Ответы по аналитике. Основные положения качественного анализа

• Название: Основные положения качественного анализа
• Дата: 24.05.2019
• Размер: 0.71 Mb.
• Имя файла: Ответы по аналитике.docx
• Тип: Документы; #78647
• страница: 10 из 17

Методы осаждения. Меркурометрия

Методы осаждения основаны на использовании реакций, которые сопровождаются образованием осадков. По этому признаку данные методы сходны с гравиметрическим анализом. Но в отличие от гравиметрических методов образовавшиеся осадки, как правило, не подвергают исследованию. Их не фильтруют, не промывают, не взвешивают. Количество определяемого вещества находят так же, как и в других титриметрических методах. Точка эквивалентности совпадает в этих методах с момента прекращения дальнейшего образования осадка. Этот момен может быть установлен без применения индикаторов, но дл этого необходим значительный навык. В большинстве случае точку эквивалентности определяют с помощью индикаторов или же физико-химических методов (кондуктометрии, амперометрии). Для титриметрических определений используют только незначительное число реакций осаждения. Прежде всего это реакция между ионами Ag+ и С1-, Br -, I - и SCN -ионами, реакции между ионами ПНе2]2 + и С1 -, Вг - и I -ионами, а также между ионами Znr+ и K4[Fe(CN)6].

Широкому использованию в титриметрии реакций осажден» мешает обратимость процесса осаждения, незначительная скорост многих реакций осаждения, побочные явления при образовании осадка (соосаждение, коллоидообразование, адсорбция) и трудности в определении точки эквивалентности.

Процесс титрования может быть охарактеризован кривой титрования, построенной в координатах: концентрации ионов, образовавших осадок, рассчитанных с помощью правила произведения растворимости,-- объем титранта.

К наиболее известным методам осаждения относят аргентометрию, меркурометрию и тиоцианатометрию.

Аргентометрия основана на реакции образования малорастворимых солей серебра с галогенидами. В качестве титранта используют нитрат серебра:

AgN03+NaCl-АёСЦ+NaN03

Меркурометрия основана на образовании малорастворимых солей ртути (I) Hg2Cl2, Hg2I2 и т. д. В качестве титранта используют нитрат ртути (I):

Hg2 (N03)2 + 2NaCI-Hg2CI2i + 2NaN03

Тиоцианатометрия основана на образовании малорастворимой соли серебра AgNCS. В качестве титранта используют тиоцианат калия или аммония (KNCS или NH4NCS):

AgN03 + NH4NCS--AgNCS + NH4N03

3. 
   Анионы 1 аналит. группы
   

Реакции сульфат-ионов

1. 
   Реакции солями бария. Основным отличительным свойством сульфат-иона является нерастворимость сульфата бария в кислотах и щелочах. Поэтому для открытия сульфат иона к испытуемому раствору добавляют раствор соли бария и концентрированную соляную или азотную кислоту. В присутствии сульфат-ионов образуется белый кристаллический осадок сульфата бария.
   
2. 
   Реакция с ацетатом свинца:
   

Na₂SO₄+Pb(CH₃COO)₂→PbSO₄↓+2CH₃COONa

Образуется белый осадок сульфата свинца, растворимый при нагревании в едких щелочах и ацетате аммония:

PbSO₄+4NaOH→Na₂PbO₂+Na₂SO₄+2H₂O

2PbSO₄+2CH₃COONH₄→[Pb(CH₂COO)₂*PbSO₄]+(NH₂)₂SO₄

При этом образуются плюмбиты и комплексная соль ацетата и сульфата свинца, растворимые в воде.

Реакции сульфит-ионов

1. 
   Реакции с кислотами.
   

Na₂SO₃+2HCl→ NaCl+H₂SO₃

H₂SO₃→SO₂↑+H₂O

При взаимодействии солей сернистой кислоты с минеральными кислотами образуется сернистая кислота, разлагающаяся на сернистый газ и воду. Выделение диоксида серы можно легко обнаружить по запаху или по обесцвечиванию раствора йода и перманганата калия:

SO₂+I₂+2H₂O→2HI+H₂SO₄

5SO₂+KMnO₄+2H₂O→2MnSO₄+K₂SO₄+2H₂SO₄

2. 
   Реакция с йодной или бромной водой:
   

Na₂SO₃+I₂+H₂O→ Na₂SO₄+2HI

Na₂SO₃+Br₂+H₂O→ Na₂SO₄+2HBr

Вследствие окисления сульфит-иона до сульфат-иона происходит обесцвечивание раствора йода или брома. Образуются сульфаты и соли йодисто или бромисто-водородной кислоты. Проведению реакции мешают сульфид и нитрат-ионы. Сульфит-ион способен также восстанавливать красители. Присутствие сульфит-иона определяется по исчезновению окраски красителей.

3. 
   Реакция восстановления:
   

Na₂SO₃+2HCl→ NaCl+H₂O+SO₂↑

3Zn+6HCl+SO₂→3ZnCl₂+2H₂O+H₂S

H₂S+Pb(CH₃COO)₂→PbS↓+2CH₃COOH

В сильнокислой среде сульфиты восстанавливаются цинком до сероводорода. Выделение сероводорода легко обнаруживается по почернению бумажки, смоченной раствором ацетата свинца. Почернение бумажки наступает вследствие образования сульфида свинца черного цвета.

Реакции карбонат-ионов

Реакция с кислотами:

Na₂CO₃+2HCl→2 NaCl+H₂CO₃

H₂CO₃→CO₂↑+H₂O

Ca(OH)₂+CO₂→CaCO₃↓+H₂O

Минеральные кислоты выделяют из солей угольной кислоты свободную угольную кислоту, которая распадается на углекислый газ и воду. Выделение углекислого газа легко обнаружить с помощью газоотводной трубки, опущенной в известковую воду. Выпадает осадок карбоната кальция. Проведению реакции мешает сульфит-ион т.к. при действии кислот может образоваться сернистый газ, образующий с известковой водой осадок сульфита кальция. Поэтому перед обнаружением карбонат-ионов целесообразно окислить сульфит-ионы до сульфат-ионов добавлением пероксида водорода:

SO₃^2-+H₂O₂→SO₄^2-+H₂O
Реакции фосфат-ионов

1. 
   Реакция с нитратом серебра:
   

AgNO₃+ Na₂HPO₄→Ag₃PO₄+HNO₃+2NaNO₃

Образуется желтый осадок фосфата серебра, растворимый в вазотной кислоте.

2. 
   Реакция с магнезиальной смесью:
   

Na₂HPO₄+NH₄OH+MgCl₂→MgNH₄PO₄↓+2NaCl+H₂O

При взаимодействии солей фосфорной кислоты с гидроксидом аммония и хлоридом магния в присутствии хлорида аммония образуется белый кристаллический осадок.

3. 
   Реакция с молибдатом аммония:
   

Na₃PO₄+NH₄Cl+12(NH₄)₂MoO₄+24HNO₃→(NH₄)₃H₄[P(Mo₂O₇)₆]+10H₂O+24NH₄NO₃+3NaCl

Молибдат аммония в азотнокислой среде образует с анионами фосфатов желтый кристаллический осадок. Проведению реакции мешают восстановители – сульфит- и сульфид-ионы, которые восстанавливают молибдат ионы до молибденового синего. Для удаления восстановителей раствор предварительно кипятят с концентрированной азотной кислотой.
Реакции тиосульфат-ионов

1. 
   Реакции с килотами:
   

Na₂S₂O₃+2HCl→ 2NaCl+H₂S₂O₃

H₂S₂O₃→H₂O+S↓+SO₂↑

При взаимодействии с кислотами выделяется тиосерная кислота, которая разлагается на воду, диоксид серы и серу. Сера выпадает в осадок, и раствор мутнеет.

2. 
   Реакция с нитратом серебра:
   

2AgNO₃+ Na₂S₂O₃→ Ag₂S₂O₃↓+2NaNO₃

Ag₂S₂O₃+H₂O→Ag₂S↓+H₂SO₄

Нитрат серебра образует с солями тиосерной кислоты и белый осадок тиосульфата серебра, который разлагается на сульфид серебра черного цвета и воду. Осадок тиосульфата серебра чернеет. При избытке тиосульфата натрия осадок тиосульфата серебра растворяется с образованием комплексной соли:

Ag₂S₂O₃+ Na₂S₂O₃→2Na₃[Ag(S₂O₃)₂]

3. 
   Реакция с йодом:
   

2Na₂S₂O₃+I₂→Na₂S₄O₆+2NaI

Тиосульфаты обесцвечивают растворы йода с образованием солей тетратионовой кислоты. Реакция широко используется в количественном анализе.

Реакции хромат-ионов

1. 
   Реакция с нитратом серебра:
   

K₂CrO₄+2AgNO₃→Ag₂CrO₄↓+2KNO₃

Образуется красно-бурый осадок хромата серебра, растворимый в азотной кислоте.

2. 
   Реакция с ацетатом свинца:
   

K₂CrO₄+ Pb(CH₃COO)₂→ PbCrO₄↓+2CH₃COOK

Образуется желтый осадок хромата свинца, растворимый в щелочах, азотной кислоте и нерастворимый в уксусной.

3. 
   Реакция с пероксидом водорода:
   

2K₂CrO₄+2HCl→K₂Cr₂O₇+H₂O+2KCl

K₂Cr₂O₇+4H₂O₂+2HCl→2H₂CrO₆+2KCl+3H₂O

В кислой среде пероксид водорода окисляет образовавшийся ион дихромата в надхромовую кислоту. При добавлении эфира или хлороформа надхромовая кислота переходит в слой эфира или хлороформа, придавая ему синюю окраску.

4. 
   Реакция с кислотами:
   

2K₂CrO₄+2HCl→K₂Cr₂O₇+H₂O+2KCl

В кислой среде образуется дихромат-ион и раствор из желтого становится оранжевым.

Реакции оксалат-ионов

1. 
   Реакция с хлоридом кальция:
   

CaCl₂+(NH₄)₂C₂O₄+CaC₂O₄↓+2NH₄Cl

Образуется белый мелкокристаллический осадок оксалата кальция, растворимый в минеральных кислотах и нерастворимый в уксусной кислоте.

2. 
   Реакция с перманганатом калия:
   

5(NH₄)₂C₂O₄+2KMnO₄+8H₂SO₄→2MnSO₄+K₂SO₄+5(NH₄)₂SO₄+10CO₂+8H₂O

В кислой среде при нагревании перманганат калия в присутствии оксалат-ионов обесцвечивается вследствие восстановления до марганца 2+. Реакция широко используется в количественном анализе.

Реакции борат-ионов

1. 
   Реакция окрашивания пламени:
   

Na₂B₄O₇+H₂SO₄+5H₂O→Na₂SO₄+4H₃BO₃

H₃BO₃+3C₂H₅OH→(C₂H₅O)₃B+3H₂O

В присутствии серной кислоты и этилового спирта борат-ионы образуют борный эфир, который окрашивает пламя в зеленый цвет.

2. 
   Реакция с куркумовой бумажкой. Бумажка, обработанная раствором красителя куркумина, в кислой среде в присутствии буры окрашивается в оранжевый цвет. Щелочи изменяют оранжевую окраску раствора на синюю или серо-черную.
   

Применение в медицине и фармации солей анионов 1-ой аналитической группы

Соли серной кислоты. В качестве лекарственных препаратов используются сульфат магния – слабительное и гипотензивное средство, сульфат бария – рентгеноконтрастное средство, сульфат натрия – слабительное и желчегонное средство. Серная кислота применяется в качестве реактива при количественном определении щелочей, при качественном открытии многих органических и неорганических лекарственных препаратов.

Соли сернистой кислоты – сульфит натрия нашел применение в качестве стабилизатора легко окисляющихся веществ.

Соли угольной кислоты. Карбонат кальция, гидрокарбонат натрия назначают для лечения заболеваний желудка.

Соли фосфорной кислоты с органическими снованиями применяют для различных целей.

Борная кислота и тетраборат натрия нашли применение как антисептики для полосканий, промываний, смазываний. 

Тиосульфат натрия оказывает антисептической и противовоспалительное действие.

3. 
   Методы осаждения и комплексообразования. Метод Мора и Фольгарда
   

Методы осаждения основаны на использовании реакций, которые сопровождаются образованием осадков. По этому признаку данные методы сходны с гравиметрическим анализом. Но в отличие от гравиметрических методов образовавшиеся осадки, как правило, не подвергают исследованию. Их не фильтруют, не промывают, не взвешивают. Количество определяемого вещества находят так же, как и в других титриметрических методах. Точка эквивалентности совпадает в этих методах с момента прекращения дальнейшего образования осадка. Этот момен может быть установлен без применения индикаторов, но дл этого необходим значительный навык. В большинстве случае точку эквивалентности определяют с помощью индикаторов или же физико-химических методов (кондуктометрии, амперометрии). Для титриметрических определений используют только незначительное число реакций осаждения. Прежде всего это реакция между ионами Ag+ и С1-, Br -, I - и SCN -ионами, реакции между ионами ПНе2]2 + и С1 -, Вг - и I -ионами, а также между ионами Znr+ и K4[Fe(CN)6].

Широкому использованию в титриметрии реакций осажден» мешает обратимость процесса осаждения, незначительная скорост многих реакций осаждения, побочные явления при образовании осадка (соосаждение, коллоидообразование, адсорбция) и трудности в определении точки эквивалентности.

Процесс титрования может быть охарактеризован кривой титрования, построенной в координатах: концентрации ионов, образовавших осадок, рассчитанных с помощью правила произведения растворимости,-- объем титранта.

К наиболее известным методам осаждения относят аргентометрию, меркурометрию и тиоцианатометрию.

Аргентометрия основана на реакции образования малорастворимых солей серебра с галогенидами. В качестве титранта используют нитрат серебра:

AgN03+NaCl-АёСЦ+NaN03

Меркурометрия основана на образовании малорастворимых солей ртути (I) Hg2Cl2, Hg2I2 и т. д. В качестве титранта используют нитрат ртути (I):

Hg2 (N03)2 + 2NaCI-Hg2CI2i + 2NaN03

Тиоцианатометрия основана на образовании малорастворимой соли серебра AgNCS. В качестве титранта используют тиоцианат калия или аммония (KNCS или NH4NCS):

AgN03 + NH4NCS--AgNCS + NH4N03

Метод комплексообразования основан на том, что вещество, содержащееся в рабочем растворе, образует с анализируемым катионом прочное комплексное соединение, растворимое в воде. Хотя в ходе титрования осадок не образуется, концентрация определяемого иона по мере титрования уменьшается, так как все большее количество его связывается в комплекс. В этом отношении процесс комплексообразования аналогичен процессу осаждения. Осаждение происходит тем полнее, чем меньше растворимость осадка.  

Метод комплексообразования основан на том, что вещество, содержащееся в рабочем растворе, образует с анализируемым катионом прочное комплексное соединение, растворимое в воде.  

Распространен метод комплексообразования с карбамидом для разделения смесей индивидуальных органических веществ. Так, разработаны методики для разделения ди-н-бутиламина и диизобутиламина, н-нониламина и 3-метилгептана, октантиола-1 и этилгексантиола-1. Согласно последней методике, смесь обрабатывают не только карбамидом, но и тиокарбамидом. В результате получают чистые к-гептан и изооктан, содержащий только 5 % н-гептана. Предложена методика [260] выделения н-гептана из смеси его с толуолом. На примере фракций кислородсодержащих соединений, полученных при синтезе СО и Н2 и выкипающих в пределах 180 - 320 С, а также на примере фракции высших жирных спиртов, выкипающей в тех же пределах, показана возможность [261] разделения кислородсодержащих соединений по их строению методом образования комплексов с карбамидом / Гюнтером [33] осуществлено разделение н-парафинов и алкилированных моно - и бициклических углеводородов, основанное, во-первых, на том, что алкилированные бициклические ароматические углеводороды не образуют комплексов с карбамидом - это позволяет отделить их от алкилированных моноциклических ароматических углеводородов; а во-вторых, на различной способности образовывать комплекс к-парафинов и алкилированных моноциклических ароматических углеводородов. Комплексообразованием с карбамидом проведено также отделение к-октадецилбензола, к-октадецилциклогексана, н-октадецилнафталина, к-октадецилдекалина, к-тридекалина и других моно - и бициклических соединений от н-гептадекана и н-генейкозана.

Определено методом комплексообразования с мочевиной.

Применяют также метод комплексообразования, в частности, метод образования клатратов - ксилола с различными комплексными соединениями, которые содержат никель, замещенные пири-дины или изоцианаты. Обычно клатратообразование сочетают с кристаллизацией.  

методом комплексообразования с карбамидом разделила твердые парафины, выделенные из нефти Каратонского и Мунайлинского месторождений ( Казахская ССР), на фракции. Она показала, что твердый парафин, выделенный из каратонской нефти ( температура плавления 52 - 57 С, молекулярный вес 420), на 2 / з состоит из структур разветвленного типа и только г / з составляют парафины нормального строения.  

методом комплексообразования с карбамидом разделила твердые парафины, выделенные из нефти Каратонского и Мунайлинского месторождений ( Казахская ССР), на фракции. Она показала, что твердый парафин, выделенный из каратонской нефти ( температура плавления 52 - 57 С, молекулярный вес 420), на 2 / з состоит из структур разветвленного типа и только 1 / з составляют парафины нормального строения.  

Однако, использовав метод комплексообразования с карбамидом, авторы не исследовали продукт, выделенный при разложении комплекса, полученные углеводороды были отнесены ими к н-парафинам.  

Для разделения катионов методом комплексообразования используют как катиониты, так и аниониты.  

Для разделения катионов методом комплексообразования используют как катеониты, так и аниониты.

Для разделения катионов методом комплексообразования используют как катиониты, так и аниониты.  

Определение жесткости воды методом комплексообразования описано дальше

Общую жесткость обычно определяют методом комплексообразования.

Метод Мора

Метод Мора является одним из аргентометрических методов. Все эти методы основаны на реакции:

 Ag+ + X- = AgX|, где Х- — ионы С1-, Bi, I» CNS^—.

Метод Мора наиболее простой из всех методов аргентометрии и в то же время достаточно точный. Рабочим раствором в этом методе является раствор нитрата серебра AgN0₃.

В основу метода Мора положена реакция взаимодействия ионов серебра с ионами хлора или брома:

Agt + Cl-^AgCll, Ag+ + Br = AgBr J.

Индикатором является раствор хромата калия КгСг0₄, дающий с ионами серебра красно-бурый осадок хромата серебра Ag₂Cr0₄. Исходным веществом для определения титра рабочего раствора является хлорид натрия NaCl или хлорид калия КС1.

Метод Мора позволяет определять количество хлоридов или бромидов, йодиды этим методом не определяют, так как   выпадающий в осадок йодид   серебра

Agl сильно адсорбирует К₂Сг0₄, поэтому точку эквивалентности определить невозможно.

Растворимость AgCl значительно меньше, чем растворимость Ag₂Cr0₄, поэтому, если постепенно добавлять раствор AgN0₃ к раствору, содержащему ионы С1- и Сг0₄² то nP_Agci достигается раньше ПР_АеаСго₄ (см. § 15). Это означает, что вначале происходит образование труднорастворимой соли AgCl.

После того как ионы С1 будут практически полностью выделены в виде AgCl, начинает выпадать осадок Ag₂Cr0₄

2Ag+ + CrOl- = Ag₂Cr0₄|.

Окраска титруемой смеси изменяется, и таким образом определяется конец титрования.

Если мы титруем раствор бромида, происходит аналогичное явление. Так как nP_AgBr2ao₄. то вначале происходит образование AgBr и только после полного выделения AgBr появляется осадок Ag₂Cr0₄, меняющий окраску титруемой смеси. Сам осадок хромата серебра Ag₂Cr0₄кирпично-красный. Однако эту окраску можно наблюдать в сильно перетитрованном растворе. В действительности нужно титровать только до ясно заметной перемены лимонно-желтой окраски в желто-розовую. Для лучшего определения конца титрования можно использовать раствор — свидетель.

Применение метода Мора ограничено следующими условиями.

1.  Определение можно проводить только в нейтральной среде, так как в кислотах хромат серебра растворяется, и мы не сможем заметить конец титрования. В щелочной среде титрование невозможно
потому, что будет выпадать осадок оксида серебра

2Ag+ + 20Н- = Ag₂OJ + Н₂0.

1. 
   Определение нельзя проводить в присутствии ионов Ва²+, Bi³+, Pb²⁺, так как эти ионы образуют с ионами Сг0₄^2_ осадки, а также в присутствии анионов, дающих труднорастворимые осадки с Ag+ (РОГ, СО!» и Др.).
   
2. 
   Титрование всегда ведут от   галогена к   AgN0₃ (т. е. галоген титруют раствором AgN0₃, а не наоборот), только при таком условии кирпично-красный осадок Ag₂Cr0₄ образуется в точке эквивалентности.
   

Метод Мора широко применяется при анализе пищевых продуктов. Количество поваренной соли в колбасе, соленой рыбе, масле и других продуктах определяют аргентометрически по методу Мора. Этот метод применяется также для определения хлоридов в воде.

Метод Фольгарда

Метод Фольгарда основан на реакции образования роданида серебра:

Ag+ + SCN» = AgSCNj.

Рабочим раствором является раствор роданида калия KSCN или аммония NH₄SCN. Метод Фольгарда является примером обратного титрования. Следовательно, в этом методе имеется второй рабочий раствор — титрованный раствор нитрата серебра AgN0₃. Поэтому метод Фольгарда можно в равной степени назвать и аргентометри-ей и роданометрией.

Определение хлоридов бромидов и йодидов по методу Фольгарда сводится к следующему. К определяемому раствору прибавляют из бюретки точно отмеренный объем титрованного раствора нитрата серебра; этот объем должен быть значительно больше, чем нужно для полного осаждения всего количества ионов С1 (Вг^_ или Избыток раствора серебра оттитровывают раствором роданида калия или аммония.

Индикатором в этом случае служит раствор железо-аммонийных квасцов (NH₄)Fe(S0₄)₂-12Н₂0. Пока в растворе присутствуют ионы серебра, прибавляемый роданид будет реагировать с ними, образуя белый осадок AgSCN. Как только реакция между ионами Ag+ и SCN закончится, следующая капля рабочего раствора вступит в реакцию с индикатором

FeS+ + 3SCN- = Fe(SCN)₃.

Образующаяся соль Fe(SCN)₃ окрашивает раствор в красный цвет.

В отличие от метода Мора при методе Фольгарда присутствие кислоты не только не вредит титрованию, но, наоборот, способствует получению более точных результатов. Кислота подавляет гидролиз соли железа и уничтожает желтую окраску раствора железо-аммонийных квасцов, связанную с гидролизом. Не мешает и присутствие в растворе солей Ва²⁺, РЬ²⁺ и Bi³+.

При титровании по методу Фольгарда должны соблюдаться следующие условия:

1)   титровать надо соль серебра роданидом, а не наоборот;

2)   определение проводят в кислой среде;

3)   определение проводят в отсутствие солей ртути и сильных окислителей.

В методах клинических исследований метод  Фольгарда применяется для определения хлоридов в крови.

3. 
   Способы выполнения качественных реакций. Техника выполнения капельных и микрокристаллоскопических реакций. Деление ионов на группы.
   

По способу выполнения различают пробирочные, микрокристаллоскопические и капельные реакции. Большинство реакций осуществляют пробирочным методом.

Пробирочный метод состоит в том, что реактивы смешивают в специальных (центрифужных) пробирках. В них наблюдают образование осадков, окрашенных соединений, выделение газов. В пробирках же производят центрифугирование осадков, чтобы впоследствии отделить центрифугат от осадка для дальнейших операций.

Микрокристаллоскопические реакции позволяют обнаружить ионы, которые при взаимодействии с соответствующими реактивами образуют соединения, имеющие характерную форму и окраску кристаллов. Изучение полученных кристаллов проводят с помощью микроскопа. Эти реакции выполняют на тщательно вымытом и обезжиренном стекле. Техника выполнения реакции состоит в том, что каплю раствора анализируемого вещества помещают на предметное стекло, рядом наносят каплю реактива, соединяют обе капли стеклянной палочкой, не перемешивая растворы. Через несколько минут рассматривают под микроскопов образовавшиеся в месте соприкосновения капель кристаллы.

Микрокристаллоскопические реакции, как правило, имеют достаточно низкий предел обнаружения. Для его понижения каплю исследуемого раствора подсушивают или упаривают и только после этого добавляют реактив. Техника выполнения микрокристаллоскопических реакций для разных ионов различна.

Достоинствами этого метода также являются малый расход исследуемого вещества и реактива, быстрота и простая техника выполнения реакций. Недостаток метода – необходимость предварительного удаления из анализируемого раствора всех ионов, мешающих образованию характерных кристаллов.

Капельным анализом выполняют как реакции обнаружения, так и реакции разделения. Проводят анализ на фильтровальной бумаге. Одним из главных достоинств этого метода является низкий предел обнаружения, основанный на капиллярных и адсорбционных явлениях, происходящих в волокнах фильтровальной бумаги. Ионы отличаются друг от друга скоростью диффузии по капиллярам и способностью адсорбироваться. Поэтому при нанесении капли раствора на фильтровальную бумагу происходит накопление и разделение ионов по концентрическим зонам, в которых эти ионы могут быть обнаружены соответствующими реактивами. Так как каждый ион попадает в «свою» зону, его концентрация по сравнению с исходной увеличивается, этим и объясняется повышение чувствительности реакции.

Разделение ионов по зонам позволяет открывать данный ион без предварительного отделения его от других ионов. Таким образом, в условиях капельного анализа неспецифическая реакция становится специфической. Для гарантии полного разделения ионов по зонам часто на фильтровальную бумагу предварительно наносят «подстилку» – каплю реагента, который дает с мешающими ионами труднорастворимые соединения, сосредотачивающиеся в центре.

Капельный анализ дает возможность анализировать смеси ионов дробным методом, что сокращает время анализа и затрачиваемый объем реагирующих веществ.

Для выполнения реакции капиллярной пипеткой набирают такой объем исследуемого раствора, который удерживается капиллярными силами (капля не должна висеть на кончике капилляра). Затем вертикально поставленный капилляр плотно прижимают к листу фильтровальной бумаги, при этом на бумаге должно получиться влажное пятно диаметром в несколько миллиметров. Затем пипетку быстро удаляют, а к центру влажного пятна, соблюдая те же правила, прикасаются другой капиллярной пипеткой с соответствующим реактивом.

Если анализ не требует разделения ионов, капельные реакции можно выполнять на предметном или часовом стекле и на капельной пластинке.

Группа	Представители		Групповой реактив
I	Na+,	К+, NHt	Нет
II	Ва2+,	Са2+, Mg2+	(NH4)2C03 (в аммиачном
III			растворе)
	Fe2+,	Fe3+, Mn2+, Al3+,	(NH4)2S   (в  аммиачном
IV	Сг3+,	Zn2+	растворе)
	Hg2+	Cu2+, Sn2+, Pb2+	H2S   (в растворе 0,3 н.
		Pb2+, Hg|+	НС1)
V	Ag+,		НС1

3. 
   Кислотно – основной метод, индикаторы
   

Таблица значений рН перехода наиболее распространённых индикаторов

Приведены распространённые в лабораторной практике кислотно-основные индикаторы в порядке возрастания значений pH, вызывающих изменение окраски. Римские цифры в квадратных скобках отвечают номеру перехода окраски (для индикаторов с несколькими точками перехода).

Индикатор и номер перехода	х[3]	Цвет более кислой формы		Интервал pH и номер перехода	Цвет более щелочной формы
Малахитовый зелёный			жёлтый	0,1-2,0 [l]		сине-зелёный
Метиловый фиолетовый			жёлтый	0,13–0,5 [I]		зелёный
Крезоловый красный [I]			красный	0,2–1,8 [I]		жёлтый
Метиловый фиолетовый [II]			зелёный	1,0–1,5 [II]		синий
Тимоловый синий [I]	к		красный	1,2–2,8 [I]		жёлтый
Тропеолин 00	o		красный	1,3–3,2		жёлтый
Метиловый фиолетовый [III]			синий	2,0–3,0 [III]		фиолетовый
(Ди)метиловый жёлтый	o		красный	3,0–4,0		жёлтый
Бромфеноловый синий	к		жёлтый	3,0–4,6		сине-фиолетовый
Конго красный			синий	3,0–5,2	к	красный
Метиловый оранжевый	o		красный	3,1–(4,0)4,4		(оранжево-)жёлтый
Бромкрезоловый зелёный	к		жёлтый	3,8–5,4		синий
Бромкрезоловый синий			жёлтый	3,8–5,4		синий
Лакмоид	к		красный	4,0–6,4		синий
Метиловый красный	o		красный	4,2(4,4)–6,2(6,3)		жёлтый
Хлорфеноловый красный	к		жёлтый	5,0–6,6		красный
Лакмус (азолитмин)			красный	5,0–8,0 (4,5-8,3)		синий
Бромкрезоловый пурпурный	к		жёлтый	5,2–6,8(6,7)		фиолетовый
Бромтимоловый синий	к		жёлтый	6,0–7,6		синий
Нейтральный красный	o		красный	6,8–8,0		янтарно-жёлтый
Феноловый красный	о		жёлтый	6,8–(8,0)8,4		ярко-красный
Крезоловый красный [II]	к		жёлтый	7,0(7,2)–8,8 [II]		тёмно-красный
α-Нафтолфталеин	к		жёлто-розовый	7,3–8,7		синий
Тимоловый синий [II]	к		жёлтый	8,0–9,6 [II]		синий
Фенолфталеин[4] [I]	к		бесцветный	8,2–10,0 [I]		малиново-красный
Тимолфталеин	к		бесцветный	9,3(9,4)–10,5(10,6)		синий
Ализариновый жёлтый ЖЖ	к		бледно-лимонно-жёлтый	10,1–12,0		коричнево-жёлтый
Нильский голубой			синий	10,1–11,1		красный
Диазофиолетовый			жёлтый	10,1–12,0		фиолетовый
Малахитовый зелёный			сине-зелёный	11,6-13,6 [ll]		бесцветный
Индигокармин			синий	11,6–14,0		жёлтый
Epsilon Blue			оранжевый	11,6–13,0		тёмно-фиолетовый

Кислотно - основное титрование, реакции нейтрализации, скачок титрования, построение кривых титрования, правила выбора индикатора при кислотно - основном титровании, требования, предъявляемые к индикаторам, методы амперометрического, кондуктометрического и потенциометрического титрования.

3. 
   Комплексные соединения
   

Ко́мплексные соединения (лат. complexus — сочетание, обхват) или координационные соединения (лат. co — «вместе» и ordinatio — «упорядочение») — это соединения (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Теория комплексных соединений (координационная теория) была предложена в 1893 г. А. Вернером.

Комплексные соединения, имеющие внешнюю сферу, в водном растворе полностью диссоцируют на комплексный малодиссоциирующий катион или анион. Комплексные соединения без внешней сферы в воде нерастворимы (например, карбонилы металлов). Комплексные соединения разнообразны и многочисленны. Комплексное соединение — химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы. В настоящее время строгого определения понятия «комплексная частица» нет. Обычно используется следующее определение.

Комплексная частица — сложная частица, способная к самостоятельному существованию в кристалле или растворе, образованная из других, более простых частиц, также способных к самостоятельному существованию. Иногда комплексными частицами называют сложные химические частицы, все или часть связей в которых образованы по донорно-акцепторному механизму.

Комплексообразователь — центральный атом комплексной частицы. Обычно комплексообразователь — атом элемента, образующего металл, но это может быть и атом кислорода, азота, серы, иода и других элементов, образующих неметаллы. Комплексообразователь обычно положительно заряжен и в таком случае именуется в современной научной литературе металлоцентром; заряд комплексообразователя может быть также отрицательным или равным нулю.

Лиганды (Адденды) — атомы или изолированные группы атомов, располагающиеся вокруг комплексообразователя. Лигандами могут быть частицы, до образования комплексного соединения представлявшие собой молекулы (H₂O, CO, NH₃ и др.), анионы (OH⁻, Cl⁻, PO₄³⁻ и др.), а также катион водорода H⁺.

Внутренняя сфера комплексного соединения — центральный атом со связанными с ним лигандами, то есть, собственно, комплексная частица.

Внешняя сфера комплексного соединения — остальные частицы, связанные с комплексной частицей ионной или межмолекулярными связями, включая водородные.

Дентатность лиганда определяется числом координационных мест, занимаемых лигандом в координационной сфере комплексообразователя. Различают монодентатные (унидентатные) лиганды, связанные с центральным атомом через один из своих атомов, то есть одной ковалентной связью, бидентатные (связанные с центральным атомом через два своих атома, то есть, двумя связями), три- , тетрадентатные и т. д.

Координационный полиэдр — воображаемый молекулярный многогранник, в центре которого расположен атом-комплексообразователь, а в вершинах — частицы лигандов, непосредственно связанные с центральным атомом.

Координационное число (КЧ) — число связей, образуемых центральным атомом с лигандами. Для комплексных соединений с монодентантными лигандами КЧ равно числу лигандов, а в случае полидентантных лигандов — числу таких лигандов, умноженному на дентатность.