К 2-3 каплям контрольной смеси добавляют 1 шпатель NaNО2, 2-3 капли KCl, и 1-2 капли CН3СООН. Если образуется жёлтый осадок, значит присутствуют катионы кобальта.

5. Открытие катионов Mn2+.

К 2-3 каплям контрольной смеси приливают 3-4 капли 6N HNO3 3-4 капли воды. К смеси добавляют 1 шпатель сухой соли NaBiO3. Если над осадком образуется раствор красного цвета, значит присутствуют катионы марганца.

Лабораторная работа №6

Обшая характеристика анионов

Анионы подразделяются на III аналитические группы. В I группу входят анионы СО32-, HPO42-, SO42-,SO32-,CrO42- и другие Групповой реагент для I группы анионов BaCl2, который осаждает их в нейтральной и слабощелочной среде, образуя белые осадки.

Во II группу входят анионы Cl--, Br-, J-, S-, CNS-, CN- и другие. Они осаждаются групповым реагентом AgNО3 из слабокислых растворов.

В III группу входят анионы NO3-, NO2-, CH3СОО-, ClO3-, MnO4- и другие. Соли бария и серебра III группы анионов растворимы в воде и групповой реагент у них отсутствует.

Реакции анионов I группы.

При действии на анионы I группы раствором BaCl2 образуются осадки, растворимые в различных кислотах. Этим воспользуемся при обнаружении анионов I группы.

1. СО32 + BaCl-2 > BaСО3 v +2Cl-

К 2-3 каплям СО32- приливают, 2-3 капли BaCl2 образуется белый осадок растворимый в уксусной кислоте с выделением газов:

v BaСО3+2CN3СООН > Ba(CН3СОО)2 + H2O + СО2 ^

2. HPO42_ + BaCl2 > BaHPO4v + 2Cl-

Осадок гидрофосфата бария растворяется в сильных кислотах без выделения газа:

v BaHPO4 + 2НCl > BaCl2 + H3PO4

3. Сульфат кислоты тоже образуют с BaCl2 белый осадок, но не растворимый ни в каких кислотах.

SO42- + BaCl2 > BaSO4 v + 2Cl-

К 2-3 каплям SO42- приливают 2-3 капли раствора ВaCl2. Образуется белый осадок не растворимый в кислотах.

Реакция анионов II группы

II группа анионов (Cl-, J-) образуют с AgNO3 осадки белого и жёлтого цветов.

1. Cl- + AgNO3 > AgCl v+ NO3-

К 2-3 каплям ионов Cl- приливают 2-3 капли раствора AgNO3. Образуется белый осадок. Если к осадку прилить 3-4 капли NH4OH осадок растворяется, образуя аммиачный комплекс:

AgCl v + 2 NH4OH > [Ag(NH3)2] Cl + 2H2O

2. J- + AgNO3 > AgJv + NO3-

К 2-3 каплям ионов J- приливают, 2-3 капли AgNO3 образуется жёлтый осадок не растворимый в NH4OH

Чтобы убедиться, что J- присутствует, используют его реакцию с Pb(NO3)2

2J- + Pb(NO3)2 > PbJ2 v + 2NO3-

К 2-3 каплям ионов J- приливают 2-3 капли Pb(NO3)2 образуется осадок ярко жёлтого цвета.

Реакция анионов III группы

Анионы III группы (NO3- и CH3СОО-) не имеют группового реагента и их можно открывать дробным методом, т.е. открытию одного иона не мешает другой.

Реакция открытия анионов NO3-

Реакция с сульфатом железа.

2NO3- + 2Fe2+ + 8H+ > 2Fe3+ + 2NO^ + 4H2O

К 2-3 каплям NO3- добавляют 2 шпателя сухой соли FeSO4 и 3-4 капли концентрированной серной кислоты. Образуется газ NO который, окисляясь кислородом воздуха из бесцветного переходят в бурый:

2NO + O2 > NO2 ^

Реакция открытия анионов CH3СОО-

Реакция открытия ионов CH3СОО- хлоридом железа (III)

FeCl3 + 3CH3СООNa > Fe (CH3СОО)3 + 3NaCl

К 2-3 каплям ацетат ионов приливаем 1-2 капли хлорида железа. Образуется раствор красноватого цвета.

Лабораторная работа №7

Анализ смеси анионов трёх групп

К 2-3 каплям контрольной смеси приливают 2-3 капли BaCl2. Если образуется белый осадок, то присутствует анионы I группы. К осадку приливают 3-4 капли уксусной кислоты. Если осадок растворяется с образованием газа СО2, значит присутствуют анионы карбоната. Если осадок не растворяется, то приливают 2-3 капли азотной кислоты. Если осадок растворится, то присутствуют анионы гидрофосфата, если не растворится, присутствуют сульфат ионы.

2. Открытие анионов II группы.

К 2-3- каплям контрольной смеси приливают 2-3- капли AgNO3. Если образуется осадок, то присутствуют анионы II группы. К осадку приливают 3-4 капли гидроокиси аммония. Если осадок полностью растворяется, то присутствуют анионы хлора. Если осадок не растворяется то его, центрифугируют, раствор переливают в другую пробирку и добавляют 2-3 капли азотной кислоты. Если вновь образуется осадок белого цвета, значит присутствуют ионы хлора.

Для определения ионов йода к 2-3 каплям контрольного раствора приливают 2-3 капли нитрата свинца. Если образуется осадок ярко-жёлтого цвета, то присутствуют ионы йода.

3. Анализ III группы анионов.

Ионы нитрата и ацетата определяют по реакциям указанным выше, т.е. нитрат ион действием FeSO4 и концентрированной серной кислотой, а ацетат-ион действием хлорида железа.

Лабораторная работа №8

Анализ сухой соли

I. Растворение сухой соли.

Часть сухой соли переносят в пробирку, приливают четверть пробирки воды и тщательно встряхивают. Если соль не растворяется, то вначале его растворяют в уксусной, далее в азотной кислоте.

II. Анализ катионов.

1. Если соль состоит из катионов III группы, образование осадка с сульфидом аммония, то определение проводят согласно анализу смеси III группы катионов.

2. Если не образуется осадок с (NH4)2S, то катион или I или II группы. В этом случае проверяют наличие II группы действием карбоната аммония. При образовании белого осадка проводят реакции открытия бария и кальция.

2. Если при действии карбоната аммония не образуется белый осадок, значит присутствуют катионы только I группы и проводят открытие катионов аммония, магния и калия.

III. Открытие анионов.

Это определение проводят по методу анализа смеси анионов трех групп, что указано было выше.

Лабораторная работа №9

КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

Гравиметрический метод анализа

Определение кристаллизационной воды в соли BaCl2•2H2O

Гравиметрический (весовой) анализ проводят двумя методами:

1) метод отгонки

2) метод осаждения

Определение кристаллизационной воды проводят методом отгонки.

Воду, входящую в структуру кристаллов некоторых веществ-кристаллогидратов, называют кристаллизационной водой. Содержание кристаллизационной воды в различных кристаллогидратах различная и отвечает определенным химическим формулам: H2C2O4•2H2O, BaCl2•2H2O, CuSО4•5H2O, Na2SO4•10H2O и т.д. Однако в зависимости от температуры, влажности воздуха и природы кристаллогидратов вода может выветриваться из кристаллов, т.е. количественно может уменьшаться или даже увеличиваться. Поэтому чтобы знать точную химическую формулу кристаллогидратов проводят определение кристаллизационной воды.

Метод основан на выделении воды при нагревании, т.е. на методе отгонки. Если рассмотреть на примере BaCl2•2H2O, то точную навеску этой соли (1-1.% г) помещают в тигель и нагревают в сушильном шкафу при 120-125оС. Пока не перестанет изменяться масса (высушивание до постоянной массы)

BaCl2 2H2O > BaCl2 + 2H2O

Ход определения

Фарфоровый тигель или бюкс тщательно моют и высушивают 5-10 мин в сушильном шкафу и охлаждают 20 мин. в эксикаторе и взвешивают вначале на технохимических, затем на аналитических весах.

Точную навеску соли BaCl2•2H2O (1-1,5 г.) помещают в тигель и высушивают в сушильном шкафу 2 часа при 120-125оС. Тигель с солью вынимают щипцами и переносят в эксикатор, охлаждают 20 мин. и взвешивают на аналитических весах записав массу. Тигель вновь помещают в сушильный шкаф и высушивают 1 час. Охладив тигель в эксикаторе вновь взвешивают. Если разница в массе составляет не более 0,0002 г. считается, что вода полностью удалена.

После высушивания до постоянной массы производят расчет содержания кристаллизационной воды.

РАСЧЕТЫ:

Положим, что результаты взвешивания таковы:

Масса тигля 10,6572 г.

Масса тигля с веществом 11,9746 г.

Навеска соли будет 1,3274 г.

Масса тигеля с веществом после высушивания

1 е взвешивание 11,7629

2 е взвешивание 11,7624

3 е взвешивание 11,7622

Из результатов взвешивания видно, что второе и третье взвешивание достаточно близки, поэтому отбрасывают первый результат и берут средний из двух последующих:

(11,7624+11,7622) / 2 = 11,7623

По разности массы тигля с веществом до высущивания и после находят массу кристаллизационной воды:

11,9846 - 11,7623 = 0,2223 г.

Процентное содержание кристаллизационной воды находят из пропорции:

В 1,3272 г. навески содержится 0,2223 г. H2O

в 100 г . Х2 H2O

ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА

Метод нейтрализации

В титриметрическом (объемном) анализе раствор с точно известной концентрацией (титрованный или стандартный раствор) помещают в бюретку и по каплям приливают к исследуемому раствору с известным объемом, помещённый в коническую колбу и постоянно перемешивают. По изменению окраски индикатора или другим признакам определяют эквивалентный объем, затраченный на реакцию и подставляя его значение (V) в расчетные формулы определяют количество исследуемого вещества.

Метод нейтрализации или кислотно-основного титрования основан на реакции:

H+ + OH- = H2O

и позволяет определять концентрации кислот, щелочей, гидролизирующихся солей и т.д.

Лабораторная работа №10

Определение процентного содержания кислот

Работа проводится в следующей последовательности.

1. Приготовление 250 мл 0,1 нормального стандартного раствора щавелевой кислоты.

2. Приготовление 250 мл 0,1 нормального раствора щелочи из 4%-ного раствора.

3. Определение точной концентрации приготовленной щелочи.

4. Определение процентного содержания контрольного раствора кислоты.

Теоретический расчёт

1. Расчёт массы щавелевой кислоты для приготовления 250 мл 0,1 нормального раствора

М H2C2O4 2H2O = 126 г.

г-экв. H2C2O4 2H2O = 126:2 = 63 г.

Если: 1000мл -- 1г-экв -- 1 N

значит: 1000 мл -- 63 г. -- 1 N

1000 мл -- 6,3 г. -- 0,1N

250 мл -- Х г. -- 0,1 N

отсюда:

Значит, для приготовления 0,1 N раствора на аналитических весах отмеряем 1,5757 г щавелевой кислоты, переносим в колбу на 250 мл, растворяем в небольшой порции воды, приливаем до метки воду и тщательно перемешиваем.

2. Приготовление 250 мл 0,1 N раствора NaOH из 4% раствора.

М NaOH = 40 г. Г -- экв NaOH = 40 г.

Если: 1000 мл -- 40 г -- 1 N

1000 мл -- 4 г -- 0,1N

250 мл -- Х г -- 0,1 N

отсюда: Х = (250 · 4): 1000 = 1 г

Значит для приготовления 250 мл 0,1N растворы NaOH необходимо взять 1г щелочи. Но NaOH сильно притягивает влагу и практически навеску его на аналитических весах отвесить невозможно. Поэтому раствор будем готовить из заранее приготовленного ~ 4%-ного раствора. Рассчитаем сколько мл 4%-ного NaOH необходимо взять, чтобы раствор содержал 1 г

Если 100 мл -- 4 г -- 4%

Х мл -- 1 г

Х = (100 1): 4 = 25 мл

Значит, чтобы приготовить 250 мл 0,1 N раствора NaOH, отбираем мерным цилиндром 25 мл 4%го раствора NaOH, приливаем в колбу на 250 мл, приливаем до метки воду и тщательно перемешиваем.

3. Определение точной концентрации NaOH

В коническую колбу при помощи пипетки или бюретки приливаем 10 мл 0,1N щавелевой кислоты, добавляем 1-2 капли индикатора - фенолфталеина (ф-ф) и титруем, приливая по каплям из бюретки раствор NaOH до появления слаборозовой окраски.

H2C2O4 + 2NaOH -- Na2C2O4 + 2H2O

Опыты повторяем 4 раза и результаты записываем в таблицу

Из трех близких значений вычисляем средний результат и по формуле рассчитываем нормальность NaOH:

4. Определение % содержания кислоты.

В мерную колбу на 250 мл приливают 5-10 мл контрольной кислоты, разбавляют до метки водой и тщательно перемешивают. При помощи пипетки или бюретки отбирают 10 мл кислоты, приливают в коническую колбу, добавляют 1-2 капли фенолфталеина и титруют рабочим раствором NaOH до бледно-розовой окраски. Опыты повторяют 4 раза и результаты титрований записывают в таблицу.

Из трех близких результатов рассчитывают средний и по формуле определяют процентное содержание кислоты:

Лабораторная работа №11

МЕТОДЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО - ВОССТАНОВИТЕЛЬНОГО ТИТРОВАНИЯ

Перманганатометрия

Метод основан на высокой окислительной способности перманганат ионов в кислой среде, например ионов Fe2+ по реакции:

5Fe2+ + MnO4- + 8H+ -- 5Fe3+ + Mn+2 + 4H2O

Порядок выполнения работы:

1. Приготовление 250 мл 0,05N раствора КМnO4 из ~ 3% раствора.

2. Определение точной концентрации KMnO4

3. Определение граммового содержания железа.

Теоретические расчеты

1. Рассчитаем сколько мл. 3% раствора KMnO4 необходимо для приготовления 250 мл 0,05 раствора

1000 мл -- 1 г - экв -- 1N

1000 мл -- 31,61 г -- 1N

1000 мл -- 1,5805 г -- 0,05N

250 мл -- Х г -- 0,05N

Наш исходный раствор 3% поэтому:

100 мл -- 3 г -- 3%

Х мл -- 0,395 г -- 3%

Значит, чтобы приготовить 250 мл. 0.05N раствор KMnO4 отбираем мерным цилиндром 13,2 мл 3% раствора KMnO4, приливаем в колбу на 250 мл, доливаем до метки воду и тщательно перемешиваем.

2. Определение точной концентрации KMnO4: при помощи пипетки или бюретки отбираем 5 мл 0,1N щавелевой кислоты, приливаем в коническую колбу, добавляем 10-15 мл 10% ной H2SO4 нагреваем до ~ 80оС и титруем в горячем виде раствором KMnO4 до слабо-розовой окраски. После добавления 1-2 капель KMnO4 смесь тщательно перемешиваем до обесцвечивания затем продолжаем титровать обычным способом.

5C2O42- + KMnO4- + 16 H+ -- KMn2+ + 8H2O + 10СО2^

Опыты повторяем 4 раза и из трёх близких результатов берем средний и по формуле рассчитываем нормальность KMnO4

3. Определение граммового содержания Fe2+

К контрольному раствору железа в конической колбе приливаем 10-15 мл 10% раствора H2SO4 и титруем рабочим раствором KMnO4 до бледно-розовой окраски. После добавления 1-2 капель KMnO4 раствор тщательно перемешиваем до обесцвечивания и далее титруем обычным способом.

Граммовое содержание железа рассчитываем по формуле:

Лабораторная работа № 12

ЙОДОМЕТРИЯ

Определение граммового содержания меди (Cu2+)

Метод основан на окислительно-восстановительных процессах, связанных с окислением ионов J- до J2

2J- - 2e > J2

Порядок выполнения работы.

1. Приготовление 250 мл 0,1N раствора K2Cr2O7

2. Определение концентрации рабочего раствора Na2S2O3

3. Определение граммового содержания меди.

Теоретические расчеты

1. Приготовление 250 мл 0,1N раствора K2Cr2O7.

Значит 1000 мл -- 49,03 г -- 1N

1000 мл -- 4,903 г -- 0,1N

250 мл -- Х г -- 0,1N

Значит, чтобы приготовить 250 мл 0,1N раствора необходимо на аналитических весах взвесить 1,2257 г K2Cr2O7 перенести в медную колбу, растворить в небольшом количестве воды, долить до метки водой и тщательно перемешать.

2. Определение концентрации Na2S2O3:

В коническую колбу приливают мерным цилиндром 5-7 мл 20%-ного раствора KJ и 1--15 мл 10%-ного раствора H2SO4. При помощи пипетки или бюретки добавляют 1- мл 0,1N раствора K2Cr2O7, накрывают колбу часовым стеклом и оставляют в темноте 5 мин для завершения реакции:

Cr2O72- + 6J- + 14H+ -- 3J2 + 2Cr3+ + 7H2O

Образовавшийся J2 раствор бурого цвета титруют тиосульфатом (Na2S2O3) до соломенно-жёлтого цвета. Затем приливают 5 мл раствора крахмала и образовавшийся раствор синего цвета оттитровывают тиосульфатом до бледно-зелёного цвета:

J2 + 2S2O32- -- 2J - + S4O62-

Опыт повторяют 4 раза и из трех близких рассчитывают средний результат и нормальность тиосульфата вычисляют по формуле:

3. Определение граммового содержания Cu2+:

В коническую колбу с исследуемым раствором меди приливают из мерного цилиндра 15 мл 20%-ного раствора KJ и 2 мл 10% K2SO4 колбу накрывают часовым стеклом и оставляют в темноте на 5 минут для завершения реакции:

Cu2+ + 4J- -- 2CuJv + J2

Образовавшую бурую муть титруют тиосульфатом до бледно-жёлтого цвета, приливают 5 мл раствора крахмала и титруют до исчезновения синей окраски. Опыты повторяют 4 раза, из близких 3 значений вычисляют средний результат и рассчитывают граммовое содержание Cu2+по формуле:

г-экв Cu2+ = Г-атому = 63,54 г.

Лабораторная работа №13

Методы комплексообразования

На практике аналитической химии чаще используют комплексон-III. Это двунатриевая соль этилен диаминотетроуксусной кислоты, который образует со многими металлоионами внутрикомплексные соединения.

Регулируя pH среды и подбирая соответствующие индикаторы методом комплексонометрии можно определять очень многие металлы, общую жёсткость воды и т.д.

Индикаторы, применяемые в комплексонометрии называют металлохромными индикаторами. Они тоже образуют с ионами металлов комплексы, окрашенные в разные цвета.

Определение общей жёсткости воды.

Порядок выполнения работы.

1. Приготовление 250 мл ~ 0,1 N раствора комплексона - III

2. Определение точной концентрации комплексона - III

3. Определение общей жёсткости водопроводной воды.

1. Приготовление 250 мл 0,1N раствора комплексона-III теоретический расчет.

МК-III = 372 г.

Значит: 1000 мл -- 186 г. -- 1N

1000 мл -- 18,6 г. -- 0,N

250 мл -- Х2 -- 0,1N

Значит, чтобы приготовить 250 мл 0,1N раствора на аналитических весах отбираем 4,65 г комплексона III, переносим в колбу на 250 мл, растворяем в небольшом объеме воды, приливаем затем до метки воду и тщательно перемешиваем.

2. Определение точной концентрации комплексона III

В коническую колбу при помощи пипетки или бюретки отбираем 10 мл 0,1N раствора нитрата или хлорида цинка, добавляем 10-15 мл аммонийной буферной смеси, на кончике штапеля индикатор хромоген чёрный и образовавшийся раствор красного цвета титруем комплексном-III до синей окраски. Из четырёх определений берем средний результат трёх близких результатов и рассчитываем нормальность комплексона III по формуле:

3. Определение общей жёсткости воды.

В коническую колбу приливаем отмеренный мерным цилиндром 100 мл водопроводной воды, добавляем 10-15 мл аммонийной буферной смеси, на кончике штапеля индикатор хромоген чёрный и титруем красноватый раствор комплексоном III до синего цвета.

Определение повторяем четыре раза и результаты записываем в таблицу. Из трех близких результатов рассчитываем средний и рассчитываем общую жёсткость воды по формуле:

ЛИТЕРАТУРА

1. Миркамилова М.С. «Аналитик кимё», Тошкент, 2003 й.

2. Миркомилова М.С. «Аналитик кимё», Тошкент, 2000 й.

3. Васильев В.П. «Аналитическая химия» 1-2 том. М., Химия, 1089 г.

4. Алексеев В.Н. Курс качественного химического полмикроанализа. М., Химия, 1972 г.

5. Алексеев В.Н. «Количественный анализ». М., Химия, 1972 г.

6. Крешков А.Н. «Основы аналитической химии» 1-2 том. М., Химия, 1965 г.

Страницы: 1, 2