база аналитика. analitika.docx вопросы. Перманганатометрия

• Название: Перманганатометрия
• Анкор: база аналитика
• Дата: 18.09.2022
• Размер: 1.23 Mb.
• Имя файла: analitika.docx вопросы.docx
• Тип: Документы; #682861
• страница: 7 из 8

15. Систематический анализ смеси катионов VI аналитической группы.



17 Аналитическая классификация анионов. Первая аналитическая группа анионов. Характерные и специфические реакции анионов so42ˉ, so32ˉ, co32ˉ, SiO32ˉ, s2o32ˉ, b4o72ˉ, po43ˉ.

К I аналитической группе относятся анионы, образующие мало растворимые в нейтральной среде соли бария. Групповым реактивом анионов этой группы является раствор бария хлорида.

Na2SO3 + BaCl2 → BaSO3↓ + 2 NaCl

SO32‾ + Ba2+ → BaSO3↓

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2 NaCl

SO42‾ + Ba2+ → BaSO4↓

Na2CO3 + BaCl2 → BaCO3↓ + 2 NaCl

CO32‾ + Ba2+ → BaCO3↓

2 Na3PO4 + 3 BaCl2 → Ba3(PO4)2↓ + 6 NaCl

2PO43‾ + 3Ba2+ → Ba3(PO4)2↓

Na2S2O3 + BaCl2 → BaS2O3↓ + 2 NaCl

S2O32‾ + Ba2+ → BaS2O3↓
Отношение выпавших осадков к разбавленному раствору HCl:

BaSO3↓ + 2 HCl → BaCl2 + SO2↑ + H2O

BaSO3↓ + 2 H+ → Ba2+ + SO2↑ + H2O

BaCO3↓+ 2 HCl → BaCl2 + CO2↑ + H2O

BaCO3↓ + 2 H+ → Ba2+ + CO2↑ + H2O

Ba3(PO4)2↓ + 6 HCl → 3 BaCl2 + 2 H3PO4

Ba3(PO4)2↓ + 6 H+ → 3 Ba2+ + 2 H3PO4

BaS2O3↓ + 2 HCl → BaCl2 + S↓ + SO2↑ + H2O

BaS2O3↓ + 2 H+ → Ba2+ + S↓ + SO2↑ + H2O
Специфические реакции анионов I аналитической группы

Реакция карбонат-иона (СО32‾)

Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + CO2↑ + H2O

CO32‾ + 2 H+ → CO2↑ + H2O
Реакции фосфат-иона (PO43‾)

2 Na2HPO4 + 3 AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3 NaNO3 + NaH2PO4

2 HPO42‾ + 3 Ag+ → Ag3PO4↓ + H2PO4‾
Реакции тетраборат-иона (В4О72‾)

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

Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O → Na2SO4 + 4 H3BO3

B4O72‾ + 2H+ + 5 H2O → 4 H3BO3

H3BO3 + 3 C2H5OH → (C2H5O)3B + 3 H2O


Реакции сульфит-иона (SO32‾)

1. Калия перманганат в кислом растворе окисляет сульфит-ион в сульфат-ион, восстанавливаясь при этом до бесцветного иона Mn2+:

5 Na2SO3 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 → 5 Na2SO4 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 3 H2O

MnO4‾ + 8 Н+ + 5 ē → Mn2+ + 4 Н2О 2

SO32‾ + Н2О – 2 ē→ SO42‾ + 2 Н+ 5

2 MnO4‾ + 16 Н+ + 5 SO32‾ + 5 Н2О → 2 Mn2+ + 8 Н2О + 5 SO42‾ + 10 Н+
2. Иодная вода обесцвечивается сульфит-ионом вследствие восстановления I2 до I‾:

Na2SO3 + I2 + H2O → Na2SO4 + 2 HI

SO32‾ + H2O – 2ē→ SO42‾ + 2 H+ 1

I2 + 2 ē → 2 I‾ 1

SO32‾ + H2O + I2 → SO42‾ + 2 H+ + 2 I‾
Реакции тиосульфат-иона (s2o32‾)

1. Иодная вода обесцвечивается тиосульфат-ионом вследствие восстановления I2 до I‾:

Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + 2 NaI

I2 + 2 ē → 2 I‾ 1

2 S2О32ˉ – 2 ē → S4О62ˉ 1

I2 + 2 S2О32ˉ → 2 I‾ + S4О62‾
2. Серебра нитрат образует в растворах тиосульфатов белый осадок Ag2S2O3:

Na2S2O3 + 2 AgNO3 → Ag2S2O3↓ + 2 NaNO3

S2O32‾ + 2 Ag+ → Ag2S2O3↓

Осадок постепенно буреет и в конце концов становится черным вследствие образования серебра сульфида Ag2S:

Ag2S2O3 + H2O → Ag2S↓ + H2SO4

Ag2S2O3 + H2O → Ag2S↓ + 2H+ + SO42‾
18  Вторая аналитическая группа анионов. Характерные и специфические реакции анионов Clˉ, Brˉ, iˉ, scn ˉ, s2ˉ.Ко II аналитической группе относятся анионы, образующие осадки с групповым реактивом – серебра нитратом в азотнокислой среде.С анионами второй аналитической группы серебра нитрат в азотнокислой среде образует осадки:

KCl + AgNO₃ → AgCl↓+ KNO₃ KBr + AgNO₃ → AgBr↓+ KNO₃

Cl‾ + Ag⁺ → AgCl↓ Br‾+ Ag⁺ → AgBr↓

KI + AgNO₃ → AgI↓+ KNO₃ NH₄CNS + AgNO₃ → AgCNS↓+ NH₄NO₃

I‾ + Ag⁺ → AgI↓ CNS‾ + Ag⁺ → AgCNS↓

Отношение выпавших осадков к раствору NH₄OH:

Серебра хлорид хорошо растворяется в концентрированном аммиаке, серебра бромид и серебра роданид растворяются в избытке концентрированного аммиака:

AgCl + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]Cl + 2 H₂O

AgCl + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl‾ + 2 H₂O

AgBr + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]Br + 2 H₂O

AgBr + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Br‾ + 2 H₂O

AgCNS + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]CNS + 2 H₂O

AgCNS + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]⁺ + CNS‾ + 2 H₂O,

а серебра иодид практически не растворяется, даже при большом избытке NH₄OH.

Специфические реакции анионов II аналитической группы

Реакции хлорид-иона (Cl‾)

AgNO₃ + NaCl →AgCl↓ + NaNO₃

Ag⁺ + Cl‾ →AgCl↓

AgCl + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]Cl + 2 H₂O

AgCl + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl‾ + 2 H₂O

[Ag(NH₃)₂]Cl + KI + 2 H₂O → AgI↓ + 2 NH₄OH + KCl

[Ag(NH₃)₂]⁺ + I‾ + 2 H₂O → AgI↓ + 2 NH₄OH

[Ag(NH₃)₂]Cl + 2 HNO₃ → AgCl↓ + 2 NH₄NO₃

[Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl‾+ 2 H⁺ → AgCl↓ + 2 NH₄⁺

Реакции иодид-иона (I‾)

Pb(NO₃)₂ + 2 KI → PbI₂↓ + 2 KNO₃

Pb²⁺ + 2 I‾ → PbI₂↓

Осадок растворим в горячей воде в уксусной среде. После охлаждения выпадают красивые золотистые кристаллы свинца (II) иодида.

Реакции роданид-иона (cns‾)

FeCl₃ + 3 KCNS ↔ Fe(CNS)₃ + 3 KCl

Fe³⁺ + CNS‾∙↔ Fe(CNS)₃

При взаимодействии катионов меди (II) с аммония роданидом NH₄CNS образуется черный осадок:

CuSO₄ + 2 NH₄CNS → Cu(CNS)₂↓ + (NH₄)₂SO₄

Cu²⁺ + 2 CNS‾→ Cu(CNS)₂↓

Осадок постепенно белеет вследствие его разложения:

2 Cu(CNS)₂ → 2 CuCNS↓ + (CNS)₂ (родан)

3. При взаимодействии катионов кобальта (II) с насыщенным раствором аммония роданида NH₄CNS образуется комплексное соединение лилового цвета. При добавлении амилового спирта на поверхность раствора всплывает интенсивно-синий спиртовой слой, окраска которого обусловлена наличием недиссоциированных молекул (NH₄)₂[Co(CNS)₄]:

CoCl₂ + 4 NH₄CNS → (NH₄)₂[Co(CNS)₄] + 2 NH₄Cl

Co²⁺ + 4 CNS‾ → [Co(CNS)₄]²
19 Третья аналитическая группа анионов. Характерные и специфические реакции анионов no3ˉ, no2ˉ, ch3cooˉ. К III группе относятся те анионы, которые не имеют общего группового реактива и не осаждаются ни бария хлоридом, ни азотнокислым серебром.

Реакция нитрат-иона (no3‾)

Раствор дифениламина (C₆H₅)₂NH в концентрированной серной кислоте образует с нитрат-ионами интенсивно-синее окрашивание, вследствие окисления дифениламина образующейся азотной кислотой.
Реакции нитрит-иона (no2‾)

1. Разбавленные кислоты вытесняют из солей азотистую кислоту, которая разлагается при этом на воду и оксиды азота:

2 NaNO₂ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + NO₂↑ + NO↑ + H₂O

бурый

NO ₂‾ – ē → NO₂ 1

NO₂‾ + 2 Н⁺ + ē → NO + Н₂О 1

2 NO₂‾ + 2 Н⁺ → NO₂ + NO + Н₂О

2. Калия перманганат KMnO₄ в присутствии разбавленной серной кислоты взаимодействует с солями азотистой кислоты:

5 KNO₂ + 2 KMnO₄ + 3 H₂SO₄ → 5 KNO₃ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

NO ₂ˉ + H₂O – 2 ē → NO₃ˉ + 2 H⁺ 5

MnO₄ˉ + 8 H⁺ + 5 ē → Mn²⁺ + 4 H₂O 2

5 NO₂ˉ + 5H₂O + 2MnO₄ˉ + 16H⁺ → 5 NO₃ˉ + 10H⁺ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

3. Калия иодид в кислой среде окисляется азотистой кислотой до свободного иода:

2 NaNO₂ + 2 KI + 2 H₂SO₄ → Na₂SO₄ + I₂↓ + 2 NO ↑ +К₂SO₄+ 2 H₂O

NO ₂ˉ + 2 H⁺ + ē → NO + H₂O 2

2 Iˉ – 2 ē → I₂ 1

2 NO₂ˉ + 4 H⁺ + 2 Iˉ → 2 NO + 2 H₂O + I₂

Реакции ацетат-иона (ch3coo‾)

3 CH₃COONa + FeCl₃ → Fe(CH₃COO)₃ + 3 NaCl

3 CH₃COO‾ + Fe³⁺ → Fe(CH₃COO)₃
20-23 Задачи и методы количественного анализа. Классификация методов количественного анализа. Сущность титриметрических методов анализа.

Различают два вида анализа – качественный и количественный. Задача качественного анализа – обнаружить, какие элементы или их соединения входят в состав анализируемого материала. Качественный анализ обычно предшествует количественному. Цель количественного анализа – определение количественного состава изучаемого объекта.

Основными методами количественного анализа являются гравиметрический (весовой) и титриметрический (объемный). Первый основан на точном измерении массы определяемого вещества, второй – на измерении объемов исследуемых растворов.

Задачейколичественного анализа является определение количественного содержания элементов, ионов или химических соединений, входящих в состав исследуемых веществ и материалов. 

Все методы количественного анализа можно разделить на три основные группы.

1. Гравиметрический (весовой) анализ. Гравиметрическим анализом называют определение количества компонента (элемента или иона) по массе вещества, полученного в результате анализа. В методах этой группы определяемую часть анализируемого вещества выделяют в чистом виде или в виде соединения известного состава, массу которого определяют.

Например, чтобы определить количество бария в его соединениях, ион Ва²⁺ осаждают при помощи разбавленной серной кислоты: BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2НСl.

Осадок BaSO₄ фильтруют, промывают, прокаливают и точно взвешивают. Зная массу осадка и его формулу, вычисляют, сколько в нем содержится бария. Гравиметрический метод дает результаты высокой точности, но он очень трудоемок.

2. Титриметрический (объемный) анализ. Титриметрический анализ основан на точном измерении количества реактива, затраченного на реакцию с определяемым компонентом. Реактив берется в виде раствора определенной концентрации — титрованный раствор. Момент, когда реактив будет прибавлен в количестве, эквивалентном содержанию определяемого компонента, т. е. момент окончания реакции определяется различными способами. При титровании приливают количество реактива, эквивалентное количеству определяемого вещества. Зная объем и точную концентрацию раствора, пошедшего на реакцию с определяемым веществом, рассчитывают количество определяемого вещества.

Титриметрический анализ дает менее точные результаты, чем гравиметрический, но важным его преимуществом является большая скорость выполнения анализа. В зависимости от типа реакций, протекающих в процессе титрования, титриметрический анализ делят на три группы: методы кислотно-основного титрования, методы редоксиметрии и методы осаждения и комплексообразования.

3. Методы фотометрии. В этом методе количество вещества определяют по интенсивности окраски раствора. Для этого используют так называемые цветные реакции, т. е. реакции, сопровождающиеся изменением окраски раствора. Оценку интенсивности окраски раствора производят визуально или с помощью соответствующих приборов.

Титриметрическим или объемным называют метод количественного анализа, основанный на измерении количества реагента, требующегося для завершения реакции с данным количеством определяемого вещества.

Метод заключается в том, что к раствору определяемого вещества А постепенно прибавляют раствор реактива В известной концентрации. Добавление реактива продолжают до тех пор, пока его количество не станет эквивалентным количеству реагирующего с ним определяемого вещества А.

Количественные определения с помощью объемного метода выполняются очень быстро. Время, требуемое для завершения анализа, измеряется минутами, что позволяет осуществлять экспресс-анализ.

К реакциям, используемым в титриметрическом анализе, предъявляют определенные требования:

1) реакция должна быть практически необратимой (К > 10⁸);

2) реакция должна протекать в строгом соответствии с уравнением химической реакции, без побочных продуктов;

3) реакция должна протекать достаточно быстро;

4) должен существовать надежный способ фиксирования точки эквивалентности. Фиксирование точки эквивалентности может осуществляться химическими (использование индикатора) и физико-химическими методами (потенциометрически, кондуктометрически, фотокалориметрически и т.д.).

Методы анализа (общая х-ка):

• 
  Химические (гравиметрические, титриметрические, кинетические, биохимические)
  
• 
  Электрохимические (потенциометрия, кулонометрия, вольтамперометрия, кондуктометрия, электрогравиметрия)
  
• 
  Спектроскопические (атомная и молекулярная спектрометрия, радиоспектроскопическая)
  
• 
  Масс-спектрометрические
  
• 
  Термические
  
• 
  Биологические
  
• 
  Методы анализа, основанные на радиоактивности
  

24 Способы выражения состава растворов: массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента, моляльная концентрация, молярная доля, объёмная доля, титр.

Молярная концентрация равна количеству вещества (в молях), содержащегося в одном литре раствора. Она обозначается С_М и рассчитывается как отношение химического количества растворенного вещества (моль) Х к объему V раствора в литрах:



где m (Х) – масса растворенного вещества, г

М (Х) – молярная масса, г/моль

V – объем раствора, л.

Если объем V раствора измеряют в миллилитрах, то формула для расчета молярной концентрации имеет вид:



Молярная концентрация эквивалента (нормальность или нормальная концентрация) равна количеству вещества эквивалента (моль), содержащегося в одном литре раствора. Она обозначается С_н рассчитывается как отношение химического количества эквивалента растворенного вещества Х к объему раствора в литрах:



или, выразив в знаменателе молярную массу эквивалента через молярную массу вещества и фактор эквивалентности его в реакции по уравнению, получим:



В современных методах анализа широко используется разновидность массовой концентрации – титр.

Титр равен массе вещества (г), содержащейся в 1 мл раствора. Титр обозначается Т (Х) и рассчитывается, как отношение массы вещества Х к объему раствора V (мл):



Можно установить связь между молярной концентрацией и титром:



 

Взаимосвязь молярной концентрацией раствора и его массовой долей описывается уравнением:  ,

где ρ – плотность раствора, г/мл;

w (Х) – массовая доля растворенного вещества, %

Удобно использовать формулу, связывающую между собой молярную и нормальную концентрации:



В тех случаях, когда речь идет об отношении массы (или объема, или химического количества вещества) компонента к массе (или объему, или количеству вещества) всей системы, термин "концентрация" не употребляют. А говорят о «доле» – массовой, объемной или молярной. И выражают эту долю либо дробью, либо в процентах, принимая систему за 1 или за 100%.

Для обозначения доли компонента приняты следующие греческие буквы: массовая доля – ω (омега), объемная доля – φ (фи), молярная доля – χ (хи).

 

где m (Х) и m – массы компонента и масса всей системы

V (Х) и V – объемы компонента и объем всей системы

ν (Х) и Σ ν – количества вещества компонента и сумма всех количеств веществ всей системы.

Моляльность раствора – равна количеству вещества (моль) растворенного в 1 кг растворителя. Она обозначается С_m и рассчитывается по формуле:

42. Закон эквивалентов и его применение в количественном анализе. Способы определения точки эквивалентности. Способы приготовления рабочих растворов. Способы титрования: прямое, обратное, косвенное.

Химическим эквивалентомназывается некая реальная или условная частица, которая может присоединять или высвобождать один ион водорода в кислотно-основных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях.

Важнейшей характеристикой химического эквивалента является молярная масса эквивалента вещества, выраженная в г/моль.

Молярная масса эквивалента вещества (г/моль) – это масса 1 моль эквивалента вещества, рассчитываемая по формуле:

,

где f_э − фактор эквивалентности, определяемый из уравнения химической реакции.

Фактор эквивалентности f_э(Х) – число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности рассчитывается по уравнению:

, где Z – суммарный заряд обменивающихся ионов для кислотно-основных реакций или число принятых или отданных электронов для окислительно-восстановительных реакций.

Закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом и образуются в результате химических реакций в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Для условной химической реакции аА + bВ → сС + dD:

ν_Э (A) = ν_Э (B) = ν_Э (C) = ν_Э (D),

где ν_Э – химическое количество эквивалента вещества, моль

ν_Э =  => 

Титрование – это процесс постепенного добавления титранта к анализируемой пробе, продолжающийся до точки эквивалентности.

Точка эквивалентности (момент эквивалентности) – это момент, когда количество вещества эквивалента в добавленном растворе титранта становится равным количеству анализируемого вещества.

Титрант – это раствор точно известной концентрации, применяемый для титрования.

Существует два способа приготовления титрантов:

1. Взвешенную на аналитических весах точную навеску вещества растворяют в мерной колбе и доводят объем раствора водой до метки. Зная массу растворенного вещества (m) и объем полученного раствора (V), можно вычислить его титр: Т = m/V.

Титранты, приготовленные таким образом, называются стандартнымирастворами и для их получения применимы только те вещества, которые удовлетворяют следующим требованиям:

а) вещество должно быть химически чистым, т.е. должно содержать посторонних примесей не более 0,05-0,1%;

б) состав вещества должен строго соответствовать формуле;

в) вещество должно быть устойчивым при хранении и в твердом виде и в растворе;

2. Если вещества не удовлетворяют этим требованиям, то сначала готовят раствор приблизительно нужной концентрации, а затем устанавливают его точную концентрацию, титруя стандартным раствором. Такие титранты называются стандартизированными или рабочими растворами.

Разнообразные методы титриметрического анализа можно классифицировать по типу используемых реакций и по способу проведения анализа.