Logo GenDocs.ru

Поиск по сайту:  


Загрузка...

Ответы на билеты по аналитической химии для кооперативного техникума - файл 1.doc


Ответы на билеты по аналитической химии для кооперативного техникума
скачать (550 kb.)

Доступные файлы (1):

1.doc550kb.08.12.2011 23:44скачать

содержание
Загрузка...

1.doc

Реклама MarketGid:
Загрузка...



1.

Аналитическая химия — наука о методах определения химического состава вещества и его структуры. Предметом аналитической химии являются разработка методов анализа и их практическое выполнение, а также широкое исследование теоретических основ аналитических методов. Существенная задача аналитической химии отводится поискам принципиально новых методов анализа и использованию в аналитических целях современных достижений науки и техники. Теоретическую основу аналитической химии составляют фундаментальные законы естествознания.

Ни одно современное химическое исследование, будь это синтез новых веществ, разработка новой технологической схемы, интенсификация производства, повышение качества продукции и т. д., не может обойтись без применения методов аналитической химии. Существенное значение для многих технологических процессов в пищевой промышленности имеет контроль производства, анализ продукции и исходных компонентов в ходе технологического процесса, осуществляемый методами аналитической химии.

2.

Технохимический контроль охватывает все этапы производства на предприятиях общественного питания (ОП) и имеет большое значение для контроля качества продукции общественного питания. С помощью технохимического контроля определяют качество сырья, полуфабрикатов и готовой продукции, нормы вложения сырья, правильность технологических процессов т.д. Под качеством продукции понимается совокупность свойств продукции, обуславливающих ее пригодность удовлетворять определенные потребности в соответствии с назначением. Показатель качества продукции – это количественная характеристика одного или нескольких свойств продукции, составляющих ее качество, рассматриваемая применительно к определенным условиям создания или потребления. На предприятиях ОП организован контроль качества продукции на каждом этапе производства, для чего созданы службы входного, операционного и приемочного контроля качества с четким разделением функций и ответственности за качество выпускаемой продукции. Качество сырья, полуфабрикатов и готовых изделий оценивают по результатам анализа части продукции, отобранной от партии. Средняя проба должна быть отобрана таким образом, чтобы состав ее соответствовал всей партии. Из средней пробы выделяют части для органолептической оценки, определения масс и лабораторного анализа. Поступившие в лабораторию пробы необходимо подготовить к анализу и исследовать в день поступления. Пробы контролируют по органолептическим и физико-химическим показателям. Для физико-химических исследований часть пробы превращают в однородную массу, применяя разные способы гомогенизации. Контроль качества продукции (определение сухих веществ и влажности, жира, сахаров, кислотности и щёлочности и др.) осуществляется с помощью различных методов аналитической химии: испарения, рефрактометрии, окислительно-восстановительного и кислотно-основного титрования и др.

5.

В настоящее время разработано несколько тысяч методов анализа. Каждым методом анализа выявляется то или иное свойство определяемого вещества, позволяющее его обнаружить и (или) измерить количество. Это свойство называют аналитическим сигналом (АС). Регистрация АС лежит в основе качественного анализа, а на измерении численного значения величины АС базируется количественный анализ.

В аналитической химии различают методы разделения, определения (обнаружения) и гибридные, сочетающие методы первых двух групп. Наиболее общим образом методы определения можно подразделить на химические, физические и физико-химические. Химические методы основаны на проведении химических реакций между определяемым веществом и веществом-реагентом. Идентификация вещества в качественном анализе проводится по возможности протекания реакции с данным реагентом, а количественный анализ - по количеству вещества реагента, пошедшего на реакцию. Физические методы основаны на регистрации какого-либо физического параметра, связанного с наличием или количеством определяемого вещества в анализируемом объекте (спектральной характеристики, электродного потенциала, тока растворения и др.). Физико-химические методы являются комбинацией физических и химических методов. Например, с помощью химической реакции окрашивают раствор определяемого вещества, а по интенсивности его окраски находят содержание вещества. Поскольку физические свойства удобнее всего измерять с помощью физических приборов, то физико-химический анализ проводят на различных приборах и называют приборным или инструментальным.

Методы анализа можно классифицировать по таким их характеристикам как предел обнаружения, диапазон определяемых содержаний, экспрессность, трудоемкость, эффективность, разрешающая способность, точность, воспроизводимость и надежность получаемых результатов, стоимость.
6.

Для выполнения лабораторной работы необходимо знать теоретическиё материал. В лаборатории необходимо соблюдать правила техники безопасности, брежно относиться к оборудованию, посуде и реактивам. При выполнении лабораторных работ строго соблюдать методику их выполнения и вести записи в лабораторном журнале по форме.

^ Правила техники безопасности

• Работу с вредными и ядовитыми газами, огнеопасными и взрывчатыми веществами, а также выпаривание и прокаливание летучих соединений проводить только в вытяжном шкафу.

• Реактивы, находящиеся в вытяжном шкафу (концентрированные и разбавленные кислоты, органические растворители, щелочи и др.) не уносить на рабочие места.

• Сухой реактив брать только сухим и чистым шпателем или ложечкой.

• Остатки кислот, щелочей, сильнопахнущих жидкостей, ядовитых веществ нельзя выливать в раковину. Для их сбора в лаборатории есть специальные емкости.

• При разбавлении кислот следует лить кислоту в воду тонкой струйкой при помешивании, а не наоборот.

• Все отработанные растворы, содержащие соединения серебра и ртути, сливать в специальные сосуды.

• Нельзя наклоняться над сосудом с кипящей жидкостью во избежание попадания брызг. При нагревании жидкости в пробирке держать ее отверстием в сторону от себя и работающих рядом товарищей.

• При воспламенении летучих жидкостей следует засыпать их песком, затем песок удалить, поверхность промыть.

^ Рекомендации по оформлению лабораторного журнала

В лабораторном журнале приводятся только отчеты о проводимой в лаборатории работе. При подготовке к лабораторной работе (желательно дома) в журнал заносятся следующие данные:

• дата проведения работы, название работы, цель работы;

• все химические реакции по изучаемому вопросу и основные операции методики анализа;

• предварительные расчеты и формулы для оформления результатов анализа;

При выполнении эксперимента в журнале отмечаются:

• все технические данные (результаты титрования, взвешивания и т.д.) с указанием размерности записываемой величины;

• расчеты результатов анализа (при этом нельзя забывать округлять результаты с учетом количества значащих цифр в исходных данных); черновые записи рекомендуется делать в конце тетради, а не на отдельных листах;

• подробные выводы.

7.

В основу классификации ионов в аналитической химии положено различие в растворимости образуемых ими солей и гидроксидов, позволяющее отделять (или отличать) одни группы ионов от других. Существуют разные системы группового разделения ионов: сероводородная, кислотно-основная, аммиачно-фосфатная, тиоацетамидная и т. д. Согласно кислотно-основной классификации катионы делят на шесть аналитических групп в зависимости от их отношения к действию хлороводородной и серной кислот, щелочей и аммиака. Классификация в сероводородном методе основывается на растворимости образуемых катионами хлоридов, сульфидов, сернистых соединений, гидроксидов и карботатовКаждая из этих систем имеет свои преимущества и недостатки. Основным недостатком сероводородной системы является необходимость работы с сероводородом, что требует хорошей вентиляции, склонность к образованию коллоидных сульфидных осадков, в результате чего нарушается разделение катионов на группы, и т. д. В кислотно-основной системе при разделении групп можно встретиться с затруднениями, особенно если концентрации разделяемых катионов сильно различаются. С подобными же затруднениями можно встретиться и в других системах разделения. Сознательный подход к групповому разделению позволяет в каждом конкретном случае использовать для этой цели метод, наиболее подходящий для анализируемой смеси ионов.

Таблица 1. Сероводородная классификация катионов



8.

К первой аналитической группе катионов в кислотно-основной классификации относятся: K+, Na+, NH4+, Li+. Данная группа катионов не имеет группового реагента. Все соли этих катионов растворимы в воде. Все катионы бесцветны. Соли калия и натрия не гидролизуются или гидролизуются по катиону. Не способны к комплексообразованию. Ионы натрия и калия не участвуют в ОВР, ион аммония участвует. Соли аммония разлагаются при нагревании. Большинство реакций открытия катионов проводится в нейтральной среде. Присутствие катиона NH4+ мешает открытию ионов Na+ и K +.

NH4+- катион

a) Щелочи NaOH и KOH при добавлении к водному раствору соли аммония разлагают ее с выделением аммиака, который можно обнаружить по характерному запаху или посинению влажной лакмусовой бумажки, внесенной в пары над пробиркой. Реакция специфична.

b) Реактив Несслера (K2[HgI4] с KOH) дает с солями аммония красно-бурый осадок.



Реакция специфична. Ионы K+ и Na+ определению не мешают.

Ионы Na+

a) Ионы Na+ в растворе могут быть обнаружены по медленно образующемуся белому осадку при прибавлении к анализируемой смеси гексагидроксостибата калия (K[Sb(OH)6]):

K[Sb(OH)6] + Na + → Na[Sb(OH)6] + K+

Реакцию проводят в нейтральной или слабощелочной среде.

Ионы K+ определению не мешают. Присутствие NH4+-катионов мешает .

b) Ионы натрия окрашивают пламя в желтый цвет.

Ионы K+

a) Винная кислота H2C4H4O6 или гидротартрат натрияNaНC4H4O6 при достаточной концентрации ионов K+ в растворе дает белый кристаллический осадок гидротартрата калия. Определению мешают ионы NH4+.

b) Гексанитрокобальтат (III) натрия образует с ионами K+ желтый кристаллический осадок смешанной соли.

2K+ + Na3[Co(NO2)6] → K2Na[Co(NO2)6] + 2Na+

c) Ионы калия окрашивают пламя в фиолетовый цвет.

Систематический анализ. Если в анализируемом растворе обнаружены ионы NH4+, они мешают обнаружению ионов Na+ и K + их отделяют. Для удаления ионов NН4+ раствор выпаривают и прокаливают до исчезновения белого «дыма», добавляя к сухому остатку 1–2 капли концентрированной НС1. Полноту удаления ионов NН4,+ проверяют на предметном стекле реактивом Несслера, прибавляя к 1–2 каплям реактива крупинку сухого остатка. При отсутствии ионов NН4,+ сухой остаток растворяют в нескольких каплях воды. Полученный раствор исследуют на присутствие ионов Na+ и K + с помощью реактивов на эти катионы – гидротартратом натрия (NaHC4H4O6) и дигидроантимонатом калия (KH2SbO4.)

9.

Ко второй аналитической группе катионов в кислотно-основной классификации относятся: Ag+, Pb2+, [Hg2]2+. Групповой реагент – раствор HCl. В воде растовримы только нитраты, нитриты и ацетаты. Катионы бесцветны, гидролизуются по катиону, являютяс хорошими комплексообразователями, участвуют в ОВР. Соли серебра чернеют на свету. Все катионы являются ионами тяжёлых металлов и поэтому токсичны.

Ионы Ag+

a) При действии раствора KI выпадает желтый осадок AgI, нерастворимый в 2 н CH3COOH.

Ag+ + KI = AgI + К+

b) Бихромат-ионы образуют с ионами серебра осадок бурого цвета. K2Cr2O7 + 2Ag+ = Ag2Cr2O7 + 2К+

с) Гидрофосфат натрия желтый осадок фосфата серебра, растворимый в HNO3 и NH4OH.

Na2HPO4 + Ag+ = Ag3PO4 + 2Na+ + Н+

Ионы Pb2+

a) Могут быть обнаружены в растворе по образованию жёлтого осадка PbI2, хорошо растворимого в уксусной кислоте. Pb2+ + 2KI = PbI2 + 2К+

b) Бихромат-ионы образуют с ионами свинца малорастворимый хромат свинца желтого цвета. Образующийся осадок плохо растворяется в разбавленной азотной кислоте, в аммиаке и уксусной кислоте он практически нерастворим. K2Cr2O7 + Pb2+ = PbCr2O7 + 2К+

c) Гидрофосфат натрия образует с ионами свинца белый осадок фосфата свинца, малорастворимый в разбавленной азотной и в уксусной кислотах, но растворимый в щелочах.

2Na2HPO4 + 3Pb 2+ = Pb 3(PO4)2 + 4Na+ + 2Н+

d) Ионы свинца окрашивают пламя в бледно-голубой цвет.

^ Ход анализа смеси катионов 2 группы обусловлен следующими факторами:

• растворимость хлоридов в воде различна (наибольшей является растворимость хлорида свинца, которая сильно увеличивается при повышении температуры);

• осадок хлорида серебра растворяется в аммиаке с образованием комплекса, а осадок хлорида ртути при взаимодействии с раствором аммиака чернеет с выделением металлической ртути;

• практически нет реактива, позволяющего открывать тот или иной катион 2 группы в присутствии других катионов.

^ Систематический анализ. К анализируемому раствору прибавляют двойной объем 2н НС1 и С2Н5ОН. Полученную смесь фильтруют. Осадок промывают 2–3 раза 0,1М НС1, затем кипящей водой. Промывную жидкость исследуют на присутствие РЬ2+ реакцией с иодидом калия или с К2Сг2О7. Если ионы РЬ2+ обнаружили, то осадок обрабатывают кипящей водой до полного удаления РЬС12 (до прекращения образования желтого осадка при действии иодидом калия или с К2Сг2О7 на промывные воды). Осадок на фильтре после удаления РЬС12 обрабатывают концентрированным раствором аммиака. Для разрушения комплекса к фильтрату но каплям прибавляют концентрированную азотную кислоту до кислой реакции. Выпадение белого осадка или образование мути свидетельствует о присутствии в анализируемом растворе ионов Аg+.

10.

К третьей аналитической группе в кислотно-основной классификации относятся катионы:Ca2+, Ba2+, Sr2+.Групповой реагент – раствор H2SO4. Растворимы нитраты, нитриты, ацетаты, галогениды. Катионы бесцветны, слабо гидролизуются по катиону, не склонны к комплексообразованию, не участвуют в ОВР. Все катионы открываются по окраске пламени.

Ионы Ca2+

a) Образуют белый осадок при реакции с оксалатом аммония (NH4)2C2O4. Осадок растворим в минеральных кислотах, нерастворим в уксусной кислоте. Определению мешают ионы Ba2+ и Sr2+.

Ca2++ (NH4)2C2O4 = CaC2O4 + 2NH4+

b) Ионы кальция окрашивают пламя в коричнево-красный цвет.

Ионы Ba2+

a) Образуют желтый осадок хромата бария BaCrO4 при действии на анализируемый раствор хроматом калия в нейтральной или уксуснокислой среде. Реакция специфична для ионов Ba2+.

Ba2+ + К2CrO4 = BaCrO4 + 2К+

b) Ионы бария окрашивают пламя в желто-зеленый цвет.

Ионы Sr2+

а) Ионы стронция окрашивают пламя в розовый цвет.

^ Ход анализа смеси катионов З группы обусловлен следующими факторами:

• ион бария мешает обнаружению катионов стронция и кальция;

• после удаления катионов бария оранжевый цвет центрифугата за счет присутствия ионов Сг2О72- затрудняет открытие катионов стронция кальция;

• дробный ход анализа при открытии катионов З аналитической группы нецелесообразен.

Систематический анализ. К анализируемому раствору прибавляют 2 м СН3СООNa (рН 5–6) и по каплям – раствор К2Сг207 до появления оранжевой окраски. Осадок отбросывают, проверяют полноту осаждения Ва2+, прибавляя 1–2 капли раствора К2Сг2О7. К раствору прилевают насыщенный раствор Nа2С03, до рН =10 и нагревают 7–10 минут на кипящей водяной бане. Карбонаты отделяют отстаиванием и раствор отбросывают. Осадок промывают горячей водой до белого цвета осадка на фильтре. Осадок растворяют в горячей 2М СН3СООН. В полученном растворе открывают Sг2+, прибавляя насыщенный раствор СаS04 и нагревая до кипения. Появление белого осадка или мути после полного охлаждения смеси указывает на присутствие Sг2+, если же осадок или муть образуются в момент приливания СаS04, то возможно, что выпадает из раствора недоосажденный Ва2+ в виде ВаS04. После обнаружения ионов Sг2+ их отделяют от Са2+. Для этого к раствору, содержащему Sг2+, Са2+ и избыток СН3СООН, прибавляют равный объем насыщенного раствора (NH4)2S04, полученный осадок SгS04 отбрасывают. Раствор, анализируют на содержание ионов Са2+ реакцией с (NН4)2С204 в присутствии 2 М СН3СООН.

11.

К четвертой аналитической группе в кислотно-основной классификации относятся катионы: Zn2+, Al3+, Cr3+, Sn2+, Sn4+, As3+, As (V). Групповой реагент – раствор NaOH, в избытке которого данные катионы образуют растворимые комплексные соли. В воде растворимы нитраты, нитриты, ацетаты, галогениды. Ион Cr3+ окрашен. Гидролизуются по катиону. Zn2+, Al3+, Сr3+ образуют амфотерные гидроксиды. Участвуют в ОВР. Катионы больших периодов способны к комплексообразованию.

Ионы Zn2+

a) Гексацианоферрат (II) калия образует с белый студенистый осадок двойной соли, растворимый в щелочах. Определению мешают ионы: Ag+, Ca2+, Cu2+, Fe3+.

Zn2+ + K4[Fe(CN)6] = K2Zn[Fe(CN)6] +2К+

b) Гексацианоферрат (III) калия образует коричнево-желтый осадок, растворимый вHCl и NH4OH.

3Zn2+ + 2K3[Fe(CN)6] = Zn3[Fe(CN)6]2+6К+

c) Краситель метиловый фиолетовый при действии на нейтральный или очень слабокислый раствор соли цинка в присутствии роданида аммония образует суспензию мельчайших кристаллов

соли, имеющую в проходящем свете фиолетовую окраску. Соль образована органическим катионом метилового фиолетового и комплексным анионом [Zn(SCN)4]2-. Обнаружению мешают Fe3+ и Cu2+.

Ионы Al3+

a) Ализарин дает с гидроксидом алюминия малорастворимое соединение ярко-красного цвета. Определению мешают другие ионы (Be2+, F-).

b) Алюминон – аммонийная соль ауринтрикарбоновой кислоты C22H11O9(NH4)3, образует с Al(OH)3 соединение красного цвета, называемое алюминиевым лаком. Лаки красного цвета с алюминоном образуют также ионы Fe3+,Cr3+ и Ca2+.



c) 8-оксихинолин образует с солями алюминия в ацетатном буферном растворе зеленовато-желтый кристаллический осадококсихинолята алюминия, растворимый в минеральных кислотах.

d) Морин C15H10O7•2H2O при добавлении к нейтральным или уксуснокислым растворам солей алюминия дает красивую зеленую флуоресценцию. Составу образующегося при этом соедине-

ния отвечает формула (C15H10O7)3Al.

Ионы Cr3+

a) Растворы, содержащие ионы Cr3+, имеют темно-зеленую окраску. Ионы Cr3+ можно перевести в ионы CrO2- жёлтого цвета (при взаимодействии с Н2О2 в щелочной среде) или в Cr2O72- оранжевого цвета (при окислении в кислой среде).

b) Гидрофосфат натрия Na2HPO4 дает с ионами хрома зеленоватый осадок фосфата хрома CrPO4, растворимый в минеральных кислотах и щелочах.

c) Едкие щелочи дают с ионами Cr3+ осадок гидроксида хрома (III) серо-фиолетового или серо-зеленого цвета, обладающий амфотерными свойствами. При добавлении избытка щелочи образуются хромиты, окрашенные в ярко-зеленый цвет. При кипячении они необратимо разлагаются вследствие гидролиза.

Ход анализа смеси катионов 4 группы обусловлен следующими факторами:

  • в результате действия на катионы 4 группы избытка щелочи в присутствии пероксида водорода все ионы переменной степени окисления находятся в растворе в высшей степени окисления; при этом катионы Сг3+ превращаются в.анионы СrO42-;

  • амфотерный гидроксид хрома Сг(ОН)3 не растворяется в избытке щелочи в присутствии ионов Zn2 – (в ходе реакции образуется цинкат хрома Сг2(Zn02)3, нерастворимый в избытке осадителя NаОН; для предотвращения этого процесса в раствор добавляют пероксид водорода);

  • различная способность алюминат-, хромат- и цинкат-ионов взаимодействовать с солями аммония (осаждение ионов алюминия в виде А1(ОН)3);

  • предварительный анализ смеси катионов 4 группы можно проводить дробным методом: катион А13+ открыть реакцией с ализарином; катион Сг3+ – окислением до Н2СrO6 пероксидом водорода; катион Zn2+ – при помощи дитизона; окончательную проверку наличия тех или иных катионов проводят систематическим ходом анализа.

^ Систематический анализ. К исследуемому раствору прибавляют раствор NаОН до растворения выпавших в осадок гидроксидов и раствор Н2О2, нагревают. Если в исследуемом растворе присутствует хром (III), то нагревать необходимо до полного перехода цвета раствора из зеленого в желтый. Избыток Н2О2 удалияют кипячением. Раствор теперь содержит комплексные ионы алюминия, цинка и хрома. Для отделения катионов алюминия к раствору прибавляюте кристаллический NН4С1 до запаха выделяющегося аммиака. Смесь нагревают. При наличии в растворе I соли алюминия выпадает осадок его гидроксида (осадок I). Осадок I отделяют и растворяют в НС1 (раствор II). В растворе II открывают А13+ реакцией с ализарином. В отдельной пробе раствора I открывают ионы Zn2+ реакцией с К4[Fe(CN)6]. Желтый цвет раствора I говорит о присутствии в нем Сг042- и, следовательно, ионов Сг3+ в исследуемом растворе. Для подтверждения этого переводят ионы Сг042- в Н2СгО6 .


12.

Общепринятой классификации анионов не существует. Разными авторами предложены различные системы классификации их. Рассмотрим классификацию, по которой все анионы делятся на три аналитические группы в зависимости от растворимости их бариевых и серебряных селей. В данном случае групповыми реагентами являются растворимые соли бария и серебра (табл. 1).
^

Таблица № 1

Классификация анионов


Группа


Анионы


Групповой реагент


Характеристика группы


1


SO4 2-, SO3 2- , СO32-, РO43-, SiO3 2-

Хлорид бария ВаСl2 в нейтральном или слабо­щелочном растворе

Соли бария практически нерастворимы в воде, но растворяются в разбавленных кислотах (за исключением BaSO4). Соли серебра растворимы в кислотах

2


С1- , Вг- , I-, S2-


Нитрат серебра AgNO3 и присутствии HNO3


Соли серебра практически нерастворимы в воде и разбавленной кис­лотах. Соли бария растворимы в воде.


3


NO3-, NO2-, CH3COO-


Группового реагента нет


Соли бария и серебра рас­творимы в воде


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.

^ Схема анализа по идентификации сухой соли

1. Окраска сухого вещества:

черная: MnO , CuО , CoS , NiS , HgS , S2Ag , PbS , FeS и др;

оранжевая: Cr 2O 7 2− и др;

желтая: CdS , HgO , CrO42−;

красная: Co+ 2, Fe (SCN)3;

2 .Окраска пламени.

3. Проверка на наличие кристаллизационной воды.

4. Действие кислот на сухую соль.

5. Подбор растворителя(при комнатной температуре, при нагревании):H2SO4, HCl ,CH3COOH, H2O

«царская водка», сплавление с Na2CO3 и последующее выщелачивание. Следует помнить, что практически все нитраты, все соли калия, натрия и аммония растворимы в воде.

6. Контроль pH раствора (только для растворимых в воде объектов).

7. Предварительные испытания (NH4+, Fe3+, Fe2+).

8. Обнаружение группы катионов, анионов.

9. Обнаружение катиона.

10. Обнаружение аниона.

13.

Количественный анализ — раздел аналитической химии, в задачу которого входит определение количества (содержания) элементов (ионов), радикалов, функциональных групп, соединений или фаз в анализируемом объекте. Количественный анализ позволяет установить элементный и молекулярный состав исследуемого объекта или содержание отдельных его компонентов. Теоретической основой методов количественного анализа яв­ляются различные разделы химии и физики. Например, теории осаждения, кислотно-основных, окислительно-восстановительных процессов и реакций комплексообразования, теории физико-химических методов анализа.

В зависимости от объекта исследования различают неорганический и органический анализ. В свою очередь их разделяют на элементарный анализ, задача которого — установить, в каком количестве содержатся элементы (ионы) в анализируемом объекте, на молекулярный и функциональный анализы, дающие ответ о количественном содержании радикалов, соединений, а также функциональных групп атомов в анализируемом объекте.

Во всех методах количественного анализа прибегают к точному измерению определенной физической величины, например массы, объема, интенсивности окраски, электрической проводимости и т. д. Разнообразные количественные методы разделяют на три класса: химические, физико-химические и физические методы. Первыми, наиболее хорошо разработанными методами химического анализа стали гравиметрический и титриметрический. В первом из них решающее значение имеет точное измерение массы, во втором-—точное измерение объема. Поэтому гравиметрический метод называли весовым, а титримет-рический—объемным.

В физических методах измеряют непосредственно определяемое физическое свойство без проведения химических реакций. Например, для определения содержания различных веществ (кислот, щелочей и др.) иногда достаточно измерить их плотность. На основе измерения электрической проводимости можно определить содержа­ние воды в концентрированной серной или уксусной кислотах. Измеряемые свойства зависят от концентрации раствора, но не зависят от массы или объема анализируемого вещества. Поэтому при анализе физическими методами нет необходимости брать строго определенное количество данного вещества, т. е. не нужно брать навеску или отмерять строго определенный объем раствора.
14.

Одной из главных операций количественного анализа является измерение массы. В гравиметрическом анализе используют прямое измерение массы при помощи взвешивания. Определяемую составную часть выделяют либо в чистом виде, либо в виде определенного соединения. Определение массы является не только начальной, но и конечной стадией анализа. Для измерения массы с точностью до 0,1 — 0,01 г служат технохимические весы. Ими пользуются тогда, когда не нужна большая точность взвешивания или в том случае, когда надо грубо прикинуть размер навески для более точного взвешивания. Для взвешивания с точностью до 0,0002 г служат ана­литические весы. Рычажные технохимические и аналитические весы имеют одни и те же рабочие части. Различие между ними только в размере деталей, точности их изготовления.

Гравиметрический анализ основан на законе сохранения массы веществ при химических превращениях, законе постоянства состава и законе эквивалентов. Большую роль в гравиметрическом анализе играет превраще­ние определяемой составной части в малорастворимое соединение. Осадок этого соединения выделяют, высушивают, прокаливают и взвешивают. По массе его рассчитывают содержание определя­емой составной части. Осадками являются гидроксиды металлов, карбонаты, сульфаты, фосфаты, оксалаты, а также комплексные соединения металлов с органическими реактивами (оксихинолином, купфероном, диметилглиоксимом). Например, при определе­нии железа его осаждают в виде Fe(ОН)3 раствором аммиака. Гидроксид железа (III) прокаливают и переводят в Fe2О3, и уже по массе оксида железа (III) Fе2О3 определяют содержание железа. В ходе подобного определения можно выделить две формы вещества: осаждаемую и гравиметрическую. В данном случае осаждаемой формой будет Fe(ОН)3, поскольку все железо в растворе переведено в осадок в виде Fe(ОН)3. Гравиметрической формой будет оксид железа Fе2О3, поскольку по массе этого осадка рассчитывают содержание железа во взятой навеске. Осаждаемая и гравиметрическая формы могут совпадать. На­пример, барий осаждают в виде ВаSО4 и взвешивают также а виде ВаSО4, так как при прокаливании его химический состав не изменяется.

Гравиметрическим методом был установлен химический состав большого числа веществ. Он являлся основным методом определения атомных масс. Его используют для определения гигроскопической влаги у широкого круга веществ, кристаллизационной воды, сульфат-иона, диоксида кремния, щелочных, щелочно­земельных и многих других металлов. Гравиметрические определения требуют больших затрат времени, хотя он и обеспечивает высокую точность, не требует сложной аппаратуры и доступен для любой химической лаборатории.

Гравиметрические определения можно подразделить на 3 типа:

  1. Определяемую составную часть выделяют и взвешивают. Примером может служить определение зольности различных видов топлива (каменного угля, горючих сланцев, торфа).

  2. Определяемую составную часть удаляют, а остаток взвеши­вают. Примерами могут служить определения гигроскопичности различных материалов, кристаллизационной воды в солях.

  3. Определяемую составную часть переводят в химическое соединение. Последнее изолируют и переводят в гравиметрическую форму, массе осадка которой рассчитывают содержание определяемой составной части.



Гравиметрические методы, связанные с получением осадков, включают следующие операции:

  1. отбор средней пробы;

  2. взятие навески;

  3. растворение навески;

  4. осаждение определяемой составной части;

  5. фильтрование и промывание осадков;

  6. высушивание и прокаливание осадков;

  7. взвешивание осадков;

  8. вычисление результатов анализа.

Правила обращения с весами

  1. Установленные весы нельзя сдвигать с места. После перестановки весы должны быть установлены вновь строго по отвесу.

  2. Необходимо твердо помнить, что нагрузка на весах изменя­ется только после арретирования.

  3. Взвешиваемые предметы должны находиться в темпе­ратурном равновесии с весами. Если взвешиваемые пред­меты имеют температуру, отличающуюся от температуры весовой комнаты, то их выдерживают в эксикаторе (обычно .15—20 мин).

  4. Взвешиваемый предмет должен быть сухим и не иметь загрязнений на своей поверхности.

  5. Если весы помещены в шкаф, то во время взвешивания открывают только боковые дверцы шкафа.

  6. Нельзя нагружать весы выше их предельной нагрузки.

  7. Твердые вещества взвешивают на часовом стекле или в стаканчике, жидкости, летучие и гигроскопические вещества—в бюксе.

  8. Разновес берут только пинцетом.

  9. Разновес помещают в центре чашки.

Правила взвешивания на аналитических весах

  1. Размер навески предварительно определяют на технохимических весах.

  2. Взвешивают только сидя.

  3. Перед взвешиванием устанавливают нулевую точку весов.

  4. Взвешиваемый предмет помещают на левую чашку весов.

  5. Разновес помещают на правую чашку весов.

  6. При добавлении и снятии разновеса предварительно мед­ленно, осторожно и плавно поворачивают диск арретира.

  7. Вращением большого и малого лимба устанавливают десятые и сотые доли грамма, уменьшая каждый раз массу в 2 раза.

  8. Когда масса взвешиваемого предмета найдена с точностью 0,01 г, арретир поворачивают до отказа и после прекращения колебания фиксируют положение неподвижной линии на шкале экрана вейтографа и арретируют весы. Шкала вейтографа в этом случае указывает на тысячные и десятитысячные доли грамма, т. е. на 3-й и 4-й знак после запятой.

  9. Записывают в журнал массу взвешиваемого предмета.

  10. Убирают разновес в гнезда футляра и проверяют правиль­ность записи.

  11. Большой и малый лимб ставят в нулевое положение.

15.

Вода в твердых телах может быть гигроскопической и кристаллизационной. Количество гигроскопической воды в веществе зависит от влажности воздуха и непостоянна при изменении условий хранения вещества или при его измельчении. Вещества, содержащие кристаллизационную воду, называются кристаллогидратами. Для практического определения содержания кристаллизационной воды в кристаллогидрате необходимо установить по справочнику, при какой температуре данный кристаллогидрат разлагается на безводную соль и воду. Так, например, СuSО4●5Н2О обезвоживается при 220°С, СоСl●6Н2О - при 160-170°С, NiSО4●7Н2О - при 250-280°С, NiС12●6Н2О - при 175-250°С. Именно при этой температуре воду из кристаллогидрата выпаривают в сушильном шкафу до постоянной' массы. Затем, зная массу кристаллогидрата и массу его безводной соли, рассчитывают количество воды в кристаллогидрате и устанавливают его формулу.

Для практического определения кристаллизационной воды в кристаллогидрате необходимы следующие приборы и оборудование - сушильный шкаф, аналитические весы, эксикатор, бюкс с крышкой, шпатель. Прежде всего необходимо хорошо вымыть бюкс, высушить его, а затем поместить вместе с крышкой, поставленной на ребро, в сушильный шкаф при температуре 120-125°С на 30-40 минут. Горячий бюкс с крышкой охлаждают в эксикаторе 15-20 минут, затем бюкс с крышкой взвешивают на аналитических весах. Операцию высушивания и взвешивания бюкса повторяют. Если масса бюкса не изменится или изменится не более чем на 0,0002 г, высушивание считается законченным. В высушенный бюкс помещают ≈1 г кристаллической соли, закрывают крышкой и взвешивают. Открытый бюкс вместе с крышкой ставят в сушильный шкаф на 45 минут и сушат при необходимой температуре. Затем закрытый бюкс охлаждают в эксикаторе 15-20 минут и взвешивают. Для того чтобы убедиться в полноте обезвоживания, бюкс с веществом вновь помещают в сушильный шкаф при той же температуре на 15-20 минут, затем охлаждают и взвешивают. Высушивание повторяют до тех пор, пока масса бюкса между операциями не будет меняться менее, чем на 0,0002 г. По результатам взвешивания вычисляют процентное содержание воды в кристаллогидрате и число моль воды, приходящееся на один моль безводной соли. Рассчитывают абсолютную и относительную погрешности опыта.

16.

Титриметрический или объемный метод анализа является одним из методов количественного анализа. В основе этого метода лежит точное измерение объемов растворов двух веществ, реагирующих между собой. Количественное определение с помощью титриметрического метода анализа выполняется довольно быстро, что позволяет проводить несколько параллельных определений и получать более точное среднее арифметическое. В основе всех расчетов титриметрического метода анализа лежит закон эквивалентов: C1 • V 1 = C2 • V 2

По характеру химической реакции, лежащей в основе определения вещества, методы титриметрического анализа подразделяют на следующие группы: метод нейтрализации или кислотно-основного титрования; метод окисления- восстановления; метод осаждения и метод комплексообразования. Различают прямое, обратное и заместительное титрование.

Титрование – это постепенное прибавление титрованного раствора реагента (титранта) к анализируемому раствору для определения точки эквивалентности. Титриметрический метод анализа основан на измерении объема реагента точно известной концентрации, затраченного на реакцию взаимодействия с определяемым веществом. Точка эквивалентности – момент титрования, когда достигнуто эквивалентное соотношение реагирующих веществ. Достигнув точки эквивалентности, титрование заканчивают и отмечают объем раствора, пошедший на данную реакцию. Следовательно, в титриметрическом методе анализа первостепенное значение имеет точное определение точки эквивалентности. Точку эквивалентности (т.э.) определяют по изменению окраски индикатора или с помощью инструментальных индикаторов, приборов фиксирующих измене какого-то свойства среды в процессе титрования.

Индикаторы – это вещества, которые изменяют свое строение и физические свойства при изменении среды. В области точки эквивалентности индикатор изменяет свой цвет, образует осадок или вызывает какой-то другой наблюдаемый эффект. Индикаторы – это вещества, которые позволяют с известной степенью достоверности установить конечную точку титрования (к.т.т.). При правильном выборе индикатора точка эквивалентности (т.э.) должна совпадать с конечной точкой титрования (к.т.т.), либо быть минимальной.

При проведении титриметрического анализа применяют растворы реактивов с точной концентрацией – титранты (вторичные стандартными или рабочие растворы). Концентрацию титрантов устанавливают с помощью специальных веществ, называемых стандартами (первичными стандартами или установочными веществами). Процесс определения концентрации вторичного стандартного раствора титрованием по первичному стандартному раствору называется стандартизацией раствора. К стандартам предъявляются определенные требования. Они должны иметь: большую молярную массу, так как это снижает ошибку при взвешивании; постоянный состав, отвечающий определенной формуле и не изменяющейся при хранении, высушивании, взвешивании; они должны легко очищаться кристаллизацией; быть устойчивыми к окислению, не поглощать влагу и СО2 из воздуха.

^ Кислотно-основное титрование(метод нейтрализации)

Метод кислотно-основного титрования основан на использовании реакции нейтрализации между кислотой и основанием: Н+ + ОН <=> Н2 О. Точка эквивалентности в кислотно-основном титровании определяется по изменению рН раствора. Поэтому для определения характера среды и для приблизительной оценки рН используют кислотно-основные индикаторы. Кислотно-основные индикаторы – это довольно сложные органические вещества, слабые электролиты, обладающие кислотными или основными свойствами. Существуют одноцветные (фенолфталеин) и двухцветные (метиловый оранжевый, лакмус) индикаторы. Если индикатор является слабой кислотой, то уравнение его диссоциации можно записать следующим образом: НInd ↔ Н+ + Ind. Ионизированная и неионизированная формы индикатора придают раствору различную окраску. В зависимости от характера среды равновесие в системе может смещаться в сторону молекулярной или ионной форм индикатора и от этого будет зависеть окраска раствора. Границы интервала рН, в котором происходит изменение окраски раствора индикатора: рН = рК HInd ± 1. Интервал рН, в котором индикатор изменяет свою окраску, называется интервалом перехода индикатора (ИП).

17.

Концентрация — величина, характеризующая количественный состав раствора. Согласно правилам ИЮПАК, концентрацией растворённого вещества (не раствора) называют отношение количества растворённого вещества или его массы к объёму раствора (моль/л, г/л), то есть это соотношение неоднородных величин.Те величины, которые являются отношением однотипных величин (отношение массы растворённого вещества к массе раствора, отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора) правильно называть долями. Однако на практике для обоих видов выражения состава применяют термин концентрация и говорят о концентрации растворов.

Существует много способов выражения концентрации растворов.

  1. Массовая доля (также называют процентной концентрацией)

Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы.

, где:

m1 — масса растворённого вещества, г (кг);

m — общая масса раствора, г (кг).

  1. Объёмная доля

Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

, где:

V1 — объём растворённого вещества, л;

V — общий объём раствора, л.

  1. Молярность (молярная объёмная концентрация)

Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Также распространено выражение в «молярности», которое принято обозначать М. Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/л называют 0,5-молярным.

, где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

V — общий объём раствора, л.

  1. Моляльность (молярная весовая концентрация)

Моляльность — количество растворённого вещества (число молей) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности». Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/кг называют 0,5-моляльным.

, где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

m2 — масса растворителя, кг.

  1. Нормальная концентрация (мольная концентрация эквивалента)

Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль/л (имеется в виду моль эквивалентов). Для записи концентрации таких растворов используют сокращения «н» или «N». Например, раствор содержащий 0,1 моль/л, называют децинормальным и записывают как 0,1 н.

, где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

V — общий объём раствора, л;

z — фактор эквивалентности.

Нормальная концентрация может отличаться в зависимости от реакции, в которой участвует вещество. Например, одномолярный раствор H2SO4 будет однонормальным, если он предназначается для реакции со щёлочью с образованием гидросульфата KHSO4, и двухнормальным в реакции с образованием K2SO4.

  1. Титр раствора

Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

, где:

m1 — масса растворённого вещества, г;

V — общий объём раствора, мл;

В аналитической химии обычно концентрацию титранта пересчитывают применительно к конкретной реакции титрования таким образом, чтобы объём использованного титранта непосредственного показывал массу определяемого вещества; то есть титр раствора показывает, какой массе определяемого вещества (в граммах) соответствует 1 мл титрованного раствора.

  1. Мольная доля

Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.

, где:

νi — количество i-го компонента, моль;

n — число компонентов;

Существуют и другие, распространённые в определённых областях знаний или технологиях, методы выражения концентрации. Например, в фотометрии часто используют массовую концентрацию, равную массе растворённого вещества в 1 л раствора. При приготовлении растворов кислот часто указывают, сколько объёмных частей воды приходится на одну объёмную часть концентрированной кислоты (например, 1:3). Концентрация загрязнений в воздухе может выражаться в частях на миллион (ppm). Иногда используют также отношение масс (отношение массы растворённого вещества к массе растворителя) и отношение объёмов (аналогично, отношение объёма растворяемого вещества к объёму растворителя).

18.

Основное уравнение процесса нейтрализации – взаимодействие: H+ + OH → H2O. Титрантами в методе ацидиметрии являются HCl, H2SO4, в методе алкалиметрии – NaOH, KOH. Эти вещества являются вторичными стандартами и не соответствуют требованиям, предъявляемым к стандартным веществам, поэтому их концентрацию определяют по первичным стандартам. В качестве таковых выступают: бура Na2B4O7 ⋅10H2O, Na2CO3 (безводный), H2C2O4 ⋅ 2H2O . Методы нейтрализации позволяют определять кислоты, гидроксиды, соли, гидролизующиеся по катиону (аниону), и другие вещества, реагирующие в стехиометрических соотношениях с кислотами и гидроксидами, а также различные смеси.

Процесс нейтрализации можно представить графически в виде кривой титрования, изображающей изменение рН титруемого раствора по мере добавления к нему стандартного раствора кислоты или щелочи (рис. 1). Момент эквивалентности устанавливают индикаторным методом по изменению окраски индикатора, 1-2 капли которого добавляют в титруемый раствор. Резкое изменение рН вблизи ТЭ называется скачком титрования. Индикаторы в методе нейтрализации – это сложные органические кислоты или гидроксиды, при диссоциации которых происходит изменение структуры их молекул, т.е. появление или исчезновение хромофорных групп. Область значений рН, в которой индикатор изменяет свою окраску, называется интервалом перехода индикатора. Его можно рассчитать по формуле: pH = pK инд ± 1. Вместо интервала перехода окраски индикатора пользуются также показателем титрования индикатора (рТ). рТ – это оптимальное значение рН титруемого раствора, при котором наблюдается наиболее резкое изменение окраски идикатора, свидетельствующее об окончании титрования. Значения величины рТ приблизительно совпадают со значениями величин рКинд.

Для надежного фиксирования точки эквивалентности надо подобрать такой индикатор, интервал перехода которого попадал бы в скачок титрования. Например, при титровании сильной кислоты сильным основанием (рис.1) скачок титрования находится в диапазоне рН от 4 до 10 (при концентрации реагирующих веществ, равной 0,1 моль/дм3). В данном случае могут использоваться метилоранж (интервал перехода 3,1 – 4,4) и фенолфталеин (интервал перехода 8,0 – 9,6)

Рис 1. Кривая титрования сильного основания (NaOH) сильной кислотой (НСl).

19.

В окислительно-восстановительном титровании используют реакции, протекающие с изменением степени окисления реагирующих веществ – окислительно-восстановительные реакции. Каждую окислительно-восстановительную реакцию можно представить как сумму двух полуреакций. Одна реакция отражает превращение окислителя, а вторая – восстановителя. Ox1 + n ē = Red1; Red2 - n ē = Ox2

Недостатком окислительно-восстановительных реакций в большинстве случаев является их небольшая скорость, это затрудняет процесс титрования. Для ускорения реакций, протекающих с маленькой скоростью, применяют нагревание. Если нагревание использовать нельзя (вещество разлагается или улетучивается), то увеличивают концентрацию вещества или используют катализаторы. Окислительно-восстановительные реакции количественно характеризуются окислительно-восстановительным потенциалом или редокс-потенциалом. Электродный потенциал Е ( или φ) зависит от природы окислительно-восстановительной пары, активности ионов окислителя и восстановителя, температуры. Количественно зависимость от этих параметров определяется уравнением Нернста:



Если титрант – окислитель, то титрование называют окислительным. Если титрант – восстановитель, то титрование восстановительное.По типу применяемого титранта методы окислительно-восстановительного титрования делятся на следующие виды:

• пермангатометрическое – титрант раствор KMnO4;

• Иодометрическое титрование – титранты растворы I2 и Na2S2O3;

• Броматометрическое – титрант раствор КВrО3;

• Бромометрическое – титрант раствор Вr2 ( (КВrО3 + КВr)

• Хроматометрическое – титрант раствор К2Сr2О7 и т.д.

Редокс-титрование может быть выполнено различными способами: прямое титрование, обратное титрование и заместительное титрование. Для определения точки эквивалентности используют различные индикаторы:1) Окислительно-восстановительные индикаторы (редокс-индикаторы), изменяющие цвет при изменении октслительно-восстановительного потенциала системы. 2) Специфические индикаторы, изменяющие свой цвет при появлении избытка титранта или исчезновении определяемого вещества. Примером является крахмал – индикатор на наличие I2.Редокс-индикаторы делятся на: обратимые и необратимые. Обратимые индикаторы – обратимо изменяют свой цвет при изменении потенциала системы. Необратимые индикаторы – подвергаются необратимому окислению или восстановлению, в результате чего цвет индикатора изменяется необратимо.

Редокс-индикаторы существуют в двух формах окисленной (Indок.) и восстановленной (Indвос.), причем цвет одной формы отличается от другой. Indок. + nē <=> Indвос. При проведении окислительно-восстановительного титрования необходимо подбирать индикатор таким образом, чтобы потенциал индикатора находился в пределах скачка потенциала на кривой титрования. Многие индикаторы окислительно-восстановительного титрования обладают кислотными или основными свойствами и могут менять свое поведение в зависимости от рН среды. Титрование индикаторным методом возможно, если для данной реакции ЭДС ≥ 0,4 В. При ЭДС = 0,4 – 0,2 В используют инструментальные индикаторы.
20.

Перманганатометрия – метод объемного (титриметрического) химического анализа, основанный на применении стандартного раствора перманганата калия KMnO4. При действии восстановителей перманганат-ион в кислотной среде переходит в бесцветный катион марганца(2+):

MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O (стандартный потенциал при 25° С равен +1,53 В).

Окончание титрования устанавливается по отсутствию розовой окраски перманганат-иона или с помощью индикатора (например, дифениламина). Применение перманганатометрии несколько осложняется реакцией, которая может идти в конце титрования в случае недостаточной кислотности раствора и приводит к ошибкам аналитического определения восстановителей:

2MnO4- + 3Mn2+ + 2H2O = 5MnO2 + 4H+.

Эта реакция ускоряется в присутствии диоксида марганца. Поэтому необходимо подкисление раствора, для которого обычно используют серную кислоту, так как соляная кислота (хлорид-ионы) и азотная (примеси оксидов азота) могут окисляться перманганатом калия и тем самым искажать результаты титрования.

При хранении раствора KMnO4 идет его постепенное разложение с выделением кислорода и образованием MnO2, что ведет к изменению концентрации исходного раствора. Поэтому для титрования используют только свежеприготовленный раствор KMnO4. Для приготовления стандартного раствора перманганата калия рекомендуется использовать дважды перегнанную дистиллированную воду (при вторичной перегонке к воде добавляют немного KMnO4). Если нет возможности использовать бидистиллят, приготовленный раствор KMnO4 кипятят, охлаждают и отделяют выпавший осадок MnO2 фильтрованием через стеклянный фильтр. Концентрацию (нормальность) раствора KMnO4 устанавливают титрованием точной навески щавелевой кислоты или оксалата натрия, согласно уравнению реакции:

5Na2C2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 10CO2+ 8H2O.

Перманганатометрически определяют железо(2+), хром(3+), таллий(1+), вольфрам(V), ванадий(IV), сурьму(III), пероксид водорода, гидразин, органические вещества. Перманганатометрическое титрование применяется для определения очень сильных восстановителей, реагирующих с катионами железа(3+), переводя их в катионы железа(2+), которые оттитровывают перманганатом калия. Метод используется также для косвенных определений, например в феррометрии, суть которого заключается в восстановлении окислителей катионами железа(2+), избыток которого реагирует с перманганатом калия. Обратным перманганатометрическим титрованием определяют восстановители, медленно реагирующие с KMnO4 – такие как иодиды, цианиды, тиоцианаты и т.п.


21.

Методы осаждения имеют ограниченное значение в связи с нестехиометрическим протеканием реакций. Удовлетворительны с этой точки зрения реакции осаждения галогенидов и тиоцианата серебра (аргентометрия), а также ряда соединений ртути (I) (меркуриметрия). Наиболее важными требованиями, которые предъявляются к реакциям осаждения в титриметрическом анализе, являются следующие: достаточно малая растворимость осадка и быстрое его образование при добавлении титранта, минимальное соосаждение примесей и наличие индикатора, позволяющего фиксиро­вать конец реакции.

В практике применяют также титриметрические методы, ос­нованные на реакциях осаждения гексацианоферратом(II) калия (солей бария, свинца и циркония), диметилглиоксимом и други­ми реагентами. Однако с появлением комплексонов практиче­ское значение многих титриметрических методов осаждения рез­ко упало, поскольку методы комплексонометрического титрова­ния оказались более быстрыми, точными и надежными.

Основу метода комплексонометрического титрования составляют реакции образования устойчивых комплексных соединений. Наиболее широкое применение в качестве титрантов получили комплексоны, представляющие собой полиаминополикарбоновые кислоты и их соли.

Например: Нитрилотриуксусная кислота (НТА или Н3Y) – комплексон I



Этилендиамминтетрауксусная кислота (ЭДТУК или Н4Y) – комплексон II



На практике наиболее часто применяют двунатриевую соль этилендиамминтетрауксусной кислоты - комплексон III или трилон Б (Nа-ЭДТА или ЭДТА, сокращенно Nа2Н2Y), в связи с хорошей растворимостью соли в воде:



В качестве индикаторов в комплексонометрии применяют так называемые металлохромные индикаторы, которые позволяют визуально определить точку эквивалентности, например, хромоген чёрный. Металлохромные индикаторы – это органические красители, образующие окрашенные комплексные соединения с ионами определяемого металла, менее прочные, чем комплекс металла с комплексоном.

22.

Аргентометрические методы применяют для определения концентрации главным образом галогенидов, например хлорида:

Ag+ + С1- = AgCl

Основными рабочими растворами аргентометрии являются растворы нитрата серебра, хлорида натрия и тиоцианата калия или аммония. Хранят раствор AgNO3 в склянках из темного стек­ла, так как на свету соли серебра неустойчивы. Точную концент­рацию раствора AgNO3 обычно устанавливают по NaCl. Растворы NaCl и KSCN (или NH4SCN) готовят из перекристаллизованных препаратов.

В аргентометрии применяют различные способы установления точки эквивалентности как с помощью индикаторов, так и без них:

  1. Метод равного помутнения (метод Гей-Люссака).

  2. Метод Фольгарда.

  3. Метод Фаянса

  4. Метод Мора.

В методе Мора индикатором является хромат калия. Метод ос­нован на образовании кирпично-красного осадка хромата сереб­ра Ag2CrО4 в точке конца титрования. При аргентометрическом титровании хлорида концентрация ионов в точке эквивалентнос­ти составляет [Ag+] = [С1] = 1,33 • 10-5 моль/л, при которой осадок хромата серебра «на глаз» не бу­дет заметен. Для визуального обнаружения осадка необходимо перетитровать анализируемый раствор на одну каплю раствора AgNO3.

Титрование с хроматом в качестве индикатора проводится в нейтральной или слабощелочной среде, когда рН раствора боль­ше 6,5, но меньше 10,5. В более кислой области происходит протонирование хромата (CrO42— + Н+ = HCrO4, 2 HCrO4= Cr2O72— + H2O) и чувствительность индикатора падает, а в более щелочных растворах, чем рН 10,5, оксид или гидроксид серебра может выпадать ранее хромата ( Ag+ + OH= AgOH, 2AgOH = Ag2O + H2O).

Метод Мора обычно применяют для определения хлоридов и бромидов. Иодиды и тиоцианаты не определяются, так как вслед­ствие адсорбции установление точки эквивалентности становится затруднительным и погрешность анализа существенно возрастает.

23.

Физико-химические методы анализа (ФХМА) основаны на зависимости физ. св-в в-ва от его природы, причем аналитический сигнал представляет собой величину физ. св-ва, функционально связанную с концентрацией или массой определяемого компонента. В отличие от химических методов анализа, где аналит. сигналом служит масса в-ва или его объем, в физико-химических методах анализа в качестве аналит. сигнала используют интенсивность излучения, силу тока, электропроводность, разность потенциалов и др. 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).

Важное практич. значение имеют методы, основанные на исследовании испускания и поглощения электромагн. излучения в разл. областях спектра. К ним относится спектроскопия, нефелометрия и турбидиметрия, фотометрияи др.

При выполнении физико-химических методов анализа используют специальную, иногда довольно сложную, измерит. аппаратуру, в связи с чем эти методы часто наз. инструментальными.

Почти во всех физико-химических методах анализа применяют два основных приема: методы прямых измерений и титрования. В прямых методах используют зависимость аналит. сигнала от природы анализируемого в-ва и его концентрации. Зависимость сигнала от природы в-ва - основа качеств. анализа. В количеств. анализе используют зависимость интенсивности сигнала от концентрации в-ва. Чаще всего она имеет вид I = a + bс , где I- интенсивность сигнала, с - концентрация, а и b – постоянные. В ряде физико-химических методов анализа данное ур-ние установлено теоретически, напр. закон Бугера-Ламберта-Бера в фотометрическом анализе. Численные значения констант а и b определяют экспериментально с помощью следующих методов:

1) Метод градуировочного графика. Измеряют интенсивность аналит. сигнала у неск. стандартных образцов или стандартных р-ров и строят градуировочный график в координатах I = f(с) или I = f(lgc), где с - концентрация компонента в стандартном р-ре или стандартном образце. В тех же условиях измеряют интенсивность сигнала у анализируемой пробы и по градуировочному графику находят концентрацию.

2) Метод стандартных серий применяют в тех случаях, когда ур-ние связи I = bc соблюдается достаточно строго. Измеряют аналит. сигнал у неск. стандартных образцов или р-ров и рассчитывают b = Iстст;. В тех же условиях измеряют интенсивность сигнала у анализируемой пробы Ix и по соотношению cx = Ix /b или cx = cстIx /IСТ рассчитывают концентрацию.

3) Метод добавок. Измеряют интенсивность аналит. сигнала пробы Ix, а затем интенсивность сигнала пробы с известной добавкой стандартного р-ра Ix+ст. Концентрацию в-ва в пробе рассчитывают по соотношению сx = сстIx/(Ix+ст - Ix).
В методах титрования измеряют интенсивность аналит. сигнала I в зависимости от объема V добавленного титранта. По кривой титрования I=f (V)находят точку эквивалентности и рассчитывают результат по обычным ф-лам титриметрич. анализа.

Колориметрический метод анализа – визуальный метод фотометрического анализа, основанный на установлении концентрации р-римого окрашенного соед. по интенсивности или оттенку его окраски. Чаще всего такое соед. образуется в результате взаимод. определяемого компонента с подходящим реагентом. Это взаимод. должно быть возможно более полным; необходимо также устранить влияние мешающих в-в. После завершения р-ции цвет полученного р-ра сравнивают с цветом серии стандартных р-ров с известными концентрациями того же соединения. Часто пользуются визуальными колориметрами. В колориметрах погружения наблюдатель уравнивает окраски исследуемого и стандартного р-ров, меняя толщину их слоев. Для этого р-ры помещают в цилиндры с прозрачным дном, через к-рое проходит свет от источника; в них погружают монолитные стеклянные цилиндры, способные перемещаться в вертикальном направлении. Поскольку, по закону Бэра, концентрация р-ра обратно пропорциональна толщине его слоя, можно вычислить концентрацию окрашенного соед. в исследуемом р-ре, зная его концентрацию в стандартном р-ре. В визуальных колориметрах диафрагменного типа для уравнивания окрасок р-рителя и исследуемого р-ра их рассматривают через светофильтр и изменяют отверстие диафрагмы. Количеств, анализ проводят по градуировочной кривой в координатах размер диафрагмы - концентрация в-ва, построенной с помощью серии стандартных р-ров для данного светофильтра и данной толщины слоя. Колориметрический анализ отличается простотой и быстротой проведения эксперимента, но по сравнению со спектрофотометрией не очень точен. Ниж. границы определяемых концентраций варьируют от 10-3 до 10-8 моль/л.






Скачать файл (550 kb.)

Поиск по сайту:  

© gendocs.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации
Рейтинг@Mail.ru