Учебнометодический комплекс Аналитическая, физическая и коллоидная химия

Название	Учебнометодический комплекс Аналитическая, физическая и коллоидная химия
Анкор	umk_an-fiz111.doc
Дата	03.11.2017
Размер	1.36 Mb.
Формат файла
Имя файла	umk_an-fiz111.doc
Тип	Учебно-методический комплекс #10095
страница	7 из 24

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ... 24

_{Опыт 1. Стандартизация раствора перманганата калия.}_{Приготовление рабочего титрованного раствора КМ}_nO₄_.

_{Для перманганатометрических определений рекомендуется применять 0,02 н. раствор КМ}_nO₄_{, т.е. содержащий 0,02}_г_{- экв}_{в 1}_л._{Поскольку титрование перманганатом производят в кислой среде, то Э}_KMnO₄_=31,61_г._{Это весовое количество КМ}_nO₄_{должно находиться в 1 л 1 н. раствора. Так как нам нужен 0,02 н. раствор перманганата, то для растворения в 1 л. надо взять 0,02 г, т.е.}

_{31,61 ∙ 0,02=0,6322 г. КМ}_nO₄

_{Однако нельзя приготовить титрованный раствор КМ}_nO₄_{, исходя из его точной навески, поэтому установка титра и нормальности КМ}_nO₄_{обязательна. Это необходимо потому, что в перманганате почти всегда имеется некоторое количество М}_nO₂_{. Для приготовления раствора отвесить на технических весах около 0,7г сухой соли КМ}_nO₄_{, растворить в 1л воды, хорошо перемешать и оставить на 8-10 дней в склянке из темного стекла, закрытой стеклянной пробкой. Для титрования перманганатом бюретки применяют только со стеклянным краном. Деления в бюретке отсчитывают по верхнему краю мениска. Установление титра и нормальности раствора перманганата по щавелевой кислоте}

_{Выполнение работы}_{. Заполнить бюретку раствором перманганата калия. В колбу для титрования залить 20мл}_H₂_SO₄_{и нагреть до 80-90}⁰_{С. в горячий раствор пипеткой внести 10 мл стандартного раствора Н}₂_С₂_O₄_{и титруют перманганатом калия. Сначала обесцвечивание идет медленно, но по мере накопления ионов, обесцвечивание происходит мгновенно. Титруют до появления бледно-розовой окраски, устойчивой в течении 30сек. Титрование проводят 3 раза, нормальность и титр рассчитывают по формуле:}

_V_КМ_nO₄_/_V_Н2С2_O₄_∙2_Н2О₌_N_Н2С2_O₄_∙2_Н2О_/_N_КМ_nO₄

_N_КМ_nO₄₌_V_Н2С2_O₄_∙2_Н2О_∙_N_Н2С2_O₄_∙2_Н2О_/_V_КМ_nO₄
_{Опыт 2. Определение железа (II) в растворе соли Мора.}

_{Соль Мора представляет собой двойную соль состава:}

_(NH₄₎₂_SO₄_{· FeSO}₄_{· 6 H}₂_O_или_(NH₄₎₂_{Fe (SO}₄₎₂_{· 6 H}₂_O

_{При взаимодействии соли Мора с перманганатом калия соль закиси железа (}_Fe²⁺_{) окисляется в соли окиси (}_Fe³⁺_{) по уравнению:}

_2KMnO₄_{+ 10(NH}₄₎₂_Fe(SO₄₎₂_{+ 8H}₂_SO₄_{=2 MnSO}₄_+5Fe₂_(SO₄₎₃_+K₂_SO₄_{+ 8H}₂_O+

_{+10 (}_NH₄₎₂_SO₄

_{Выполнение работы}_{. В мерную колбу емкостью 100 мл возьмите немного соли Мора добавьте дистиллированной воды до метки и хорошо перемешайте. Полученным раствором ополосните пипетку и перенесите 10мл исследуемого раствора в колбу. Добавьте цилиндром 8-10 мл 2н серной кислоты и титруйте перманганатом калия холодный раствор (нагревание способствует окислению}_Fe²_{+ кислородом воздуха до}_Fe³⁺_{). Титрование вести до появления бледно розовой окраски, не исчезающей в течение 1 мин. Повторите титрование не менее 3 раз, возьмите среднее из отчетов и вычислите количество граммов железа в исследуемом растворе.}

_{Вычисление. Нормальность}_Fe²₊_{в соли Мора вычислите по затраченным на титрование объемом растворов (нормальность}_KMnO₄_{известна из предыдущей работы ). Умножив нормальность на грамм- эквивалент железа (55,85г) найдете количество железа в 1 л раствора.}

_V_КМ_nO₄_/_V_{соль Мора}₌_N_{соль Мора}_/_N_КМ_nO₄

_N_{соль Мора}₌_V_КМ_nO₄_∙_N_КМ_nO₄_/_V_{соль Мора}

_Q₌_N_{соль Мора}_∙Э_Fe_∙_V_(л)
_{Опыт 3. Определение содержания кальция в растворе.}

_{Катион Ca}²⁺_{не отдаёт электронов, не может быть восстановлен и не реагирует с перманганатом калия. поэтому количество его нельзя определять непосредственным титрованием раствора перманганатом. Определение выполняют косвенным методом.}

_{Из анализируемого раствора ионы Ca}²⁺_{осаждают действием щавелевой кислоты или оксалата натрия.}

_CaCl₂_+(NH₄₎₂_C₂_O₄_=CaC₂_O₄_{+ 2NH}₄_Cl

_{Осадок оксалата кальция отфильтровывают, промывают и обрабатывают горячей разбавленной серной кислотой. При этом в раствор переходит эквивалентное кальцию количество щавелевой кислоты:}

_CaC₂_O₄_+H₂_SO₄_=CaSO₄_+H₂_C₂_O₄

_{Щавелевую кислоту титруют рабочим раствором перманганата калия:}

_5H₂_C₂_O₄_+2MnO₄^-_+6H⁺_=2Mn²⁺_+10CO₂_+8H₂_O

_{При вычислении надо учитывать, что эквивалент H}₂_C₂_O₄_*2H₂_{O в данном случае равен Ѕ грамм- молекулы, а эквивалент Ca}²⁺_{соответственно Ѕ его грамм- атома, т. е 20,04 г.}

_{Выполнение работы.}_{В химический стакан возьмите для анализа немного раствора соли Ca}²⁺_{(около 0,05 г Ca}²⁺_{). Прибавьте к нему 5- 6 мл 1 н. раствора щавелевой кислоты и нагрейте смесь до кипения. Затем, добавив 2- 3 капли метилового оранжевого медленно нейтрализуйте жидкость аммиаком до перехода красной окраски индикатора в желтую. Содержимому стакана дайте постоять до тех пор, пока осадок оксалата кальция CaC}₂_O₄_{соберется на дне. Осадок отфильтровывают через синий фильтр, промывают, затем растворяют в серной кислоте разбавляя (1:5) и освободившуюся щавелевую кислоту титруют раствором перманганата калия. Количество перманганата калия, пошедшее на окисление щавелевой кислоты, эквивалентно количеству кальция. Процесс титрования заканчивают с появлением в растворе слабо- малинового цвета, титрование повторяют 2- 3 раза.}

_{Количество Ca}²⁺_{в растворе вычисляют по формуле:}

_Q=N_KMnO4_{∙0,001∙Э}_Ca

_N_KMnO4_–_{нормальность,}_V_KMnO4_-_{объём средний израсходованного в процессе титрования,}_Э_Ca_–_{грамм- эквивалент}_Ca²⁺
_{Иодометрия}
_{Иодометрия}_{-метод количественного объемного анализа, в основе которого лежит реакция восстановления свободного йода в йод-ион или окисления йод-иона в свободный иод. Направление реакции зависит от окислительной способности вступающих в реакцию с йодом веществ: например с Na}₂_S₂_O₃_{реакция идет слева направо, с КМп0}₄_{, К}₂_Сг₂_О₇_{-справа налево. Степень окислительной способности кислородсодержащих соединений зависит от активной реакции среды (концентрации ионов); меняя ее, легко можно изменить направление процесса. Главнейшей в йодометрии реакцией является восстановление J раствором тиосульфата натрия (гипосульфита натрия- Na}₂_S₂_O₃_)._{Индикатором при титровании служит обычно раствор крахмала}_{(0,2%-ного раствора на 100 см}³_{жидкости), дающего с йодом в присутствии растворимых иодидов синее окрашивание. При титровании до исчезновения синего окрашивания последнее часто вновь появляется через некоторое время. Это может зависеть 1) от медленного течения реакции восстановления йода; 2) от окислительных процессов за счет кислорода воздуха (особенно при солнечном свете); 3) от участия в реакции посторонних веществ; особенно сильно влияет азотистая кислота; присутствуя в ничтожном количестве (напр. в лабораторном воздухе). Для приготовления раствора Na}₂_S₂_O₃_{около 25 г химически чистого препарата) растворяют в 1 л воды и устанавливают титр спустя 10-14 дней после приготовления. Раствор тиосульфата нужно хранить в темном месте и титр следует проверять раз в 2 месяца.}

_{Децинормальный раствор иода готовится растворением 12,8-13 г иода и 25 г йодистого калия в 1 литре воды. Раствор не стоек, и титр его следует проверять; раствор надо хранить в темноте. Титр устанавливают по раствору тиосульфата. Благодаря очень большой чувствительности реакции иода с крахмалом и отчетливости изменения цвета при конце титрования. Йодометрия считается одним из лучших методов коли-чественного анализа и получила широкое применение в химии.}
_{Лабораторная работа}

_{Опыт 1. Приготовление рабочего раствора тиосульфата натрия и определение его концентрации по титрованному раствору перманганата калия.}

_{Рассмотрим окислительно-восстановительные процессы в реакции тиосульфата натрия с йодом:}

_2Na₂_S₂_O₃_{+ I}₂_{= Na}₂_S₄_O₆_{+ 2NaI}

_2S₂_O₃^2-_{- 2}_е^-₌_S₄_O₆^2-

_I₂_{+ 2}_е^-_{= 2}_I^-

₂_S₂_O₃^2-₊_I₂₌_S₄_O₆^2-_{+ 2}_I^-

_{Так как два иона}_S₂_O₃^2-_{Теряют два электрона (по одному на каждый ион), то грамм-эквивалент восстановителя (тиосульфата натрия) равен:}

_г-экв_Na₂_S₂_O₃_{· 5}_Na₂_O₌₌_{= 248,19г.}

_{Приготовить титрованный раствор тиосульфата натрия по точной навеске нельзя вследствие того, что кристаллы тиосульфаты натрия на воздухе выветриваются, и химический состав их не всегда соответствует формуле}_Na₂_S₂_O₃_{· 5}_H₂_O_._{Поэтому тиосульфат натрия готовят приблизительной концентрации, растворяя навеску тиосульфата натрия в свежекипяченой и охлажденной дистиллированной воде. Раствор выдерживают 8-10 дней. Хранят раствор в бутыли из темного стекла с пробкой, снабженной хлоркальциевой трубкой. Концентрация тиосульфата натрия устанавливается с помощью окислителя с известной концентрации. В качестве таких окислителей применяют перманганат калия (в кислой среде), бихромат калия (в кислой среде) и йод.}

_{Выполнение работы. В коническую колбу влить последовательно 20-25 мл. 2 н. серной кислоты, 15-20 мл. 10%-го раствора йода калия и точно отмеренный объем (отмерять пипеткой) титрированного раствора перманганата калия. Происходит реакция:}

₂_KMnO₄_{+ 10}_KI_{+ 8}_H₂_SO₄_{= 5}_I₂_{↓+ 2}_MnSO₄_{+ 6}_K₂_SO₄_{+ 8}_H₂_O

_{Накрыв колбу стеклом, смесь выдерживают 3-5 мин, поместив колбу в темное место. Затем добавить 100 мл дистиллированной воды и титровать тиосульфатом натрия:}

_I₂_{+ 2}_Na₂_S₂_O₃₌_Na₂_S₄_O₆_{+ 2}_NaI

_{Сначала титруют без крахмала до получения бледно-желтой окраски раствора. Затем, прилить 2-3 мл раствора крахмала и продолжать титровать до полного исчезновения окраски. Тиосульфат натрия следует приливать осторожно, перемешивая содержимое колбы после каждой прибавленной капли. Титрование повторить не менее трех раз. Из реакции видно, что перманганат калия непосредственно с тиосульфатом натрия не взаимодействует, но число затраченных грамм-эквивалентов тиосульфата равно числу грамм-эквивалентов йода, а последнее – числу грамм-эквивалентов перманганата калия. Поэтому, зная концентрацию перманганата калия и тиосульфата натрия, можно, пользуясь основным соотношением объемного анализа, рассчитать концентрацию тиосульфата натрия по формуле:}_V_KMnO₄_·_N_KMnO₄₌_V_Na₂_S₂_O₃_·_N_Na₂_S₂_O₃

_N_Na2S2O3_{= V}_KMnO4_·_N_KMnO4_/V_Na2S2O3

_{Затем рассчитываем титр раствора тиосульфата натрия:}

_T_Na2S2O3₌_Э_Na2S2O3_N_Na2S2O3_·1000
_{Опыт 2. Приготовление рабочего раствора йода и определение его нормальности и титра по титрованному раствору тиосульфата натрия.}

_{Для приготовления раствора йода по точной навеске его необходимо очищать возгонкой. Но можно приготовить титрованный раствор и из йода без предварительной очистки. Готовится раствор приблизительно нужной концентрации, а затем определяют его нормальность по раствору тиосульфата натрия. Для приготовления 0,02 н. раствора йода отвешивают около 2,7 г. кристаллического йода (грамм-эквивалент йода равен 126,91 г; 126,91 · 0,02 = 2,54 г.) и растворяют его в концентрированном растворе йодистого калия (йод плохо растворим в воде). Растворение йода проводят в мерной литровой колбе, а затем разбавляют дистиллированной водой до метки.}

_{Выполнение работы. В коническую колбу влить определенный объем 10мл (отмеренный пипеткой) приготовленного раствора йода. Разбавить приблизительно таким же объемом дистиллированной воды. Титровать рабочим раствором тиосульфата натрия до появления светло-желтого окрашивания. Добавить 2 мл раствора крахмала и продолжать титрование до полного обесцвечивания раствора. Нормальность раствора йода определить по уравнению:}

_N_I₌_N_Na₂_S₂_O₃_·_V_Na₂_S₂_O₃_/_V_I

_T_I₌_Э_I_{· N}_Na2S2O3₁₀₀₀
_{Опыт 3. Определение нормальности и титра по дихромату калия.}

_{Дихромат калия не изменяется при хранении. Применение его основано на том, что он легко выделяет иод из йодистого калия. Выделившийся йод оттитровывают рабочим раствором тиосульфата натрия. Реакция протекает по уравнению:}

_К₂_Сг₂_О₇₊_{6KI + 7H}₂_SO₄_{= 3I}₂_↓+_Сг₂_(SO₄₎₃_{+ 4K}₂_SO₄_{+ 7H}₂_O

_М_{1/6 К2Сг2О7}_{=249,22/6=49,03г, Э}_К2Сг2О7_=49,03.

_{Выполнение работы.}_{Для приготовления раствора необходимо взвесить на часовом стекле навеску 0,2452г К}₂_Сг₂_О₇_{. Взятую навеску перенести в мерную колбу емкостью 100 мл, после чего с помощью промывалки ополоснуть часовое стекло дистиллированной водой. После растворения довести объем раствора водой до метки. В бюретку налить раствор тиосульфата натрия. В колбу для титрования (200мл) внести 10 мл К}₂_Сг₂_О₇_{, 15 мл}_KI_{и 10 мл}_H₂_SO₄_{. Поставить колбу на 5 мин в темное место. Затем в колбу для титрования долить 100 мл воды, для снижения концентрации Н –ионов. И титруют раствором тиосульфата до бледно-желтой окраски раствора. Прибавить 2 мл раствора крахмала и продолжать титрование до исчезновения синей окраски раствора. Нормальность раствора йода определить по уравнению:}

_N_Na₂_S₂_O₃₌_N_К2Сг2О7_·_V_Na₂_S₂_O₃_/_V_Na₂_S₂_O₃

_T_Na₂_S₂_O₃_{= Э}_К2Сг2О7_·_N_Na₂_S₂_O₃_{/ 1000}
_{Контрольные вопросы.}

_{1. В иодометрии титрантом является стандартный раствор:}

_а_{. I}₂_б_.KI_в_.Na₂_S₂_O₃_г_.KIO₃

_{2. Иодометрическое титрование сильных кислот проводят способом:}

_{а. прямого титрования б.обратного титрования в.титрования заместителя}

_{г. реверсивного титрования}
_{Комплексометрия}
_{Комплексометрия основана на реакциях образования комплексов. В самом общем смысле под комплексом (комплексным соединением) в химии понимают сложную частицу, состоящую из составных частей, способных к автономному существованию. Основные признаки, позволяющие выделить комплексные соединения в особый класс химических соединений:}

_{- способность отдельных составных частей к самостоятельному существованию;}

_{- сложность состава;}

_{- частичная диссоциация на составные части в растворе по гетеролитическому механизму;}

_{- наличие положительно заряженной центральной частицы – комплексообразователя (обычно это ион металла), связанной с лигандами;}

_{- наличие определенной устойчивой пространственной геометрии расположения лигандов вокруг комплексообразователя. Примеры:}

_{Комплекс Составные части}

_Ni₍_NH₃₎₆²⁺_Ni²⁺_,_NH₃

_[_Co₍_NH₃₎₆_]_SO₄_[_Co₍_NH₃₎₆_]²⁺_,_SO₄^2-_,_Co²⁺_,_NH₃

_{Основой комплексного соединения является донорно-акцепторная связь.}

_{Лиганды («зубчатые структуры») могут быть бидентатными, монодентатными, полидентатнами. Дентатностью называется число донорных атомов лиганда, образующих координационные связи с центральным атомом.}

_{Хелаты (хело- «клешня») - соединения, которые охватывают центральный ион. Важнейшая особенность хелатов - их повышенная устойчивость по сравнению с аналогично построенными нециклическими комплексами. Именно поэтому полидентатные лиганды и хелатные комплексы нашли широкое применение в аналитической химии.}

_{Скорость комплексообразования имеет большое значение в аналитической химии. Например, при прямом комплексонометрическом титровании реакция определяемого иона с титрантом должна протекать практически мгновенно, иначе индикация конечной точки титрования существенно затрудняется.}

_{Устойчивость комплекса определяется как фундаментальными факторами (природой комплексообразователя и лигандов), так и внешними условиями (температурой, природой растворителя, ионной силой, составом раствора).}

_{Трилон Б в комплексометрии используют для определения металлов в водных растворах. Прямым титрованием можно обнаружить: Ba, Ca, K, In, Mg, St, Zn, Cd. Методом обратного титрования: Al‚ Bi‚ Со, Cr‚ Fe‚ Mn‚ Pt, Sc.}

_{Трилон Б используется для аналитических определений жесткости воды.}

_{В комплексонометрии используют несколько методов титрования: прямое и обратное титрование, алкалиметрическое титрование и титрование заместителя.}

_{1. Прямое титрование используется, когда известен индикатор с четким переходом окраски в конечной точке. Так, например, катионы магния, бария, стронция, кальция, цинка и др. могут определены трилоном Б в присутствии индикатора мурексида.}

_{2. Обратное титрование проводят в том случае, когда для определяемого катиона металла не известен индикатор с четким переходом окраски в эквивалентной точке. В этом случае избыток комплексона оттитровывается раствором соли магния, цинка и др.соли. К анализируемому раствору прибавляют известный объём стандартного раствора трилона Б, раствор нагревают для завершения реакции и после охлаждения оттитровывают избыток трилона Б раствором соли магния. Эквивалентную точку определяют индикатором на ионы магния. Этим способом широко пользуются в тех случаях, когда вследствие гидролиза определяемый катион не может быть удержан в растворе при pH титрования.}

_{3. Алкалиметрическое титрование также возможно использовать, так как при взаимодействии трилона Б с определяемыми катионами выделяется эквивалентное количество ионов водорода. Выделившиеся ионы водорода титруют раствором щелочи в присутствии фенолфталина.}

_{4. Титрование заместителя основано на способности ионов магния образовать с трилоном Б менее устойчивый комплекс, чем другие катионы. Поэтому, если смешать магниевый комплекс с катионами определяемого металла(например, кальция), произойдет сдвиг равновесия вправо.}
_{Лабораторная работа}
_{Опыт 1. Установка и нормальность трилона Б по сульфату цинка.}

_{Установить нормальность и титр раствора трилона Б можно по 0,1н раствору сульфата цинка, что соответствует 0,1М раствору трилона Б Для этого на аналитических весах отвесить 28,7560г}_ZnSO₄_∙7_H₂_O_{ч.д.а. перенести в мерную колбу на 1л, растворить в дистиллированной воде, долить водой до метки и тщательно перемешать. Титруют отмеривая 25 мл приготовленного раствора в колбу на 250-300мл, используя индикатор эриохром черный 02,-3г и аммиачным буферным раствором 10мл.}_N_трБ₌_N_ZnSO₄_·_V_ZnSO₄_/_V_трБ

_T_трБ_{= Э}_трБ_·_N_трБ_{/1000 г/мл.}
_{Опыт 2. Комплексонометрическое определение общей жесткости воды.}

_{Жесткость воды обусловлена содержащимися в ней растворимыми солями кальция и магния. Различают жесткость временную (карбонатная), которая устраняется кипячением, постоянную, которая обусловлена присутствием сульфатов и хлоридов кальция и магния и общая которая характеризуется суммарным содержанием солей.}

_Mg₍_HCO₃₎₂_→_MgCO₃_{↓ +}_CO₂_{↑ +}_H₂_O_;_Ca₍_HCO₃₎₂_→_CaCO₃_{↓ +}_CO₂_{↑ +}_H₂_O

_{Выполнение работы: Для определения общей жесткости в колбу для титрования набрать 20 мл воды и прилить 1 мл аммонийно-буферной смеси, прибавить по каплям раствор индикатора (хромоген черный) до появления винно-красной окраски. Титровать раствор 0,05н раствором комплексона III (трилон Б) до перехода окраски в синюю. Повторить титрование 3 раза. Общая жесткость вычисляется по формуле:}

_Ж=(_N_трБ_·_V_/_трБ_V_H₂_O_{)·1000 г/мл.}
_{Опыт 3. Определение кальция и магния при совместном присутствии.}

_{Выполнение работы:}_{Для определения}_Ca²⁺_и_Mg²⁺_{в колбу для титрования набрать 15-20 мл анализируемого раствора, добавить 5-10 мл 10% раствора сахарозы (для уменьшения адсорбции}_Ca²⁺_{осадком}_Mg²⁺_{) добавить 1 каплю малахитового зеленого и по каплям КОН до обесцвечивания и избыток 5мл. Раствор перемешать и дать постоять 10-15мин. Прибавить раствор индикатора хром темно-синего до ярко розовой окраски и титровать раствором трилона Б. Са}²⁺_{титруют до изменения окраски. Для точного определения эквивалентной точки подготовить контрольную колбу, в которую добавить все реактивы и каплю трилона Б для сравнения окраски.}

_{Для определения}_Mg²⁺_{к раствору после титрования Са}²⁺_{прибавить по каплям}_{HCl (1:1) до полного растворения гидрата окиси}_Mg_{и появления ярко-розовой окраски или до перехода}_{индикаторной бумаги конго в синий цвет. Затем прибавить аммиак (1:1) до перехода Конго в красный цвет и проверить по универсальной бумаге рН=6. Добавить 10-15мл аммонийной буферной смеси (рН=10), дать постоять 10-15мин, прибавить свежую порцию индикатора хром темно синего до ярко-розовой окраски и титровать трилоном Б до синей окраски.}_{Вычисление поводят по формуле:}

_m_Са₌₍_N_трБ_·_V_трБ_·Э_Са_·_V_к_{) /(}_V_а_{·1000) г ;}

_m_Mg₌₍_N_трБ_·_V_трБ_·Э_Mg_·_V_к_{) /(}_V_а_{·1000) г}

_где_V_к_-_{объем колбы (100мл),}_V_а_-_{объем анализируемого}_{раствора}_(15-20мл).
_{Опыт 4. Определение ионов кальция в молоке.}

_{Выполнение работы: Разбавить 2мл молока в 48мл воды добавить 0,4мл 9н раствора NаОН и немного мурексида. Титрование проводить 0,05н раствором комплексона III до тех пор, пока смесь не станет фиолетовой. Параллельно титруют контрольную пробу, используя только воду. Расчеты.}

_{Х=0,2 (А-В) ·50}

_{Х- содержание кальция, мг; 0,2 количество мг кальция, соответствующее 1 мл 0,05н раствора комплексона III; А- объем 0,05н раствора комплексона III, затраченный на титрование опытной пробы; В- затраченный на титрование контрольной пробы; 50- пересчет на мг.}
_{Опыт 5. Определение кальция и магния в водной вытяжке почвы.}

_{Выполнение работы. Воздушно-сухую почву, измельченную в ступке и просеянную через сито с диаметром 1мм, взять навеску 50г и перенести в колбу на 1 л, прилить 500мл кипяченой дистиллированной воды, закрыть пробкой и встряхивать в течение 5 минут. Полученную суспензию профильтровать через складчатый фильтр. Отобрать 50 мл профильтрованного раствора перенести в колбу для титрования, добавить 5 мл аммонийно-буферной смеси, 25-30мг хромогена черного и титровать 0,05н раствором трилона Б до перехода винно-красной окраски в синюю. Содержание кальция и магния определить по формуле:}

_m₌_N_трБ_V_трБ_/_V_{водн.выт.}_·1000
_{Контрольные вопросы}

_{1. Реальные равновесия при комплексонометрическом титровании описываются с помощью:}

_{а.термодинамической константы устойчивости}

_{б.концентрационной константы устойчивости}

_{в.произведения растворимости г.условной константы устойчивости}

_{2. ЭДТУ – это}

_{а.слабое органическое основание б.слабая органическая кислота}

_{в.сильная органическая кислота г.сильное органическое основание}
_{Оптические методы анализа}
_{К оптическим методам относят следующие:}

_{Колориметрия, основанная на измерение количества света, поглощенного цветным раствором;}
_{Турбидиметрия, основанная на измерение количества света, поглощенного белой суспензией.}
_{Нефелометрия, основанная на измерение количества света, рассеянного частицами суспензии;}
_{Спектрофотометрия, основанная на изучении спектров поглощения исследуемого вещества в инфракрасной, видимой и ультрафиолетовой областях спектра;}
_{Поляриметрия, в котором изучается вращение плоскости поляризации;}
_{Рефрактометрия,основанная на измерение коэффициента преломления вещества.}

_{Для оптических методов анализа присущи такие характеристики, как коэффициент преломления, оптическая плотность и т.д.}

_{Все оптические методы используют специальные приборы включа.щие:}

_{1. источник излучения; 2. фокусирующее устройство; 3. селектор (преобразователь), 4. кювета с изучаемым веществом; 5. детектор излучения (глаз, фотоэлемент, фотоэлектронный умножитель); 6. блок усиления сигнала;7.регистрирующий или показывающий прибор (самописец).}

_{Источниками излучения может служить: пламя горелки; вольтова дуга; лампа накаливания(320-10000); натриевые лампы (λ=585 нм); водородные и дейтеривые лампы (180-320); для тепловых волн используются глобары – спрессованный карбид кремния SiС (от 1 мкм и выше); для диапазона ультрафиолетового используются ртутно-кварцевые лампы (200-500 нм).}

_{Детекторами излучения могут служить: глаз, фотоколориметр, болометры, фотоэлементы, фотоэлектронные умножители, термоэлементы.}

_{Регистраторами и анализаторами служат: микроамперметр, ,вольтметр самописцы, компьютеры с анализаторами,}

_{Характеристика чувствительности.}

_{Важно знать предел чувствительности – предел обнаружения вещества в граммах. С помощью вышеперечисленных методов анализа можно обнаружить количество вещества: при фотометрии 1·10}^-6_{г, при флюрометрии 1·10}^-10_{г, при полярографии 1·10}^-8_{г, при эмиссионном спектральном анализе 1·10}^-10_г.

Спектр – (от лат. spectrum – представление) – совокупность различных значений, которые может принимать данная физическая величина. Спектр может быть непрерывным и дискретным.

_{Спектры используют как для качественного (идентификация веществ), так и для количественного (определения содержания вещества) анализа.}

_{Дополнительный} _{(кажущийся цвет р-ра)}	_{Поглощённая} _{часть, нм}	_{Цвет поглощённой части}
_{жёлто-зелёный}	_{400 – 450 нм}	_{фиолетовый}
_{оранжевый}	_{480 – 490 нм}	_{зелёно-синий}
_{красный}	_{490 – 500 нм}	_{сине-зелёный}
_{фиолетовый}	_{560 – 575 нм}	_{желто-зеленый}
_синий	_{575 – 590 нм}	_жёлтый
_{сине-зелёный}	_{625 – 750 нм}	_{красный}

_{Рефрактометрия}
_{Рефрактометрия (от лат. refractus - преломленный и греч. metreo - измеряю) - это метод исследования веществ, основанный на определении показателя (коэффициента) преломления (рефракции) и некоторых его функций. Рефрактометрия (рефрактометрический метод) применяется для идентификации химических соединений, количественного и структурного анализа, определения физико-химических параметров веществ.}

_{Показатель преломления n, представляет собой отношение скоростей света в граничащих средах. Для жидкостей и твердых тел n обычно определяют относительно воздуха, а для газов - относительно вакуума. Значения n зависят от длины волны l света и температуры, которые указывают соответственно в подстрочном и надстрочном индексах. Например, показатель преломления при 20°С для D-линии спектра натрия (l = 589 нм) -}ⁿ_D₂₀_{. Часто используют также линии спектра водорода С (l = 656 нм) и F (l = 486 нм). В идеальных системах (образующихся без изменения объема и поляризуемости компонентов) зависимость показателя преломления от состава близка к линейной, если состав выражен в объемных долях (процентах) .}

_n=n₁_·V₁_+n₂_·V₂_,

_{где n, n}₁_,n₂_{- показатели преломления смеси и компонентов, V}₁_{и V}₂_{- объемные доли компонентов (V}₁_{+ V}₂_{= 1).}

_{Для рефрактометрии растворов в широких диапазонах концентраций пользуются таблицами или эмпирическими формулами. Влияние температуры на показатель преломления определяется двумя факторами: изменением количества частиц жидкости в единице объема и зависимостью поляризуемости молекул от температуры.}

_{Наиболее распространены рефрактометры Аббе с призменными блоками и компенсаторами дисперсии, позволяющие определять}ⁿ_{D в "белом" свете по шкале или цифровому индикатору. Для измерения n газов наиболее удобны интерференционные методы. Автоматические рефрактометры для непрерывной регистрации n в потоках жидкостей используют на производствах при контроле технологических процессов.}
_{Лабораторная работа}
_{Определение концентрации раствора по показателю преломления.}

_{Приборы и реактивы.}_{Рефрактометр, весы, стеклянные палочки, салфетка, спирт,}_CuSO₄_{, сахароза.}

_{Выполнение работы. Ознакомиться с правилами работы на рефрактометре. Перед выполнением работы проверить шкалу рефрактометра по стандартному веществу, поверхности призм осторожно протереть салфеткой, не нажимая, чтобы не повредить полированную поверхность измерительной призмы. Перед измерением произвести определение нулевой точки.}

_{Приготовить серию стандартных растворов 1%-10% сахарозы или 1%-10%}_CuSO₄_._{Нанести на нижнюю измерительную призму 2-3 капли исследуемой жидкости. Закрыть верхнюю призму. Нанести световой пучок зеркалом на окно нижней призмы. Перемещать рукоятку с окуляром до тех пор, пока визирная линия не совместится с границей полей. Добиться резкого изображения границы полей с вращением маховичка на рукоятке окуляра.}_{Измерить показатель преломления растворов с известной концентрацией. Для каждого раствора 3-5 раз измерить показатель преломления. Рассчитать среднее значение. По полученным данным построить калибровочный график в координатах: оптическая плотность - концентрация. Измерить показатель преломления раствора неизвестной концентрации при той же температуре и графической экстраполяцией найти концентрацию исследуемого раствора.}
Фотоэлектроколориметрия

Фотоколориметрический метод анализа основан на измерении поглощения света немонохроматического излучения окрашенными соединениями в видимой области спектра. Если исследуемые соединения бесцветны, их переводят в окрашенные соединения путем взаимодействия с различными реактивами. В этом случае окрашенные соединения в большинстве своем являются комплексными или внутрикомплексными соединениями. Последние должны быть прочными, иметь постоянный состав, высокую интенсивность окраски. В зависимости от способа измерения концентрации веществ в окрашенных растворах, от применяемой аппаратуры методы фотоколориметрического анализа подразделяются в основном на два вида: визуальные и фотоэлектрические. При визуальном методе, называемом колориметрическим, интенсивность окраски исследуемых растворов сравнивается с интенсивностью окраски стандартных растворов, в которых концентрация вещества известна. При фотоэлектрических методах анализа интенсивность окраски, т. е. погашение (А)окрашенного раствора исследуемого вещества, измеряют с помощью приборов - фотоэлектроколориметров (ФЭК) в видимой области спектра.

Методы анализа, связанные с измерением поглощения света (спектрофотометрия, фотоколориметрия) базируются на объединенном законе Бугера - Ламберта - Бера, который устанавливает зависимость между поглощающей способностью исследуемого раствора, концентрацией вещества этого раствора и толщиной поглощающего слоя.

Согласно этому закону погашение (А)раствора прямо пропорционально концентрации раствора поглощающего вещества (С), толщине слоя (b)в сантиметрах и молярному или удельному показателю поглощения (х).Эта зависимость выражается формулой: А=х b c C=A/x b
Лабораторная работа

Опыт 1. Фотоэлектроколориметрическое определение фосфат ионов

Для определения фосфатов принимают фотоколориметрический метод основанный на образовании комплексной фосфорно-молибденовой кислоты Н₇[Р(Мо₂О₇)₈]·28Н₂О. Эта кислота в сильнокислом растворе восстанавливается аскорбиновой кислотой, в присутствии сурьмяно-виннокислого калия, до фосфорно-молибденового комплекса, окрашенного в интенсивный голубой цвет. Молибден позволяет определять без разбавления не более 1,0 мг РО₄³ /л.

Калибровочная кривая. В мерные колбы на 50 мл, последовательно прибавляют 0; 0,5; 1,0; 2,0; 4,0; 5,0; 10,0 мл рабочего стандартного раствора фосфата калия и объём доводят до метки дистиллированной водой. Полученные растворы, содержащие 0; 0,01; 0,02; 0,04; 0,08; 0,10; 0,20 мг/л РО₄обрабатывают описанным ниже способом. Вводят поправку на холостой опыт и строят калибровочную кривую в координатах: оптическая плотность -концентрация фосфат - ионов.

Выполнение работы. К 50 мл пробы или к меньшему её объёму, разбавленному до 50 мл дистиллированной водой, приливают сначала 2 мл смешанного реактива, через, некоторое время 0,5 мл аскорбиновой кислоты и перемешивают. Через 10 минут раствор колориметрируют. Из найденной величины высчитывают оптическую плотность холостого определения (50 мл дистиллированной воды + 2 мл смешанного раствора + 0,5 мл аскорбиновой кислоты). Если проба была несколько мутной или окрашенной, надо также вычесть оптическую плотность раствора, получаемого после введения смешанного реактива, но перед введением аскорбиновой кислоты.

Вычисление результатов. Содержание фосфатов в случае разбавления пробы рассчитывают по формуле:

X=C·50/V

где С-концентрация PO₄^3- мг/л, найденная по калибровочной кривой; V-объем пробы, мл; 50-объем колбы, мл.
Опыт.2 Определение железа в природных водах

Метод основан на образовании сульфосацилиловой кислоты с солями железа в щелочной среде комплексного соединения жёлтого цвета. Оптическую плотность измеряют при = 400-300 нм (фиолетовый светофильтр).

Выполнение работы. К 100 мл пробы, содержащим 0,01 – 1,0 мг железа, прибавляют 0,5 мл концентрированной азотной кислоты и упаривают до 5 – 6 мл. Раствор охлаждают и переносят в мерную колбу на 100 мл. Затем приливают 2 мл 2 н раствора хлорида аммония, 2 мл 20 % раствора сульфасалицилловой кислоты и 2 мл раствора аммиака (1:1). Объём доводят до метки дистиллированной водой. Через 5 мин. измеряют оптическую плотность холостого определения. По калибровочной кривой находят содержание железа.

Калибровочная кривая. В мерные колбы на 100 мл наливают 0; 1; 4; 10; 20; 30 мл стандартного раствора железа, доводят дистиллированной водой до объёма 90 мл, затем прибавляют 2 мл раствора хлорида аммония, и 2 мл раствора аммиака (1:1). Объём доводят до отметки. Полученные растворы содержат: 0; 0,1; 0,2; 0,3; 0,4; 1; 2; 3 мг железа в 1 л воды. Через 5 мин измеряют оптическую плотность. Строят график по координатам: оптическая плотность – содержание железа.

Вычисление результатов. Содержание железа вычисляют по формуле:

Х = С·100/V

где Х-количество железа в воде мг/л; С-содержание железа, найденное по калибровочной кривой; V-объём пробы, взятой для анализа, мл; 100-объём, до которого разбавлена проба.
Лекция 4 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ... 24