Анализ качественного состава раствора

Синий осадок

«берлинской лазури»

Обнаружение катиона NH₄⁺:

_{t °}

NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃↑ + H₂O

газ с резким запахом

Однако, в сложных по составу ионов растворах может наблюдаться взаимное влияние при проведении тех или иных реакций. Поэтому в аналитической химии используют дробный и систематический качественный анализ. Дробным анализом называют метод обнаружения ионов с помощью специфических реакций. В этом методе аналитические реакции проводят в отдельных порциях раствора, причем присутствующие в этом же растворе другие ионы этой реакции не мешают. Последовательность обнаружения ионов значения не имеет. В случае необходимости действием осадителей или комплексообразующих реагентов отделяют (или маскируют) другие ионы, мешающие этой реакции. Дробный анализ применяется для исследования сравнительно простых объектов, состав которых ориентировочно известен.

Для полного качественного анализа сложных объектов, включающих большое количество ионов, применяют определенную систему последовательных операций по разделению их на группы ионов, характеризующихся общими свойствами. Такой метод анализа называют систематическим, а реактивы, позволяющие отделять группы близких по свойствам ионов от других ионов, находящихся в растворе, называют групповымиреагентами или групповымиреактивами. В качестве групповых реагентов чаще всего используют вещества, образующие малорастворимые соединения. Это позволяет группу ионов выделить из анализируемого раствора в осадок и отделить центрифугированием.

В последние годы в аналитической химии следует отметить тенденцию к замене классического сероводородного метода так называемыми бессероводородными методами. В соответствии с этим, помимо сероводородного метода анализа, различают кислотно-щелочной и аммиачно-фосфатный, сульфидно-щелочной и другие методы. В настоящем практикуме рекомендован кислотно-щелочной метод анализа.

В зависимости от применяемого способа анализа предложен ряд классификаций катионов. Классификация катионов по кислотно-щелочной схеме анализа приведена в таблице 1.

Таблица 1

Классификация катионов (кислотно-щелочной метод)

Хлориды, сульфаты и гид-роксиды растворимы в воде	Хлориды нераство-римы в воде и в разбав-ленных кислотах	Сульфаты нераство-римы в во-де и в кис-лотах	Гидроксиды амфотерны: растворимы в избытке щелочи	Гидроксиды нераствори-мы в избытке щелочи	Гидроксиды образуют растворимые аммины
I	II	III	IV	V	VI
K+, Na+, NH+4	Ag+, Pb2+, Hg2+2	Ba2+, Pb2+, Sr2+	Al3+, Cu2+, Zn2+, Sn2+, Sn4+, As5+, As3+	Mg2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Bi3+, Sb3+, Sb5+	Cu2+, Co2+, Ni2+, Cd2+, Hg2+
Группо-вого реа-гента нет	Группо-вой реа-гент: 2 н. раствор НCl	Групповой реагент: 2 н. р-р H2SO4	Групповой реагент: избыток 4 н. NaOH или KOH	Групповой реагент: избыток 25% - ного NH3	Групповой реагент: избыток 25% - ного NH3

В анализе анионов также используются групповые реагенты, действие которых основано на образовании малорастворимых соединений. В этом случае групповыми реагентами являются растворимые соли бария и серебра (табл.2).

Таблица 2

Классификация анионов

Номер группы	Характеристика групп	Анионы, образующие группу	Групповой реагент
I	Соли бария мало растворимы в воде	SO42-, SO2-3, CO2-3, PO3-4, C2O2-4 и др.	BaCl2 в нейтральном или слабощелочном растворе
II	Соли сесребра малорастворимы в воде и разбавлен-ной HNO3	Cl-, Br-, I-, S2-, SCN-, CN- и др.	AgNO3 в присутствии 2 н. HNO3
III	Соли бария и се-ребра растворимы в воде	NO-3-, NO-2, CH3COO- и др.	Группового реагента нет

Способ выполнения анализа определяется главным образом количеством исследуемого вещества, так как от этого зависит выбор аналитических реакций, принцип и техника анализа. Различают макро-, полумикро-, микро-, ультрамикро- и субмикрометоды. При анализе макрометодом исследуют сравнительно большие количества вещества: 0,1-1 г твердого вещества или 20-100 мл раствора. Для отделения осадков от раствора применяют бумажные или стеклянные фильтры. В полумикрометоде анализируют 0,01-0,1 г. твердого вещества или 1-5 мл раствора; осадки от раствора отделяют цетрифугированием. При анализе микрометодом исследуют малые количества вещества: меньше чем 0,01 г сухого вещества или 0,5 мл раствора. Ультрамикро- и субмикрометоды применяют для определения очень малых количеств веществ (10^-6-10^-10 г); анализ проводят в специально оборудованных лабораториях.

В данном практикуме при проведении качественного анализа предусмотрен полумикрометод, при проведении количественного анализа – макрометод.

РАБОТА № 1

Дробный метод

Для определения качественного состава полученного у преподавателя раствора следует провести дробный анализ. Но прежде чем приступить к выполнению анализа, следует изучить реакции взаимодействия ионов с соответствующими реагентами, ознакомиться с методикой выполнения и эффектом реакций. Результаты исследований записывают в лабораторный журнал, указывая эффект реакций, условия их протекания и уравнение реакций в вещественном и ионном видах (см.табл.3).

Таблица 3

Пример записи в лабораторном журнале

Ка-тион (или ани-он)	Но- мер груп-пы	Реа-гент	Уравнение реакции	Эффект реакции	Усло-вия вы-пол-нения	Вывод
NH+4	I	NaOH	NH4Cl+NaOH=NH3(г)+ +H2O+NaCl NH+4+OH- = NH3(г)+H2O	Выделе-ние газа со специфич.за-пахом	Нагре-вание	Присутствует катион NH+4

В растворе, выданном преподавателем, могут присутствовать катионы: K⁺, Na⁺, NH⁺₄, Pb²⁺, Ca²⁺, Cu³⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺, Cu²⁺, Ni²⁺, Co²⁺; анионы: SO^2-₄, Cl^-, NO^-₃.

ОБНАРУЖЕНИЕ КАТИОНОВ ДРОБНЫМ МЕТОДОМ

Предварительные испытания

1. Растворы некоторых солей имеют окраску. Поэтому перед проведением дробного анализа следует обратить внимание на цвет полученного для анализа раствора и на основании наблюдения сделать предварительный вывод о присутствии или отсутствии тех или иных ионов и о направлении исследования.

Растворы солей калия, натрия, аммония, свинца, кальция, железа (II), марганца бесцветны; растворы солей железа (III) имеют желтую окраску, никеля (II) – зеленую, кобальта (II) – розовую, Cu (I) – зеленую, Cu (II) – голубую или зеленую.

2. Устанавливают рН раствора. Для этого каплю испытуемого раствора помещают на универсальную индикаторную бумагу и сравнивают с цветной шкалой рН.

При проведении реакции обнаружения полезно сравнить наблюдаемый эффект с результатом холостого опыта, в котором использовались все те же реагенты и в тех же условиях, что и в основном, но в отсутствие определяемого иона.

Обнаружение иона аммония NH₄⁺

Щелочи выделяют из раствора аммониевых солей при нагревании газообразный аммиак.

NH⁺₄ + OH^- = NH_3(г) + H₂O

Выполнение реакции. К 1–2мл исследуемого раствора добавляют 2–3мл раствора щелочи и нагревают до кипения. В присутствии иона NH₄⁺ выделяется газ с резким запахом. Если к отверстию пробирки поднести влажную красную лакмусовую бумагу (не касаясь ею стенок пробирки), то в присутствии NH⁺₄, бумага посинеет.

Катион NH⁺₄ мешает обнаружению K⁺, поэтому перед проведением реакции на K⁺ ионы NH⁺₄ необходимо удалить или связать.

У д а л е н и е NH⁺₄. 15-20 капель исследуемого раствора помещают в тигель или фарфоровую чашку и выпаривают досуха. Остаток в тигле прокаливают до полного прекращения выделения белого “дыма”. Содержимое тигля охлаждают и обрабатывают 8-10 каплями дистиллированной воды, тщательно перемешивают и проверяют на полноту удаления NH⁺₄.

Обнаружение иона калия К⁺

1. Реакция с гексанитрокобальтатом (III) натрия

Na₃[Co(NO₂)₆] с растворами солей К⁺ при рН 4-5 образуют желтый осадок

2К⁺ + 2Cl^- + 3Na⁺ + [Co(NO₂)₆]^3- → K₂Na[Co(No₂)₆]_(т) + 2Na⁺ + 2Cl^-

2K⁺ + Na⁺ → K₂Na[Со(NO₂)₆]_т

Осадок растворим в сильных кислотах, нерастворим в уксусной кислоте, разлагается с образованием темно-бурого осадка при действии щелочей. Ион NH⁺₄ также образует желтый осадок (NH₄)₂Na[Co(NO₂)₆]. Ионы Na⁺ и Mg²⁺ проведению реакции не мешают.

РАБОТА № 2

РАБОТА № 3

ОБНАРУЖЕНИЕ АНИОНОВ ДРОБНЫМ МЕТОДОМ

Обнаружение анионов чаще всего ведут дробным методом, т.е. в отдельных порциях исследуемого раствора. Групповые реагенты используют для установления наличия или отсутствия целой группы анионов, а также для их разделения.

Обнаружение иона SO₄^2-

Сульфат-ион SO₄^2- является анионом серной кислоты. Из солей H₂SO₄ малорастворимы в воде соли бария, стронция, свинца и кальция.

Для обнаружения аниона SO₄^2- пользуются хлоридом бария BaCl₂:

SO₄^2- + Ba²⁺ → BaSO₄(т)

Образующийся осадок сульфата бария не растворяется в кислотах.

Выполнение реакции. К 1-2 каплям исследуемого раствора прибавляют 2-3 капли раствора BaCl₂. Выпадающий белый осадок отделяют от раствора. Изучают действие кислот на осадок. BaSO₄ – малорастворимая соль сильной кислоты, в кислотах нерастворим. Этим BaSO₄ отличается от солей бария других анионов, чем и пользуются при обнаружении.

Обнаружение иона Cl^-

Хлорид-ион Cl^- является анионом соляной кислоты HCl. Из солей соляной кислоты нерастворимы в воде соли серебра, ртути (I), свинца, а также основные соли висмута, сурьмы и олова. Остальные хлориды хорошо растворимы.

Реакция с нитратом серебра. AgNO₃ образует с Cl^- белый творожистый осадок AgNO₃; на свету осадок становится серо-фиолетовым, а затем чернеет:

Ag⁺ + Cl^- → AgCl(т)

Осадок AgCl нерастворим в кислотах HNO₃, H₂SO₄. Однако AgCl легко растворяется при действии веществ, способных связывать ион Ag⁺ в комплекс, например, NН₃, Na₂S₂O₃ и др.

AgCl_(т) + 2NH₃ →[Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^-

AgCl, в отличие от осадков AgBr, AgJ и AgSCN, растворим в (NH₄)₂CO₃.

Выполнение реакции. К 2 мл исследуемого раствора приливают 1 мл раствора. AgNO₃ к осадку приливают раствор аммиака, (до рН≥8) энергично взбалтывают содержимое. Раствор сливают в чистую пробирку и приливают HNO₃ до кислой реакции (по универсальному индикатору). В присутствии Ag⁺ снова образуется белый творожистый осадок.

Обнаружение иона NO₃^-

Нитрат-ион NO₃^- является анионом азотной кислоты, одной из самых сильных минеральных кислот. Все нитраты, за исключением основных солей висмута и ртути, растворимы в воде. Для обнаружения NO₃^- применяется в основном реакции его восстановления.

Реакция с дифениламином. HNO₃ окисляет дифениламин, что сопровождается появлением интенсивно-синей окраски. Эту же реакцию дают и другие окислители, имеющие достаточно высокий стандартный потенциал, такие, как NO₂^-, CrO₄^2-, MnO₄^-, Fe³⁺.

Выполнение реакции. На тщательно вымытое и досуха вытертое часовое стекло или в фарфоровую чашку помещает 2-3 капли раствора дифениламина в концентрированном растворе H₂SO₄ (если наблюдается посинение раствора, стекло или чашка были недостаточно чистыми). Вносят туда же на кончике чистой стеклянной палочки немного испытуемого раствора и перемешивают. В присутствии нитрат-иона NO₃^- появляется интенсивно-синяя окраска.

Вопросы для самопроверки

1. В чем различие дробного и систематического качественного химического анализа?

2. Какие реагенты называются групповыми?

3. Написать реакции обнаружения ионов Cu²⁺, Fe³⁺, Pb²⁺, Cr³⁺, Mn²⁺.

4. В чем заключается классификация анионов? Привести примеры реакций.

5. Написать реакции обнаружения анионов Cl^-, SO₄^2-, NO₃^-.

6. Какие ионы можно обнаружить с помощью пламени?

7. Привести примеры использования комплексообразования для открытия ионов. Написать реакции.

8. Для обнаружения каких ионов используются окислительно-восстановительные реакции. Написать уравнения реакций.

9. В чем заключаются преимущества качественного анализа методом ТСХ?

10. В чем заключается процесс хроматографирования.

11. Как производится идентификация веществ в методе ТСХ.

12. Что такое R_ƒ, способ расчета.

13. Какие сорбенты использюутся в методе ТСХ.

14. В чем заключается сущность метода качественного хроматографического обнаружения катионов металлов (Co²⁺, Ni²⁺, Cu²⁺, Fe³⁺ и др.)?

Часть II. К О Л И Ч Е С Т В Е Н Н Ы Й А Н А Л И З

В данном практикуме изложены основные титриметрические методы химического анализа.

ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ

Титриметрический анализ основан на том, что вещества реагируют между собой в определенных количественных отношениях.

Грам – эквивалентом вещества называется количество граммов его, взаимодействующее с одним молем однозарядных ионов или электронов данной реакции, т.е. эквивалентное одному электрическому заряду в уравнении реакции.

За единицу объема в титриметрии принимают 1 л (объем, занимаемый водой массой 1 кг при 3,93° С).

Концентрация раствора, выраженная числом грамм – эквивалентов вещества в 1 л раствора, называется нормальностью (N).

Сущность титриметрического анализа заключается в установлении точки эквивалентности (ТЭ) при взаимодействии растворов веществ, концентрация одного из которых известна. Точка эквивалентности может быть зафиксирована визуально или инструментально, с введением индикатора или без него. В точке эквивалентности количество эквивалентов реагирующих веществ равно, т.е. n₁ = n₂. Основываясь на равенстве количеств эквивалентов реагирующих веществ в точке эквивалентности, получают основное соотношение, используемое для расчетов в титриметрическом анализе:

n₁ = n₂;

N₁ · V₁ = N₂ · V₂,

где n₁ и n₂ – количество эквивалентов реагирующих веществ;

N₁ и N₂ – нормальности реагирующих веществ;

V₁ и V₂ – их объемы.

Так как в титриметрическом анализе обычно пользуются растворами, взятыми в миллилитрах, то удобнее все расчеты первоначально производить в миллиграмм – эквивалентах: в 1 мл столько миллиграмм – эквивалентов, сколько в 1 л грамм – эквивалентов (мл – тысячная часть литра, мг – тысячная часть грамма). Поэтому произведение N ^. V, где V выражено в мл, равно числу миллиграмм – эквивалентов:

N₁ · V_{1 (мг - экв)} = N₂ · V_{2(мг - экв)}.

Концентрацию исследуемого раствора рассчитывают исходя из объема и концентрации титранта в точке эквивалентности:

N_x =

Методы титриметрии классифицируют в зависимости от типа используемой реакции, лежащей в основе титрования, а также по рабочему раствору метода (титранту):

1.) Кислотно-основное титрование;

2.) редоксиметрия или окислительно-восстановительное

титрование (перманганатометрия, иодометрия и др.);

3) осадительное титрование (аргентометрия, роданидометрия и др.).

4) комплексонометрическое титрование.

Во всех методах титриметрического анализа в качестве стандартных растворов с известной концентрацией используются 2 типа растворов:

а) растворы первичных стандартов; они приготовляются путем растворения известной навески исходного вещества в определенном объеме воды (в мерной посуде); нормальность таких растворов рассчитывается по формуле:

N =

б) растворы вторичных стандартов; они приготовляются примерно нужной нормальности в больших склянках; точная нормальность таких растворов устанавливается путем их стандартизации (методом титрования) по первичным стандартам.

Поскольку при титровании расходуется количество реагента, эквивалентное количеству титруемого вещества, нужно уметь зафиксировать окончание реакции, т.е. точку эквивалентности (ТЭ). Способы установления ТЭ разнообразны: визуальные (с помощью индикаторов и безиндикаторные), физико-химические. Для выбора метода установления ТЭ целесообразно рассчитать кривую титрования. Кривая титрования – это графическое изображение какого – либо параметра системы (например, величина рН, потенциала, электропроводности и т.п.), зависящего от изменяющегося состава раствора в процессе титрования. На любой кривой титрования имеются области плавного (до и после ТЭ) и резкого (вблизи ТЭ) изменения рассчитываемого параметра. Резкое его изменение называется скачком титрования.

Для установления ТЭ необходимо выбрать индикатор, окраска которого изменяется в пределах скачка титрования. Значение рН, при котором изменяется окраска индикатора, называется конечной точкой титрования (КТТ), а область рН, в которой человеческий глаз улавливает изменение окраски – интервалом перехода окраски индикатора. Несовпадение КТТ и ТЭ вызывает индикаторную ошибку титрования. Это систематическая ошибка, которую можно рассчитать.

В титриметрических методах анализа объемы растворов измеряются с помощью пипеток, бюреток и мерных колб. Вся мерная посуда перед работой должна быть проверена и тщательно вымыта.

При заполнении раствором пипетки или бюретки ее необходимо предварительно ополоснуть этим же раствором. Процесс титрования следует повторить не менее 3-х раз при расхождении в результатах, не превышающем ± 0,1 мл.

К и с л о т н о-о с н о в н о е т и т р о в а н и е

Основная реакция: H₃O⁺ + OH^- = 2H₂O или H⁺ + OH^- =H₂O

Первичные стандартные растворы исходных веществ	А. Для стандартизации кислот 1) Na2B4O7 ·10 H2O – тетраборат натрия; 0,1 н. раствор ЭМ = 2) Na2CO3 – карбонат натрия, х.ч., 0,1 н. раствор ЭМ = Б. Для стандартизации щелочей 1) H2C2O4 · 2H2O – щавелевая кислота; 0,1 н. раствор ЭМ = 2) H2C4H4O4 - янтарная кислота; 0,1 н. раствор ЭМ =
Вторичные стандартные растворы	А. HCl – соляная кислота; H2SO4 - серная кислота Готовят ~ 0,1 н. растворы Точную концентрацию устанавливают титрованием по первичному стандартному раствору (тетраборат натрия, карбонат натрия). Б. NaOH, KOH – щелочи Готовят ~ 0,1 н. растворы Точную концентрацию устанавливают титрованием по первичному стандартному раствору (щавелевая, янтарная кислоты).
Фиксирование точки эквивалентности (ТЭ)	Применяют кислотно-основные индикаторы, окраска которых изменяется в интервале рН= рК ± 1, совпадающем на кривой титрования с областью скачка титрования. а) Метиловый оранжевый: розовый <pH 3,1 – 4,4 > желтый б) Лакмус: красный <pH 5,0 – 8,0 > синий в) Фенолфталеин: бесцветный < pH < 8,0 – 10,0 > малиновый
Определяемые вещества	1) Кислоты: nHCl = nNаOH 2) Основания: nNаOH = nHCl 3) Соли, гидролизующиеся в водных растворах (Na2CO3, K2CO3, NaHCO3,соли аммония и др.)

РАБОТА № 4

II. Р Е Д О К С И М Е Т Р И Я

ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ

Основная реакция: MnO^-₄ + 5e + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O

Первичные стандартные растворы исходных веществ	1.) H2C2O4 · 2H2O – щавелевая кислота; 0,02 н. раствор; ЭМ = 2.) Na2C2O4 – оксалат натрия; 0,02 н. раствор; ЭМ =
Вторич-ный стан-дартный раствор (титрант)	KMnO4 – перманганат калия; ~ 0,02 н. раствор. Сильный окислитель в кислой среде E° + 8H+/Mn2+ +4H2O = + 1,51 В; ЭМ =
Фиксиро-вание точ-ки эквива-лентности (ТЭ)	1) Безиндикаторный метод ТЭ при титровании перманганатом устанавливают по появлению устойчивой бледно – розовой окраски исследуемого раствора. 3.) Редоксиндикаторы Изменяют окраску в интервале Е = E° ± (п – число электронов) Пример: дифениламин, изменяющий окраску при Е = + 0,76 ± 0,1 В (бесцветная форма окисляется, возникает сине-фиолетовое окрашивание). Дифениламин применяют при титровании очень разбавленным KMnO4
Определя-емые ве-щества	1) Восстановители (определяют методом прямого титрования) 2) Окислители (определяют методом обратного титрования) 3) Вещества типа солей кальция (определяют методом замещения или обратного титрования).

ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ

РАБОТА№ 5

ИОДОМЕТРИЯ

Основная реакция: J₂ + 2e ↔ 2J^-

Первичный стандартный раствор исходного вещества	K2Cr2O7 – дихромат калия; 0,02 н. раствор Cr2O72- + 6e + 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O E° + 14H+ / 2Cr3+ + 7H2O = 1,36 В ЭМ =
Вторичные стандартные растворы	1.) Na2S2O3 · 5H2O – тиосульфат натрия; ~ 0,02 н. раствор 2S2O2-3 – 2e → S4O62-; E° / = + 0,09В ЭМ = 2.) J2 – иод, 0,02 н. раствор Е° / = + 0,54 В; ЭМ
	KJ – иодид калия; 0,1 М раствор KJ – вспомогательный раствор
Фиксирование точки эквивалент-ности (ТЭ)	Специфический индикатор – крахмал, 5%-ный раствор Образует с иодом сине – черное окрашивание
Определяемые вещества	1.) Окислители. Определяют методом замещения n K2Cr2O7 + 6KJ+ 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3J2 + 4K2SO4 + 7H2O J2 + 2Na2S2O3 → 2NaJ + Na2S4O6 3.) Восстановители. Определяют обратным титрования Na2SO3 + J2 + H2O → 2HJ + Na2SO4 избыток J2 + 2Na2S2O3 → 2NaJ + Na2S4O6

ИОДОМЕТРИЯ

РАБОТА № 6

Определение содержания меди (II) в растворе
медного купороса

Реагенты

Дихромат калия K₂Cr₂O₇; 0,02 н раствор (первичный стандартный раствор)

Тиосульфат натрия Na₂S₂O₃^.5H₂O; 0,02 н раствор (вторичный стандарт- ный раствор, титрант).

Иодид калия KJ; 0,1 М раствор (вспомогательный раствор)

Серная кислота H₂SO₄; 1 М раствор

Индикатор - 5%-ный раствор крахмала.

1. Приготовление первичного стандартного раствора дихромата калия.

Стандартный раствор готовят из химически чистого перекристаллизированного K₂Cr₂O₇. Грамм – эквивалент дихромата калия рассчитывают, исходя из реакции взаимодействия с иодидом калия, протекающей по следующему ионно – электронному уравнению:

1 Cr₂O^2-₇ + 6e + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 7H₂O

3 2J^- – 2e → J₂

Cr₂O^2-₇ + 6J^- + 14H⁺ → 2Cr³⁺ +3J₂ + 7H₂O

Следовательно, грамм – эквивалент K₂Cr₂O₇ равен:

ЭМ

Для приготовления 250 мл 0,02 н. раствора K₂Cr₂O₇ следует взять навеску:

а_теор. =

Рассчитанное количество дихромата калия взвешивают в бюксе сначала на технических весах, а затем точно на аналитических весах, количественно переносят в мерную колбу, растворяют в холодной дистиллированной воде, добавляют воды до метки и тщательно перемешивают. Пустой бюкс взвешивают на аналитических весах; навеска а_практ. определяется по разности взвешиваний.

Нормальность приготовленного первичного стандартного раствора дихромата калия вычисляется по формуле:

N =

2. Установление концентрации раствора тиосульфата натрия

Концентрацию раствора тиосульфата натрия Na₂S₂O₃^.5H₂O устанавливают по первичному стандартному 0,02 н раствору дихромата калия, пользуясь методом замещения. Раствор тиосульфата натрия наливают в бюретку, устанавливают уровень жидкости на нуле по нижнему мениску.

В коническую колбу пипеткой переносят 10 мл раствора K₂Cr₂O₇, прибавляют 10-15 мл 0,1 раствора иодида калия и 10 мл 1 М серной кислоты; смесь хорошо перемешивают. Колбу закрывают часовым стеклом, дают постоять в темноте около 4-5 минут и выделившийся иод титруют раствором тиосульфата. Когда бурая окраска выделившегося иода перейдет в соломенно-желтую, прибавляют 10 капель свежеприготовленного крахмала и продолжают титровать тиосульфатом натрия до перехода синей окраски в светло-зеленую. Титрование считается законченным, если синее окрашивание после окончания титрования не возвращается в течение 1 минуты. Титрование повторяют не менее 3-х раз. Результаты параллельных проб не должны отличаться друг от друга более чем на 0,1 мл. Вычисляют среднее значение объема титранта.

K₂Cr₂O₇ + 6KJ + 7H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3J₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

Cr₂O^2-₇ + 6J^- + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 3J₂ + 7H₂O

1 Cr₂O^2-₇ + 14H⁺ + 6е → 2Cr³⁺ + 3J₂ + 7H₂O

3 2J^- – 2e → J₂

2S₂O₃^2- - 2e →S₄O₆^2-

J₂ +2e→2J^-

J₂+2S₂O₃^2-→2J^-+S₄O₆^2-

J₂ +2Na₂S₂O₃→2NaJ+Na₂S₄O₆

Из реакции (2) следует, что грамм-эквивалент тиосульфата натрия равен его молекулярной массе, т.е. 248,2.

При расчете концентрации титранта следует помнить, что взятое число мг-эквивалентов дихромата калия после реакции с иодидом калия выделяет равное количества мг-эквивалентов тиосульфата натрия, т.е.

N ^. V = N ^. V = N ^. V

Исходя из этого соотношения, нормальность тиосульфата натрия вычисляют по формуле:

N =

T =

ЭМ_{тиосульфата} = Мол.масса Na₂S₂O₃ · 5H₂О = 248,2

3. Определение содержания Cu(II) в растворе медного купороса

Полученный в мерной колбе емкостью 100 мл анализируемый раствор медного купороса CuSO₄^.5H₂O разбавляют дистиллированной водой до метки и тщательно перемешивают.

В колбу для титрования пипеткой переносят 10 мл раствора медного купороса, цилиндром туда же наливают 10 мл 0,1 М раствора KY, 5 мл 1 м H₂SO₄ и, накрыв колбу часовым стеклом, ставят на 5 минут в затемненное место для завершения реакции.

Затем выделившийся иод титруют раствором тиосульфата натрия, не обращая внимания на осадок. Когда окраска раствора станет соломенно-желтой, прибавляют 10 капель крахмала и продолжают титровать до исчезновения синего цвета. Титрование повторяют 3 раза и из сходящихся результатов берут среднее значение.

Реакция идет по уравнению:

2CuSO₄ +4KJ → 2CuJ+ J₂ +2K₂SO₄

2 Cu^{2+ +ē}→ Cu⁺

1 2J^- - 2ē → J₂

2Cu²⁺+2J^-→2Cu⁺+J₂

Исходя из реакции следует, что грамм-эквивалент меди равен ее грамм-атому.

По результатам титрования рассчитывают концентрацию анализируемого раствора и количество Cu(II) в выданном растворе (100 мл) по следующим формулам:

n = n = n

N · V = N · V

Q_Cu(II) = N · V_к · ЭМ_Cu

где Q Cu(II) – содержание определяемого вещества, мг;

ЭМ – грамм-эквивалент меди (ЭМ_Cu= 63,54)

V_к – объем мерной колбы, мл.

ОСАДИТЕЛЬНОЕ ТИТРОВАНИЕ

А р г е н т о м е т р и я

Основная реакция: Ag⁺ + Cl^-=AgCl_(т); K_пр = 1,1^.10^-10

Первичные стандарт-ные раст-воры ис-ходных ве-ществ	NaCl – хлорид натрия, х.ч.; 0,04 н. раствор ЭМ = Молек.масса = 58,443
Вторич-ные стан-дартные растворы (титранты)	1) AgNO3 – нитрат серебра, ~ 0,05 н. раствор ЭМ = Молек.масса = 169,875 2) KSCN (или NH4SCN) – роданид калия, ~ 0,04 н. раствор ЭМKSCN = Молек.масса = 97,18 ЭМ = Молек.масса = 76,12
Фиксиро-вание точ-ки эквива-лентности (ТЭ)	А. Безиндикаторный метод (метод Гей - Люссака) Б. Индикаторные методы 1) Метод Мора. Индикатор K2Cr2O7 – хромат калия, применяют при титровании в нейтральной и слабощелочных средах. Прямое титрование. 2) Метод Фольгарда. Индикатор NH4Fe(SO4)2 · 12H2O – железо – аммонийные квасцы, применяют при титровании в кислой среде. Обратное титрование. 3) Метод Фаянса. Адсорбционные индикаторы: флуоресцеин (определение хлоридов), эозин (определение бромидов).
Определя-емые ве-щества	1.) Галогениды - соли, содержащие Cl-, Br-, J- – ионы. 2.) Роданиды 3.) Цианиды и др. При титровании применяют: а) прямое титрование (метод Мора) nNaCl = n б) обратное титрование (метод Фольгарда) nNaCl = n = n

АРГЕНТОМЕТРИЯ

РАБОТА № 7

РАБОТА № 8

Определение жесткости воды

Реагенты

Сульфат магния MgSO₄; 0,01 н раствор (первичный стандартный раствор)

Комплексон III; 0,05 н раствор (титрант).

Аммонийная буферная смесь.

Индикатор – кислотный хром темно-кислый

_1. Приготовление первичного стандартного раствора MgSO₄

Стандартный раствор 0,01 н MgSO₄ готовят по фиксаналу. Для этого содержимое ампулы количественного через воронку смывают дистиллированной водой из промывалки в мерную колбу емкостью 1000 мл, доводят раствор до метки и тщательно перемешивают.

2. Установление концентрации раствора комплексона III

Концентрацию комплексона III устанавливают по первичному стандартному раствору сульфата магния.

Раствор комплексона III (титранта) наливают в бюретку и устанавливают уровень жидкости на нуле. В коническую колбу емкостью 250 мл пипеткой отмеривают 20 мл стандартного раствора MgSO₄, добавляют 20 мл дистиллированной воды, 5 мл аммонийной буферной смеси и 5 капель индикатора. Раствор перемешивают и медленно титруют раствором титранта до перехода розовой окраски в синюю. Титрование повторяют 2-3 раза. Находят среднее значение, по которому рассчитывают точную концентрацию титранта по формуле:

3. Определение жесткости воды

Полученный для анализа раствор жесткой воды в мерной колбе емкостью 100 мл разбавляют дистиллированной водой до метки и тщательно перемешивают. В коническую колбу емкостью 250 мл пипеткой отмеривают 20 мл жесткой воды, добавляют 20 мл дистиллированной воды, 5 мл аммонийного буферного раствора, 5 капель индикатора и титруют раствором комплексона III до перехода розовой окраски в синюю.

При титровании идет следующая реакция:

Na₂H₂V + Ca²⁺ = Na₂CaV +2H⁺

По результатам титрования вычисляют жесткость воды по формуле:

Жесткость = , мг – экв/л

Вопросы для самопроверки

1. На чем основана классификация титриметрических методов анализа? Привести примеры.

2. Первичные и вторичные стандартные растворы.

3. Что означает титр раствора по определяемому веществу и как он связан с нормальной концентрацией титранта?

4. Что лежит в основе расчетов результатов титриметрического анализа?

5. На титрование 20,00 мл раствора содержащего сульфат железа (II) затрачено 18,54 мл 0,02 н раствора перманганата калия. Вычислить нормальность раствора сульфата железа (II) и титр перманганата калия по железу.

6. Как рассчитать эквивалентные массы окислителя и восстановителя в редоксиметрии?

Потенциометрия

РАБОТА № 9

Вина.

Окислительно- восстановительный потенциал системы, измеряемый как разность потенциалов электродов I и II рода, погруженных в ис­следуемый раствор, фиксируют по показаниям включенного в схему потенциометра ЛПУ -01.

Выполнение работы.

Приборы: потенциометр ( рН-метр), иономер - лабораторный прибор с переключателем "Виды работ" для определения окислительно-восстано­вительного потенциала по нижней шкале, градуированной в милливоль­тах (МВ),либо для определения рН по верхней шкале электроды - платиновый (индикаторный)