Дія цинкуранілацетату (Zn(UO2)3(Ac)8 або ZnAc2∙3UO2Ac2, де Ac− − іони CH3COO− ).

Реагент є специфічним для іонів натрію. В нейтральних або оцтовокислих розчинах він утворює з солями натрію кристалічний осад зеленкувато-жовтого кольору. Ця реакція виконується краплинним способом. Рівняння реакції можна записати так:

Na⁺ + Zn(UO₂)₃Ac₈ + HAc = NaZn(UO₂)₃Ac₉ + H⁺.

Виявленню іонів натрію цією реакцією не заважають іони K⁺, NH₄⁺, Mg²⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺ (у 20-кратному надлишку), а також деякі катіони третьої – п’ятої груп. Заважають іони Hg₂²⁺, Sb³⁺, PO₄³⁻, AsO₃³⁻, AsO₄³⁻, які утворюють з реактивом білі осади. При додаванні реагенту до розчину Fe³⁺ утворюється ацетатний комплекс заліза, тому розчин набуває червоного кольору, але осад не випадає, і тому Fe³⁺ практично не заважає виявленню натрію.

Якщо при дії реагенту на досліджуваний розчин випадають білі голчасті кристали (це може статися при високій концентрації іонів K⁺), до одержаного осаду додають декілька краплин дистильованої води; цей осад розчиняється, а осад NaZn(UO₂)₃Ac₉ залишається.

Забарвлення полум’я.

З катіонів першої групи лише сполуки калію та натрію забарвлюють полум’я в характерні кольори. Дослід виконують таким чином: вушко платинової дротинки, впаяної в скляну паличку, змочують концентрованою соляною кислотою і прожарюють у безбарвному полум’ї газового пальника. Операцію обробки дротинки соляною кислотою повторюють, поки полум’я пальника не стане безбарвним. Очищену дротинку вміщують у досліджуваний розчин (або суху досліджувану речовину), а потім у полум’я. За наявності натрію полум’я забарвлюється в жовтий колір, а за наявності калію – в блідо-фіолетовий. Дослід буде успішним, коли провести попереднє концентрування K⁺ на платиновій дротинці, застосувавши багаторазове змочування її досліджуваним розчином з наступним обережним висушуванням.

Якщо у розчині є обидва катіони, іон натрію заважає виявленню калію, тому що забарвлення його полум’я більш яскраве і воно забиває забарвлення солі калію.

Екзаменаційний білет 2

Помилки при проведенні хімічного аналізу . математична обробка результатів аналізу.

При проведенні хімічного аналізу допускається помилка яка відображається на результатах аналізу

За характером помилки бувають

Випадкові і систематичні . Промахи- грубі помилки.

Випадкові помилки не можуть бути усуненні, але їх вплив може бути врахований статистичною оцінкою результатів аналізу. Випадкові помилки можуть бути зв’язані з недотриманням операцій, чистоти реактивів. . Систематичні помилки пов’язані з недосконалістю приладів , з неправильним вибором методики. Систематична помилка обумовлена причинами відомої природи або ж причинами, які можуть бути виявленні при детальному розгляді методики. Їм відповідає поняття «правильність методу аналізу»

Види систематичних помилок

1.Методичні (усуванні і не усуванні )

2. Оперативні

3. Індивідуальні

При статистичній обробці аналізу слід розрізняти помилки, похибки результату аналізу.

Серед похибок розрізняють абсолютні та відносні похибки.

⌂m= m_іст-m_{розрах.}

⌂х=хі_ст- х_роз.

Е= (m_іст- m_роз/ m_іст )* 100%

E=(⌂/ m_іст)*100%

D_сер=

Достатньо для характеристики відтворювальності результатів, чим менше d_сер тим більш точніше визначення викривлення похибки. Більш точніше є стандартне відхилення , що є кількісною мірою відтворювальності результатів

Якщо при 100 визначень 3 тільки вийдуть за межі виборки. Тоді буде розраховуватись дисперсія, або середнє квадратичне відхилення.

Джерела похибок хімічного аналізу. При виконанні будь якого аналізу звичайно проводять ряд аналітичних операцій ( наприклад зважування , розчинення, осаджування, фільтрування, осушування, титрування, фотометрування.) Всі ці аналітичні операції і вимірювання можуть супроводжуватися похибками. Наприклад промивання осаду може призвести до часткової втрати його внаслідок розчинності гігроскопічної речовині речовини при зважуванні поглинає вологу з повітря , що веде до збільшення їх маси, поспішність у кінці титрування неминуче веде до пере титрування.. Неточне вимірювання шкали приладу ( наприклад бюретки) відкликає до похибки вимірювання.

2. Друга аналітична група катіонів. Дія групового реагенту . Реакції виявлення та відкриття катіонів Ag⁺, Pb²⁺, Hg²⁺.

Катіони другої аналітичної групи утворені хімічними елементами різних груп періодичної таблиці : першої ( Ag ), другої ( Hg ) груп побічних підгруп те четвертої групи головної підгрупи ( Pb ).

Оскільки в атомі Ag є d - , а в атомі Hg є d - і f – стиснення, то атоми мають близькі, невеликі радіуси і великі енергетичні характеристики, слабкі відновники. Вони утворюють катіони з такими електронними формулами:

₄₇ Ag ⁺ ... 4s²4p⁶4d¹⁰ ₈₀ Нg₂²⁺ ... 5s²5p⁶5d¹⁰6 s¹

Для них характерна:

Стехіометрична валентність І (Ag ⁺) і ІІ (Нg₂²⁺ )

Ступінь окиснення + 1 (Ag⁺ , Нg₂²⁺ )

Заряд йонів 1+ (Ag⁺) або (Нg₂²⁺)

Оксиди :

Ag₂О – темно – коричневий

Ag⁺ + ОН ^- = AgОН↓

2 AgОН → Ag₂О + Н₂О

Нg₂О – чорного кольору у вільному стані не виділений

Нg₂О = Нg↓ + НgО

Гідроксиди :

Нg₂( ОН )₂ = Нg₂О+ Н₂О

Дія групового реагенту

Ag⁺ + СІ^- = AgСІ↓ аморфний сірнистий осад білого кольору

Нg₂²⁺ + 2СІ^- = Нg₂СІ₂↓ порошкоподібний білий осад

Pb²⁺ + 2СІ^- = PbСІ₂ ↓ білий кристалічний осад

Умови : розведена хлоридна кислота, стехіометрична кількість речовини НСІ, понижена температура.

Реакції Ag⁺ - катіона

З солей Ag⁺ - катіона добре розчиняються у воді:

AgNO₃, AgF, AgCIO_{3 ,} AgCIO_{4 ,} AgMnO₄

Малорозчинні : AgCH₃COO Ag₂SO₄ AgNO₂

Характерні реакції Ag⁺

1. Хлоридна кислота НСІ та її солі осаджують з нейтральних розчинів

Ag⁺ - катіон

AgNO₃ + НСІ = AgСІ↓ + НNO₃

Ag⁺ + СІ^- = АgСl

2. NaOH, або КОН з Ag утв. чорний осад Ag₂О

АgСl + NaOH= Ag₂О + H₂O + NaCl

Ag⁺ +OH ^-→ Ag₂О + H₂O

3. NH₃·H₂O з Ag утв. чорний осад Ag₂О

Ag⁺ + 2 NH₃·H₂O → Ag₂О + 2 NH₄⁺ + H₂O

4. КІ - з Ag утв. жовтй осад AgІ

Ag⁺ + І^-→ AgІ

Осад AgІ розчиняється лише у присутності великого надлишку КІ.

5. К₂Cr₂O₇ з Ag утв. цегляно-червоний осад Ag₂ CrO₄

2Ag⁺+ CrO₄^2-→ Ag₂ CrO₄

Осад Ag₂ CrO₄ розчиняється в нітратній кислоті в амоніаку і не розчиняється ацетатній кислоті . Реакції заважають йони плюмбуму , барію, стронцію, меркурію, кобальту.

5. Н₂Dz з Ag утв. осад фіолетового кольору Ag НDz

6.Н₂SO₄ з Ag утв. осад білого кольору Ag₂SO₄

2.Ag⁺+ SO₄^2-→ Ag₂ CrO₄

Умови реакції досить велика концентрація Ag⁺ і SO₄² йонів.

7. НСООН – формальдегід відновлює Ag⁺ до вільного срібла.

Умови реакції

1. Амоніачно-лужна реакція розчину
2. нагрівання

8. Na₂S₂O₃ з Ag утв. осад білого кольору Ag₂S₂O₃

2.Ag⁺ + S₂O₃^2- → Ag₂S₂O₃

Осад розчиняється в надлишку реактиву завдяки проходженню процесу комплексоутворення

Ag₂S₂O₃ + S₂O₃^2- → 2[Ag (S₂O₃)₂]^3-

Осад легко розчиняється у надлишку амоніаку .

AgСІ + 2NH₃ = [Ag( NH₃)₂]CI

При дії НNO₃ випадає б ілий осад

[Ag( NH₃)₂]CI + 2 НNO₃ = AgСІ↓ + 2 NH₄NО₃

[Ag( NH₃)₂]⁺ + СІ^- + 2Н⁺= AgСІ↓ + 2 NH₄ ⁺

Реакція фармакопейна.

Реакції Нg₂²⁺ - катіона

Більшість сполук дімеркурій І – катіона малолорозчинні у воді.

Не розчинні : Hg₂CI₂ ,Hg₂I₂

Малорозчинні: Hg₂SO_4, Hg₂CrO₄

Розчинні: Hg₂(NO₃)₂ , Hg₂( CIO₃)₂ , Hg₂( CIO₄)₂

Характерні реакції Нg₂²⁺

1. NaOH або KOH з Нg₂²⁺ - йоном утворює чорний осад

Нg₂²⁺ + 2ОН^- = Нg₂О↓ + Н₂О

2.КІ – йодид калію з Нg₂²⁺ - йоном утворює зелений осад

Нg₂²⁺ + 2І^- = Нg₂І₂↓

При надлишку калію йодиду

Нg₂І₂ + 2І^-= [НgІ₄] + Нg

3. .NH₃·H₂O з Нg₂²⁺ утв. Білий осад димеркурій амід моно оксид нітрату і чорний осад вільної ртуті.

Нg₂²⁺ + 2 NH₃·H₂O + NO₂^-→ [Нg₂ONH₂]NO₃ +2 Нg + 2 NH₄⁺ + H₂O

4. К₂Cr₂O₄ з Нg²⁺₂ утв. На холоді бурий аморфний осад Нg₂ CrO₄, який при кипятіні переходить у червоний кристалічний осад.

Нg²⁺₂ + CrO₄^2-→ Нg₂ CrO₄

Осад не розчиняється в лугах і нітратній кислоті

5.Купрум відновлює Нg²⁺₂ до вільної ртуті

Нg²⁺₂ + Сu → Сu²⁺+ 2 Нg

Умови досліду : мідна пластинка обезжирена і очищена наждачним папером , відсутність сильних окисників.

6. Дифенілкарбазон і дифенілкарбазит з Нg²⁺₂ дають сполуку блакитного кольору або синьо фіолетового.

Дифеніл карбазон і Дифенілкарбазит

Утв з Нg²⁺₂ сполуку

димеркурій(І) дифеніл карбазонат.

Умови реакції: відсутність Нg(ІІ) – катіона і CrO₄^—аніона в кислому розчинні.

Відсутність Сr(III), Fe(II), Fe(III), Co(II) i Cu(II) катіонів у нейтральному і ацетатнокислому розчинах.

7. Н₂SO₄ з Нg₂²⁺ утв. осад білого кольору Нg₂SO_4, який розчиняється у в концентрованій нітратній кислоті.

Нg₂²⁺ + SO₄^2-→ Нg₂SO₄

8. Na₂CO₃ або K₂CO₃ з Нg₂²⁺ утв. Жовтуватий осад, нестійкий тому поступово сіріє внаслідок дисмутації.

Нg₂²⁺ + СО₃^{2- -}→ Нg₂СO₃

Нg₂СO₃→ НgO + Нg + СO₂

Характерні реакції на плюмбум(ІІ) катіон

1. NaOH або KOH з Рb²⁺ - йоном утворює білий осад Pb(OH)₂

Рb²⁺ + 2ОН^- = Pb(OH)₂

Pb(OH)₂ амфотерний розчиняється в NaOH або KOH , HNO_3.

Pb(OH)₂ + 2OH^-→ [Pb(OH)₄]^2-

Pb(OH)₂+ CH₃COOH→ Pb(CH₃COO)₂ + H₂O

2.КІ – йодид калію з Рb²⁺ - йоном утворює жовтий осад

Рb²⁺ + 2І^- = РbІ₂↓

РbІ₂ + СН₃СООН→ Pb(CH₃COO)І

Умови :Стехіометрична кількість речовини реактиву КІ

3.NH₃·H₂O з Рb²⁺ утв. Плюмбум гідроксид який не розчиняється в надлишку реактиву.

Рb²⁺ + 2 NH₃·H₂O→ Pb(OH)₂+ 2 NH₄⁺

4. К₂Cr₂O₄ і К₂Cr₂O₇ з Рb²⁺ утв. жовтий дрібнокристалічний осад плюмбуму

2Рb²⁺ + CrO₄^2-→ РbCrO₄

2Рb²⁺ + Cr₂O₇^2-+ 2 СН₃СОО^- +НОН→2РbCrO₄ + 2СН₃СООН

РbCrO₄ – розчиняється в лугах і практично не розчиняється в аміаку, в амоній ацетаті.

5. Н₂SO₄ з Рb^{2 +} утв. білий кристалічний осад РbSO_4,

Рb^{2 +} + SO₄^2-→ РbSO_4,

6. Na₂CO₃ або K₂CO₃ з Рb²⁺ утв. Рb²⁺ осад білого кольору.

Рb²⁺+ CO₃^2- → РbCO₃

7. КSCN з Рb²⁺ утв білий осад.

Рb^{2 +} + 2 SCN^-→ Рb(SCN)₂

1. Вплив однойменних та сторонніх йонів на розчинність електролітів. Сольовий ефект.

Сольовий ефект це підвищення розчинності малороз­чинних електролітів, які перебувають у рівновазі з осадом, при додаванні до них сильних електролітів, що не містять одноймен­них йонів з осадом.

Наприклад, експериментально встановлено, що роз­чинність сульфатів СаS0₄, SrS0₄ і ВаS0₄ збільшується при дода­ванні до їх насичених розчинів, які перебувають у рівновазі з оса­дом, розчинів КС1, NаСІ, KNO₃, розчинність цих суль­фатів тим більша, чим більша концентрація речовини добавленої солі у розчині.

Сольовий ефект пояснюється на основі вчення про ак­тивність йонів і йонну силу розчину. При доливанні до насичено­го розчину малорозчинного електроліту іншого, сильного елект­роліту, який не має спільних йонів з малорозчинним елект­ролітом, йонна сила розчину зростає, а коефіцієнти активності йонів зменшуються. Це веде до того, що величина добутку роз­чинності малорозчинного електроліту стає більшою, ніж величи­на добутку розчинності цього електроліту в чистій воді.

За теорією сильних електролітів сольовий ефект обумов­лений зменшенням коефіцієнтів активності йонів внаслідок під­вищення йонної сили розчину при додаванні сторонніх електро­літів.

Різні електроліти, прилиті в однаковій кількості, дають різний сольовий ефект, оскільки йони мають різну величину за­рядів, що впливає на величину йонної сили.

Осадження можна вважати практично повним, якщо в роз­чині залишається така кількість речовини осаджуваних йонів, яка не заважає в подальших операціях розділення і виявлення йонів. Оскільки константа ДР ніколи не буває рівною нулю, то осаджен­ня гіе може, бути абсолютно повним. Частина осаджуваних йонів завжди залишається у розчині. Для більш повного осадження до розчину додають деякий надлишок реагенту - осаджувача.

Повнота осадження йона залежить від розчинності сполу­ки, у вигляді якої осаджується цей йон. Практично при осадженні будь-якого йона'даю ть півторакратний надлишок осаджувача у порівнянні зіьстехіометричним, коли осадження буде повним. Проте дужо великий надлишок осаджувача веде до розчинення осаду.(сольовий ефект).

Вплив однойменних йонів. Якщо до насиченого розчину малорозчинного електроліту долити розчин іншого електроліту, який містить однойменний йон з осадом, то добуток молярноїконцентрації йонів стане більшим за величину добутку розчин­ності, розчин стає пересиченим, а пересичені розчини нестійкі; при стоянні вони виділяють частину розчиненої речовини у ви­гляді осаду. Розчинність малорозчинного електроліту пони­жується в найбільшій мірі при введенні в розчин того йона, стехіометричний коефіцієнт якого у формулі вищий.

4. Розрахувати масовий вміст Mg(ω , %) у сплаві з алюмінієм, виходячи з наступних даних: маса наважки сплаву – 1,0135г, гравіметрична форма – Mg₂P₂O₇, її маса – 0,1325г.

Дано

mн=1,0135г mгравіметричної форми=0,1325 Mg2P2O7

W-?

Яка масова частка Mg у сплаві-?

W(%)(Mg)=

W(%)(Mg)= * 100%=13%

Відповідь: Масова частка магнію становить 13%.

Білет №3

Питання 1

Гравіметричний (вагов.) метод аналізу – це метод кількісного хім. аналізу, який ґрунтується на точному вимірюванні маси речовини, що визначається або її складових частин, що виділяються у чистому стані або у вигляді відповідних сполук.

Основні операції: попередня підготовка скляного посуду; розрахунок наважки; взяття наважки; розчинення аналізуючої речовини; осадження; фільтрування; промивання осаду; висушування; прокалювання і зважування; розрахунок результатів. Осад, що утворюється при гравіметричному аналізі повинен бути практично нерозчинним, відокремлюватися від фільтрату.

Розрізняють три варіанти ваговаго аналізу:

1) визначення вологи – наважку р-ни висушують, волога випаровується, маса зменшується.

W(вологи)=

2) визначення золи – спалюють точну наважку р-ни, прокалюють залишок до тих пір поки маса перестане зменшуватися:

W(золи)=

3) по масі осаду – речовину переводять в осад, який фільтрують,промивають, висушують, зважують і по масі визначають вміст аналізуючої речовини.

W(Ва)=

W(Fe)=

F – аналітичний фактор = показує масу в грамах визначуваного елемента в 1г осаду. F = 0,6994.

Питання 2

Катіони 3-ої анал. гр утворюють хім. елементи 2 гр. головної підгрупи період. системи, тобто лужноземельні метали.

1) Дія групового реактиву Н₂SO₄:

Ме²⁺ + SO₄^2- = МеSO₄¯, утв-ся осади сульфатів – білі.

2) Na2CO3 – з катіонами 3-ої аналіт.гр. утворює білі аморфні осади.

Ме²⁺ + СО32- ® МеСО3¯. Перевіряють розчинність одержаних карбонатів y HCl, HNO3, CH3COOH. Карбонати Са2+ - Ва2+ легко розчиняються у НСl, HNO3, CH3COOH, і H2CO3 у останньому випадку утворюються гідроген солі: CaCO3 + CO2 + H2O®Ca(HCO3)2.

3) (NH4)2CO3 – амоній карбонат з Ca2+, Sr2+, Ba2+ утворює білі аморфні осади: МеCl2+(NH4)2CO3®MeCO3¯+NH4Cl.

ДР(CaCO3)=1,7×10^-8, SrCO3=9,4×10^-10, BaCO3=4,9×10^-9. Тому при кипятінні сульфатів CaSO4, BaSO4, SrSO4 з р-ном Na2CO3 відбувається перехід сульфатів в карбонати. MeSO4+CO32-® MeCO3¯+SO. BaCO3 розчиняють у CH3COOH і відкривають Ва2+характерними реакціями:

BaCO3+2CH3COOH® Ва2+2CH3COO-+Н2О+СО2­.

4) (NH4)2C2O4 – диамоній оксалат з Са2+ і Ва2+-іонами утворює білі дрібнокристалічні осади оксалатів.:

Ме²⁺+С2О42-®MeC2O4¯. Розчинність оксалатів у CH3COOH різна: СаС2О4 не розчин. в CH3COOH, SrС2О4 дещо розчиняється, ВаС2О4 розчиняється в гар. CH3COOH.

5) Nа2НРО4 з Ca2+, Ва2+, Sr2+ утворює білі аморфні осади СаНРО4, SrНРО4, ВаНРО4.

Ме2+ + НРО42-®МеНРО4¯;

У присутності амоніаку утворюються середні солі: Са3(РО4)2, Sr3(РО4)2, Ва3(РО4)2.

3Ме²⁺+2НРО42-+ NH3×Н2О®Ме3(РО4)2¯+ NH4+ + 2Н2О.

6) NаОН з Ca2+, Ва2+, Sr2+ утворює білі осади, розчинність яких у ряді Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2 зростає.

Ме2+ + 2ОН-®Ме(ОН)2¯.

6) (NH4)ОН не утворює з цими катіонами осади.

Характерні та специфічні реакції для катіонів:

Са2+:

1) Nа2С6О6 – динатрій родизонат: фіолетове забарвлення у присут NаОН

CaCl2 + NаОН+ Nа2С6О6®Ca(OH)2×CaC6O6 + NaCl.

2) K4[Fe(CN)6] - калій гексаціаноферат 2, утв-ся кристалічний осад білого кольору, склад якого залежить від умов:

Ca2+ + К+ + NH3×Н2О + [Fe(CN)6]4-®СаNН4K[Fe(CN)6]¯ + ОН-;

Ca2+2 NH4+ + [Fe(CN)6]4-®(NН4)2Са[Fe(CN)6]¯;

Ca2+ + 2К+ +[Fe(CN)6]4-®К2Са[Fe(CN)6]¯;

2Са2+ + [Fe(CN)6]4-® Са2Fe(CN)6]¯;

3) ВаF2 – утворює білий кристал осад СаF2:

Ca2+ + ВаF2® СаF2+Ва2+.

4) К2CrO4- жовтий осад СаCrO4¯:

Са2+ + CrO42- + 2Н2О® СаCrO4×2Н2О¯;

5) мікрокристалоскопічна р-ція СаSO4×2Н2О виявляють в присутності Н2SO4;

6) р-ція на полум’я – цегляно-червоне.

Sr2+:

1) Nа2С6О6 – утвор. Бурувато-червоний осад:

Sr2+ + С6О62-® SrС6О6¯

2) р-ція з гіпсовою водою: (СаSO4×2Н2О)

Sr2+ + СаSO4® SrSO4¯+ Са2+, утв-ся білий кристал.осад.

3) К2CrO4- утв-ся жовтий кристал осад:

Sr2+ + CrO42-® SrCrO4¯;

4) р-ція на полум’я – кармінно-червон.

Ва2+:

1) Nа2С6О6:

Ва2+ + С6О62-®ВаС6О6¯;

У присутності Н+катіона переходить у гідроген-сіль:

ВаС6О6 + 2Н+ + С6О62-®Ва(НС6О6)- червоно-бурого кольору

2) К2Cr2О7- з Ва2+- катіоном утворює жовтий осад барій хромату(6):

2Ва2+ + Cr2О72-+ НОН®2ВаCrО4¯+2Н+

Або

Cr2О72-+ НОН« CrО42- + 2Н+;

2Ва2+ + 2 CrО42-®2ВаCrО4¯.

У водному розчині Cr2О72- - іон гідролізує зутворенням CrО42- - іона, який зв’язується Ва2+- катіоном у осад. Велина ДР(ВаCrО4) швидше досягається, ніж ДР (ВаCr2О7). Продуктом гідролізу є Н+ , який створює кислу рекцію розчину. Для усунення заважаючої дії Н+ додають СН3СООNа.

3)конц. НСl або HNO3 осаджують з досить концентрованих розчинів солей Ва чисті солі.

4) K4[Fe(CN)6]- калій гексаціаноферат (2)з Ва2+ утворює білий осад:

Вa2+ NH4+ +К+ + [Fe(CN)6]4-®Ва(NН4)К[Fe(CN)6]¯;

5) р-ція на забарвлення полум’я – жовто-зелений колір.

Питання 3

ДИТИЗОН

(дифенілтіокарбазон, H2Dz) C2H5N=NC(S) NHNHC6H5, ; чорні, пурпурно-чорні або синьо-чорні кристали; т. пл. 168°З; не розч. у воді, дуже мало розч. у етанолі, діетиловому ефірі, розч. у СНСl3 реагент для екстракційно-фотометрич. визначення і концентрації у вигляді однозаміщених дитизонатів катіонів металів, в т. ч. Ag(I), Au(III), Bi(III), Cu(I, II), Fe(II), Hg(I, II),

Диметилгліоксим (р-ктив Чугаєва) застосовують для якісного і кількісного визначення нікелю. Як селективний реагент на нікель диметилгліоксим запропонований в 1905 Л. А. Чугаевым, тому диметилгліоксим іноді називають "реактив Чугаева".

При взаємодії з іонами нікелю диметилгліоксим утворює червоний комплекс, який може бути легко обложений і визначений гравіметрично.

NiCl2 + NH3×Н2О®[Ni(NH3)6]Cl2 + H2O

[Ni(NH3)6]Cl2 + H2Dm + 4H2O®Ni(HDm)2¯ + 2NH4Cl + 4NH3×Н2О

Алізарин(1,2-дигідроксиантрахінон) - оранжево-червоні кристали(голки) триклінної або ромбічної системи. У аналітичній хімії алізарин служить реагентом для визначення іонів алюмінію і ряду інших елементів.

Al3+ + H2Alis + 3OH-®Al(OH)2(HAlis) + H2O

8-оксихінолін(оксихінолін, оксин) - гетероциклічна органічна сполука складу C9H7NO. Ясно-жовті кристали;

Здатність 8-оксихіноліна утворювати з багатьма катіонами металів малорозчинні у водних розчинах(оцтової кислоти, аміаку та ін.) кристалічні внутрішньокомплексні солі(хелати), наприклад Mg(C9H6ON) 2, Al (C9H6ON) 3, використовується на практиці для визначення і розділення ряду металів (Al, Zn, Cd, Mg та ін.).

1-нітрозо-2-гідроксинафталін з солями кобальту(3)утворює пурпурно-червоний осад, який не розчиняється в холодних HNO3, HCl, але розчиняється в орган. Розчинниках етанол,ефір.

2СоCl2 + + 1/2О2® +4HCl+H2O

Питання 4-задача

М_Е(СаCl2)=1/2*111г/моль=55,5г/моль;

m= М_Е*C_Е*V/1000=55,5*0,4*500/1000=11,1г;

Т= m/V=11,1/1000=0,111г/см³.

Білет 4

3. Кристалічний осад -це осад з порівняно сильними звязками між його частинками. Утворення кристалічних осадів характеризується тим, що при додаванні окремих порцій осаджувача нові центри кристалізації утворюються не відразу. Основною умовою отримання кристалічних осадів є повільне додавання реактиву, при якому кристалічні центри виростають у порівняно великі кристали.

Для осадження кристалічних осадів користуються розбавленими розчинами, так як у цих умовах утворюються осади у формі більших кристалів. При осаджуванні кристалічних осадів з гарячих розчинів збільшується їх розчинність, тому виникає менше центрів кристалізації. Внаслідок цього створюються умови для утворення крупніших кристалів.

Приклади: BaSO₄, BaCrO₄, CaC₂O₄ та ін.

Аморфний осад характеризується слабкими звязками між його частинками. По суті це коагульований внаслідок швидкого доливання розчину осаджувача колоїдний розчин. При швидкому доливанні реактиву є основною умовою отримання аморфного осаду, відразу виникає багато центрів кристалізації та дрібних агрегатів кристалів. Аморфні осади, особливо гідроксиди металів, краще осаджувати з концентрованих розчинів. Це сприяє зменшенню загальної поверхні і утворенню осаду. Внаслідок зменшення загальної поверхні зменшується адсорбція сторонніх речовин, що робить осади чистішими.

При осаджуванні аморфних осадів нагрівання сприяє коагуляції колоїдних частинок і укрупненню зерен осаду.

Аморфні осади характерні для багатьох важкорозчинних сполук: гідроксидів та сульфітів металів, силікатної та вольфрамової кислот, та інших.

При осадженні кристалічних осадів необхідно виконувати певні умови:

1. осаджувати тільки з розведених розчинів розведеними розчинами осаджувача. Це уповільнює випадення осаду і попереджає забруднення осаду

2. осаджувати лише підігріті розчини гарячими розчинами осаджувачів, що також уповільнює процес утворення осаду і робить його більш крупнокристалічним

3. приливати осаджувач по краплям при постійному перемішуванні скляною паличкою, що зменшує можливість адсорбції йонів осаджувача осадом.

При осадженні аморфних осадів необхідно виконуючи такі умови:

1. осаджувати тільки з концентрованих розчинів при нагріванні

2. застосовувати осаджувач у вигляді концентрованого розчину і додавати його швидко

3. добавляти після осадження аморфного осаду 150 мл гарячої води і швидко фільтрувати, щоб не відбулася пептизація колоїда

Умови утворення і випадіння осадів під час проведення аналітичних реакцій: осад малорозчинного сильного електроліту утворюється тоді, коли після змішування розчинів реагентів добуток молярних концентрацій катіонів і аніонів (IД) буде більшим, ніж добуток розчинності (ДР), тобто коли

IД > ДР. Наприклад, осад барій сульфату буде випадати тоді, коли:

- розчин пересичений, переважає процес

осадження, де . Якщо - динамічна рівновага; при - розчин ненасичений, осад не випадатиме, а буде переважати процес розчинення осаду.

У загальному вигляді для електроліту , який дисоціює

добуток розчинності матиме вигляд

,

де і – стехіометричні коефіцієнти в рівнянні дисоціації електроліту.

Наприклад, для солі , що дисоціює, як

добуток розчинності буде таким

.

1. Титрування – це процес поступового добавляння розчину відомої концентрації з бюретки до розчину речовини, що визначається. Розчин, концентрація якого відома з високою точністю, називається титрованим, стандартним, робочим або титрантом. Титрування ведуть до досягнення точки еквівалентності – це момент, коли речовини прореагують у відповідності до закону еквівалентів. Точку еквівалентності встановлюють за допомогою індикаторів. Індикатор – це речовина, яка за певних умов змінює свій колір. Вибір індикатору залежить від типу реакції.

Вимоги до реакцій в титриметричному аналізі

Реакції в титриметричному аналізі повинні задовольняти наступним вимогам:

1. Реакції повинні проходити стехіометрично, тобто, проходити згідно з рівнянням реакції.

2. Реакції повинні проходити кількісно, тобто, повнота проходження повинна складати не менше 99,9%.

3. Стандартний (титрований) розчин реактиву повинен реагувати тільки з речовиною, що визначається, тобто, реакція повинна бути специфічною.

4. Реакція між титрованим розчином і розчином речовини, що визначається, повинна проходити з великою швидкістю.

5. Необхідно мати надійний спосіб фіксування точки еквівалентності.

6. В розчині повинні бути відсутніми речовини, що заважають проходженню основної реакції або не дають можливості фіксувати точку еквівалентності.

Класифікація методів титриметричного аналізу

В залежності від типу реакції, що лежить в основі титрування, розрізняють наступні методи аналізу.

1. Метод кислотно – основного титрування

В основі цього методу лежать кислотно – основні реакції, пов’язані із зміною кислотності розчину у процесі титрування. Різка зміна рН спостерігається у точці еквівалентності. Для її фіксації використовують рН-індикатори, які змінюють своє забарвлення в залежності від рН розчину.

2. Метод окисно – відновного титрування

В основі цього методу лежать реакції окиснення – відновлення. В процесі титрування змінюється потенціал розчину. Для визначення точки еквівалентності використовують окисно – відновні (редокс) індикатори, які змінюють своє забарвлення в залежності від потенціалу розчину.

3. Метод осадження і комплексоутворювання

Титриметричні методи аналізу з використанням реакцій осадження і комплексоутворювання об’єднані в одну групу методів, оскільки багато реакцій осадження за певних умов є і реакціями комплексоутворювання, і навпаки, реакції комплексоутворювання закінчуються утворенням малорозчинних сполук.

Точку еквівалентності в цих методах визначають як індикаторними, так і без індикаторними методами.

За способом титрування розрізняють методи прямого і непрямого титрування.

В методах прямого титрування йон чи компонент, що визначається, титрують титрованим розчином або навпаки.

До методів непрямого титрування належать метод заміщення та метод зворотного титрування (метод залишків).

Метод заміщення полягає в тому, що йони, які визначаються, заміщують еквівалентною кількістю інших йонів, які вже можна визначити прямим титруванням. Цей метод використовують, якщо є труднощі з фіксацією точки еквівалентності.

Метод зворотного титрування (метод залишків) полягає в тому, що до аналізуємого розчину додають точно відомий надлишок титрованого розчину реактиву і титрують цей надлишок відповідним робочим розчином. Метод застосовують в тому випадку, коли немає відповідного індикатора для визначення точки еквівалентності, або, коли реакція проходить надто повільно.

Розрахунки в титриметричному аналізі

1. Розрахунок маси наважки, необхідної для приготування заданого об’єму стандартного розчину відомої концентрації

, (5.6)

де C-молярна концентрація еквівалента стандартного розчину, моль-екв/л; молярна маса еквівалента речовини, г/моль-екв; об’єм розчину, мл.

2. Розрахунки вмісту речовини за методом окремих наважок при прямому титруванні

; (5.7)

; (5.8)

, (5.9)

де об’єм титрованого розчину, мл; молярна концентрація еквівалента титрованого розчину, моль-екв/л; молярна маса еквівалента речовини, що визначається, г/моль-екв; титр титрованого розчину В за речовиною А, г/мл; маса наважки, г.

4. Розрахунки вмісту речовини при зворотному титруванні

, (5.11)

де молярна концентрація еквівалента титрованого розчину, надлишок якого додається до аналізуємого розчину, моль-екв/л; об’єм надлишкового титрованого розчину, мл; молярна концентрація еквівалента титрованого розчину, яким титрується надлишок, моль-екв/л; об’єм цього титрованого розчину, мл; молярна маса еквівалента речовини, що визначається, г/моль-екв; маса наважки, г.

5. Розрахунки молярної маси еквівалента

- кислоти , (5.12)

де молярна маса кислоти, г/моль; - число йонів Н⁺, що містить кислота;

- основи , (5.13)

де молярна маса основи, г/моль; - число йонів ОН^-, що містить основа;

- солі , (5.14)

де молярна маса солі, г/моль; - кількість йонів металу; - заряд йонів металу.

Для окисно-відновних реакцій молярна маса еквівалента речовини, що приймає в ній участь, розраховується за рівнянням

(5.15)

де молярна маса речовини, г/моль; - кількість електронів, що приймає участь в окисно-відновному процесі цієї речовини.

Основні операції титриметричних методів аналізу:

1. приготування розчинів стандартної та аналізованої речовини.
2. титрування
3. обчислення

За способом приготування розрізняють первинні стандартні розчини і вторинні стандартні розчини- стандартизовані.

Стандартний розчин – це розчин з точно відомою концентрацією речовини або точно відомим титром.

Первинні стандартні розчини ( розчини з приготовленим титром): Na₂B₄O₇ ∙ 10H₂O, Na₂CO₃, K₂Cr₂O₇, KCl, NaCl, Na₂C₂O₄, H₂C₂O₄ ∙ 2H₂O.

Стандартизовані розчини: HCl, H₂SO₄, NaOH, KOH, KMnO₄, Na₂S₂O₃ ∙ 5H₂O.

1. Розв’язок

Допускають, що маса BaCl_{2 ∙} 2H₂O = 0,1, оскільки осад кристалічний важчий за повітря

BaCl_{2 ∙} 2H₂O - Ba

244 - 137,33

0,1 - x

X = 0,056 г

ω = m ( практ. вих ) / m ( теор вих.) ω = 56, 77%

X = 0, 056 / 0, 5677 = 0, 099 г. ( теор. вих.)

m (практ.в) = 0, 056 г.

m ( теор. в) = 0, 099 г.

⌂ m ( абсолютна) = │m (іст.) – m ( розр.) │

⌂ m = │0, 099- 0, 056│

ε = │0, 099- 0, 056│ / 0, 056 ∙ 100% =76, 78 %

1. Дія групового реактиву NaОН або КОН

Натрій гідроксид або калій гідроксид з катіонами чет­вертої аналітичної групи утворюють аморфні осади гідроксидів, за винятком сполук As(III) і Аs(V) :

[Сг(OH₂)₆]^3- + 3OH^- → [Cr(OH₂)₃(OH)₃]↓ + 3H₂O

[Al(OH₂)₆]³⁺ + 3OH^- → [Al(OH₂)₃(OH)₃]↓ + 3H₂O

[Zn(OH₂)₄]²⁺ + 2OH^- → [Zn(OH₂)₂(OH)₂]↓ + 2H₂O

[SnCl₄]^2- + 2OH^- → Sn(OH)₂↓ + 4Cl^-

Sn²⁺ + 2OH^- → Sn(OH)₂↓ або SnO ∙ xH₂O

[SnCl₆]^2- + 4OH^- → Sn(OH)₄↓ + 6Cl^-

Sn⁴⁺ + 4OH^- → Sn(OH)₄↓ або SnO₂ ∙ xH₂O

As³⁺ + 4OH^- → [As(OH)₄]^-

As³⁺ + 6OH^- → [As(OH)₆]^-

Хром(ІІІ)-катіон

1. Окиснення хром(ІІІ)-катіона до Сr(VI) різними окисниками

а) Окиснення хром(ІІІ)-катіона гідроген пероксидом - Н₂О₂ у лужному середовищі:

2Сr^,3+ + 3Н₂O₂ + 10 ОH^- → 2СrO₄^2- + 8Н₂O

2 | Сr³⁺ + 8OН^- - Зе = СrO₄^2- + 4Н₂O

3 | H₂O₂ + 2e = 2OH^-

б) Окиснення хром(Ш)-катіона КМnO₄ (калій тетрaоксоманганатом(VІІ)) у кислому середовищі:

10 Сr³⁺ + 6МnO₄^- + 11Н₂О → 5Сr₂O₇^2- + 6Mn²⁺ + 22Н⁺

5 | 2Сr³⁺ + 7Н₂O - 6е = Сr₂O₇^2- + 14Н⁺

6 | МnО₄^- + 8Н⁺ + 5е = Мn²⁺ + 4Н₂O

Умови реакції:

а) середовище сульфатної(УІ) кислоти;

в) Окиснення хром(ІІІ)-катіона (NH₄)₂S₂O₈ або К₂S₂O₈ - диамоній або дикалій гексаоксопероксодисульфатом(VІ) у присутності каталізатора (AgNO₃) і нітратної(V) кислоти:

2Сr³⁺ + 3S₂O₈^2- + 7Н₂O → Сr₂O₇^2- + 6SO₄^2- + 14Н⁺

1 | 2Cr³⁺ + 7H₂O – 6e = Cr₂O₇^2- +14H⁺

3 | S₂O₈^2- + 2e = 2SO₄^2-

2. Хромат(VІ)- або дихромат(VІ)-іони у кислому роз­чині окиснюють

йодид-іон, відновлюючись, до хром(ІІІ)- катіона:

6I^- + Сr₂O₇^2- + 14Н⁺ = 3І₂ + 2Сr³⁺ + 7Н₂O

3 | 2I^- - 2е = І₂

1 | Сr₂O₇^2- + 6e + 14Н⁺ = 2Сr³⁺ + 7Н₂O

4. Арґентум(І)-, барій- і плюмбум(ІІ)-катіони осаджу­ють хромат (VІ)-іон з розчинів, утворюючи забарвлені осади:

2Аg⁺ + СrО₄^2- → Аg₂СrO₄↓

Ва²⁺ + СrO₄^2- → ВаСrO₄↓

Рb²⁺ + СrO₄^2- → РbСrО₄↓

Реакції виконують краплинним методом.

9. ЕДТА - Nа₂Н₂Y∙2Н₂O - динатрій етилендиамінтетраацетат-вода(1/2) з хром(ІІІ)-катіоном у слабкокислому се­редовищі утворює координаційну сполуку фіолетового коль­ору СrY^- де Y^4- - аніон ЕДТА:

Сr³⁺ + Н₂Y^2- → СrY^- + 2Н⁺

Умови реакції:

а) рН 4-5; б) надлишок ЕДТА; в) відсутність Fе³⁺-, Сu²⁺-, Со²⁺-, Ni²⁺-іонів тощо, які мають хромофорні власти­вості; г) відсутність оксалат- і цитрат-аніонів; д) нагрівання.

1.Гідроліз гексагідроксоалюмінатів(ІІІ) у присутності амоній хлориду

NН₄С1 за нагрівання:

[А1(ОН₂)₆]³⁺ + 3ОН^- → [А1(ОН₂)₃OH)₃]↓ + 3H₂O

[А1(ОН₂)₃OH)₃] + 3ОН^- → [А1(ОН)₆]^3- + 3H₂O

[А1(ОН)₆]^3- + NH₄⁺ + 2H₂O → [А1(ОН₂)₃OH)₃]↓ + NH₃↑ + 3H₂O

2. Алізарин (H₂Alis, 1,2-диоксіантрахінон, С₁₂Н₆(СО)₂(ОН)₂) з амюміній-катіоном утворює червоний «алюмінієвий лак», який не розчиняється в ацетатній, або в етановій, кислоті):

Al³⁺ + H₂Alis + 3OH^- → Al(OH)₂(HAlis) + H₂O

Алізарин

1. 8-Оксихінолін (НОхіn) з алюміній-катіоном утворює не­розчинний у воді, але добре розчинний у органічних розчинни­ках алюміній оксихінолят солом'яно-жовтого кольору

Цинк(ІІ)-катіон

1. К₄[Fе(CN)₆]^4- з Zn²⁺-іоном утворює білий осад, який не розчиняється в розведених кислотах, але розчиняється в лугах:

3Zn²⁺ + 2К⁺ + 2[Fе(СN)₆]^4- → К₂Zn₃[Fе(СN)₆]₂↓

2.К₃[Fе(СN)₆] з Zn²⁺-катіоном утворює осад коричнево-жовтого кольору, який розчиняється в лугах:

3Zn²⁺ + 2[Fe(CN)6]^3- → Zn₃[Fe(CN)₆]₂↓

Н₂S з Zn²⁺-катіоном у присутності натрій ацетату утво­рює білий драглистий осад, який не розчиняється в СН₃СООН:

Zn²⁺ + Н₂S + 2СН₃СОО^- → ZnS↓ + 2СН₃СООН

4. Дитизон (дифенілтіокарбазон, C₆H₅-NH-NH-CS-N=N-C₆H₅, H₂Dz)

Н₂Dz + 2OН^- + 2Nа⁺ → Na₂Dz + 2Н₂O

Станум(ІІ)-катіон

2. Бісмут(ІІІ)-катіон у лужному середовищі окиснює станум(ІІ)-катіон до станум(ІV)-катiона, відновлюючись до оксами­тово-чорного металічного бісмуту:

Sn²⁺ + 2OН^- → Sn(ОН)₂↓

Sn(ОН)₂ + 2OН^- [Sn(ОH)₄]^2-

3[Sn(ОН)₄]^2- + 2Ві(ОН)₃ → 3[Sn(ОН)₆]^2- + 2Вi↓

6. Н₂S - гідроген сульфід або Nа₂S - натрій сульфід з Sn²⁺- іоном утворює темно-коричневий осад SnS, який не розчиняється в надлишку реактиву (Н₂S чи Nа₂S).

Sn²⁺ + Н₂S → SnS↓ + 2Н⁺

хлоридній кислоті губчасте олово може знову розчинитися.

5. Оксалатна (щавлева) кислота - Н₂С₂O₄∙2Н₂O з нейтраль­ного або слабкокислого розчину станум(ІІ)-катіона осаджує станум(ІІ) оксалат:

Sn²⁺ + Н₂С₂O₄ → SnC₂O₄↓ + 2Н⁺

Станум(IV)-катіон

1. Гідроліз солей станум(IV)-катіона

Найповніше SnСl₄ гідролізує за нагрівання і у присутності нітратних(V) або сульфатних(VІ) солей:

[SnСl₆]^2- + 4НОН → Sn(ОН)₄ ↓+ 4Н⁺ + 6Сl^-

3.Н₂S - сульфідна кислота з Sn(ІV)-катіоном утворює жовтий осад:

[SnСl₆]^2- + 2Н₂S → SnS₂↓ + 4Н⁺ + 6Сl^-

Осад розчиняється в концентрованій хлоридній кислоті, в лугах і Na₂S:

SnS₂ + 6НСl_конц → Н₂[SnСl₆] + 2Н₂S↑

Білет 5

1. КИСЛОТНО-ОСНОВНЕ ТИТРУВАННЯ (метод нейтралізації)

титриметричний метод аналізу, в основі якого (у водному середовищі) лежить реакція нейтралізації: H₃O⁺ + OH^- 2H₂O.

Реакції кислотно-основної взаємодії характеризуються великою швидкістю і проходять строго стехіометрично.

Стандартними розчинами методу є 0,1 М…0,001 М розчини HCl, H₂SO₄, NaOH, KOH. Якщо як титранти використовують розчини кислот, то метод називають ацидиметрією, а якщо основи — алкаліметрією.

1) Ацидиметричне титрування:

- Титрують сильні основи (наприклад, NaOH, KOH, Ba(OH)₂ тощо):

OH^- + H⁺ = H₂O

- Титрують слабкі основи (наприклад, NH₃H₂O):

NH₃H₂O + H⁺ = NH₄⁺ + H₂O

- Титрують солі неорганічних і органічних кислот, які гідролізують з утворенням ОН^- йонів (наприклад, Na₂CO₃, NaHCO₃, CH₃COONa тощо):

СО₃^2- + HOH = HCO₃^- + OH^-

H⁺ + OH^- = H₂O

В алкаліметричному титруванні титрантами є водні розчини NaOH і KOH з молярною концентрацією речовини еквівалента 1 моль/дм³, 0,5 моль/дм³, 0,1 моль/дм³, 0,01 моль/дм³ (f_екв (МОН) = 1). Рідше використовують розчини барій дигідроксиду Ba(OH)₂ (f_екв (Ba(OH)₂ = ½).

2) Алкаліметричне титрування:

- Титрують сильні кислоти (наприклад, HCl, H₂SO₄, HNO₃ тощо):

H⁺ + OH^- = H₂O

- Титрують слабкі кислоти (наприклад, ортофосфатна(V), ацетатна, тартратна, оксалатна тощо):

H₃PO₄ + OH^- = H₂PO₄^- + H₂O (індикатор метилоранж)

- Титрують солі , які гідролізують з утворенням гідроген (1+)-йонів (наприклад, NH₄Cl тощо):

NH₄⁺ + H₂O = NH₃H₂O + H⁺, H⁺ + OH^-= H₂O

- Титрують гідроген-солі (наприклад, NaH₂PO₄, Na₂HPO₄ тощо):

H₂PO₄^- = HPO₄^2- + H⁺

H₂PO₄^- + OH^- = HPO₄^2- + H₂O (індикатор фенолфталеїн)

2HPO₄^2- + 2OH^- + 3Са²⁺ = Ca₃(PO₄)₂↓ + 2H₂O (індикатор фенолфталеїн)

Використовують вторинні стандартні розчини; їх точну молярну концентрацію встановлюють за стандартними речовинами або при їх титруванні розчинами відомої концентрації. Стандартизацію розчинів кислот проводять за стандартними речовинами: натрію тетраборатом (Na₂B₄O₇⋅10H₂O), натрію карбонатом (Na₂CO₃) або за стандартними розчинами лугів (NaOH та KOH). Стандартизацію розчинів лугів проводять за стандартними речовинами: оксалатною кислотою (H₂C₂O₄), бурштиновою кислотою (H₂C₄H₄O₄), янтарною, за стандартними розчинами HCl, H₂SO₄.

Прийоми кислотно-основного титрування:пряме, зворотне, титрування із замісником.

Способи виконання операцій:піпеткування, окремих наважок.

У методах кислотно-основного титрування ТЕ (ТЕ – момент, коли речовини прорегували між собою в точних еквівалентних кількостях) не супроводжується видимим зовнішнім ефектом і може лежати в нейтральному, лужному і кислому середовищі. Тому для визначення ТЕ використовують кислотно-основні індикатори.

Індикатори– це органічні сполуки, які змінюють свою будову і фізичні властивості (колір) залежно від зміни величини рН середовища. Тому такі індикатори називають рН-індикаторами (наприклад, лакмус, фенолфталеїн, метиловий оранжевий, метилчервоний).

Випадки титрування:

1) Титрування сильної кислоти сильною основою (чи навпаки);

2) Титрування слабкої кислоти сильною основою (чи навпаки);

3) Титрування слабкої основи сильною кислотою.

Приклади визначень:

- Ацтдиметрія

1. Визначення вмісту натрій гідроксиду у розчині невідомої концентрації способом піпеткування.

2. Визначення вмісту натрій гідроксиду і натрій карбонату при спільній їх присутності.

3. Визначення вмісту амоніаку у водному розчині його

4. Визначення вмісту натрій карбонату і натрій гідроген карбонату при спільній їх присутності способом піпеткування.

5. Визначення карбонатної(тимчасової) твердості води.

- Алкаліметрія

1. Визначення вмісту гідроген хлориду і тригідроген триоксоборату при спільній їх присутності у розчині.

2. Визначення кислотності хліба.

3. Визначення кислотності молока.

4. Визначення вмісту ацетатної (етанової) кислоти у зразках її.

5. Визначення загального вмісту фосфору в суперфосфаті.

6. Визначення вмісту калію в калійних добривах.

2. Катіони четвертої аналітичної групи –Cr³⁺, Al³⁺, Zn²⁺,Sn²⁺,Sn⁴⁺,As³⁺,

As⁵⁺- утворюють хімічні елементи різних груп і підгруп періодичної таблиці; утворюють типові амфотерні елементи.

Близькі електронна будова і радіус катіонів четвертої аналітичної групи обумовлюють однакове відношення їх до сильних основних гідроксидів – лугів.

Дія групового реактиву NaOH або KOH (NH₄OH) :

Меⁿ⁺ + nOH^- = Me(OH)_n↓

Zn²⁺ + 2ОН^- = Zn( ОН )₂↓ (білий); Al³⁺ + 3OH^- = Al(OH)₃↓ (білий);

Zn( ОН )₂↓ + 2ОН^- = [Zn( OH )₄]^2-; Al(OH)₃↓ + 3OH^- = [Al(OH)₆]^3-.

1) Солі Cr³⁺ мають зелене або синьо-фіолетове забарвлення.

Окиснення Cr³⁺ до Cr⁶⁺ різними окисниками:

2Cr³⁺ + 3H₂O₂ + 10OH^- = 2CrO₄^2- +8H₂O (жовтий колір)

2CrCl₃ +3H₂O₂ + 10NaOH = 2Na₂CrO₄ +8H₂O + 6NaCl.

10Cr³⁺ + 6MnO₄^- +11H₂O = 5Cr₂O₇^2- + 6Mn²⁺ + 22H⁺(жовто-оранжевий)

2Cr₂(SO₄)₃ + 6KMnO₄ +11H₂O = 5H₂Cr₂O₇ + 6MnSO₄ +3K₂SO₄ +6H₂SO₄.

2Cr³⁺ + 3S₂O₈^2- + 7H₂O =^AgNO3 Cr₂O₇^2- + 6SO₄^2- + 14H⁺

Cr₂(SO₄)₃ + 3(NH₄)₂S₂O₈ + 7H₂O =^AgNO3 (NH₄)₂Cr₂O₇ + 3(NH₄)₂SO₄ + 7H₂SO₄.

2) Al³⁺ + H₂Alis + 3OH^- =Al(OH)₂(HAlis) + H₂O (червоний «алюмінієвий» лак)

алізарин

3) Солі Zn²⁺ безбарвні, більшість з них розчинні у воді.

3Zn²⁺ + 2К⁺ + 2[Fe(CN)₆]^4- = K₂Zn₃[Fe(CN)₆]₂↓(білий)

3ZnSO₄ + 2К₄[Fe(CN)₆] = K₂Zn₃[Fe(CN)₆]₂↓ + 3K₂SO₄

Zn²⁺ + S^2- = ZnS↓(білий)

ZnCl₂ + (NH₄)₂ S = ZnS↓+ 2NH₄Cl

4) (Sn²⁺,Sn⁴⁺,As³⁺,As⁵⁺) + H₂S =

SnS↓ - осад темно-коричневого кольору;

SnS₂↓- жовтий;

As₂S₃↓( As₂S₅↓) - осад світло-жовтого кольору;

5) Магнезіальна суміш (MgCl₂ + NH₃ H₂O + NH₄Cl) на As⁵⁺:

Mg²⁺ + NH₄⁺ + AsO₄^3- = MgNH₄AsO₄↓(білий кристалічний осад).

Молібденова рідина в кислому середовищі на As⁵⁺:

H₃AsO₄ + 12MoO₄^2- + 3NH₄⁺ +21H⁺ = (NH₄)₃[As(Mo₃O₁₀)₄] 2H₂O↓ +10H₂O (жовтий кристалічний осад).

3. Гетерогенна система –це система,яка складається з кількох фаз.

Найпростішою гетерогенною системою є малорозчинний електроліт, що утворює насичений розчин, який складається з осаду та розчину, які перебувають у стані хімічної рівноваги:

ВаSO₄↓ = BaSO₄ = Ba²⁺ + SO₄^2- - насичений розчин малорозчинного електроліта.

Фактори, що впливають на розчинність речовин:

1) Наявність однойменних йонів і сильних електролітів;

2) Температура;

3) рН- середовище;

4) Природа розчинника;

5) Присутність комплексоутворювачів, окисників, або відновників.

Добуток розчинності – це добуток молярних концентрацій йонів у насиченому розчині малорозчинного електроліту за стлої температури і тиску.

Таким чином, малорозчинні речовини – це сильні електроліти, оскільки у водних розчинах існують у вигляді йонів.

Фізичний зміст рівняння ДР:незалежно від зміни молярної концентрації окремих йонів у розчині значення ДР завжди залишається сталим за сталої температури.

ДР (BaSO₄) = [Ba²⁺][SO₄^2-]

Добуток активності:ДА = ДР/y², у – коефіцієнт активності відповідного малорозчинного електроліта.

ДА не залежить від концентрації, сторонніх йонів, від температури.

Правило ДР:осад малорозчинного електроліта осаджується тоді, коли досягнуто і перевищено величину його добутку розчинності.

- З підвищенням температури розчинність осадів збільшується;

- При збільшенні РН (зниженні рОН) розчинність осадів збільшується.

Дробне осадження: електроліт, який має найнижчий ДР осаджується першим. При близьких значеннях ДР можливе утворення декількох осадів малорозчинних електролітів і здійснюється пропорційно до величини ДР.

4.

Дано: m(наважки) = 0,2017г. m(тигля з Fe2O3) = 10,4954г. m(порожнього тигля) = 10,2124г.	Розв’язання: 1) Яка маса гравіметричної форми? m (Fe2O3) =10,4954 – 10,2124 = 0,283г. 2) Яка масова частка (у%) Феруму у пробі? W(%)(Fe) = [m(Fe2O3) х [F(2M(Fe)/M(Fe2O3))] х 100%/ m(наважки) = 0,283г. х 0,6994 х 100%/ 0,2017г. = 98,130

W(%)(Fe) - ?

Відповідь: W(%)(Fe) = 98,13

Білет № 6