - йода или перманганата калия в кислой среде), реакции карбонат-нона (действие хлорида бария, реакция с кислотами).

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Установление присутствия тех или иных катионов в исследуемом растворе значительно облегчает обнаружение анионов. Пользуясь таблицей растворимости, можно заранее предсказать наличие или отсутствие в исследуемом растворе отдельных анионов. Например, если в нейтральном водном растворе обнаружен катион бария, то этот раствор не может содержать анионы SO42-, СO32-, SO32-.

После предварительных испытаний на присутствие анионов летучих кислот, окислителей и восстановителей приступают к установлению групп, к которым принадлежат анионы.

Испытание на анионы I группы. К 2–3 каплям нейтрального или слабощелочного раствора добавляют 2 капли раствора BaCI2. Если осадок выпадает, то присутствуют анионы I группы.

Испытание на анионы II группы. К 2–3 каплям анализируемого раствора, подкисленного 2 каплями 2 М раствора HNO3, добавляют каплю раствора AgNO3. Выпадение осадка указывает на присутствие анионов второй группы.

Испытание на анионы III группы. Так как анионы III группы не имеют группового реагента, их открывают характерными реакциями из раствора, полученного после осаждения анионов I и II групп действием Ag2SO4 при рН 8.

Определив группы, к которым принадлежат присутствующие в растворе анионы, приступают к их обнаружению систематическим методом.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Операции весового анализа.

СРСП № 13

На  тему: Точность вычислений в количественном анализе

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Каждая форма должна удовлетворять определенным требованиям.

Осаждаемая форма:

  •  осадок должен быть малорастворимым, чтобы осаждение было количественным,
  •  осадок должен быть чистым, т.е. не содержать примеси посторонних ионов,
  •  осадок должен легко фильтроваться,
  •  осаждаемая форма должна легко переходить в гравиметрическую при более низкой температуре прокаливания.

Гравиметрическая форма:

  •  точное соответствие состава гравиметрической формы химической формуле,
  •  гравиметрическая форма должна обладать химической устойчивостью, т.е. образовываться при низкой температуре и не разлагаться при более высокой, оставаться  устойчивой на воздухе при обычной температуре, не быть гигроскопичной и не реагировать с другими компонентами окружающей среды,
  •  гравиметрическая форма должна иметь большую относительную молекулярную массу, а содержание интересующего компонента быть малым, что значительно уменьшит погрешности взвешивания на расчет  содержания.

Значительную роль на точность определения в гравиметрии оказывает осадитель, который должен обладать специфичностью по отношению к осаждаемому иону и летучестью, чтобы его остатки при прокаливании улетучивались и не загрязняли гравиметрическую форму. Для полноты осаждения осадитель добавляют в некотором избытке – в 1,5 раза больше теоретически рассчитанного. Большой избыток осадителя приводит к нежелательным явлениям: повышению растворимости осадка вследствие амфотерных свойств осаждаемой формы, комплексообразования, образования кислых (основных) солей и солевого эффекта.

Все эти требования достигаются при соблюдении условий каждого отдельного метода определения.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Фильтрование и промывание осадка.

СРСП № 14

На  тему: Посуда и оборудование весового метода анализа

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Колбы мерные (рис. П.9) используют для приготовления растворов точной концентрации. Они имеют удлиненную узкую шейку, на которой нанесена кольцевая черта, показывающая уровень наполнения. В отличие от бюреток и пипеток мерные колбы рассчитаны обычно не на выливание, а на вливание определенного объема жидкости. Для количественного анализа наиболее часто используют мерные колбы вместимостью 50; 100; 200; 250; 500, 1000 и 2000 мл.


Рис. II.9. Колбы мерные

Рис.11.11 Колбы химические: а-круглодонные; б-плоксодонные

Посуда фарфоровая (рис. 11.14) используется для выпаривания жидкостей (стаканы, чашки), для фильтрования растворов (воронки), для измельчения образцов (ступка с пестиком), для прокаливания веществ (тигли).

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Получение весовой (гравиметрической) формы.

СРСП № 15

На  тему: Лабораторная посуда для гравиметрического анализа

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Химическая посуда используемая в анализе и приборы.

Химическую посуду, предназначенную для работы в аналитической лаборатории, можно условно разделить на две группы: посуда общего назначения и посуда специального назначения.

К посуде общего назначения относят ту, которая обязательно присутствует в лаборатории и без которой нельзя провести многие работы по анализу. Это — пробирки, стаканы, колбы, воронки простые и делительные и др.

К посуде специального назначения относят мерную посуду: мерные цилиндры, пипетки и бюретки, мерные колбы.

Бюретки (рис. И3 ) служат для измерения объема выливаемой жидкости. Бюретки могут быть со стеклянным краном и без крана (с зажимом или специальным шариковым запором). Наиболее часто применяются бюретки на 25 и 50 мл. Деления бюретки соответствуют миллилитрам и их десятым долям. В лабораторной практике бюретки в основном используются для титрования. Крепление бюретки для титрования изображено на (рис. П.З, г.)

Рис. П.З. Бюретки:

а — с зажимом Мора; б — с краном; в — микробюретка; г — крепление  бюретки для титрования

Бюксы стеклянные (рис. П.4) с притертыми крышками служат для взвешивания твердых и жидких веществ, а также для их хранения

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Способы выражения концентрации растворов. Стандартные растворы, приемы титрирования.

СРСП № 16

На  тему: Операции в весовом анализе: подготовка вещества к взвешиванию (анализу), взятие навески, растворение навески, фильтрование, высушивание и прокаливание осадка

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Фильтрование и промывание осадка 

Отделение осадка от маточного раствора проводят его фильтрованием после созревания (кристаллические осадки) или сразу после осаждения (аморфные осадки).

Фильтрование проводят с использованием беззольных бумажных (если в дальнейшем получение весовой формы предполагается прокаливанием осадка) или стеклянных (получение весовой формы предполагается высушиванием осадка) фильтров.

Бумажные беззольные фильтры имеют разную плотность и размеры пор, что обозначается разным цветом надписей на упаковках фильтров или цветом ленты (полосы) на пачке с фильтрами. Наиболее плотные фильтры отмечены синим и зеленым цветом, фильтры средней плотности – желтым и белым, наименее плотные – черным и красным. Плотные фильтры и фильтры средней плотности используют для фильтрования мелко- и крупнокристаллических осадков. Скорость фильтрования для них невелика. Наименее плотные фильтры применяют для быстрого фильтрования аморфных осадков. Беззольные бумажные фильтры содержат мало минеральных солей, поэтому при их сгорании и прокаливании образуется мало золы, масса которой меньше погрешности взвешивания на аналитических весах и не учитывается при измерении массы весовой формы.

Стеклянные фильтры (фильтры Шотта) представляют собой тигли с пористой мембраной, изготовленные из стекла. Стеклянные мембраны имеют разный размер пор, в зависимости от которого применяются для фильтрования кристаллических и аморфных осадков. Фильтрование через стеклянные фильтры происходит под вакуумом.

При фильтровании вначале пропускают через фильтр прозрачную надосадочную жидкость (маточный раствор). Затем несколько раз промывают оставшийся осадок непосредственно в стакане, в котором проводили осаждение, методом декантации. Для этого к осадку добавляют промывную жидкость, взмучивают его, дают отстояться и сливают промывные воды через фильтр. Промытый таким образом осадок количественно переносят на фильтр, где также промывают несколькими порциями промывной жидкости до полноты удаления мешающих ионов. Состав промывной жидкости (горячая или холодная вода, раствор какого-либо вещества) и условия промывания указываются в аналитической методике. Как правило, при промывании кристаллического осадка в состав промывной жидкости входит небольшое количество осадителя или вещества с одноименным ионом (w= 1-3%) для уменьшения  растворимости осадка и связанных с этим потерь. Например, осадок сульфата бария промывают 2% раствором H2SO4или (NH4)2SO4. Аморфные осадки во избежание пептизации промывают разбавленным раствором нитрата аммония.

При необходимости  учитывают потери осадка за счет его растворения в промывной жидкости (mпот, г), для чего требуется знать объём промывной жидкости (Vпж, мл) и растворимость формы осаждения (S, моль/л):

                                                        (4.1)

где: М – молярная масса осадка, г/моль

Относительная погрешность (e, %), связанная с потерей осадка при промывании, рассчитывается по формуле:

                                                            (4.2)

где: mос– масса осадка, г

Обычно принимают допустимую потерю массы осадка не более 0,0001 г, чтобы она не сказывалась на результате взвешивания.

Пример 6. Рассчитать относительную погрешность определения, вызванную промыванием 225,3 мг осадка BaSO4 250 мл воды (при условии полного насыщения воды солью).

Решение:  

BaSO4 «Ba2+ + SO42-

[Ba2+] = [SO42-] = S, тогдаKS(BaSO4) = [Ba2+]∙[SO42-] = S∙S = S2 или 

, тогдапоуравнению(4.1):

и по уравнению (4.2):

Пример 7. Какова будет потеря массы осадка PbSO4 при промывании его 200 мл 0,01 М раствора сульфата аммония?

Решение:  

PbSO4 «Pb2+ + SO42-

(NH4)2SO4 ®2NH4+ + SO42-

[Pb2+] = S, a [SO42-] = S + C[(NH4)2SO4] »C[(NH4)2SO4] = 0,01 моль/л(S<<C[(NH4)2SO4]),

тогдаKS(PbSO4) = [Pb2+]∙[SO42-] = SC[(NH4)2SO4] = S∙0,01 или 

, тогда по уравнению (4.1):

 3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Определение молярной массы эквивалента веществ, участвующих в используемых решениях.

СРСП № 17

На  тему: Вычисления в весовом анализе. Расчет массы навески анализируемого образца и перевод её в раствор

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

В гравиметрическом анализе применяют метод отгонки и метод осаждения.

В методе отгонки определения содержания интересующего компонента проводят по разности масс навески анализируемого вещества до и после термической обработки, что не требует каких-либо дополнительных расчетов.

В методе осаждения, который включает в себя несколько этапов, следует теоретически обосновывать с помощью расчетов каждый из них

Расчет навески анализируемого вещества.

При расчете навески анализируемого вещества необходимо определить стехиометрические коэффициенты из уравнений реакций осаждения и прокаливания.

Кроме того, следует учитывать тип образующегося осадка. Если образуется кристаллический осадок, то рекомендуемая масса весовой формы составляет 0,5г, если осадок аморфный, то рекомендуемая масса весовой формы 0,1г.

 Пример: Рассчитать навеску анализируемого вещества Fe(NO3)39H2O, необходимую для определения железа, если при осаждении аммиаком образуется аморфный осадок, состав весовой формы Fe2O3.

Решение:

Fe(NO3)39H2O  +  3NH4OH    Fe(OH)3  +  3NH4NO3  +  9H2O

 анализируемое          осадитель        осаждаемая

     вещество                                              форма

2Fe(OH)3  Fe2O3  +  3H2O

                                                                        весовая

                                                                         форма

Схема последовательных превращений:

2Fe(NO3)39H2O     2Fe(OH)3    Fe2O3

моль,

к = 0,1, т.к. осадок аморфный.

n(Fe(NO3)39H2O = 2n(Fe2O3) = 20,00063 = 0,00126 моль

m(Fe(NO3)39H2O) = n(Fe(NO3)39H2O) M(Fe(NO3)39H2O) = 0,00126 моль  403,8 г/моль = 0,5088 г.

Учитывая приведенные рассуждения, можно записать формулу расчета в общем виде:

, где

p, q – стехиометрические коэффициенты.

Для приведенного примера выполним расчет по формуле:

так как р = 2, q = 1, к = 0,1, имеем:

 3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Индикаторы и принцип их выбора, интервал перехода окраски индикатора, показатель титрования. Кривые титрования

СРСП № 18

На  тему: Получение формы осаждения

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Получение формы осаждения 

Соединение, в виде которого производят осаждение определяемого компонента, называется формой осаждения. Форма осаждения должна удовлетворять ряду требований:

- должна быть достаточно малорастворимой, то есть определяемое вещество должно осаждаться практически полностью;

- должна быть по возможности крупнокристаллической и содержать минимальное количество примесей;

- должна сравнительно легко переходить в весовую форму.

Потеря вещества за счет неполноты осаждения не должна превышать предела чувствительности аналитических весов (10-4 г). В гравиметрическом анализе в качестве формы осаждения используют соединения с малой величиной константы растворимости (для бинарных соединенийKS<10-8, для соединений состава 2:1 KS<10-12). Поэтому выбор реагента-осадителя играет важную роль в весовом анализе, например, при определении кальция его следует осаждать в виде оксалата (KS= 2,3∙10-9), а не сульфата (KS= 2,5∙10-5).

Реагенты-осадителив гравиметрии могут иметь неорганическую и органическую природу. Некоторые из них приведены в табл.1.

Т а б л и ц а 1.

Некоторые реагенты-осадители, применяемые в гравиметрии 

Определяемые ионы

Реагент-осадитель*

Форма осаждения

Ba2+, Sr2+, Pb2+

Ag+, Hg22+

Ba2+, Sr2+ Ca2+

Mg2+

Na+

K+

Fe3+, Al3+, Cr3+

Cl-, Br-, I-, SCN-

H2SO4, (NH4)2SO4

HCl

(NH4)2C2O4

(NH4)2HPO4 (pH 9)

Zn(UO2)3(CH3COO)8

HClO4

NH4OH + NH4Cl (pH 9)

AgNO3 (pH 1, HNO3)

MSO4¯

AgCl¯, Hg2Cl2¯

MC2O4¯

MgNH4PO4¯

NaZn(UO2)3(CH3COO)9¯

KClO4¯

M(OH)3¯

AgX¯

Ni2+, Pd2+

Co3+, Co2+

 

Cu2+, Fe3+

Cu2+, Fe3+

Zn2+, Al3+, Cd2+

Mg2+

Диметилглиоксим - С4H6(NOH)2

a-нитрозо-b-нафтол – С10Н6NO(OH)

Купферон – С6H5NNO(ONH4)

8-Оксихинолин – С9H6NOH

[M{C4H6NO(NOH)}2

[M(C10H6NOO)3

 

[M(C6H5NNOO)n], n=2,3

[M(С9H6NO)n], pH 3-10

                           pH 5-10

                           pH 8-10

*В качестве неорганических реагентов-осадителей применяют минеральные кислоты и соли аммония, так как их молекулы, адсорбированные на поверхности осадка, могут быть легко удалены при последующем нагревании или прокаливании

 

Применение органических осадителей, образующих с катионами металлов устойчивые внутрикомплексные соединения, обладает рядом преимуществ по сравнению с использованием типичных неорганических реагентов:

- внутрикомплексные соединения металлов, как правило, обладают очень незначительной растворимостью в воде, что обеспечивает высокую полноту осаждения определяемого иона металла;

- возможно селективное (специфическое) осаждение катиона какого-либо металла из раствора в присутствии катионов других металлов;

- осадки с органическими реагентами имеют молекулярную кристаллическую решетку, что уменьшает их загрязнение примесями за счет поверхностной адсорбции.

Одноименный ион, добавленный с избытком реагента-осадителя, понижает растворимость осадка (S) и увеличивает полноту осаждения. Например, используемый в качестве формы осаждения при определении хлоридов осадок AgCl в воде обладает некоторой растворимостью:

 

Добавление избытка нитрата серебра приводит к сдвигу гетерогенного равновесия в системе AgCl«Ag++ Cl-влево и уменьшает растворимость осадка. Если [Ag+] = 0,1 моль/л, то:

 

то есть растворимость уменьшается на 4 порядка. Однако, к максимальному количеству осадителя стремиться не следует, так как более чем его полуторократный избыток может вызвать увеличение растворимости осадка вследствие «солевого эффекта» (влияние ионной силы раствора), комплексообразования, амфотерности и т. д.

Расчет количества осадителя n(A) и объёма его раствора V(A) производится на основании молярного соотношения между определяемым веществом и реагентом-осадителем исходя из соотношения (1.1). Тогда для метода отдельных навесок имеем:

 

, откуда:

 

                                                   (3.1)

 

где: V(A) – объём раствора осадителя, мл

        С(А) – молярная концентрация раствора осадителя, моль/л

В методе пипетирования в формулу (3.1) следует ввести множитель, учитывающий аликвотную часть раствора определяемого вещества, взятую для анализа:

 

                                             (3.2)

 

При гравиметрических определениях применяют, как правило, 0,1-1 М растворы осадителя и рассчитанный по уравнению (3.1) объём раствора для уменьшения растворимости осадка, увеличивают в полтора раза – V’(A) = 1,5∙V(A). Если известна процентная концентрация раствора осадителя (массовая доля), то молярную концентрацию рассчитывают по известной формуле:

                                                       (3.3)

 

где: r - плотность раствора осадителя, г/мл

       w(А) – массовая доля реагента-осадителя в растворе, %

Для разбавленных водных растворов (w < 5%) плотность может быть принята равной единице.

Пример 4.Сколько миллилитров 0,10 М раствора ВаС12 потребуется для осаждения серы в виде BaSO4 из навески 1,0 г продукта, содержащего 90% (по массе) лекарственного препарата дихлотиазида — M(C13H18O4N3S2Cl) = 379,5 г/моль, и индифферентные примеси, если осадитель добавляют: а) в стехиометрическом количестве; б) в полуторократном избытке?

Решение:C13H18O4N3S2Cl ®2SO42-®2BaCl2, т.е. n(BaCl2) = 2n(C13H18O4N3S2Cl) и в уравнении (3.1) а = 2, а b= 1. Тогда:

б) V’(BaCl2) = 1,5∙V(BaCl2) = 1,5∙47 = 70,5 мл

Пример 5. Навеску анализируемого образца массой 5,0 г, содержащего около 3% никеля, растворили в мерной колбе вместимостью 200,0 мл. Какой объём спиртового раствора диметилглиоксима С4H6(NOH)2 (М = 116,1 г/моль) с массовой долей 1,0% (r= 0,93г/мл) потребуется для осаждения диметилглиоксимата никеля из 20,00 мл раствора при 50% избытке осадителя?

Решение:  из уравнения реакции Ni2++ 2С4H6(NOH)2 ®[Ni{С4H6NO(NOH)}2]¯n(С4H6(NOH)2) = 2n(Ni), то есть в уравнении (3.2) а = 2, а b= 1. Тогда:

В задаче задан 50% избыток осадителя (полуторократный избыток), поэтому:

V’4H6(NOH)2) = 1,5∙ V4H6(NOH)2) =1,5∙6,4 = 9,6 мл

 

Форма осаждения должна представлять собой по возможности крупнокристаллический осадок, что обеспечивает высокую скорость фильтрования и низкое содержание в ней примесей. Крупные кристаллы не забивают поры фильтра, имеют малую поверхность (то есть мало адсорбируют посторонние частицы из раствора), легко промываются.

Как известно, условием образования осадка является превышение произведения концентрации ионов, входящих в состав осадка, над константой растворимости данного малорастворимого соединения (ПКИ > KS). В результате образуется пересыщенный раствор и избыточное количество вещества выделяется в твердую фазу. По теории образования кристаллических осадков процесс протекает в две стадии – образование первичных (зародышевых) кристаллов и их рост. Для получения крупнокристаллического осадка необходимо, чтобы скорость образования первичных центров кристаллизации была мала и возникающие зародышевые кристаллы быстро росли. Это достигается при условии малого относительного пересыщения ОП (степени пересыщения Р) раствора, значение величины которого рассчитывается по уравнению:

                                                                 (3.4)

где: С – концентрация осаждаемого вещества в анализируемом растворе, моль/л;

       S–  растворимость образующегося малорастворимого соединения, моль/л

На величину относительного пересыщения определяющее влияние оказывают условия осаждения, поэтому для получения крупнокристаллического осадка следует подобрать такие условия, при которых С было бы наименьшим, a S относительно большим.  Для этого обычно проводят осаждение из разбавленных (С мало) и горячих (S относительно велико) растворов, медленно (по каплям) при интенсивном перемешивании добавляя осадитель – во избежание местных (локальных) пересыщений, а также выстаивают осадок в соприкосновении с маточным раствором в течение некоторого времени (созревание или «старение» осадка), что приводит к росту и реструктуризации относительно крупных кристаллов за счет растворения более мелких. Причиной укрупнения кристаллов при созревании является стремление системы к уменьшению свободной энергии, то есть к уменьшению поверхности кристаллов.

Для избежания локальных пересыщений в практике гравиметрического анализа, наряду с перемешиванием, применяют метод возникающих реагентов (осаждение из гомогенного раствора). В этом случае реагент-осадитель не добавляется извне, а медленно и равномерно образуется по всему объёму реакционной массы в результате какой-либо химической реакции. Например, при осаждении кальция в виде оксалата к подкисленному раствору соли кальция добавляют щавелевую кислоту, мочевину и полученную реакционную смесь нагревают. В результате гидролиза мочевины в растворе образуется аммиак, при взаимодействии которого со щавелевой кислотой возникают оксалат-ионы, осаждающие кальций:

(NH2)2CO + H2O ®CO2 + 2NH3 (медленно)

2NH3 + H2C2O4 ®2NH4+ + C2O42-

Ca2++ C2O42- ®CaC2O4¯

Поскольку лимитирующей стадией является реакция гидролиза мочевины и аммиак выделяется медленно и равномерно во всем объёме раствора, то достигается равномерное незначительное пересыщение, что способствует постепенному образованию крупных кристаллов оксалата кальция.

В то же время растворимость (S) многих осадков столь незначительна, что не удается получить достаточно малую разность С -S, то есть величина ОП велика, в растворе появляется много центров кристаллизации, осадок образуется быстро и получается аморфным. Так, при определении железа(III) или алюминия получают объёмистые аморфные, сильно гидратированные осадки гидроксидов железа(III) или алюминия, величины KSкоторых равны 6∙10-38 и 1∙10-32 соответственно. В этом случае осаждение производят при энергичном перемешивании и нагревании, из концентрированных растворов, концентрированным раствором осадителя, с добавлением электролита (обычно соли аммония), что вызывает коагуляцию первоначально образующегося коллоидного раствора и, следовательно, уплотнение осадка. Аморфные осадки немедленно фильтруют, так как длительное выдерживание с маточным раствором приводит к необратимому изменению свойств аморфных осадков, вследствие чего они плохо фильтруются.

Образование осадков сопровождается соосажением, то есть увлечением в осадок примесей, растворимых в условиях осаждения.

Основными видами соосаждения являются:

а) адсорбция ионов на поверхности осадка – особенно значительна для амфорных осадков, имеющих большую поверхность;

б) окклюзия – захват примесей вместе с маточным раствором внутрь кристалла во время его роста и формирования за счет дефектов в кристаллической решетке;

в) изоморфные включения (инклюзия) – совместная кристаллизация соединений, имеющих однотипные формулы и кристаллизующихся в одинаковых геометрических формах.

Чтобы свести к минимуму явление соосаждения, осаждение необходимо проводить в условиях, описанных ранее для кристаллических и аморфных осадков. При этом большую роль играет процесс созревания кристаллического осадка, в результате которого происходит совершенствование кристаллической структуры осадка и уменьшение его удельной поверхности, вследствие чего десорбируются и переходят в раствор примеси адсорбированные на поверхности осадка, а также высвобождаются окклюдированные капельки маточного раствора. В случае очень загрязненных осадков их переосаждают. Все осадки тщательно промывают для удаления адсорбированных примесей.

 3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Эквивалентная масса окислителя и восстановителя, определение и использование в расчетных формулах, задачах.

СРСП № 19

На  тему: Способы выражения концентрации растворов

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

В титриметрическом анализе основным приемом является процесс титрования, который заключается в том, что к  известному объему раствора (аликвотной части) анализируемого вещества добавляется небольшими порциями раствор титранта с известной концентрацией (стандартный раствор). Конец титрования определяют визуально с помощью индикаторов и отмечают объем титранта, пошедший на титрование. Все эти данные используют для расчета концентрации анализируемого раствора, согласно следствию из закона эквивалентов:

сЭ(ан. в-ва)V(ан. в-ва) = сЭ(титр.)V(титр.), где

сЭ(ан.в-ва) – молярная концентрация эквивалента определяемого компонента в анализируемом вещества (моль/л), которую необходимо найти.

V(ан.в-ва) –    объем аликвотной части анализируемого вещества, взятый для титрования (отбирают пипеткой) (мл).

сЭ(ан.в-ва) –    молярная концентрация эквивалента титранта (стандартный раствор) (моль/л).

V(титр.) –   объем титранта, пошедший на титрование (измеряют по бюретке) (мл).

а) Массовая доля растворенного вещества показывает массу растворенного вещества в 100г раствора, выражают в частях или %:

(x) = где

m (р-ра) = m(х) + m(растворителя)

В качестве растворителя чаще используют воду.

Для перехода к объему раствора учитывают его плотность:

V(р-ра) =

Растворы такой концентрации не имеют достаточной точности, поэтому их применяют в качестве осадителя или для создания среды.

б) Молярная концентрация показывает число моль растворенного вещества в 1 литре раствора, выражают в моль/л (также обозначают М):

с(х) =

Объем раствора обязательно в литрах!

Такие растворы готовят по точной навеске в мерных колбах. Они имеют точную концентрацию и их используют в качестве титрантов.

в) Молярная концентрация эквивалента показывает число моль эквивалента растворенного вещества в 1 литре раствора, выражают в моль/л (также обозначают н или N):

сэ(х) =

Объем раствора обязательно в литрах!

Эти растворы, как и молярные, имеют точную концентрацию, но их в аналитической химии в качестве титрантов применяют более широко, так как в основе расчетов по результатам титрования лежит закон эквивалентов.

Определение молярной массы эквивалента связано с молярной массой числом эквивалентности:

МЭ(х) = , где

z*- число эквивалентности равное валентности металла, основности кислоты или кислотности основания, для реакций обмена – числу Н+ или ОН- вступивших в реакцию, для ОВР – числу электронов, принятых окислителем или отданных восстановителем.

г) Титр показывает массу растворенного вещества в 1 мл раствора, выражают г/мл:            

Объем раствора обязательно в миллилитрах!

Титр связан с молярной концентрацией эквивалента соотношением:

Важное значение в аналитической химии имеет титр по определяемому веществу, что значительно сокращает расчеты:

, где

AgNО3 – титрант,

CI- - определяемый ион.

Приведенные далее индивидуальные задания (таблицы 5-8) рекомендуются для самостоятельного решения.

Таблица 5

Закончить уравнения химических реакций, для ОВР составить электронный баланс. Определить молярные массы эквивалентов реагирующих веществ в реакциях обмена, окислителя и восстановителя в ОВР:

Реакция обмена

Реакция ОВР

1

НBг + NH4 OH

КМnО4+КNО2+H24 МnSO42SO4+КNO3+ H2О

2

H2SO4 + NaOH

KCIO3+HCl + FeCl2  FeCl3 + KCl +H2O

3

H2SO4 + Ca(OH)2

Cr Cl3+Br2+KOH K2CrO4+KCl+KBr+H2O

4

Mg(OH)2 + HCl

К2Cг2O7+H2S+H2SO4 Cr2(SO4)3+K2SO4+S + H2O

5

H2CO3 + 1KOH

FeCl3 + КІ  FeCl2 + I2 + КСІ

6

A1(OH)3 +2HNO3

KMnO4+H2SO4+FeSО4MnSO4+Fe2(SO4)3+K2SО4+H2O

7

H3PO4 + 1KOH

K2Cr2O7  FeCI2 + HCI CrCI3+FeCI3 +KCl+H2O

8

HCl + KOH

Nа2SO3 + H2SO 4  Nа2SO4 + SО2 + H2О

9

H3PO4 + 3KOH

HBr+H2SO4 Br2 +SO2+H2O

10

Н24 + ВаCІ2 

H2SO4+H2S S+H2O

11

Fe(ОН)3 + 1HСІ   

HNO2+KI+H2SO4 NO+I2+K2SO4+H2O

12

Zn(OH)2 + 2HCl

К3AsО4 + КI +H2SO4 К3AsО3+I2+ К24+H2O

13

HNO3 + KOH

FеСІ3 + SnСІ2   FeCl2+SnCl4

14

H3РO4 + 2KOH

КMnO4+ К23 +H2SO4  МnSO42SO4+H2О

15

АgNО3 + КСІ

FeSО4 + НNO3 +H2SО4  Fе2(SO4)3+NO+H2O

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Расчет рН в водных растворах сильных и слабых кислот и оснований. Буферное действие.

СРСП № 20

На  тему: Сущность метода нейтрализации, его индикаторы, показатель титрования, выбор индикатора, кривые титрования.

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

а) Расчет концентрации ионов водорода (рН)

В основе метода нейтрализации лежит реакция взаимодействия:

Н+ + ОН-  Н2О

В процессе титрования происходит изменение концентрации ионов Н+ или ОН-. Поэтому основными расчетами является вычисление рН и рОН. Исходя из ионного произведения воды:

= c(H+)c(ОH-) = 10-14 , логарифмируя

= -lgc(H+) - lgc(OH-) = -lg10-14

= рН + рОН = 14

Расчет рН и рОН в растворах сильных электролитов.

Сильные электролиты практически полностью диссоцируют на ионы, поэтому концентрация ионов Н+ или ОН- определяется исходной концентрацией кислоты или щелочи.

Пример:  с(НСІ) = 0,1 моль/л,     рН - ?

Решение: НСl Н+ +Сl-, с(Н+ ) =  с(НСІ) = 0,1 = 10-1 моль/л

рН =- lgc(H+) = -lg10-1  1

Пример: с(КОН) = 0,1 моль/л,      рН - ?

Решение:  КОН К+ +ОН-, с(ОН) = с(КОН) = 0,1 = 10-1 моль/л

рOН =-lgc(OH-) = -lg10-1 = 1

pH = 14 – 1 = 13

 Расчет рН и рОН в растворах слабых электролитов.

Слабые электролиты диссоциируют на ионы частично, поэтому концентрация ионов Н+ или ОН- зависит от константы диссоциации соответствующей кислоты или основания.

Пример:  с(СН3СООН) = 0,1 моль/л,   Кд = 1,7510-5,  pH - ?

Решение:  СH3COOH = СН3СОО- + Н+;, т.к.

 с(СН3СОО-) = с(Н+),  то              или

с(H+) =

Пример:  с(NH4OH) = 0,1 моль/л,     Kд= І,7910-5,    pH - ?

Решение:  NH4OH NH+ OH-,     , т.к

C(NH) = c(OH-),  то                или

pOH = -lg1,310-3 = 2,88

рН = 14-2,88 = 11,12

Как видно из приведенных примеров, для сильной кислоты рН меньше, чем для слабой той же концентрации, а для щелочи больше, чем для слабого основания, что согласуется с теорией электролитической диссоциации.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Константы равновесия ОВР. Скорость и механизм ОВР.

СРСП № 21

На  тему: Расчет и построение кривых титрования.

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Расчет и построение кривых титрования.

Необходимость расчета и построения кривых титрования обусловлена выбором подходящего индикатора, чтобы исключить перетитрование или недотитрование анализируемого раствора при фиксировании точки эквивалентности. При расчете кривых титрования обычно выбирают начальную точку, несколько точек ближе к точке эквивалентности, где рН меняется резко, точку эквивалентности и несколько точек, когда добавлен избыток титранта, чтобы иметь величину скачка титрования, чем определяется выбор индикатора. Изменением объема в процессе титрования при расчетах пренебрегают.

В зависимости от природы электролитов (титруемого раствора и титранта) различают следующие случаи:

  1.  Сильная кислота титруется сильным основанием (или наоборот).

Пусть с(HCl) = 0,1 моль/л, с(KOH) = 0,1 моль/л, исходный объем кислоты 100 мл, расчет провести для точек, когда добавлено: 0; 90; 99; 99,9; 100; 100,1; 101; 110; 200 мл титранта (КОH).

1 точка:  к 100 мл HCl добавлено 0 мл КОН

                с(H+) = с(НСІ) =0,1 =10-1   моль/л

                рH = -lg c(H+) = -lg10-1 =1, рН 1

2 точка:  к 100 мл HCl добавлено 90 мл  KOH, не вступило в реакцию 10 мл, что в 10 раз меньше исходного объема, следовательно и концентрация Н+ в 10 раз меньше исходной.

                 с(Н+) =  = 0,01 = 10-2 моль/л

                pH = -lgc(H+) = -lg10-2 = 2,  рН 2

3 точка:   к 100 мл HCl добавлено 99 мл KOH, не вступило в реакцию 1 мл кислоты, что в 100 раз меньше исходного объема, следовательно и концентрация Н+ в 100 раз меньше исходной.

                с(Н+) =  = 0,001 = 10-3 моль/л

                pH = -lgc(H+) = -lg10-3 = 3, рН 3

 4 точка:  к 100 мл HCl добавлено 99,9 мл KОH, не вступило в реакцию 0,1 мл кислоты, что в 1000 раз меньше исходного объема, следовательно и концентрация Н+ в 1000 раз меньше исходной.

                с(Н+) =  = 0,0001 = 10-4 моль/л

                pH = -lgc(H+) = -lg10-4 = 4, рН 4

5 точка:  точка эквивалентности – к 100 мл HCl добавлено 100 мл КОН, произошла полная нейтрализация:

НСІ + КОН КС1 + Н2О

               рН в этом случае определяется ионным произведением воды.

                с(Н+) = с(ОН-) = 10-7 моль/л

                pH = -lgc (H+) = -lg10-7 = 7, рН 7

6 точка: к 100 мл НСІ добавлено 100,1 мл КОН, избыток щелочи составил 0,1 мл, это в 1000 раз меньше максимально заданного избыточного объема в 100 мл, соответственно концентрация ОН- в 1000 раз меньше 0,1 моль/л.

                с(ОН-) =  = 0,0001 = 10-4 моль/л

                pОH = -lgc(ОH-) = -lg10-4 = 4,  рОН 4

                рН = 14 – 4 = 10

7 точка: к 100 мл НСІ добавлено 101мл КОН, избыток щелочи 1 мл, это в 100 раз меньше максимально заданного избыточного объема в 100 мл, соответственно концентрация ОН- в 100 раз меньше 0,1 моль/л.

                с(ОН-) =  = 0,001 = 10-3 моль/л

               pH = -lgc(ОH-) = -lg10-3 = 3

               рН = 14 – 3 = 11

8 точка: к 100 мл НСІ добавлено 110 мл КОН, избыток щелочи10 мл, это в 10 раз меньше максимально заданного избыточного объема в 100 мл соответственно концентрация ОН- в 10 раз меньше 0,1 моль/л.

с(ОН-) =  = 0,01 = 10-2 моль/л

pОH = -lgc(ОH-) = -lg10-2 = 2, рОН 2

рН = 14-2 = 12

9 точка:  к 100 мл НСІ добавлено 200 мл КОН, избыток щелочи 100 мл, концентрация которого 0,1 моль/л.

с(ОН-) = с(КОН) = 0,1 = 10-1 моль/л

pОH = -lgc(ОH-) = -lg10-1 = 1

рН = 14 - 1 = 13

Используя полученные данные строят кривую титрования.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Графический метод изображения процесса ОВР. Фиксирование т.э. в методах окисления восстановления.

СРСП № 22

На  тему: Методы оксидиметрии

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

В основе методов оксидиметрии лежит какая-либо окислительно-восстановительная реакция, которая должна быть необратимой и протекать с высокой скоростью. Поэтому для определения направления реакции используют соответствующие расчеты.

а) Определение возможности протекания ОВР в заданном направлении.

Направление протекания ОВР определяется электродными потенциалами пар, участвующих в реакции.

Если Е = Е0окисл. – Е0вос.  0, реакция идет в прямом направлении,

в противном случае, в обратном.

Для примера рассмотрим реакции восстановления железа (III) иодид и хлорид ионами, если стандартные электродные потенциалы имеют следующие значения:

Fe3+ + 2I-  Fe2+ + I2

 Е = Е0окисл.Е0вос. = 0,77 – 0,536 = +0,234 В 0, следовательно реакция протекает в прямом направлении.

Fe3+ + 2CI-  Fe2+ + CI2

 Е = Е0окисл. - Е0вос. = 0,77 – 1,36 = -0,59 В 0, следовательно реакция в прямом направлении протекать не может.

Степень необратимости ОВР тем больше, чем больше разница значений электродных потенциалов.

Однако, не всегда разность стандартных электродных потенциалов может дать однозначный ответ о направлении протекания ОВР.

 б) Расчет реального электродного потенциала. 

Реальный электродный потенциал определяется уравнением Нернста:  

Е = Е0 +

В тех случаях, когда в окислительно-восстановительной реакции принимают участие кислородсодержащие ионы, на ход ОВР оказывает влияние рН среды.

Так, для реакции:   MnO4- + 8H+ + 5ē Mn2+ + 4H2O

Е = Е0 +

Пример: Определить возможность реакций окисления хлорид, бромид, иодид ионов перманганат ионом при рН=5, рН=3, рН = 1, если                 

Решение: Согласно Е, рассчитанной на основе Е0, перманганат ион может окислять все ионы (CI-, Br-, I-). В зависимости от рН среды реальный электродный потенциал для окислителя будет изменяться.

а) рН = 5       с(Н+) =10-5 , пусть  с(МnO) = c(Мn2+) = 1 моль/л

тогда:  

В этих условиях перманганат ион может окислять только иодид ионы, так как: Е = 1,04 – 1,36 =  - 0,22 В < 0  (для хлорид ионов)

Е = 1,04 – 1,07 =  - 0,03 В < 0 (для бромид ионов)

Е = 1,04 – 0,54 =  + 0,50 В > 0 (для иодид ионов)

б) рН = 3   с(Н+) = 10-3, пусть с(MnO) = c(Mn2+) = 1 моль/л

тогда:

В этих условиях перманганат ион может окислять иодид и бромид ионы, так как: Е = 1,23 – 1,36 = -0,13 В < 0  (для хлорид ионов)

                Е = 1,23 – 1,07 = +0,16 В > 0  (для бромид ионов)

                 Е = 1,23 – 0,54 = +0,69 В > 0    (для иодид ионов)

в) рН = 1         с(Н+) = 10-1, пусть с(MnO) = c(Mn2+) = 1 моль/л

тогда: Е = 1,51 +

В этих условиях пермангшанат ион может окислять иодид, бромид и хлорид ионы, так как: Е = 1,42 – 1,36 = +0,06 В 0  (для хлорид ионов)

                              Е = 1,42 – 1,07 = +0,35 В 0    (для бромид ионов)

                              Е = 1,42 – 0,54 = +0,88 В > 0    (для иодид ионов)

Как видно из приведенных примеров, окислительная активность перманганат иона увеличивается с увеличением кислотности среды.

Также, при решении вопроса о направлении протекания ОВР, следует учитывать процессы комплексообразования и формирование (возникновение или исчезновение) фаз. При этом концентрация окисленной или восстановленной форм значительно понижается (определяется значениями Кнест. или ПР), что влияет на величину реального потенциала.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Применение теории осаждения и комплексообразования к титриметрическому методу.

СРСП № 23

На  тему: Метод градуировочного графика

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

В физико-химических методах анализа для нахождения концентрации применяют методы прямых и косвенных измерений аналитического сигнала.

В методах прямых измерений обязательным является прямопропорциональная зависимость интенсивности аналитического сигнала от концентрации определяемого компонента (иона, молекулы, вещества и т.д.):    I = k c, где

I – интенсивность аналитического сигнала,

c – концентрация определяемого компонента,

k – константа, постоянная величина для применяемого метода и конкретных условий анализа.

Для нахождения концентрации определяемого вещества используют приемы:

Метод градуировачного графика. При этом измеряют интенсивность аналитического сигнала для серии стандартных растворов (5-7 растворов). По полученным результатам строят градуировочный график в координатах I = f (c). Затем, в этих же условиях измеряют аналитический сигнал анализируемого раствора и по градуировочному графику находят его концентрацию, как показано на рисунке.

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Кривые титрования в методах осаждения и комплексометрии.

СРСП № 24

На  тему: Метод добавок

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

При этом измеряют аналитический сигнал анализируемого раствора. Затем, в такой же раствор вводится известный объем стандартного раствора (добавка) и вновь измеряют аналитический сигнал. После этого рассчитывают концентрацию анализируемого раствора согласно следующим рассуждениям:

І(х) = кc(х);   І(х+ст) = k[c(x)+c(ст)]

Для нахождения массовой доли определяемого компонента необходимо учесть разбавления анализируемого раствора в ходе анализа.

m(x) = cЭ(x) MЭ(x) V(изм.), где

V(изм.) – объем мерной колбы, из которой проводили измерение аналитического сигнала.

m (общ.) = , где

V(общ.) – объем мерной колбы с анализируемым раствором (общий);

V(алик.) – объем аликвотной части анализируемого раствора      

Необходимо найти:

1(х) для с1 (х), найденной по градуировочному графику,

2(х) для с2 (х), найденное методом молярного свойства,

3(х) для с3 (х), найденной методом добавок.

Окончательный результат представить, как среднее из трех.

В косвенных методах (титрование) измеряют аналитический сигнал по мере добавления очередной порции титранта, строят графическую зависимость в координатах I = f (V), по излому на кривой определяют объем в точке эквивалентности и рассчитывают концентрацию анализируемого раствора по формулам титриметрии.

В таблице 13 представлены задания для самостоятельного выполнения.

Таблица 13

Используя приемы градуировочного графика, молярного свойства, метода добавок рассчитать содержание металла (%) в анализируемом образце:

Меn+

с (ст.р), моль/л

I сигн.

I(х)

I

(х+ст.)

с(ст.) добавка

V, алик.

V, мл изм.

m, г нав-ка

V, мл общ.

1.

Fe3+

0,210-4

0,20

0,43

0,63

0,210-4

5,0

50

0,5

250

0,410-4

0,40

0,610-4

0,59

0,810-4

0,78

2.

Zn2+

110-5

0,10

0,09

0,195

110-5

10

100

0,1

200

210-5

0,20

310-5

0,30

410-5

0,40

3.

Mn2+

0,410-4

0,30

0,47

0,62

0,210-4

2,0

50

1,0

100

0,610-4

0,45

0,810-4

0,60

110-3

0,75

4.

Cu2+

0,510-5

0,15

0,28

0,43

0,510-5

5,0

100

0,2

250

110-5

0,30

1,510-5

0,45

210-5

0,60

5.

Co2+

0,410-5

0,47

0,81

1,04

0,210-5

10

100

0,05

50

0,610-5

0,69

0,810-5

0,93

110-4

1,16

6.

Ni2+

0,510-4

0,12

0,45

0,68

110-4

1,0

50

2,0

100

110-4

0,23

210-4

0,46

410-4

0,93

7.

Cr3+

0,210-5

0,23

0,55

0,78

0,210-5

2,0

100

0,5

200

0,410-5

0,47

0,610-5

0,69

0,810-5

0,92

8.

Mo6+

0,510-4

0,17

0,35

0,52

0,510-4

5,0

50

5,0

100

110-4

0,33

1,510-4

0,50

210-4

0,67

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Основные приемы, используемые в физико-химических методах анализа.

СРСП № 25

На  тему: Фотоколориметрический метод анализа

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

В основе метода фотоколориметрии лежит основной закон светопоглощения Ламберта-Бугера-Бера:

                                                  А  =  с,   где:

А – светопоглощение;

- молярный коэффициент светопоглощения;

с -  молярная концентрация окрашенного вещества в растворе;

l - толщина слоя раствора, см;

Светопоглощение анализируемого раствора прямо пропорциональна концентрации окрашенного раствора и толщине слоя раствора.        

Из основного закона фотометрии следует, что основными параметрами фотометрического определения является длина волны, при которой производится измерение А, толщина кюветы и концентрация окрашенного раствора. Сюда же следует отнести и различные химические факторы, связанные с полнотой и условиями фотометрической реакции, концентрацией окрашенных и других реактивов, их устойчивостью и др. В зависимости от  свойств анализируемой системы и характеристик применяемого фотометрического прибора выбирают те или иные условия анализа.

Пример: Молярный коэффициент светопоглощения                                                        дитизоната меди (II) в тетрахлориде углерода                                                        при = 550нм равен = 4520; относительная                                                        оптическая плотность А = 0,5; длина кюветы                                                         равна 5см. Рассчитайте концентрацию меди в                                                       растворе.

Решение:

Согласно закону фотометрии  А = с , концентрация меди будет равна:

с( Cu2+ ) =   0,5/45205 =  0,210-4 моль/л;

В таблице 14 представлены задания для нахождения с(х) в анализируемом растворе. Задания выполняются самостоятельно, используя:

а) метод градуировочного графика

б) используя основной закон фотометрии Ламберта-Бугера-Бера;

Таблица 14

Рассчитать концентрацию металла в анализируемом растворе используя:

а) прием градуировочного графика, б) по экспериментальным данным колориметрического определения:

Меn+

с

(ст.р-ра)

моль/л

А

А(х)

1, см длина кюветы

Приблиз-ая область длины волны

(, нм)

Окраска исслед-го

р-ра

1

Fe3+

0,210-4

0,11

0,45

2,0

690

3500

кроваво-

0,410-4

0,22

красная

0,610-4

0,50

0,810-4

0,60

2

Zn2+

1,010-5

0,10

0,40

2,0

580

5700

желтая

2,010-5

0,19

3,010-5

0,32

4,010-5

0,5

3

Мn2+

0,410-3

0,3

0,38

3,0

490

253

малино-фиолетовая

0,610-3

0,45

0,810-3

0,6

0,910-3

0,7

4

Сu2+

0,510-3

0,15

0,75

3,0

490

100

синяя

1,010-3

0,30

1,510-3

0.45

2,010-3

0,60

5

Со2+

0,3510-3

0,45

0,56

3,5

490

355

синяя

0,5510-3

0,69

0,6510-3

0,82

0,7510-3

0,93

6

Ni2

0,510-4

0,12

0,45

4,0

690

500

красная

1,010-4

0,23

2,010-4

0,46

4,010-4

0,93

7

Cr3+

0,210-4

0,23

0,55

3,0

690

3900

оранжевая

0,410-4

0,47

0,610-4

0,69

0,810-4

0,92

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Повышение чувствительности и точности определения веществ высокой чистоты, следов примесей.

СРСП № 26

На  тему: Хроматография

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Хроматография – универсальный и эффективный физико-химический метод разделения смесей соединений. Используется для решения следующих основных задач:

  1.  разделение сложных систем различного органического и неорганического происхождения на составные компоненты (например, выделение растительных и животных пигментов);
  2.  концентрирование веществ из сильно разбавленных растворов (например. микроэлементов из морской воды, почв, горных пород и т.д.);
  3.  очистка от примесей веществ, таких как витамины, антибиотики.

Вещества при хроматографировании не изменяются химически, что важно при многих исследованиях и проведении анализа. Современные хроматографические методы позволяют не только разделить вещества, но и обнаружить их, идентифицировать и определять.

Любой хроматографический метод основан на распределении вещества между двумя фазами, из которых одна неподвижна (стационарная), другая перемещается относительно первой (подвижная). Компоненты смеси вместе с подвижной фазой переходят через неподвижную и, благодаря различию в относительных скоростях перемещения, разделяются. Разделение веществ связано с сорбционно-десорбционными процессами и возможно в том случае, если стационарная фаза – сорбент – обладает различной сорбционной способностью по отношению к каждому из разделяемых компонентов. При этом под сорбцией понимают любой процесс, связанный с накоплением того или иного компонента в неподвижной фазе или на границе раздела фаз. Таким образом, различие в поведении отдельных компонентов заключается в том, что они перемещаются с неодинаковой скоростью и, соответственно, за один и тот же промежуток времени проходят различные отрезки пути, т.е. имеют разное время удерживания.

Хроматографические методы классифицируют по различным признакам: природе фаз, механизму разделения, технике выполнения и т.д.

Неподвижной фазой может быть твердое вещество, жидкость, нанесенная на твердый носитель или гель. Подвижной фазой – жидкость или газ. По агрегатному состоянию подвижной фазы хроматография подразделяется на жидкостную и газовую. В зависимости от природы твердой фазы различают газо – твердофазную и газо – жидкостную хроматографию, а также жидкостно – твердофазную и жидкостно – жидкостную.

По механизму процесса разделения различают адсорбционную, распределительную, ионообменную, ионную, осадочную и гель-фильтрационную хроматографию.

Хроматографические методы с жидкой подвижной фазой на практике различают по технике выполнения, в зависимости от того, помещена неподвижная фаза в колонку (колоночная хроматография), нанесена в виде слоя на пластинку (тонкослойная хроматография) или распределена в виде пленки на бумаге (бумажная хроматография).

Растворитель, проходящий  через колонку, называется элюентом, процесс перемещения вещества вместе с элюентом – элюированием. В результате образуются  отдельные хроматографические зоны компонентов смеси, т.е. хроматограмма.

Рассмотрим более подробно несколько видов хроматографии, имеющие наибольшее значение в анализе пищевой, химической     и нефтехимической промышленности.

Ионообменная и ионная хроматография.  Методы ионообменной хроматографии используется преимущественно для разделения ионов. Количественные определения компонентов после разделения  могут  быть выполнены любым подходящим методом. Простейшая методика ионообменного разделения состоит в поглощении компонентов  смеси ионитов и последовательном элюировании каждого компонента подходящим растворителем. Например, катионы щелочных металлов   легко  элюируются  разбавленным   раствором  хлороводородной  кислоты

(0,1 М HCl). Элюирование раствором 0,1 М HCl позволяет   легко разделить Na+ и K+.  

Ионообменные методы применяют для определения суммарного содержания катионов  или анионов в растворе и для анализа  растворов чистых  солей. При пропускании через катионит    в Н+ - форме раствора, например,  соли натрия  в результате ионообменного  процесса в растворе появляется эквивалентное количество Н+ - ионов:

 

                                 HR + Na+ = NaR + H+                                         (1)

Концентрация ионов Н+ в этом растворе может быть определена, например, титрованием и, таким образом, найдена концентрация Na+ в исходном растворе.

Ионная хроматография является одним из вариантов разделения на ионитах, характеризующаяся более высокоэффективной техникой, чем обычная ионообменная хроматография. В этом методе используется поверхностно – слойные сорбенты с небольшой емкостью (10-2 – 10-1 ммоль экв/г) и наибольшим размером частиц (5-50мнм), повышенные давление на входе колонку (2-5 МПа) и высококачественные детектора с автоматической записью сигнала. Для ионной хроматографии характерны экспрестность, удобство работы и более высокая разделительная способность.

Методами ионной хроматогрфии определяют   очень многие анионы в питьевой и технической воде, в продуктах технологической переработки в пищевой, фармацевтической и других  отраслях промышленности. Известны методики определения галогенидов, нитрата, нитрита, сульфата, ацетата и т.д., всего свыше 70 анионов неорганических и органических кислот. Число катионов значительно меньше. Методами ионной хроматографии определяют главным образом катионы щелочных и щелочно-земельных металлов, а также органические катионы замещенных солей аммония. Определение многих других катионов оказывается ненадежным, т.к. они выпадают в осадок в компенсационной колонке с сильноосновной смолой.

Тонкослойная и бумажная хроматографии. В методе тонкослойной хроматографии (ТСХ) неподвижная твердая фаза тонким слоем наносится на стеклянную, металлическую или пластмассовую пластинку. В 2-3 см от края пластинки на стартовую линию вносят пробу анализируемой жидкости и край пластинки погружают в растворитель, который действует как подвижная фаза жидкостной адсорбционной хроматографии. Под действием капиллярных  сил растворитель движется вдоль слоя сорбента и с разной скоростью переносит компоненты смеси, что приводит к их пространственному разделению. Диффузия в тонком слое происходит в продольном и поперечном направлениях, поэтому процесс следует рассматривать как двухмерный. Сорбционные свойства системы в ТСХ характеризуются подвижностью Rf, которая рассчитывается из экспериментальных данных по уравнению:

                                                                                    (2)

где: х1 – расстояние от стартовой линии до центра зоны;

      хf – расстояние, пройденное за это же время растворителем.

На практике часто пользуются относительной величиной:

                                                                        (3)

где: Rf, ст – также рассчитывается по уравнению (2).

Стандартное вещество (свидетель) в том же растворителе наносится на стартовую линию рядом с анализируемой пробой и, таким образом, хроматографируется в тех же условиях.

Количественные определения в ТСХ могут быть сделаны или непосредственно на пластинке, или после удаления вещества с пластинки. При непосредственном определении на пластинке измеряют тем или  иным       методом площадь пятна (например,   с помощью миллиметровой  кальки)  и по заранее построенному градуировочному графику находят количество вещества.

Применяют  также прямое спектрофотометрирование пластинки с помощью спектроденситометров. Для количественных расчетов также предварительно строят  градуировочный график, используя оптическую плотность   в центре пятна.

Наиболее  точным считается метод, в котором вещество после разделения удаляется с пластинки и анализируется спектрофотометрическим  или иным методом. Удаление  вещества   с пластинки обычно производят механическим  путем,  хотя   иногда применяют вымывание подходящим растворителем.

В настоящее  время ТСХ является   одним   из  важных методов аналитической химии. Это непревзойденный метод  анализа сложных смесей: он прост по методике выполнения и аппаратуре, экспресен, не требует для анализа больших количеств веществ.

Бумажная хроматография во многом схожа с хроматографией в тонком слое (ТСХ). Важной характеристикой в бумажной распределительной хроматографии, так же как и в ТСХ, является Rf = x/xf, где х – смещение зоны компонента, xf – смещение фронта растворителя. Методика определения Rf в бумажной хроматографии не отличается от соответствующей методики в ТСХ.

По технике выполнения различают следующие виды бумажной хроматографии: одномерную, двухмерную, круговую и электрофоретическую.

Качественный состав пробы в методе бумажной распределительной хроматографии так же, как и в ТСХ, может быть установлен или по специфической окраске отдельных пятен на хроматограмме, или по числовому значению Rf каждого компонента. Качественное определение в данном методе, так же как и в ТСХ, выполняется или по хроматографическим характеристикам (площади пятна на хроматограмме и интенсивности его окраски), или по методу вымывания. Методами бумажной хроматографии успешно анализируют смеси катионов в неорганическом качественном анализе, смеси аминокислот и других органических кислот, смеси красителей и т.д.

Газовая и жидкостная хроматография. Методами газовой хроматографии анализируют нефтяные и рудные газы, воздух, продукцию основной химии и промышленности органического синтеза, нефть и продукты ее переработки. Методами жидкостной хроматографии определяют состав нефти, керосина, углеводородов, эффективно разделяют транс- и цис-изомеры, алкалоиды и т.д. Методы анализа успешно используются в медицине, биологии, в технологии переработки древесины, в лесохимии и пищевой промышленности, а также в автоматизации производственных процессов.

Количественный хроматографический анализ основан на измерении различных параметров пика, зависящих от концентрации хроматографируемых веществ – высоты, ширины, площади и удерживаемого объема или произведения удерживаемого объема на высоту пика.

В жидкостной адсорбционной хроматографии, как и в газовой, идентификация веществ производится по характеристикам удержания, а количественный анализ основан на измерении высоты или площади хроматографического пика.

Основными в количественной хроматографии являются методы: простой нормировки, нормировки с калибровочными коэффициентами, внутренней стандартизации и абсолютной калибровки. Рассмотрим более подробно метод простой нормировки.

При использовании метода простой нормировки применяют сумму каких-либо параметров пиков, например, сумму высот всех пиков или сумму их площадей за 100%. Тогда отношение высоты отдельного пика к сумме высот или отношение площади одного пика к сумме площадей, умноженное на 100, будет характеризовать массовую долю (%) компонента в смеси. Вполне понятно, что такой метод предполагает существование одинаковой зависимости величины измеряемого параметра от концентрации для всех компонентов смеси.

Пример: Определить массовую долю (%) гексана в смеси гексен-1 и гексан, если их площади хроматографических пиков равны: S1=5 и S2=10 см2, соответственно.

Решение: Сумму их площадей применяем за 100%. Тогда массовая доля (%) гексана в указанной смеси вычисляется по формуле:

                                                       (1)

где: S1 – площадь хроматографического пика гексена-1;

      S2 – площадь хроматографического пика гексана.

Подставляя значение S1 и S2 в уравнение (1):

В таблице 20 предложены задания для самостоятельного выполнения.

Таблица 20

Определить массовую долю (%) каждого вещества в указанной смеси, используя приведенные значения площадей хроматографических пиков (S)

Смеси веществ (углеводородов)

Значение площадей хроматографических пиков

S1

S2

S3

1

Пентан – пентен

20

30

-

2

Пентен – пентин

40

10

-

3

Пентан – пентин

20

60

-

4

Пентан – пентен – пентин

10

10

20

5

Гексан – гексен

60

5

-

6

Гексен – гексин

15

25

-

7

Гексан – гексин

10

30

-

8

Гексан – гексен – гексин

40

20

15

9

Гептан – гептен

5

5

35

10

Гептен – гептин

15

30

15

11

Гептан – гептин

45

5

25

12

Гептан – гептен – гептин

5

10

25

13

Октан – октен

16

14

24

14

Октен – октин

22

48

12

15

Октан – октин

8

12

20

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Аппаратура и техника выполнения фотометрического анализа.

СРСП № 27

На  тему: Рефрактометрический метод анализа.

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Метод основан на измерении показателя преломления светового луча при переходе из одной среды в другую. Теоретически и экспериментальна установлена зависимость:

f(n) = r, где

n – показатель преломления анализируемого вещества;

= m/V – плотность раствора, зависящая от концентрации;

 r – удельная рефракция.

Удельная рефракция зависит от природы вещества и определяется соотношением:

R = rM,    где

R – молярная рефракция.

Молярная рефракция является важным аналитическим параметром при определении структуры вещества. Молярная рефракция подчиняется правилу аддитивности, т.е. молярная рефракция смеси равна сумме рефракции отдельных компонентов, для вещества – равна сумме рефракции атомов, функциональных групп или связей. Атомные, групповые рефракции или рефракции связей приводятся в справочной литературе.

Пример: Определить молярную рефракцию аминоэтановой кислоты (NH2 – CH2 – COOH) через атомные, групповые рефракции и рефракции связей.

Решение: а) Через атомные рефракции.

Используя данные справочной литературы, имеем R (N) =  2,36;

R(Н) = 1,03 ;   R (С) = 2.69 ; R(О) = 1,76

R (NН2 -СН2 -СООH) = R(N) +5R(Н) + 2R(С) + 2R(О) =

= 2,36 +51,03 + 2 269 + 21,76 = 16,41

б) Через групповые рефракции.

Молекула аминоэтановой кислоты имеет две функциональные группы (амино – группу и карбоксильную). Из справочных данных имеем:

R(-NH2) = 4,44; R(С) = 2,69; R(H) = 1,03; R(-COOH) = 7,23.

R(NH2 – CH2 – COOH) = R(-NH2) + R(C) + 2R(H) + R(-СOOH) =

= 4,44 + 2,69 + 21,03 + 7,23 = 16,42

в) Через рефракции связей.

Запишем структурную формулу вещества и определим число отдельных связей.

                                                         Н      H

                                                                

N  C   C = О

                                                                      

                                                         H      H      ОН

Найдем в справочнике рефракции связей: R(N – H) - 1,76;

R(N – C) = 1,57; R(C – H) = 1,7; R(C – C) = 1,3; R(C – O) = 1,46;

R(C = O) = 3,32; R(O – H) = 1,66.

R(NH2-CH2-COOH) = 2R(N-H) + R(N-C) + 2R(C-H) + R(C – C) + R(C=O) + R(C – O) + R(O – H) = 21,76 + 1,57 + 21,7 + 1,3 + 3,32 + 1,46 + 1,66 = 16,23

Как видно из приведенных расчетов, значения молярной рефракции, найденные разными способами, близки.  

Для нахождения концентрации определяемого вещества, как и в любом физико-химическом методе анализа, применяют методы градуировочного графика, молярного свойства, добавок, но и также используют рефрактометрический фактор.

где

с1 и с2 – концентрации стандартных растворов,

n1 и n2 – показатели преломления этих стандартных растворов.

, где

n(x)  - показатель преломления анализируемого вещества,

n0 – показатель преломления растворителя.

Далее, в таблице 15 предложены задания для самостоятельного выполнения. Значения атомных, групповых рефракции и рефракции связей даны в приложении к таблице 15.

Таблица 15

Рассчитать молярную рефракцию: а) используя показатель преломления; б) используя правило аддитивности. Найти рефрактометрический фактор и определить концентрацию вещества:

Вещество

в-ва

n(х)

в-ва

n0

р-ля

с1

ст. р-ра

n1 

cт. р-ра

с2

ст. р-ра

n2

ст. р-ра

1

ССI4

0,8

1,21

1,01

0,2

1,08

0,4

1,32

2

СН3-СН2-ОН

1,0

1,7

1,20

0,4

1,36

0,8

1,94

3

H-C

0,9

1,43

1,33

0,1

1,40

0,5

1,62

4

С6Н6(бенз)

0,2

1,08

0,95

0,2

1,00

0,6

1,46

5

СН3

1,1

1,52

1,32

0,3

1,45

0,8

1,76

6

С6Н14

0,84

1,50

1,10

0,2

1,25

0,6

1,68

7

Н2С204

1,05

1,25

1,15

0,1

1,20

0,3

1,36

8

СН2Сl-СН2Сl

0,42

1,14

0,9

0,4

1,10

0,6

1,30

9

CH3- С

0,6

1,24

1,12

0,8

1,20

1,0

1,42

10

СН3-ОН

0,95

1,41

1,25

0,5

1,34

0,8

1,74

11

СН3 – NH2

0,7

1,38

1,20

0,6

1,30

0,9

1 ,50

12

H2N- С

0,56

1,16

0,8

1,2

1,0

1,6

1,28

13

СН2Вг2

0,4

1,08

0,5

0,6

0,84

0,9

1,24

14

C6H12O6

1,12

1,38

1,3

0,2

1,32

0,6

1,58

15

СН3-О-СН3

0,66

1,31

1,11

0,1

1,15

0,5

1,62

16

С6Н5-NО2

1,2

1,46

1,22

0,4

1,35

0,8

1,75

17

С2Н5-СН=СН2

0,3

1,38

1,0

1,1

1,26

1,6

1,82

18

СН3-С-О-CН3

           

           O

0,8

1,30

1,05

0,5

1,20

1,0

1,40

19

СS2

0,9

1,36

1,25

0,2

1,28

0,7

1,56

20

С6Н5-ОН

0,98

1,40

1,16

0,8

1,24

1,2

1,64

21

С3Н5(ОН)3

1,4

1,56

1,35

0,4

1,40

0,9

1,84

22

СН3-С-С2Н5

      

      О

1,0

1,50

1,25

1,2

1,38

1,6

1 ,96

23

СН3-N-СН3

       

      Н

0,5

1,26

0,9

0,8

1,0

1,4

1,40

24

С6Н5-СН3

0,76

1,42

1,30

0,4

1,35

0,8

1,55

25

Н2СО3

0,94

1,22

0,96

1,4

1,10

2,0

1,68

Приложение к таблице 15

Значения молярных рефракции (R)

Атомные рефракции

Групповые рефракции

Рефракции связей

1

С = 2,7

(-OH) = 2,65

(С-СІ ) = 6,5

2

H = 1,03

(-С) = 5,16

(С-H) = 1,7

3

0 = 1,76

(-NH2) = 4,44

(С=O) = 3,32

4

Bг = 8,74

(С)=7,23

(С-O) = 1,46

5

S = 7,92

(-NО2 ) = 6,7

(О-Н) = 1,66

6

N = 2,36

(-C-O-) = 6,2

 

 О

(C-C) = 1,30

7

СІ = 5,8

(=СО) = 4,60

(С=С) = 4,17

8

(С-N) = 1,57

9

(N-H) = 1,76

10

бб) = 2,7

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Основные приемы фотометрических измерений (метод градуировочного графика, метод молярного свойства и добавок)

СРСП № 28

На  тему: Потенциометрия

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Метод основан на измерении ЭДС между индикаторным электродом и электродом сравнения:  Е = Е1 – Е2.

Реальный потенциал, который зависит от температуры, числа электронов, участвующих в электродной реакции, соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм, рассчитывают по уравнению Нернста:

, где

Е0 – стандартный электродный потенциал,

R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/град),

Т – абсолютная температура (0 0С = 273 К),

n – число электронов,

F – число Фарадея (96500 К).

Рассчитанное значение потенциала по уравнению Нернста относится к водородному электроду сравнения, потенциал которого принят за “0”.

Из-за сложности конструкции водородный электрод не находит практического применения. Поэтому в качестве электродов сравнения применяют хлорсеребряный (+0,22 В) и каломельный (+0,24 В) потенциал которых сохраняет постоянное значение в достаточном интервале температур. Для расчета потенциала индикаторного электрода относительно потенциала электрода сравнения используют соотношение:

Е = Еср + ( Ер)

Пример: Рассчитать значение электродного потенциала процесса восстановления меди (II) до металла при температуре 400С, относительно электрода сравнения (Еср = -0,2 В), если концентрация  ионов  Cu2+  в  растворе  составляет

                 0,001 моль/л, а Е = +0,34 В.

Решение:

Процесс восстановления: Cu2+ + 2ē Cu0, значит n = 2, с(ок.ф.) = с(вос.ф.) = 0,001 = 10-3 моль/л, восстановленной формой является Cu0 – твердая фаза, Т = 273 + 40 = 313, тогда:

Рассчитаем потенциал относительно потенциала электрода сравнения:

Е = Еср +( Ер ) = -0,2 +0,247 = +0,047 В.

 

По данным таблицы 16 выполнить самостоятельно задания.

Таблица 16

Рассчитать значение реального электродного потенциала при заданной температуре и концентрации относительно потенциала электрода сравнения:

Процесс окисления-восстановления

Е0, В

t0, С

с(Меn+)

моль/л

Еср, В

1

Сu2+  Cu°

+0,34

30

110-2

+0,24

2

0  3+

-0,04

27

110-3

-0,13

3

Zn2+  Zn0

-0,76

40

110-5

+0,18

4

Sn0 Sn2+

-0,136

35

110-1

-0,26

5

Pb2+  Рb0

-0,126

38

110-4

+0,08

6

Fe2+   Fe0

-0,44

41

110-2

-0,56

7

Ni0   Ni2+

-0,25

50

110-6

+0,15

8

Co2+   Со°

-0,27

54

110-3

-0,46

9

Cr3+ Cr0

-0,52

18

110-1

+0,36

10

Мn0   Mn2+

-1,10

20

110-5

-0,14

11

Аl3+   АІ0

-1,30

15

110-4

+0,22

12

Hg0 Hg2+

+0,86

45

110-1

-0,21

13

Аg +  Аg0

+0,80

60

110-2

+0,25

14

Sn0   Sn4+

+0,01

32

110-3

-0,18

15

Mg2+  Mg0

-2,34

16

110-4

+0,34

16

Ba0 Ba2+

-2,90

42

110-5

-0,42

17

Pb4- Pb0

+0,82

28

110-2

+0,19

18

Cu0 Cu+

+0,52

36

110-6

-0,28

19

As3+ As0

+0,30

44

110-4

+0,23

20

Bi0  Bi3+

+0,226

52

110-3

-0,05

21

Co0 Co2+

-0,27

58

110-2

+0,52

22

Сd2+   Cd0

-0,402

31

110-1

-0,11

23

Ca0 Ca2+

-2,87

23

110-4

+0,17

24

Au3+ Au0

+1,29

55

110-5

-0,45

25

K+ K0

-2,92

27

110-6

+0,33

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Условия работы при нефелометрическом и турбидиметрическом анализе. Зависимость показателя преломления от различных факторов. Поляриметрические измерения – приборы и методики.

СРСП № 29

На  тему: Кондуктометрический анализ.

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Метод основан на измерении электропроводимости растворов, которая обусловлена наличием заряженных частиц (ионов). Число ионов в растворе зависит от природы электролита (сильный или слабый) и его концентрации. Аналитическим сигналом является удельная электропроводность, которая в определенных условиях (отсутствие релаксационного и электрофоретического эффектов, приводящих к торможению скорости движения ионов) прямопропорциональна концентрации:

=

В данное соотношение входит эквивалентная электропроводимость, которая зависит от скорости движения ионов (подвижности) – катионов и анионов: = (+) + (-). Значение подвижностей приводятся в справочной литературе.

В аналитических целях наиболее широко применяется кондуктометрическое титрование. Измеряют удельную электропроводимость по мере добавления титранта. По результатам строят кривую в координатах = f(V), по излому на которой находят точку эквивалентности, определяют объем, пошедший на титрование и рассчитывают концентрацию анализируемого раствора.

Можно, основываясь на расчетах эквивалентной электропроводимости для заданной реакции, качественно предсказать вид кривой титрования. При этом для упрощения расчетов делают некоторые допущения, а именно, изменением концентрации за счет разбавления и значениями КД и ПР для слабых электролитов пренебрегают.

Пример:  Определить вид кривой кондуктометрического титрования и выполнить чертеж, если NаОН титруется НС1, концентрации которых 1 моль/л, изменением объема пренебречь. Значения подвижностей в справочной литературе.

Решение: Уравнение реакции имеет вид:

NаОН + НС1 NаС1 + Н2О

а) Рассчитаем в начальной точке, когда еще не добавлен титрант 0%.

Электропроводимость обусловлена только за счет диссоциации щелочи: NаОН + + ОН-, тогда

= ( Nа+) + (ОН-) = 50,1 + 198,3 = 248,4

б) Рассчитаем в точке, когда добавлено 100% титранта – точка эквивалентности.

Электропроводимость обусловлена: NaCI Na+ + CI-

                                                             H2O м.д.с.

  (Na+) + (CI-) = 50,1 + 76,3 = 126,4

в) Рассчитаем в точке, когда добавлено 200% титранта. Электропроводимость обусловлена: NaCI Na+ + CI-

                                                       H2O м.д.с.

                                                       НСІ Н+ + СІ-

= (Na+) + (H+) + 2(CI-) = 50,1 + 350,0 + 276,3 = 602,8

г) Строим по полученным данным графическую зависимость

В том случае, когда ионы не однозарядны, например, FeCI3, то согласно закону эквивалентов, на 1 моль эквивалента CI- требуется 1 моль эквивалента Fe3+, равный 1/3 Fe3+, тогда   = (1/3 Fe3+) + (CI-).

На основе данных таблицы 5, выполнить самостоятельно предложенные задания.

Некоторые значения подвижностей моль эквивалентов ионов (предельные эквивалентные электропроводимости) при 250С и бесконечном разбавлении приведены в приложении к таблице 17.

Таблица 17

Определить вид кривой кондуктометрического титрования, используя значения подвижностей ионов, для точек 0; 100; 200% добавленного титранта (изменением объема, величинами КД и ПР для слабых электролитов пренебречь):

Титруемое вещество,

с = 1 моль/л

Титрант,

с = 1моль/л

1

Н2SO4

KOH

2

СН3СООNа

НСІ

3

АgNО3

KCI

4

ВaСІ2

24

5

Ni(NO3)2

КОН

6

КОН

HNO3

7

NH4СI

LiOH

8

СН3СООК

Н24

9

Са(NО3)2

K2CO3

10

NaНСО3

НСІ

11

Рb(NО3)2

NаОН

12

АgNО3

КІ

13

Sг(NО3)2

Н2SO4

14

FеСІ3

СsOН

15

HN03

NаОН

16

НСІ

Pb(NO3)2

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученных знаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовить доклад на тему: Влияние природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры на электропроводность.

СРСП № 30

На  тему: Вольтамперометрия (полярография).

Цель: 

Обучающая– глубокое изучение  различных явлений и законов по данной теме

Развивающая – формирование эффективных и устойчивых взаимосвязей между научной и образовательной деятельностью;

Воспитательная – приобщать обучающихся к активности, самостоятельности на занятиях

Ход урока:

1. Организационный этап- 3 минуты

2. Этап подготовки к усвоению материала СРСП  -5 минут

3. Проверка домашнего задания- 27 минут

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний - 5 минут

5. Выставление оценок- 5 минут

Метод основан на измерении тока в зависимости от наложенного напряжения. Эта зависимость выражается уравнением Ильковича:

Iпр = к с

Iпр = 607nД1/2m2/31/6с       (полярография)

Аналитическим сигналом является ток, который измеряют в зависимости от поданного напряжения и строят графическую зависимость в координатах I = f (Е) (или получают с помощью самописца).

Полученная кривая носит название вольтамперной кривой или полярографической волной.

Середина волны определяет потенциал полуволны (Е1/2), который является качественной характеристикой. Пользуясь полярографическим спектром по значению Е1/2 можно определить природу вещества.

Величина предельного диффузионного тока (Iпр) является количественной характеристикой и зависит от концентрации по уравнению Ильковича. Если получить вольтамперные кривые для различных концентрации (по мере возрастания) измерить значения предельных токов и построить графическую зависимость в координатах Iпр = f(с), то получится градуировочная прямая, которую используют для нахождения концентрации анализируемого раствора.

Вольтамперная кривая, построенная в полулогарифмических координатах, дает информацию о таких важных характеристиках, как степень обратимости процесса, более точное значение Е1/2, число электронов, участвующих в электродной реакции и др. Эта зависимость имеет вид, как показано на рисунке. Точка пересечения с осью абсцисс соответствует потенциалу полуволны – Е1/2. Для определения числа электронов, участвующих в электрохимической реакции, делают преобразования, основанные на том, что для любой точки вольтамперной кривой потенциал связан с током уравнением Нернста:

Е = Е1/2 +

Выбрав две точки вольтамперной кривой, записывают для каждой уравнение Нернста, вычитают из одного уравнения другое. Учитывая, что Е1/2 для одного вещества есть величина постоянная, получают соотношение:

                        

Пользуясь графической зависимостью вольтамперной кривой в полулогарифмических координатах, значения Е и  находят, как показано на рисунке, и рассчитывают число электронов, участвующих в электрохимическом процессе, округлив полученный результат до целого числа.

В таблице 18 приведенны данные для самостоятельного выполнения (для студентов заочной формы обучения достаточно построить вольтамперную кривую только в координатах I = f (Е), определить Iпр и найти концентрацию).

Таблица 18

Построить графические зависимости в координатах “I - E” и

“lg Iпр – I/I – E”, определить Iпр и рассчитать концентрацию, если

к = 502 мкАл/моль, найти Е1/2 из каждого графика и число ē участвующих в электродном процессе:

Развертка потенциала, Е, В

Соответствующее значение тока,

I, мкА

1

-0,1; -0,3; -0,4; -0,5; -0,7; -0,9

12; 17; 32; 92; 102; 107

2

-0,1; -0,3; -0,5; -0,6; -0,8; -1,0

7; 8; 20; 60; 63; 65

3

-0,5; -0,7; -0,8; -0,9; -1,1; -1,3

6; 9; 16; 46; 51; 54

4

-0.5; -0,7; -0,9; -1,0; -1,2; -1,4

3;4; 10; 30; 31; 32

5

-0,4; -0,6; -0,75; -0,9; - 1,1;-1,3

4; 5; 17,5; 37; 40; 42,5

6

-0,6; -0,8; -0,95; -1,1; - 1,3; -1,5

9; 10; 35; 74; 80; 85

7

-0,6; -0,8; -0,95; -1,1;- 1,2; -1,5

15; 16; 24; 80; 88; 95

8

-0,7; -0,9; -1,05; -1,2;-1,3;-1,6

3; 3,4; 4,5; 16; 17,6; 19

9

-0,5; -0,7; -0,85; -1,0;- 1,1;-1,4

7,5;8,5; 12,5; 40; 44; 46

10

-0,6; -0,8; -0,95; -1,1; -1,2; -1,4

5; 5; 12,5; 26; 26,5; 27

11

-0,5; -0,7; -0,8; -0,9; -1,1; -1,2

10;11;25;46;47;47;47,5

12

-0,8; -1,0; -1,15; -1,3; -1,4; -1,6

10; 10; 25; 53; 53,5; 54

3. Проверка домашнего задания

4. Обобщение и систематизация полученныхзнаний

5. Выставление оценок

Домашняя работа:  Подготовка к контрольной работе по теме "Количественный анализ"

Контрольные вопросы по теме "Качественный анализ"

.1. Определение электролитов и неэлектролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации, факторы, влияющие на степень диссоциации слабых электролитов. Как изменится концентрация ионов Н+ в растворе уксусной кислоты при ее разбавлении?

2. Кислоты основания и соли в свете теории электролитической диссоциации. Определение константы диссоциации. Составьте уравнения диссоциации следующих электролитов:

1) сульфата аммония

2) бромоводородной кислоты

3) гидроксида кальция

4) гидрокарбоната натрия

3. Определения раствора, растворителя, растворенного вещества. Что называется растворимостью вещества? Какой раствор называется насыщенным, ненасыщенным, пересыщенным? Что называется концентрацией раствора? Перечислите способы выражения концентраций раствора.

4. Химическое равоновесие. Укажите условия смещения равновесия. Константа химического равновесия. Укажите фактор, влияющий на величину константы равновесия. Напишите выражение константы химического равновесия для реакции:

           FeCl3 + 3 KSCNFe(SCN)3 + 3 KCl

       В какую сторону сместится равновесие при увеличении концентрации раствора FeCl3? Как при этом изменится интенсивность окраски раствора?

5. Сущность химических, физических и физико-химических методов качественного анализа. В чем отличие «сухого» метода анализа от «мокрого»?

6. Какие реакции называются аналитическими? Признаки аналитических реакций? Специфические реакции, определение, примеры. Чувствительность реакций.

7. Сульфидный метод классификации катионов. Групповые реактивы и условия их действия. Сущность дробного и систематического метода анализа.

8. Общая характеристика катионов I аналитической группы. Их значение в химико-технологическом контроле пищевых продуктов.

9. Общая характеристика катионов II аналитической группы. Их значение в химико-технологическом контроле пищевых продуктов. Условия действия группового реактива на катионы II аналитической группы.

10. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Значение рН в кислой, щелочной и нейтральной средах.

11. Произведение растворимости. Что характеризует величина произведения растворимости? Как следует назвать раствор, в котором произведение растворимости:

1) больше произведения концентраций ионов электролита в растворе?

2) меньше произведения концентраций ионов электролита в растворе?

3) равно произведению концентраций ионов электролита в растворе?

12. Общая характеристика катионов III аналитической группы. Их значение в химико-технологическом контроле пищевых продуктов. Условия действия группового реактива на катионы III аналитической группы.

13. Амфотерные основания. Приведите примеры амфотерных оснований. Составьте уравнения реакций, подтверждающие амфотерные свойства Zn(OH)2.

14. Сущность окислительно-восстановительных реакций и их отличия от реакций ионного обмена. Решите уравнение окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель:

CrCl3 + KOH + H2O2  K2CrO4 + KCl + H2O

Что наблюдается в результате реакции?

15. Какие соединения называются комплексными, и чем они отличаются от двойных солей? Какое значение имеют комплексные соединения в качественном анализе и химико-технологическом контроле пищевых продуктов? Напишите уравнение диссоциации комплексного соединения [Zn(NH3)4](OH)2. Укажите заряды комплексного иона и комплексообразователя, назовите координационное число.

16. Общая характеристика катионов IV аналитической группы. Их значение в химико-технологическом контроле пищевых продуктов. Условия действия группового реактива на катионы IV аналитической группы.

17. Классификация анионов. Действие групповых реактивов. Значение анионов в химико-технологическом контроле пищевых продуктов.

18. Понятие о количественном анализе, его значение в химико-технологическом контроле пищевых продуктов. Методы количественного анализа: физические, химические и физико-химические.

19. Сущность гравиметрического метода анализа. Операции гравиметрического метода анализа и их применение в химико-технологическом контроле пищевых продуктов. Вычисления в гравиметрическом анализе.

20. Сущность и методы объемного анализа. Условия проведения анализа. Способы выражения концентрации раствора: нормальная концентрация, титр, титр по определяемому веществу. Приведите формулы для расчета этих величин.

21. Что называется нормальной концентрацией, титром, титром по определяемому веществу? Приведите формулы для расчета этих величин. Каким требованиям должны удовлетворять реакции, применяемые при титровании? Какие растворы называются титрованными?

22. Сущность метода нейтрализации. Понятие об индикаторах. Что такое интервал перехода индикатора?

23. Сущность окислительно-восстановительных методом, их применение в химико-технологическом контроле пищевых продуктов. Эквиваленты окислителей и восстановителей.

24. Сущность метода перманганатометрии. В какой среде проводят титрование перманганатом калия? Какие реакции лежат в основе йодометрии? Какие стандартные растворы и индикаторы применяются при йодометрии? Применение йодометрии в химико-технологическом контроле пищевых продуктов.

25. Сущность метода осаждения и отличие его от гравиметрического метода. Каким требованиям должны удовлетворять реакции осаждения? Значение методов осаждения в химико-технологическом контроле пищевых продуктов.

26. Сущность комплексонометрического метода, охарактеризуйте комплексоны, назовите рабочий раствор в комплексонометрии. В каких анализах химико-технологического контроля пищевых продуктов используется метод комплексонометрии?

27. Сущность метода Мора, его значение в химико-технологическом контроле пищевых продуктов. Назовите рабочий раствор, индикатор метода Мора.

28. Что такое общая жесткость воды? В каких единиц измеряется? Какое отрицательное значение имеет жесткая вода? Какими методами определяется жесткость воды?

29. Сущность физико-химических методов анализа и их особенности. Применение этих методов в химико-технологическом контроле пищевых продуктов.

30. При разложении белков мяса и рыбы (гниении) образуется аммиак. С помощью какого реактива можно обнаружить присутствие NH4+? Составьте соответствующее уравнение реакции. Что наблюдается в результате реакции?

31. Для обнаружения мела при фальсификации меда в раствор меда добавляют какую-либо кислоту. Составьте соответствующее уравнение реакций. Что наблюдается в результате реакции?

32. Выявить наличие соды в чае можно добавлением любой кислоты. Составьте соответствующее уравнение реакций. Что наблюдается в результате реакции?

33. Вычислите [H+], определите рН среды и изменение окраски фенолфталеина, если [OH-] = 1∙10-5 моль/л.

34. Вычислите [OH-], определите рН среды сантинормального раствора NaOH (0,01 н.).

35. Вычислите ПР Ag2CrO4, если растворимость этой соли при 220С равна 1,00∙10-4 моль/л.

36. Вычислите растворимость PbBr2, если ПР PbBr2 при 220С равно 6,30∙10-6 .

37. Вычислите концентрацию ионов Аg+ в насыщенном растворе AgCl, если ПР AgCl = 1,56∙10-10.

38. Как отделить катионы Fe3+ от катионов Cr3+? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

39. При глубоком гнилостном распаде белков мяса и рыбы образуются летучие соединения, одним из которых является сероводород. Определить присутствие сероводорода можно с помощью раствора ацетата свинца. Составьте соответствующие уравнение реакций, опишите условия проведения реакции. Что наблюдается в результате реакции?

40. При производстве крема для десертов иногда используют запрещенные синтетические красители, вредные для здоровья. Ярко-зеленая окраска свидетельствует о присутствии ядовитых медьсодержащих веществ, которые можно обнаружить путем добавления раствора аммиака, при этом поверхность продукта окрашивается в темно-синий цвет. Составьте уравнение соответствующей реакции.

Контрольные вопросы по теме "Количественный анализ"

1. Кислоты разлагают все сульфиты с выделением диоксида серы SO2. Выделяющийся SO2 взаимодействует с раствором KMnO4. Эта реакция используется для определения общего количества SO2 в сыром очищенном сульфитированном картофеле. Составьте уравнения соответствующих реакций. Что наблюдается в результате реакций?

2. При определении гигроскопической воды в образце хлорида натрия (поваренной соли) получены следующие результаты: масса тигля – 7,2393 г, масса тигля с навеской до прокаливания – 7,8809 г, после прокаливания – 7,8616 г. Определить массовую долю воды в образце.

3. Навеска сахара массой 2,6248 г после высушивания до постоянной массы стала весить 2,5420 г. Определите массовую долю влаги в образце.

. Определить влажность муки в образце, если до высушивания его масса была 3,4589 г, а после высушивания – 2,9747 г.

4. Определите навеску молотового кофе до высушивания, если после удаления влаги масса стала 2,7852 г. Влажность данного образца молотового кофе равна 3,8%.

5. Кислотность является одним из показателей качества полуфабрикатов из муки, творога, соков, сиропов и характеризует степень их свежести. На титрование 50,00 мл пробы сока израсходовали 20,00 мл 0,1 н. раствора щелочи. Определите нормальную концентрацию кислоты в пробе и титр раствора NaOH по HCl.

6. К фильтрату вытяжки из творога, объемом 50,00 мл добавили 1-2 капли 1%-го спиртового раствора фенолфталеина и титровали 0,1 н. раствором щелочи до слабо-розового окрашивания. На титрование израсходовано 15,00 мл раствора NaOH. Определите нормальную концентрацию кислоты в фильтрате вытяжки и титр раствора NaOH.

7. К 50,00 мл фильтрата вытяжки из хлебобулочных изделий добавили 2 – 3 капли 1%-го спиртового раствора фенолфталеина и титровали 0,1 н. раствором щелочи до слабо-розового окрашивания. На титрование израсходовано 10,00 мл раствора NaOH. Определите титр раствора NaOH и  титр раствора NaOH по HCl.

8. Вычислите нормальную концентрацию и титр раствора H2SO4, если на титрование 50,00 мл раствора Na2CO3, полученного растворением 0,50 г Na2CO3 в мерной колбе объемом 200 мл, израсходовано 24,00 мл раствора H2SO4.

9. На нейтрализацию 40,00 мл раствора серной кислоты израсходовано 24,00 мл 0,2 н. раствора щелочи NaOH. Какое количество H2SO4 содержится во взятом объеме раствора?

10. Что называется эквивалентом? Является ли эквивалентная масса одного и того же вещества в различных реакциях величиной постоянной? Рассчитайте эквивалентные массы H2SO4 в реакциях:

      1) H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

      2) H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O

11. Определите эквивалентные массы окислителя и восстановителя и решите уравнение окислительно-восстановительной реакции:

KMnO4 + Na2C2O4 + H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + CO2 + H2O

12. Определите эквивалентные массы окислителя и восстановителя и решите уравнение окислительно-восстановительной реакции:

Cr2(SO4)3 + KOH + H2O2 = K2CrO4 + K2SO4+ H2O

13. Определите эквивалентные массы окислителя и восстановителя и решите уравнение окислительно-восстановительной реакции:

KMnO4 + Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4+ S↓+ H2O

14. На титрование 0,4500 г щавелевой кислоты H2C2O4 ∙ 2 H2O, растворенной в произвольном количестве воды, израсходовали 15,00 мл раствора KMnO4. Вычислите нормальную концентрацию и титр раствора KMnO4. Составьте уравнение соответствующей реакции.

15. На титрование 0,3594 г тиосульфата натрия Na2S2O3∙ 5 H2O, растворенного в произвольном количестве воды, израсходовали 21,88 мл раствора KMnO4. Вычислите нормальную концентрацию и титр раствора KMnO4. Составьте уравнение соответствующей реакции.  

16. На титрование 10,00 мл  раствора соли Мора израсходовали 15,00 мл  0,001н. раствора KMnO4. Вычислите нормальную концентрацию раствора соли Мора и титр раствора KMnO4 по железу.

17. Для определения концентрации раствора KMnO4 необходимо приготовить 100,00 мл 0,1 н. раствора оксалата натрия Na2C2O4. Какую навеску соли Na2C2O4 требуется взять? Составьте уравнение соответствующей реакции.

18. Навеску H2C2O4 ∙ 2 H2O массой 0,1518 г растворили в произвольном количестве воды и оттитровали, израсходовав 24,56 мл  раствора KMnO4, Определите титр и нормальную концентрацию раствора KMnO4.

19. Какую навеску KMnO4 следует взять для приготовления 200,00 мл раствора, если титр KMnO4 по железу равен 0,005585 г/мл?

20. Витамин С (аскорбиновая кислота C6H8O6) определяют йодометрическим методом. Реакция идет по уравнению:

C6H8O6 + I2 = C6H6O6 + 2НI

      в присутствии крахмала в качестве индикатора. На титрование 5,00 мл пробы раствора витамина С израсходован 1,00 мл 0,1 н. раствора I2 . Определите нормальную концентрацию аскорбиновой кислоты и титр раствора I2.

21. Навеску дихромата калия K2CrO7 массой 0,0979 г растворили в мерной колбе объемом 100 мл. На титрование 25,00 мл полученного раствора израсходовано 25,50 мл раствора тиосульфата натрия Na2S2O3∙ 5 H2O. Вычислите титр и нормальную концентрацию раствора тиосульфата натрия Na2S2O3∙ 5 H2O.

22. На титрование раствора, приготовленного растворением 0,1020 г NaCl в произвольном объеме воды, израсходовано 38,40 мл раствора AgNO3. Определите нормальную концентрацию раствора AgNO3 и титр раствора AgNO3 по хлору. Составьте уравнения реакций, которые происходят при титровании.

23. На титрование раствора NaCl расходуется 30,20 мл раствора AgNO3               (T AgNO3 = 0,1245 г/мл). Определите массу NaCl в растворе. Составьте уравнения реакций, происходящие при титровании.

24. Сколько граммов NaCl содержится в 250,00 мл раствора, если на титрование 10,00 мл этого раствора израсходовано 20,40 мл 0,05 н. раствора AgNO3? Составьте уравнение реакции, которое происходит при титровании.

25. Какую навеску AgNO3 необходимо взять для приготовления 250,00 мл     0,1 н. раствора AgNO3?

26. Для определения содержания поваренной соли в продукте, фильтрат вытяжки из творожных полуфабрикатов титруют раствором азотнокислого серебра AgNO3, титр которого равен 0,0292 г/мл. Определите нормальную концентрацию раствора AgNO3 и содержание AgNO3 в 250,00 мл раствора.

27. Вычислите нормальную концентрацию катиона Mg2+ в воде, если при титровании 100,00 мл воды трилоном Б (ЭДТА) с эриохромом черным до синей окраски израсходовано 19,70 мл 0,1011 н. раствора трилона Б.

28. Для установления титра рабочего раствора трилона Б (ЭДТА) взяли 0,6252г обезвоженного CaCO3 и растворили в мерной колбе на 250,00 мл. На титрование 25,00 мл этого раствора израсходовали 12,23 мл раствора трилона Б. Определите нормальную концентрацию раствора трилона Б и титр его по кальцию.

29. Чему равна общая жесткость воды, если на титрование 100,00 мл ее израсходовали 12,15 мл 0,1022 н. раствора трилона Б (ЭДТА). Является ли эта вода жесткой или мягкой?




1. тема гражданского процессуального права
2. Матрица выбора направлений развития, как средство стратегического планирования
3. Инвестиции международный деловой журнал дата 19940601 номер 1 рубрика Законодательство и правоприменительная п.html
4. Экология ж~не т~ра~ты даму п~ніні~ емтихан с~ра~тары Экология ~ылымы ж~не оны~ ~алыптасу кезе~дер
5. Розрахунок режимів різання при обробці деталі
6. на тему- ldquo;Подготовка принятие и реализация политических решенийrdquo; Уважаемые члены государствен
7. 4864гг ~ попытка созд общ движения
8.  Позитивная экономическая теория изучает- Что есть
9. Привычное дело
10. Тема 3. Счета двойная запись Задание
11. Трудова книжка
12. Гидрология (шпаргалка)
13. УТВЕРЖДАЮ Юридический факультет 1 семестр 20132014 уч.html
14. Цвет и его свойства
15. РЕФЕРАТ дисертації на здобуття наукового ступеня кандидата юридичних наук1
16. КОНТРОЛЬНА РОБОТА з дисципліни- ФІНАНСОВИЙ МЕНЕДЖМЕНТ Виконала Сту
17. Тайные общества Китая
18. революционному правосознанию
19. Тема 1- предмет етики як науки
20. романский стиль