Методические рекомендации по организации проведения практических занятий по дисциплине ОП.10 Аналитическая химия
методическая разработка

Бюджетное профессиональное образовательное учреждение

Воронежской области

«Борисоглебский медицинский колледж»

МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ

по организации проведения  практических занятий

по  дисциплине ОП.10 Аналитическая химия

специальность  33.02.01 Фармация

г. Борисоглебск

Рабочая программа учебной дисциплины составлена на основе Федерального государственного образовательного стандарта СПО для специальности 33.02.01 Фармация        

Составитель:  А.С. Тихонова, преподаватель БПОУ ВО «Борисоглебскмедколледж»

СОДЕРЖАНИЕ

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

Методические  рекомендации для обучающихся предназначены для упорядочивания работы на практических занятиях в процессе изучения дисциплины ОП.  10 Аналитическая химия для специальности  33.02.01 Фармация.

Методические рекомендации  разработаны в соответствии с Федеральным законом от 13.07.2021 №449  «Об утверждении федерального государственного образовательного стандарта среднего профессионального образования по специальности 33.02.01 «Фармация»». Уставом БПОУ ВО «Борисоглебсмедколледж»,  в которых определяется, что самостоятельная работа является одним из видов учебных занятий студентов (далее СРС).

Образовательное  учреждение при формировании программы подготовки специалистов среднего звена «обязано обеспечить эффективную самостоятельную работу обучающихся в сочетании с совершенствованием управления ею со стороны преподавателей.  

Дисциплина направлена на формирование общих компетенций (ОК.01,02,04,05,06,07,08,09), создание необходимой основы для усвоения профессиональной образовательной программы, формирования у будущих фармацевтов профессиональных компетенций (ПК 2.5).

В результате освоения дисциплины учащийся должен знать:

• теоретические основы аналитической химии;
• методы качественного и количественного анализа неорганических и органических веществ, в том числе физико-химические;
• требования по охране труда, меры пожарной безопасности, порядок действий при чрезвычайных ситуациях.

В результате освоения дисциплины учащийся должен уметь:

• проводить качественный и количественный анализ химических веществ, в том числе лекарственных средств;
• соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности, порядок действия при чрезвычайных ситуациях.

На практические занятия отводится 18 часов  согласно рабочей программы учебной дисциплины.  Все предложенные задания выполняются в тетради для  практических работ и оцениваются по пятибалльной системе.

ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ ПРИ РАБОТЕ

В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ

Общие меры безопасности

• Помните, что химическая лаборатория – место повышенной опасности.
• Запрещается приступать к выполнению работы без разрешения преподавателя.
• В лаборатории необходимо находиться в застегнутом лабораторном халате.
• Во время работы в химической лаборатории соблюдайте тишину, порядок, чистоту. Аккуратно обращайтесь с химической посудой, приборами и реактивами.
• Не допускайте попадания в глаза любого вещества. Для защиты глаз лучше использовать защитные очки или маску.
• Не нагревайте, не смешивайте, не лейте и не взбалтывайте реактивы вблизи от лица. Всегда направляйте горло сосуда от лица и тела. Не направляйте горло сосуда в сторону работающих поблизости товарищей.
• Никогда не набирайте жидкость в пипетку ртом, всегда пользуйтесь грушей или приспособлением для отбора проб. Помните, что пары всех органических растворителей токсичны, особенно в больших концентрациях.
• Избегайте вдыхания паров или пыли веществ, с которыми вы работаете. Со всеми пылящими или парящими веществами работы проводят только в вытяжном шкафу с опущенными створками.
• Будьте осторожны с сильными кислотами и щелочами. Никогда не добавляйте воду к концентрированным кислотам и твердым щелочам. Для приготовления разбавленного раствора концентрированную кислоту тонкой струйкой приливают в воду при постоянном перемешивании и охлаждении. При растворении щелочи ее добавляют в воду маленькими кусочками, также при перемешивании и охлаждении.
• При работе в вытяжном шкафу не следует наклоняться внутрь рабочего объема вытяжного шкафа, так как пары и мелкие частицы реактивов потоком воздуха уносятся вверх и могут попасть вам в лицо, дыхательные пути и глаза.
• Никогда ничего не пробуйте в лаборатории на вкус.
• Не принимайте пищу, не пейте в лаборатории, тем более не используйте для приема пищи или воды лабораторную посуду.
• Не оставляйте без присмотра действующие установки, не поручайте товарищам наблюдение за установками, не вышедшими на режим.
• Не допускайте нагревания замкнутой системы любого типа – это может привести к взрыву в результате резкого повышения давления паров в системе.
• Если какие-то этапы работы вам непонятны или вызывают сомнение, обязательно проконсультируйтесь с преподавателем.

Пожароопасность

• Помните, что многие органические жидкости и их пары могут легко воспламеняться. Наиболее опасны легколетучие вещества, такие как диэтиловый и петролейный эфиры, сложные эфиры, ацетон. Для них существует специальный термин – легко воспламеняющиеся жидкости (ЛВЖ). В этом отношении наиболее опасен диэтиловый эфир, имеющий низкую температуру самовоспламенения, равную 164 °С.
• ЛВЖ должны находиться на вашем рабочем месте только в минимальном количестве, необходимом для выполнения работы.
• Работу с ЛВЖ надо проводить только в вытяжном шкафу, нельзя допускать контакта их паров с открытым пламенем, электропроводкой, электроприборами и другими возможными источниками возгорания.
• Перед началом работы с эфиром или любым другим легколетучим и легковоспламеняющимся веществом предупредите об этом работающих рядом с вами, чтобы избежать случайного использования открытого пламени.
• Запрещается нагревать ЛВЖ на открытом пламени, вблизи огня или в открытом сосуде. Для нагревания органических жидкостей лучше применять водяную или масляную баню, электрическую плитку с закрытой спиралью.
• Нельзя использовать для нагревания жидкостей стеклянную посуду с трещинами. В процессе нагревания трещина может увеличиться и стеклянный сосуд лопнет. Это приведет к попаданию растворителя на нагретую поверхность и может спровоцировать пожар.
• Если произошло возгорание на рабочем месте, отключите вентиляцию, электричество общим рубильником, позовите преподавателя. Небольшой очаг возгорания засыпьте песком или накройте асбестовым одеялом. В случае возгорания на большой площади используйте огнетушитель и вызовите пожарную команду, не прекращая бороться с огнем.
• Не пытайтесь тушить очаг возгорания водой. Это неэффективно, если горит не смешивающееся с водой вещество, и опасно, если загоревшееся вещество способно вступать с водой в реакцию.

Первая помощь при несчастных случаях

• Несоблюдение техники безопасности может привести к несчастным случаям.
• В случае любого, даже незначительного на первый взгляд происшествия немедленно поставьте в известность преподавателя.
• При легком термическом ожоге пораженный участок следует обмыть струей холодной воды и обработать этиловым спиртом. При сильных ожогах пораженное место обмыть струей холодной воды и обратиться к врачу.
• При попадании на кожу кислоты необходимо смывать ее проточной водой в течение 15 мин, затем пораженный участок промыть 2-3% раствором питьевой соды.
• При попадании на кожу щелочи также смывайте ее проточной водой в течение 15 мин, а затем обработайте пораженный участок 2-3% раствором уксусной или борной кислоты.
• Аммиак и амины почти не действуют на кожу, однако при попадании в глаза могут вызвать их сильное поражение. В этом случае глаза необходимо промыть струей воды и затем слабым раствором борной кислоты.
• При попадании любых веществ в глаза тщательно промойте их большим количеством проточной воды и обязательно обратитесь к врачу.
• При возгорании одежды на человеке набросьте на него войлочное одеяло или любую плотную ткань, чтобы сбить пламя. Не позволяйте пострадавшему бежать, это усилит горение.
• При порезах об осколки стекла в первую очередь удалите их из раны, края раны дезинфицируйте 3% спиртовым раствором иода и наложите стерильную повязку.

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №1.

Правила работы в лаборатории.

Решение задач на нахождение концентраций.

Цель: познакомиться с правилами работы в аналитической лаборатории; научиться решать задачи на нахождение концентрации, расчет концентрации Н+ и ОН-, рН и рОН.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Концентрация – это количественный состав растворенного вещества (в конкретных единицах) в единице объема или массы. 

Способы выражения концентрации:

1. Молекулярная концентрация – это физическая величина, равная числу молекул, содержащихся в единице объема: C=n/V, где С – молекулярная концентрация (М, моль/л), n – количество вещества(моль), V – объем(л).

2. Массовая доля – это отношение массы  данного вещества, содержащегося в данной массе раствора к общей массе всего раствора: ɷ=(mвещества/mраствора)*100%.

3. Моляльная концентрация – это отношение количества вещества в 1 кг раствора: µ=n/mрастворителя (моль/кг).

4. Молярная концентрация эквивалента – число моль эквивалента растворенного вещества в 1 литре раствора: Сэ=nэ/V=m/(M*fэ*V), где  fэ – фактор эквивалентности (моль эквивалента/л).

Эквивалент – реальная или условная частица, которая соответствует 1 иону водорода кислотно-основной реакции или  1 электрону в окислительно-восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности – доля реальной частицы, которая взаимодействует с 1 ионом водорода кислотно-основной реакции или 1 электрону в окислительно-восстановительной реакции.

5. Титр – масса растворенного вещества в одном миллилитре раствора: Т=m/V*1000, 1000 – коэффициент для перевода литров в миллилитры (г/мл).

Водородный показатель (рН) величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН.

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода ([H+]) и гидроксид-ионов ([OH−]) одинаковы и составляют 10−7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H+] · [OH−] и составляет 10−14 моль²/л² (при 25 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает.

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH−.

[ H+ ] =[ OH- ]=10-7моль/л и среда нейтральная, в этих растворах pH=-lg[ H+ ]=7 и  рОН=-lg[ OH-]=7.

Если [ H+ ]>10-7моль/л, [ OH-]<10-7моль/л – среда кислая; рН<7.

Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7моль/л  – среда щелочная; рН>7. 

В любом водном растворе рН + рОН =14, где рОН=-lg[ OH-].

В насыщенных растворах электролитов малорастворимых веществ в состоянии динамического равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. Например, в насыщенном растворе сульфата бария, находящегося в контакте с кристаллами этого вещества, устанавливается динамическое равновесие:

BaSO4 (т) = Ba2+(р) + SO42- (р).

Для этого равновесного процесса можно написать выражение константы равновесия, учитывая, что концентрация твердой фазы не входит в выражение константы равновесия: Kp = [Ba2+] [SO42-]

Эта величина называется произведением растворимости малорастворимого вещества (ПР). Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффициентов равно величине произведения растворимости. В рассмотренном примере

ПРBaSO4 = [Ba2+] [SO42-].

Произведение растворимости характеризует растворимость малорастворимого вещества при данной температуре: чем меньше произведение растворимости, тем хуже растворимо соединение. Зная произведение растворимости, можно определить растворимость малорастворимого электролита и содержание его в определенном объеме насыщенного раствора.

В насыщенном растворе сильного малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при данных ионах (при данной температуре), есть величина постоянная, называемая произведением растворимости.

Условие образования осадка:

[Ky+]x·[Ax-]y > ПР(KxAy). Данное условие достигают введением одноименного иона в систему насыщенный раствор - осадок. Подобный раствор является пересыщенным относительно данного электролита, поэтому из него будет выпадать осадок.

Условие растворения осадка:

[Ky+]x·[Ax-]y < ПР(KxAy). Это условие достигают, связывая один из ионов, посылаемых осадком в раствор. Раствор в данном случае - ненасыщенный. При введении в него кристаллов малорастворимого электролита они будут растворяться. Равновесные молярные концентрации ионов Ky+ и Ax- пропорциональны растворимости S (моль/л) вещества KxAy:

[Ky+] = x· S и [Ax-] = y· S

Отсюда

ПР = (x· S)x· (y· S)y = xx· yy· Sx+y

Полученные выше соотношения позволяют рассчитывать значения ПР по известной растворимости веществ (а, следовательно, и равновесные концентрации ионов) по известным значениям ПР при T = const.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. Какова массовая доля растворённого вещества в растворе, полученном  растворением хлорида кальция массой 10г в воде 70г?

2. В воде растворили гидроксид натрия массой 21,4 г. Объём раствора довели до 300 мл. Определите молярную концентрацию полеченного раствора.

3. Вычислить массу хлорида натрия NaCl, содержащегося в растворе объемом 200 мл, если его молярная концентрация 2 моль/л.

4. Вычислить рН 0,001H раствора гидроксида натрия.

5. рН раствора составляет 4,3. Вычислить [ H+] и [ OH-].

6. Вычислите произведение растворимости хромата серебра Ag2CrО4, если в 100 мл воды растворяется 1,85·10-3 г этой соли.

7. Вычислить титр раствора, содержащего 5г. Nа2СО3 в 500 мл раствора воды.

8. Вычислим молярные массы эквивалентов фосфорной кислоты, участвующей в реакциях нейтрализации: Н3PO4 + NaOH = NaН2PO4 + Н2О.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Определите концентрацию (моль/л) ионов H+ в растворе, если pH среды равен 12,7.

2. Вычислить произведение растворимости иодида серебра AgI, если растворимость этой соли при температуре 25°С равна 2,865 ∙ 10–6 г/л (ответ 1,5*10-16).

3. Вычислить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента в реакции полной нейтрализации: а) HNO3, б) NaOH; в) NH3; г) H2SO4.

4. Вычислите молярность раствора, содержащего 25,4 г FeCl2 в 500 мл раствора.

5. Какая масса уксусной кислоты СН3СООН содержится в 250 мл 0,2 М раствора? 

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №2.

Качественные реакции на катионы I - II аналитических групп.

Цель: научиться проводить качественные реакции на обнаружение катионов I-II аналитических групп кислотно-основной классификации, записывать уравнения химических реакций.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

В состав первой аналитической группы входят катионы s-элементов главной подгруппы I группы периодической системы химических элементов (Li+, Na+, К+), а также ион аммония NH+4.

Катионы данной аналитической группы обладают малым постоянным зарядом, сравнительно большим радиусом, невысоким ионизационным потенциалом (минимальная энергия, необходимая для отрыва электрона) и наименьшей среди катионов поляризующей способностью, вследствие чего эти близкие по химическим свойствам катионы образуют неокрашенные и хорошо растворимые в воде соединения. Все катионы I аналитической группы не имеют общего группового реагента, что отличает I группу катионов от всех остальных групп.

Катионы I группы бесцветны, поэтому их соли образуют бесцветные растворы. Окраску соединений калия, натрия и аммония обуславливают соответствующие анионы: хроматы – жёлтую, дихроматы – оранжевую, манганаты — зеленую и т.д.

Вторая аналитическая группа катионов представлена d-элементами I В и II В подгрупп (Ag+, Hg2+ ) и p-элементом IVA подгруппы периодической системы химических элементов (РЬ2+).

За счет большой поляризующей способности, обусловленной строением внешнего электронного уровня и наличием многоэлектронных глубинных подуровней, катионы второй группы образуют разнообразные малорастворимые соединения с анионами (сульфиды, хлориды, сульфаты, карбонаты и др.), а также большое число окрашенных соединений (сульфиды, иодиды, оксиды). Катионы Ag+. Hg2+, Pb2+ способны образовывать малорастворимые соли AgCl, HgCl, РЬСl, поэтому раствор хлороводородной кислоты используется в качестве группового реагента на катионы второй аналитической группы.

Для катионов серебра и свинца характерно образование различных комплексов, наиболее важные из которых: аммиакатные, хлоридные, тиосульфатные.

Окислительно-восстановительную активность проявляет Hg22+. При действии сильных окислителей ион окисляется до Hg2+, а при действии сильных восстановителей Hg22+ восстанавливается до Hg°. Ион Hg22+ существует в виде сложного иона -Hg-Hg-, с условной степенью окисления +1. Ион Ag+ является окислителем.

Гидроксиды серебра и ртути (I) в обычных условиях неустойчивы и существуют в виде оксидов; гидроксид свинца (II) амфотерен.

Ионы Ag+, Hg22+и Pb2+ бесцветные, поэтому цвет их растворов и осадков зависит от цвета аниона.

Катионы II аналитической группы как катионы тяжелых металлов токсичны.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Катион Na+

1. Проба на окрашивание пламени (фармакопейная)

В пламя вносите несколько кристалликов NaCI и наблюдайте окраску в течение 10-15 с.

2. Действие гексагидроксоантимоната (V) калия

В пробирку поместите 3-4 капли раствора NaCI и 2-3 капли раствора K[Sb(OH)6].

NaCI + K[Sb(OH)6] = Na[Sb(OH)6] + KCI

Na+ + [Sb(OH)6] - =  Na[Sb(OH)6]

3. Действие циикуранилацетата (фармакопейная)

На предметное стекло поместите 1 каплю раствора NaCl и рядом одну каплю раствора Zn(UO2)3(CH3COO)8. Осторожно смешивайте капли стеклянной палочкой с заостренным концом и через 2-3 мин рассматривайте под микроскопом форму образовавшихся кристаллов NaZn(UO2)3(CH3COO)9* 9Н2O (рис.1.).

Zn(UO2)з(СН3СOO)8 + СН3СООН +NaCI + 9Н2O =

=NaZn(UO2)3(CH3COO)9* 9H2O  + НСI

Рис. 1. Кристаллы натрийцинкуранилацетата NaZn(UO2)3(CH3COO)9•9H2O

Катион К+

1. Проба на окрашивание пламени (фармакопейная)

В пламя внесите несколько кристалликов КCl.

2. Действие гидротартрата натрия или винной кислоты (фармакопейная)

В пробирку поместите 5-6 капель раствора КСl и добавьте 5-6 капель раствора гидротартрата натрия или винной кислоты.

КСl + H2С4Н4O6 = КНС4Н4О6+ HCl

К+ + НС4H4O6- = КНС4Н4О6

KCl + NaНС4Н4О6    =   КНС4Н4О6+ NaCl

3. Действие гексанитрокобальтата (III) натрия (фармакопейная)

В пробирку поместите 4-5 капель раствора КСl, добавьте 1-2 капли раствора Na3[Co(NO2)6].

2KCI+Na3[Co(NO2)6] =2NaCI+K2Na[Co(NO2)6]

2К+ + Na+ + [Co(NO2)6]- =K2Na[Co(NO2)6]

4.Действие гексанитрокупрата (II) натрия свинца

На предметное стекло поместите 1 каплю раствора КСl, рядом 1 каплю раствора Na2Pb[Cu(NO2)6] и объединяют капли стеклянной палочкой. Смесь выдержитне несколько минут и под микроскопом рассмотрите кубические кристаллы K2Pb[Cu(NO2)6].

2КСI + Na2Pb[Cu(NO2)6] = K2Pb[Cu(NO2)6] +2NaCI

2К+ + Pb[Cu(NO2)6]2- = K2Pb[Cu(NO)6]

Катион NH4+

1. Действие гидроксида натрия (фармакопейная)

К 3-4 каплям раствора соли аммония добавьте 2-3 капли концентрированного раствора щелочи. Пробирку слегка нагрейте и к ее отверстию подносят влажную красную лакмусовую бумагу. Бумага синеет. Реакция специфична. Запишите уравнение реакции в полном и сокращенном виде.

2. Действие реактива Несслера (фармакопейная)

В пробирку поместите 1 каплю раствора NH4CI и 5 капель воды, перемешайте и добавьте 2-3 капли реактива Несслера.

NH4++2[HgI]2- +2ОН- = [(I2Hg2)NH2]I +5I- +2Н2O

NH4Cl +2K2[HgI4]+2KOH=[(I2Hg2)NH2]I+5KI+KCI+2H2O

Оформите практическую работу в виде таблицы.

Катион Ag+

1.Осаждение раствором хлороводородной кислоты

(фармакопейная реакция)

К 3-4 каплям раствора нитрата серебра добавьте 1-2 капли раствора соляной кислоты.

2.Осаждение растворами едких щелочей

К 2-3 каплям раствора нитрата серебра добавьте 1-2 капли раствора гидроксида натрия.

3.Осаждение растворами хроматов

К 2-3 каплям раствора нитрата серебра добавьте 1-2 капли раствора хромата калия.

Катионы Pb2+

1. Осаждение хлороводородной кислотой

К 3-4 каплям раствора соли свинца добавьте 1-2 капли раствора соляной кислоты.

2.Осаждение растворами хроматов и дихроматов

В пробирку поместите 2-3 капли раствора соли свинца. Добавьте 1-2 капли раствора хромата калия.

3.Осаждение растворами едких щелочей

К 2-3 каплям раствора нитрата свинца добавьте 1-2 капли раствора гидроксида натрия.

Катионы Hg22+

1.Осаждение хлороводородной кислотой

К 2-3 каплям раствора нитрата ртути (I) добавьте 1-2 капли соляной кислоты.

3.Осаждение растворами хроматов

К 3-4 каплям нитрата ртути (I) прибавьте 1-2 капли раствора хромата калия.

4.Реакция со щелочами

К 3-4 каплям раствора нитрата ртути (I) добавьте 2-3 капли раствора гидроксида натрия.

Оформите практическую работу в виде таблицы.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.Приведите примеры соединений катионов первой аналитической группы, используемых в качестве лекарственных средств.

2. Чем обусловлено отсутствие группового реагента на катионы I группы?

3. Какие катионы относятся ко второй аналитической группе? Почему? Групповой реагент?

4. Назовите наиболее широко применяемые в медицине и фармации лекарственные вещества, содержащие катионы второй аналитической группы.

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №3.

Качественные реакции

на катионы III-IV аналитических групп.

Цель: научиться проводить качественные реакции на обнаружение катионов III-IV аналитических групп кислотно-основной классификации, записывать уравнения химических реакций.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ

Катионы третьей аналитической группы Са2+, Ва2+, Sr2+ являются катионами s- элементов главной подгруппы II группы периодической системы химических элементов.

Наличие по сравнению с катионами калия и натрия большего заряда при небольшом радиусе ионов обуславливает более высокую поляризующую способность катионов третьей группы, благодаря которой они образуют малорастворимые соединения с анионами: карбонатами, фосфатами, сульфатами, оксалатами. хроматами и др. Групповым реагентом на катионы данной группы является раствор серной кислоты.

Гидроксиды катионов третьей группы являются сильными основаниями, поэтому растворимые соли сильных кислот не гидролизированы. Реакции комплексообразования с неорганическими лигандами для этих катионов мало характерны, кроме [Са(SO4)2]2+. Способность к комплексообразованшо реализуется во внутрикомплексных соединениях с органическими лигандами (ЭДТА). Катионы данной группы устойчивы к действию восстановителей, поскольку имеют постоянную степень окисления. Са2+, Sr2+ и Ва2+ в растворе бесцветны, окраска соединений обусловлена окраской аниона.

В состав четвертой аналитической группы входят катионы p-элементов главных подгрупп III и IV; V групп (Al3+, Sn2+) и d-элементов побочных подгрупп II и VI групп (Zn2+, Сr3+) периодической системы химических элементов.

Растворимыми являются лишь соли анионов сильных кислот (сульфаты, нитраты, хлориды), водные растворы которых имеют, кислую среду. Кислая реакция среды водных растворов катионов IV группы, особенно Sn2+ и AI3+. Объясняется большой склонностью к гидролиз.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Катионы Са2+

Опыт 1. Осаждение раствором серной кислотой.

К 5 каплям раствора хлорида кальция прибавьте 2 капли раствор серной кислоты.

Опыт 2. Фармакопейная реакция осаждения оксалатов.

К 3 каплям хлорида кальция прибавьте 3 капли раствора оксалата аммония.

Опыт 3. Фармакопейная реакция окрашивания пламени (пирохимическая реакция).

Па кончике графитового стержня внесите в пламя горелки несколько кристалликов хлорида кальция.

Катионы Ва2+

Опыт 1. Осаждение раствором серной кислотой.

К 3 каплям раствора хлорида бария добавьте 3 капли раствора серной кислоты.

Опыт 2. Реакция с дихромат-ионами.

К 3 каплям раствора хлорида бария добавьте 2 капли дихромата калия.

Опыт 3. Осаждение растворами оксалатов.

К 3 каплям раствора хлорида бария добавьте 3 капли оксалата аммония ((NH4)2C2O4).

Опыт 4. Фармакопейная реакция окрашивания пламени (пирохимическая реакция).

На кончике графитового стержня внесите в пламя горелки несколько кристалликов хлорида бария.

Катионы Sr2+

Опыт 1. Осаждение раствором сульфата аммония.

К 3 каплям раствора нитрата стронция добавьте 3 капли насыщенного сульфата аммония.

Опыт 2. Осаждение растворами оксалатов.

К 3 каплям нитрата стронция добавьте 3 капли оксалата аммония.

Опыт 3. Фармакопейная реакция окрашивания пламени (пирохимическая реакция).

На копчике графитового стержня внесите в пламя горелки несколько кристалликов нитрат стронция.

Катионы Al3+

Опыт 1. Реакция со щелочами.

В пробирку внесите 3-5 капель хлорида алюминия и прибавьте по каплям раствор гидроксида натрия.

Опыт 2. Реакция с гидроксида аммония.

К 2 каплям раствора хлорида алюминия добавьте 3 капли раствора гидроксида аммония.

Опыт 3. Фармакопейная реакция с нитратом кобальта (пирохимический способ).

На полоску фильтровальной бумаги поместите последовательно по 1-2 капли хлорида алюминия и нитрата кобальта (II). После подсушивания и сжигания бумаги образуется пепел синего цвета.

Катионы Zn2+

Опыт 1. Фармакопейная реакция образования сульфида цинка.

К 3-4 каплям раствора хлорида цинка прибавьте 2-3 капли сероводорода.

Опыт 2. Фармакопейная реакция с гексацианоферратом (II) калия.

К 3-4 каплям раствора сульфата цинка прибавьте 2-3 капли раствора гекеацианоферрата (II) калия (K4[Fe(CN)6].

3ZnSO4 + 2K4[Fe(CN)6= K2Zn3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4

Опыт 3. Реакция с нитратом кобальта (II)(пирохимический способ).

Намочите полоску фильтровальной бумаги раствором нитратом цинка и соли Со(NO3)2, высушите и сожгите. Образуется пепел зеленого цвета вследствие образования цинката кобальта.

Катионы Сr3+

Опыт 1. Реакция с растворами едких щелочей

К 2-3 каплям раствора хлорид хрома (III) добавьте 1-2 капли 2 раствора гидроксида натрия.

Опыт 2. Реакция окисления катионов Cr3+ до хромат-ионов пероксидом водорода.

Окисление пероксидом водорода обычно проводят в щелочной среде и при нагревании. В пробирку внесите 3-4 капли раствора нитрат хрома (III), прибавьте 4-5 капель  гидроксид натрия, 2-3 капли раствора пероксида водорода и нагрейте на пламени горелки.

Оформите практическую работу в виде таблицы.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Какие катионы относятся к третьей аналитической группе? Групповой реагент?

2. Назовите наиболее широко применяемые в медицине и фармации лекарственные вещества, содержащие катионы третьей аналитической группы.

3. Назовите наиболее широко применяемые в медицине и фармации лекарственные вещества, содержащие катионы четвертой аналитической группы.

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №4.

Качественные реакции

на катионы V-VI аналитических групп.

Цель: научиться проводить качественные реакции на обнаружение катионов V-VI аналитических групп кислотно-основной классификации, записывать уравнения химических реакций.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ

В состав пятой аналитической группы входят катионы p-элементов главной подгруппы пятой группы Bi3+; Sb3+; Sb5+; s-элемента главной подгруппы II группы Mg2+ и d-элементов побочных подгрупп VII и VIII групп (Fe2+; Fe3+; Мn2+) периодической системы химических элементов.

Гидроксиды катионов V группы, кроме гидроксидов сурьмы и железа (III), проявляют основные свойства. В отличие от катионов IV группы гидроксиды большинства катионов V группы не растворяются в избытке щелочи, поэтому раствор щелочи является групповым реагентом на катионы V группы. Гидроксиды Mg2+; Мn2+ и в меньшей степени Fe2+, в отличие от Fe(OH)3 и других гидроксидов V группы, растворимы в насыщенных растворах солей аммония.

Способность к комплексообразованию используется для разделения, обнаружения и маскировки в систематическом анализе катионов V группы.

Наличие у катионов V группы переменных степеней окисления обуславливает окислительно-восстановительный свойства (кроме ионов Mg2+). Гидроксиды марганца (II) и железа (II) окисляются кислородом воздуха до Мn(ОН)2, (Н2МnО3) и Fe(OH)3 соответственно. В ходе проведения систематического анализа легко окисляемые ионы Fe2+, Mn2+, Sb2+ переводятся в свои окисленные формы Mn4+, Fe3+, Sb5+. Поэтому их определение рекомендуется проводить в ходе предварительных испытаний, что уменьшит риск их потери вследствие окисления и образования Fe3+, Мn4+, Sb5+.

Катионы Mg2+ бесцветны. Соли сурьмы и висмута в водных растворах гидролизируются с образованием малорастворимых основных солей сурьмы и висмута, поэтому их водные растворы мутные.

В состав шестой аналитической группы входят d-элементы побочных подгрупп I группы (Cu2+), II группы (Cd2+; Hg2+) и VIII группы (Со2+; Ni2+).

Гидроксиды катионов VI группы нерастворимы в избытке щелочи, но растворимы в избытке раствора аммиака и его концентрированных растворах за счет образования аммиакатов, что лежит в основе использования раствора аммиака в качестве группового реагента.

Из катионов VI группы окислительная активность наиболее сильно выражена у ионов Сu2+ и Hg2+.

Окислительно-восстановительные свойства Со3+/Со2+ реализуются в ходе систематического анализа. Водные растворы солей Hg2+ и Cd2+ бесцветны, катионы с недостроенным 18- электронным внешним уровнем Со2+; Ni2+; Cu2+ в водных растворах окрашены в розовый, зеленый и голубой цвет соответственно.

ПРАКТИЧЕСКАЯ  ЧАСТЬ

Катионы Mg2+

Опыт 1. Осаждение раствором гидроксида натрия.

К 2-3 каплям раствора хлорида магния прибавьте  3-4 капли раствора гидроксида натрия.

Опыт 2. Фармакопейная микрокристаллоскопическая реакция осаждения фосфата магния-аммония.

Каплю раствора соли магния поместите на предметное стекло и добавьте каплю раствора хлорида аммония. Затем к раствору добавьте кристаллик гидрофосфата натрия и наблюдайте под микроскопом кристаллы фосфата магний - аммония в виде шестилучевых звезд.

Катионы Mn2+

Опыт 1. Осаждение раствором гидроксида натрия.

К 2-3 каплям раствора хлорида марганца (II) прибавьте 3-4 капли гидроксида натрия.

Опыт 2. Реакция с сульфид-ионами.

К 2-3 каплям раствора хлорида марганца (II) прибавьте 1-2 капли раствора сульфида натрия.

Катионы Fe2+

Опыт 1. Осаждение раствором гидроксида натрия.

К 2-3 каплям раствора хлорида железа (II) прибавьте 3-4 капли гидроксида натрия.

Опыт 2.  Фармакопейная реакция с гексацианоферратом (III) калия.

 К 1-2 каплям раствора сульфата железа (II) прибавьте 1-2 капли раствора гексацианоферрата(III) калия (K3[Fe(CN)6]).

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 6K2SO4

Опыт 3. Фармакопейная реакция с сульфидом аммония.

К 3-4 каплям раствора хлорида железа (II) прибавьте 2-3 капли раствора сульфида аммония (или сульфида натрия).

Катионы Fe3+

Опыт 1. Фармакопейная реакция е гексацианоферратом (II) калия.

 К 1-2 каплям раствора хлорида  железа (III) прибавьте 3-4 капли раствора гексацианоферрата (II) калия.

3K4[Fe(CN)6] + 4FeCl3 = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl

Опыт 2.  Фармакопейная реакция с тиоцианатом аммония.

К 1 капле раствора хлорида железа (III) прибавьте 5 капель раствора тиоцианата аммония(NH4SCN).

Опыт 3. Фармакопейная реакция образования салицилатов или сульфосалицилатов железа (III).

К 5 каплям раствора хлорида железа (III) прибавьте 10 капель раствора сульфосалициловой кислоты.

Катионы Cu2+

Опыт 1. Фармакопейная реакция осаждения раствором аммиака.

К 3 каплям раствора сульфата меди (II) добавьте 1 каплю раствора аммиака.

Опыт 2. Реакция с гексацианоферратом (II) калия.

К 3 каплям раствора сульфата меди (II) добавьте 1-2 капли гексацианоферрата (II) калия.

Опыт 3. Фармакопейная реакция восстановления меди (II) металлами.

В пробирку с подкисленным серной кислотой раствором сульфата меди поместите кусочек металлического алюминия (цинка, железа). Постепенно поверхность металла покрывается слоем металлической меди красного цвета.

Катионы Со2+

Опыт 1. Осаждение раствором аммиака.

К 3 каплям раствора нитрата кобальта (II) добавьте 1 каплю раствора аммиака

Опыт 2. Реакция с тиоцианатом аммония (экстракционный способ).

К 2-3 каплям нитрата кобальта (II) добавьте 8-10 капель концентрированного раствора соли тиоцианата (или несколько кристаллов соли SCN-). Содержимое пробирки перемешайте.

Катионы Cd2+

Опыт 1. Осаждение раствором аммиака.

К 3 каплям раствора нитрата кадмия добавьте 1 каплю раствора аммиака.

Опыт 2. Реакция с сульфид-ионами.

К 3 каплям раствора нитрата кадмия добавьте 2 капли раствора сульфида натрия.

Катионы Hg2+

Опыт 1. Осаждение раствором аммиака.

К 3 каплям раствора нитрата ртути добавьте 1 каплю концентрированного раствора аммиака.

Опыт 2. Фармакопейная реакция осаждения растворами щелочей.

К 3 каплям раствора нитрата ртути (II) добавьте 3 капли раствора гидроксида натрия (калия).

Опыт 3. Фармакопейная реакция с иодидом калия.

К 3 каплям раствора нитрата ртути (II) добавьте 3 капли раствора иодида калия.

Опыт 4. Фармакопейная реакция осаждения сульфидами.

К 2-3 каплям раствора нитрата ртути (II) добавьте по каплям раствор сульфида натрия.

Оформите практическую работу в виде таблицы.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Какой катион пятой группы обладает выраженными амфотерными свойствами?
2. Назовите групповой реагент на катионы шестой аналитической группы.
3. Назовите наиболее широко применяемые в медицине и фармации лекарственные вещества, содержащие катионы пятой и шестой аналитических групп.

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №5.

Качественные реакции на анионы

I-III аналитических групп.

Цель: научиться проводить качественные реакции на анионы I-III аналитических групп кислотно-основной классификации, записывать уравнения химических реакций.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ

Анионы первой группы образуют с солями бария осадки, растворимые в минеральных кислотах (кроме сульфата бария), поэтому реакции проводят в нейтральной или слабощелочной среде.

Часть анионов представлена анионами слабых неустойчивых кислот (сернистой, тиосерной, угольной). Водные растворы солей этих кислот, образованные катионами щелочных металлов, гидролизованы по аниону и имеют щелочную реакцию среды. Кроме того, они разрушаются в кислой среде.

По окислительно-восстановительным свойствам анионы первой группы можно разделить на анионы – восстановители и окислители.

Анионы первой аналитической группы в водных растворах, за исключением хромата и дихромата, бесцветны.

Ко второй аналитической группе анионов относят хлорид-ион Сl-, бромид-ион Вr-, иодид-ион I-, сульфид-ион S2-, осаждаемые раствором нитрата серебра АgNО3 в присутствии азотной кислоты. Хлорид бария с анионами второй группы осадков не образует. Осажденные галогениды серебра: АgСl (белый творожистый осадок), АgВr (желтоватый осадок), АgJ (желтый осадок), а также Аg2S (осадок черного цвета) не растворяются в разбавленной азотной кислоте. АgСl растворим в NН4ОН и 12%-м растворе (NН4)2СО3; АgВr – только в концентрированном растворе NН4ОН; АgJ и Аg2S нерастворимы даже в концентрированном растворе аммиака, однако Аg2S при нагревании растворяется в разбавленной азотной кислоте.

К третьей аналитической группе анионов относят нитрат-ион NО3- и нитрит-ион NО2-, ацетат-ион СН3СОО-. Групповой реактив отсутствует, катионы Ва2+ и Аg+ с анионами 3-й группы осадков не образуют. Большинство нитратов, нитритов и ацетатов растворимо в воде (нитрит серебра АgNО2 растворяется при нагревании).

Для обнаружения ионов NО2- и NО3- применяют реакции окисления-восстановления. Анион NО2- имеет много общих реакций с ионом NО3- (с дифениламином и др.). Открытие аниона NО3- в присутствии NО2- проводят только после полного удаления нитрит-ионов из раствора. Удаление NО2- в виде свободного азота возможно нагреванием раствора с твердым хлоридом аммония NН4Сl:

NН4+ + NО2- → N2↑ +2Н2О.

Полноту удаления ионов NО2- проверяют действием КI в присутствии крахмала.

Открытие ионов СН3СОО- проводится частными реакциями. Все указанные анионы бесцветны.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

I аналитическая группа анионов

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ СУЛЬФАТ-ИОНОВ

Опыт. Фармакопейная реакция с раствором хлорида бария.

К 1-2 каплям раствора сульфата натрия добавьте 1-2 капли раствора хлорида бария. Образующийся осадок не растворяется в органических и минеральных кислотах, щелочах, солях.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ СУЛЬФИТ-ИОНОВ

Опыт 1. Фармакопейная реакция разложения сульфитов кислотами.

К 3-4 каплям раствора сульфита натрия добавьте 3-4 капли соляной кислоты.

Опыт 2. Фармакопейная реакция с раствором хлорида бария.

К 2-3 каплям раствора сульфита натрия добавьте 2-3 капли раствора хлорида бария.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ТИОСУЛЬФАТ-ИОНОВ

Опыт 1. Фармакопейная реакция разложения тиосульфат-ионов кислотами.

К 2-3 каплям раствора  тиосульфата натрия добавьте  2-3 капли соляной кислоты.

Опыт 2. Фармакопейная реакция осаждения нитратом серебра.

К 3-4 каплям раствора тиосульфата натрия добавьте 4-5 капель раствора нитрату серебра и нагрейте содержимое пробирки.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ КАРБОНАТ-ИОНОВ

Опыт 1. Фармакопейная реакция разложения карбонаг-ионов кислотами.

В пробирку поместите небольшое количество карбоната натрия и 4-5 капель раствора серной кислоты. Пробирку быстро закройте пробкой с газоотводной трубкой и опустите трубку в пробирку с известковой водой.

Опыт 2. Реакция с раствором хлорида бария.

К 2-3 каплям раствора карбоната натрия добавьте 2-3 капли раствора хлорида бария.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ФОСФАТ-ИОНОВ

Опыт 1. Реакция с раствором хлорида бария.

К 4-6 каплям раствора фосфата натрия добавьте по каплям раствор хлорида бария.

Опыт 2. Фармакопейная реакция осаждения солями серебра.

К 4-5 каплям раствора фосфата натрия добавьте раствор нитрата серебра.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ФТОРИД-ИОНОВ

Опыт. Реакция с раствором хлорида кальция.

К 3-4 каплям раствора фторида натрия добавьте 2-3 капли раствора хлорида кальция.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ОКСАЛАТ-ИОНОВ

Опыт 1. Реакция с раствором хлорида бария.

К 2-3 каплям раствора оксалата аммония добавьте  2-3 капли раствора хлорида бария.

Опыт 2. Реакция с раствором перманганата калия в кислой среде.

К 4-5 каплям раствора оксалата аммония добавьте 2 капли раствора серной кислоты и нагрейте на водяной бане в течение 3 минут.

II аналитическая группа анионов

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ХЛОРИД-ИОНОВ

Опыт 1. Реакция с нитратом серебра. 

К 2-3 каплям раствора хлорида натрия добавьте 2-3 капли раствора нитрата серебра.

Опыт 2. Реакция с сильными окислителями. 

В пробирку поместите 2-3 капли раствора хлорида натрия, прибавьте немного перманганата калия и 2 капли концентрированной серной кислоты. Нагрейте пробирку с этой смесью.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ БРОМИД-ИОНОВ

Опыт. Реакция с нитратом серебра. 

К 2-3 каплям раствора бромида натрия добавьте 2-3 капли раствора нитрата серебра.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ЙОДИД-ИОНОВ

Опыт 1. Реакция с нитратом серебра. 

К 2-3 каплям раствора иодида калия добавьте 2-3 капли раствора нитрата серебра.

Опыт 2. Реакция с нитратом свинца. 

В пробирку внесите 2-3 капли раствора иодида калия, прибавьте 1-2 капли раствора нитрата свинца.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ СУЛЬФИД-ИОНОВ

Опыт. Реакция с нитратом серебра. 

К 1-2 каплям раствора сульфида натрия прибавьте 1-2 капли раствора нитрата серебра.

III аналитическая группа анионов

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НИТРАТ-ИОНОВ

Опыт 1. Реакции восстановления.

К 3-4 каплям концентрированной азотной кислоты добавьте несколько небольшой кусочек меди. Нагрейте пробирку с реакционной смесью (под тягой).

Опыт 2. Реакция с дифениламином (С6Н5)2NН.

В пробирку вносите 3 капли раствора дифениламина в концентрированной серной кислоте, добавьте одну каплю раствора нитрата калия и перемешайте.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НИТРИТ-ИОНОВ

Опыт 1. Реакция с кислотами. 

В пробирку поместите 3-4 капли раствора нитрита натрия и 1-2 капли серной кислоты.

Опыт 2. Реакция с перманганатом калия. 

В пробирку вносите 1-2 капли разбавленного раствора перманганата калия, прибавьте 1-2 капли разбавленной серной кислоты и 3-4 капли раствора нитрита натрия.

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ АЦЕТАТ-ИОНОВ

Опыт 1. Реакция с кислотами. 

К 6-7 каплям раствора ацетата натрия добавьте 3 капли концентрированной серной кислоты и осторожно нагрейте реакционную смесь.

Опыт 2. Реакция с хлоридом железа (III). 

К 6-7 каплям раствора ацетата натрия прибавьте 2-3 капли раствора хлорида железа (III) и нагрейте на водяной бане.

Оформите практическую работу в виде таблицы.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. На чем основана аналитическая классификация анионов?

2. Какой из анионов будет осаждаться первым при действии на реакционную смесь, содержащую анионы I-, Вr-, Сl-, нитратом серебра?

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №6.

Изучение устройства технических и аналитических весов. Расчеты в титриметрическом анализе.

Цель: изучить устройство аналитических весов, технику и правила взвешивания; научиться проводить расчеты в титриметрическом анализе.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Титриметрия – метод количественного анализа, основанный на измерении объема раствора реагента, затраченного на реакцию с определяемым веществом. Раствор реагента с известной концентрацией называется стандартным раствором или титрантом.

В титриметрическом анализе используют первичные и вторичные стандартные растворы .

Первичный стандартный раствор – раствор точно известной концентрации . Готовят по навеске, взятой на аналитических весах, или из фиксанальных растворов растворением в определенном объеме раствор и теля.

Фиксанал представляет собой ампулу, в которой запаяно точно известное количество стандартного вещества или раствора.

Вторичный стандартный раствор – раствор приблизительной концентрации. Готовят  разбавлением из более концентрированного раствора или по навеске, взятой на технических весах.

Титрование – прибавление титранта небольшими порциями к анализируемому раствору до прекращения реакции (достижения конечной точки титрования).

Расчеты в титриметрическом анализе

В системе СИ основная единиц а массы – килограмм ( в клиническом анализе – г, мг), а основная единица количества – моль, моль. Эта единица количества вещества относится к любым видам реальных частиц: атомам, ионам, молекулам, электронам, протонам, радикалам и к любым условным частицам, участвующим в химических реакциях: 1/5KMnO4,1/2Ca2+и т.д.

Моль – это количество вещества, которое содержит столько реальных или условных частиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода-12. Обозначается символом–n (моль).

Молярная масса (М) – это масса одного моля вещества. Единицей молярной массы является кг/моль, а на практике г/моль.

Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества Х, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода. В окислительно-восстановительных реакциях эквивалентом называется такая часть молекулы окислителя (восстановителя), которая соответствует одному присоединенному (отданному) электрону в данной ОВР. Например, в химической реакции:

        H2S + KOH = KHS + H2O (f=1)        

эквивалентом сероводорода будет одна молекула H2S (реальная частица), а в реакции:

H2S + 2KOH = К2S + 2H2O (f=1/2)

эквивалентом того же вещества будет ½ молекулы H2S (условная частица). А для окислительно-восстановительной реакции:

2H2S+ 3O2= 2SO2+ 2H2O (f=1/6)

Эквивалент сероводорода равен 1/6 молекулы H2S, поскольку S2-– 6e→S4+.

Фактор эквивалентности f(X) – число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному иону водорода: f(X)–безразмерная величина, меньше или равная ∙единице.

Молярная масса эквивалента или эквивалентная масса – это масса одного моля эквивалента этого вещества, выражена в г/моль экв., и она равна:

Э(Х) = f(X)∙М(Х)

Факторы эквивалентности для сложных веществ определяются по формулам:

f(оксидов) = 1/(число атомов элемента)∙(валентность элемента)

f(кислоты) = 1/основность кислоты

f(основания) = 1/кислотность основания

f(соли) = 1/(число атомов металла)∙(валентность металла)

Для простых веществ f= 1/(число атомов в молекуле)*(валентность атома)

Пример: Вычислить эквивалентные массы H2SO4,CaO,Ca(OH)2,Al2(SO4)3:

1) Э(H2SO4) = 1/2∙98 = 49г/моль.

2) Э(СаО) = 1/2∙56 = 28 г/моль

3) Э(Ca(OH)2,=1/2∙74=37 г/моль

4) Э (Al2(SO4)3) = 1/2∙3∙342 = 57 г/моль

Для определения эквивалента элемента необязательно исходить из его соединения с водородом. Эквивалентную массу можно вычислить по составу с любым другим, эквивалент которого известен. По закону эквивалентов: массы реагирующих веществ относятся между собой как эквивалентные массы этих веществ:

mA/mB = ЭА/ЭВ или mA/ ЭА=mB/ЭВ, где

mA/ ЭА=N1иmB/ЭВ=N2– это количество эквивалентов вещества А и вещества В. Можно записать:N1=N2. Следовательно, возможна другая формулировка закона эквивалентов: вещества реагируют друг с другом в равных количествах эквивалентов.

При соединении элементов друг с другом и при замещении одних элементов другими в качестве постоянных принято считать эквивалентную массу кислорода равной 8 г/моль, а водорода 1 г/моль.

Техника взвешивания

Взвешивание на весах BJIP-200g-M выполняют следующим образом:

1. Включают весы в электрическую сеть через трансформатор (выполняет преподаватель).

2. Закрывают дверцы весов, ручками 7 и 8 выставляют нули в левом и правом окнах экрана 9. Медленно поворачивая ручку 10 до упора, открывают арретир и проверяют положение нулевой точки весов. Если нуль шкалы не совпадает с риской, то поворотом ручки 4 добиваются совмещения нуля и риски. (Риской является светлая полоса между двумя черными треугольниками.) После этого закрывают арретир, повернув ручку 10 в нижнее положение.

3. Взвешиваемый предмет помещают на левую чашку весов. Закрывают левую дверцу. На правую чашку весов пинцетом помещают гирьку, масса которой равна предполагаемой массе предмета. Предмет и гирьку следует класть на середину чашки, для того, чтобы избежать сильного раскачивания чашки после открывания арретира. Очень медленно поворачивают ручку арретира 9 против часовой стрелки до того момента, когда на экране будет заметно отклонение шкалы. Если видят отрицательную часть шкалы, значит гирька тяжелее предмета. В этом случае закрывают арретир, снимают гирьку и ставят другую, масса которой меньше на 1 г. Еще раз открывают арретир. Если снова видят отрицательную часть шкалы, то массу гири уменьшают еще на 1г. Если очередное включение показывает отклонение в положительную часть шкалы за цифру +10, значит, гири с точностью до 1 г  выбраны. Например: На правой чашке весов гири массой 5 г. При включении арретира на экране видят отрицательную часть шкалы. Выключают арретир. Убирают гирю в 1 г, масса гирь стала 4 г. При открывании арретира снова видят отрицательную часть шкалы. Уменьшают массу гирь еще на 1г. Масса гирь стала 3 г, на экране видят положительную часть шкалы. При дальнейшем медленном повороте ручки арретира видят, что стрелка сдвигается за цифру + 10. Понятно, что масса предмета больше, чем 3 г, но меньше, чем 4 г. Закрывают правую дверцу весов и начинают подбор миллиграммовых гирь.

4. Подбирают встроенную гирьку, соответствующую сотням миллиграммов. В левом окне экрана ручкой 7 выставляют цифру 5 (нагрузка 500 мг). Медленно открывают арретир и следят за перемещением шкалы. Если видят, что шкала в отрицательной области, то закрывают арретир и уменьшают массу миллиграммовых гирь на 100 мг. Для этого в левом окне выставляют цифру 4. Снова открывают арретир. Если риска шкалы при полностью открытом арретире остановилась в пределах положительной части шкалы, то с помощью делительного устройства подбирают десятые и сотые доли миллиграмма. Для этого при открытом арретире вращают ручку 8 до тех пор, пока ближайшее деление шкалы не совместится с риской шкалы.

5. По показаниям весов записывают массу предмета, выразив ее в граммах. Например: на чашке весов стоят гири общей массой 4 г, в левом окне экрана цифра 6, в среднем окне экрана на шкале 25, в правом окне экрана 35 (рис. 3). В этом случае записывают: m = 4,62535г.

6. Рассчитывают поправку на граммовые гири. В нашем случае использованы две гири по 2 г. Пусть их поправки (взяты в паспорте разновеса) составляют + 0,3 мг и 0,0 мг соответственно. Тогда суммарная поправка составит + 0,3 мг, или + 0,0003г.

7. Истинную массу предмета находят как алгебраическую сумму измеренной массы и поправки: т(ист.) = 4,62535 + 0,0003 = 4,62565 г. Так как поправка на граммовые гири составляет десятые доли миллиграмма, полученный результат округляют и записывают с такой же точностью: т (ист.) = 4,6257 г.

Общие правила взвешивания.  Перечисленные ниже правила справедливы при взвешивании на любых аналитических весах. Их необходимо соблюдать, чтобы получить правильные результаты взвешивания и не вывести из строя весы.

• Перед началом взвешивания обязательно проверять нулевую точку.
• В случае неисправности весов, следует обратиться к преподавателю.
• Гирьки из разновеса следует брать только пинцетом. Нельзя ставить гирьки на рабочий стол.
• Взвешиваемый предмет (на левую чашку весов) и гирьки (на правую чашку весов) помещать на чашки весов только при выключенном арретире. Открывать и закрывать арретир следует медленно и плавно.
• Гири подбирать последовательно: сначала граммовые (из разновеса), затем сотни миллиграммов (большой лимб) и десятки миллиграммов (малый лимб).
• Нельзя взвешивать предмет, имеющий температуру отличную от температуры весовой комнаты.
• Сыпучие вещества взвешивать только в бюксе или на часовом стекле. Жидкие или гигроскопичные вещества взвешивать только в закрытом бюксе.
• Все взвешивания при выполнении конкретной работы проводить на одних и тех же весах, пользуясь одним и тем же разновесом.
• Положив на чашки весов предмет и гири, не забывать закрывать дверцы корпуса весов.
• После окончания взвешивания снимают с чашки весов взвешиваемый предмет, убирают разновески в коробку, проверяют чистоту чашек весов. Убеждаются в состоянии равновесия ненагруженных весов.

Рис. 2. Основные узлы весов BJIP-200g-M:

1 – чашки весов; 2 – основание; 3 – демпферы; 4 – ручка для установки нуля шкапы; 5 – призмы; 6 – серьги; 7 – ручка лимба; 8 – ручка делительного устройства; 9 – экран; 10 – ручки арретира; 11 – винты

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Решите следующие задачи:

1. Чему равна молярная масса эквивалента серной кислоты при титровании раствором KOH.

2. Вычислить титр раствора, содержащего 5г  Nа2СО3 в 500 мл раствора воды.

3. Навеску H2C2O4×2H2O массой 0,6000 г растворили в мерной колбе вместимостью 100,0 мл. На титрование аликвоты 20,00 мл полученного раствора израсходовано 18,34 мл NaOH. Определить молярную концентрацию раствора NaOH, его титр и условный титр этого раствора по H2C2O4 .

4. На реакцию смеси, состоящей из карбонатов натрия и калия, массой 0,4000 г израсходовали 22,00 мл 0,3000 М раствора HCl. Вычислить массовую долю (%) карбоната натрия и карбоната калия в смеси.

5. Сколько граммов H2SO4 содержится в 5 л раствора, если на титрование 25,00 мл этого раствора израсходовано 22,50 мл 0,0950 М раствора КОН?

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Вычислить титр 0,1 М раствора серной кислоты.

2. Из навески К2CO3 массой 1,3811 г приготовили 200,0 мл раствора. На титрование 15,0 мл раствора израсходовали 11,3 мл раствора Н2SO4. Рассчитать молярную концентрацию раствора Н2SO4 и ее титр по цинку Т(Н2SO4/Zn).

3. На титрование 20,00 мл 0,09218 н. раствора тетрабората натрия расходуется 19,42 мл раствора хлороводородной кислоты. Рассчитайте титр и молярную концентрацию эквивалента раствора HCl.

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №7.

Кислотно-основное титрование

Цель: познакомиться с кислотно-основным титрованием; научиться готовить стандартный раствор, устанавливать титр и эквивалентную концентрацию раствора.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Метод кислотно-основное титрование базируется на реакциях взаимодействия между кислотами и основаниями, т. е. на реакции нейтрализации:

Н+ + ОН − = Н2О.

Метод кислотно-основного титрования применяется для количественного определения кислот, оснований или солей, способных гидролизоваться в водных растворах. В зависимости от природы используемого титранта кислотно-основное титрование подразделяется на ацидиметрию (acidium-кислота) и алкалиметрию (alkalis– щёлочь).

В ацидиметриив качестве рабочего раствора (титранта) чаще всего используют соляную кислоту, реже – серную, т.к. она в ряде случаев может образовывать с исследуемым веществом осадки, которые будут влиять на точность результатов анализа.

В алкалиметрии в качестве титрантов используют растворы щелочей (NaOH, KOH, Ba(OH)2), в которых молярная концентрация эквивалента вещества колеблется в интервале от 0,01 моль/дм3 до 0,2 моль/дм3.

Алкалиметрию используют для количественного определения кислот и солей, гидролизующихся по катиону, т.е. имеющих кислую реакцию среды.

Согласно правилу эквивалентности титрование необходимо продолжать до тех пор, пока количество прибавленного реагента не станет эквивалентным содержанию определяемого вещества. Наступающий в процессе титрования момент, когда количecтвo вещества в растворе титранта становится строго эквивалентным количеству определяемого вещества согласно уравнению химической реакции, называют точкой эквивалентности.

Точку эквивалентности устанавливают различными способами. В методах визуального анализа преимущественно используют изменение окраски индикатора, добавляемого в титруемый раствор. Момент, при котором происходит наблюдаемое изменение цвета индикатора, называют конечной точкой титрования. Очень часто конечная точка титрования не совсем совпадает с точкой эквивалентности. Как правило, они отличаются друг от друга не более чем на 0,04 мл (2 капли) титранта. Это то количество вещества в растворе титранта, которое необходимо для взаимодействия его с индикатором.

В точке эквивалентности среда может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной в зависимости от природы взаимодействующих между собой веществ.

Можно выделить в связи с этим три основных случая:

1. Титрование сильной кислоты сильным основанием:

HCl+NaOH→NaСl+H2O

Продуктом данной реакции является соль, не подвергающаяся гидролизу. Значит, точка эквивалентности в этом случае будет находиться в нейтральной среде при рН = 7.

2. Титрование слабой кислоты сильным основанием:

CH3COOH+NaOH↔CH3COONa+H2O

Образовавшаяся при этом соль в водном растворе будет подвергаться гидролизу по аниону:

СН3СОО-+ НОН↔СН3ООН + ОН-

Вследствие этого даже после полного расходования исходных веществ реакция среды в точке эквивалентности будет слабощелочной (рН>7).

3. Титрование слабого основания сильной кислотой:

NH3·H2O+HCl↔NH4Cl+H2O

Получившаяся соль в водном растворе станет подвергаться гидролизу по катиону:

NH4+ + HOH↔NH3·H2O + H+

Реакция среды в точке эквивалентности будет слабокислой (рН<7).

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1. Стандартизация рабочего раствора гидроксида натрия по фиксанальному раствору соляной кислоты.

Промойте дистиллированной водой бюретку.  Затем промойте бюретку раствором гидроксида натрия, чтобы убрать капли дистиллированной воды. Заполните бюретку раствором гидроксида натрия до метки нуля, смотря по нижней вогнутой части мениска. Отберите  с помощью груши и пипетки Мора 10 мл 0,1 M стандартного раствора соляной кислоты. Поместите раствор кислоты в колбу для титрования. Добавьте 2 капли индикатор – метилоранжевый, раствор стал красный. Проведите титрование соляной кислоты раствором гидроксида натрия (непрерывно перемешивая) до появления желтой окраски, устойчивой в течение 30 секунд. Зафиксируйте объем гидроксида натрия, пошедшего на титрование соляной кислоты. Повторите титрование 3 раза. Результаты запишите в таблицу.

Рассчитайте, по формулам ниже, молярную концентрацию эквивалента и титр раствора гидроксида натрия:

Опыт 2. Определение концентрации раствора кислоты.

Промойте дистиллированной водой бюретку.  Затем промойте бюретку раствором соляной кислоты, чтобы убрать капли дистиллированной воды. Заполните бюретку раствором соляной кислоты до метки нуля, смотря по нижней вогнутой части мениска. Отберите  с помощью груши и пипетки Мора 10 мл 0,1 M стандартного раствора тетрабората натрия. Поместите раствор соли в колбу для титрования. Добавьте 2 капли индикатор – метилового красного, раствор стал желтый. Проведите титрование тетрабората натрия раствором соляной кислоты(непрерывно перемешивая) до появления ярко-розовой окраски, устойчивой в течение 30 секунд. Зафиксируйте объем соляной кислоты, пошедшего на титрование тетрабората натрия. Повторите титрование 3 раза. Результаты запишите в таблицу.

Рассчитайте, по формулам ниже, молярную концентрацию эквивалента и титр раствора гидроксида натрия:

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Какие требования предъявляют к реакциям, используемым в титриметрическом анализе?
2. Что такое стандартные растворы? Каковы требования, предъявляемые к исходным стандартным веществам для установки эквивалентной концентрации раствора?
3. Дайте определения понятий: титр, нормальная концентрация, титр по определяемому веществу.
4. Что называется скачком титрования?

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №8.

Методы окислительно-восстановительного титрования

Цель: познакомиться с окислительно-восстановительным титрованием; научиться готовить стандартный раствор, устанавливать титр и эквивалентную концентрацию раствора.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Окислительно-восстановительное титрование (редоксиметрия или оксидиметрия) основано на использовании реакций окисления-восстановления. Окислители титруют восстановителями, а восстановители – окислителями.

Методы окислительно-восстановительного титрования классифицируют обычно по названиям применяемых титрантов:

1. Перманганатометрия – метод, в котором используются реакции окисления перманганатом калия KMnO4. Этот метод используется для определения восстановителей: щавелевой кислоты, Fe2+, HNO2, Mn2+, Sn2+ и др. (прямым титрованием), некоторых окислителей: NO3-, K2Cr2O7 (обратным титрованием), многих катионов металлов (титрованием заместителя).
Обычно титрование проводят в сильнокислой среде серной кислоты:
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O. Для титрования применяют раствор KMnO4 концентрацией от 0,02 до 0,1 моль/л. В качестве индикатора используют сам титрант, одна избыточная капля которого окрашивает раствор в розовый цвет.

2. Дихроматометрия – метод, в котором используются реакции окисления дихроматом калия K2Cr2O7. Важнейшей особенностью дихромата, обусловившей его широкое применение в оксидиметрии (титрование растворами окислителей), являются неустойчивость промежуточных степеней окисления хрома +5 и +4 и высокое значение стандартного электродного потенциала полуреакции в кислом растворе. Фиксирование конечной точки титрования. Недостатком K2Cr2O7 как окислителя является то, что при титровании образуются ионы Cr3+ ,придающие раствору зеленую окраску.

Поэтому окраска дихромата маскируется избытком Cr3+, и дихромат не может сам являться индикатором для определения конечной точки титрования. В качестве индикаторов в дихроматометрии применяют дифениламин, натриевые или бариевые соли дифениламиносульфоновой кислоты, а также фенилантраниловую кислоту.

3. Йодометрия – метод, в котором используются реакции окисления йодом или восстановления йодид-ионами. Иодометрия использует в качестве титранта раствор йода I2, являющийся окислителем (этот вариант метода называют йодиметрический метод): I2 + 2e =2I-, или раствор KI, являющийся восстановителем (йодометрический метод) 2I- - 2е = I2.

Наиболее распространен второй вариант; он используется для косвенного определения многих веществ, восстанавливающих KI. При этом выделяется I2 в количестве, эквивалентном количеству анализируемого вещества. Выделившийся йод оттитровывают стандартным раствором тиосульфата натрия Na2S2O3

I2 + 2 Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6. 

В качестве индикатора на йод в обоих вариантах анализа используют раствор крахмала, который в присутствии свободного йода приобретает синюю окраску.

4. Броматометрия – метод, в котором используются реакции окисления броматом калия KBrO3. При титровании броматом первая избыточная капля бромата  вступает в реакцию с получающимся в растворе бромидом, выделяя свободный бром, который может быть обнаружен по появлению желтой окраски. Обычно бромид прибавляют в раствор бромата. При титровании применяют азоиндикаторы, например метиловый красный или метиловый оранжевый. Эти индикаторы после окончания основной реакции окисляются бромом и разрушаются: цвет раствора из красного переходит в бледно-желтый. Так как переход окраски связан с разрушением индикатора, процесс этот необратим; при титровании необходимо осторожное приливание окислителя. Индикаторами могут служить также индигосульфоновые кислоты. Броматометрию применяют для определения мышьяка (III), сурьмы (III), таллия (I) и гидразина в кислой среде; в инертной атмосфере можно титровать олово (II) и медь (I).

5. Цериметрия – метод, в котором используются реакции окисления сульфатом церия (IV) Ce(SO4)2. В качестве исходных веществ для приготовления стандартных растворов в цериметрии преимущественно применяют комплексные аммониевые соли церия (IV). В цериметрии применяют различные способы фиксации конечной точки титрования. Безиндикаторный метод. Основан на визуальном наблюдении за изменением окраски титруемого раствора, который при избытке титранта окрашивается в желтый цвет. Данный метод не применяется при титровании окрашенных или мутных растворов, а также в тех случаях, когда появляется окраска, вызываемая образованием цветных продуктов реакции.

Индикаторный метод. Основан на применении окислительно-восстановительных индикаторов (ферроина, 2,2′-дипиридила, 5,6-диметилферроина, сетополина С, дифениламиносульфокислоты и др.) и необратимых индикаторов (метилового оранжевого, метилового красного и т. п.). Соединения церия (IV) применяют для титрования восстановителей, таких как мышьяк (III), сурьма (III), олово (II), железо (II).

Прежде чем обсуждать особенности наиболее распространенных вариантов этих методов, сформулируем наиболее общие требования, предъявляемые к титрантам.

1. Титрант должен быть достаточно сильным окислителем или восстановителем, чтобы реагировать практически до конца с титруемым веществом. Количественно это требование может быть охарактеризовано величинами стандартных электродных потенциалов полуреакций. Последние должны по крайней мере на 0,15–0,20В отличаться от стандартных потенциалов полуреакций титруемых компонентов в более положительную сторону для окислителей и в более отрицательную – для восстановителей.

2. Титрант не должен быть настолько сильным окислителем или восстановителем, чтобы реагировать с другими компонентами раствора, помимо определяемого. Иначе говоря, во всех случаях протекание основной окислительно-восстановительной реакции не должно сопровождаться побочными процессами.

3. Титрант с определяемым веществом должен реагировать быстро. Некоторые реакции могут быть термодинамически разрешенными, однако кинетически заторможенными, т. е. не будут протекать с необходимой скоростью. Часто это наблюдается в тех случаях, когда в реакции происходит перенос нескольких электронов или образование (или разрыв) химических связей.

4. Способ обнаружения конечной точки титрования (КТТ) должен быть простым и воспроизводимым. Для этого используют визуальные способы и различные инструментальные методы. В данных методических указаниях обсуждаются только визуальные способы фиксирования КТТ.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1. Определение массовой доли пероксида водорода в растворе методом пермангонатометрии.

Бюретку промойте небольшим количеством титрованного раствора перманганата калия, заполните бюретку 0,05 М раствором перманганата до метки нуля, смотря по нижней вогнутой части мениска. 5 мл контрольного раствора перекиси водорода с помощью пипетки перенесите в мерную колбу вместимостью 50 мл, объем колбы доведите дистиллированной водой до метки, раствор перемешайте. В колбу для титрования с помощью пипетки перенесите 10 мл полученного раствора перекиси водорода, добавляют 5 мл раствора серной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 2 моль/л и титруйте раствором перманганата калия до появления неисчезающей розовой окраски титруемого раствора. Зафиксируйте объем перманганата калия, пошедшего на титрование раствора пероксида водорода. Повторите титрование 3 раза. Результаты запишите в таблицу.

Рассчитайте, по формулам ниже, титр перманганата калия по пероксиду водорода и массовую долю пероксида водорода в растворе:

Mэкв(H2O2) = M(H2O2) * fэкв(H2O2);

;

w(H2O2) =

Опыт 2. Определение массовой доли салицилата натрия в растворе методом броматометрии.

С помощью груши и пипетки Мора отберите 5 мл раствор салицилата натрия и перелейте в банку с притертом горлом. Туда даже добавьте 10 мл 0,05 М раствора бромата калия, так же с помощью груши и пипетки Мора. Затем добавьте 10 мл раствора бромида калия и 10 мл 2 М раствора соляной кислоты с помощью мерного цилиндра. Приготовленный раствор перемешайте и оставьте на 10 минут. Выпадает белый осадок – трибромфенол. Затем добавьте 10 мл 10% раствора иодида калия. Раствор перемешайте и оставьте на 20 минут. Бюретку для титрования промойте раствором тиосульфата натрия. Затем заполните бюретку 0,2 М раствором тиосульфатам натрия. Титруйте приготовленный ранее раствор тиосульфатом натри, до изменения окраски с коричневого до светло-желтого. После титрования добавьте в оттитрованный раствор 0,5 мл раствора крахмала. Раствор стал синего цвета. И титруйте дальше синий раствор до обесцвечивания. Зафиксируйте объем тиосульфата натрия. Рассчитайте, по формуле ниже, массовую долю салицилата натрия в растворе:

Опыт 3. Определение массовой доли пероксида водорода в растворе методом йодометрии.

С помощью пипетки Мора и груши отберите 5 мл пероксида водорода и перелейте в мерную колбу на 50 мл. Доведите на метки дистиллированной водой. Перемешайте. Отберите 10 мл приготовленного раствора и перенесите в склянку с притертом горлом. Добавьте 5 мл 2 М раствора серной кислоты и 5 мл раствора йодида калия. Поставьте приготовленный раствор в темное место на 10 минут. Бюретку для титрования промойте раствором тиосульфата натрия. Затем заполните бюретку 0,2 М раствором тиосульфатам натрия. Анализируемый раствор разбавьте до 100 мл дистиллированной водой. Перемешайте. Титруйте приготовленный ранее раствор тиосульфатом натри, до изменения окраски с коричневого до светло-желтого. После титрования добавьте в оттитрованный раствор 2 мл раствора крахмала. Раствор стал синего цвета. И титруйте дальше синий раствор до обесцвечивания. Зафиксируйте объем тиосульфата натрия. Рассчитайте, по формуле ниже, массовую долю пероксида водорода в растворе:

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. На чем основаны методы окислительно-восстановительного титрования?
2. Что определяют с помощью данного метода?
3. Что используют в качестве индикатора?

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №9.

Методы осаждения. Методы комплексонометрии

Цель: познакомиться с окислительно-восстановительным титрованием; научиться готовить стандартный раствор, устанавливать титр и эквивалентную концентрацию раствора.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Метод Мора – метод прямого титрования хлоридов или бромидов нитратом серебра в нейтральной или, слабощелочной среде. Индикатор – хромат калия.

Этот вариант используют для количественного определения следующих лекарственных веществ: NaCI; КСI; NaBr; KBr.

NaCI + AgNO3         AgCI    + NaNO3

2AgNO3 + K2CrO4          Ag2CrO4 + 2KNO3

При одной избыточной капле титранта образуется осадок кирпично-красного цвета. В кислой среде понижается чувствительность индикатора, за счет растворимости осадка Ag2CrO4, а в сильно щелочной разрушается титрант с образованием оксида серебра. Метод нельзя применять для определения йодидов, так как йодид серебра в нейтральной среде адсорбирует на поверхности йодид-ионы.

Метод Фольгарда – метод обратного титрования с использованием двух титрованных растворов – серебра нитрата и аммония тиоцианата. Определение проводят в азотнокислой среде во избежание гидролиза индикатора, индикатор – железо-аммониевые квасцы. Метод используется для определения бромидов, йодидов, реже хлоридов, входящих в состав лекарственных форм. К раствору галогенида добавляют титрованный раствор серебра нитрата, избыток которого оттитровывают раствором аммония тиоцианата в присутствии железо-аммониевых квасцов до розового окрашивания.

KI + AgNО3 (изб) = AgI    + KNO3

AgNO3 + NH4SCN            AgSCN  +NH4NO3

Индикатор – FeNH4(SO4)2 • 12Н2O-железо-аммониевые квасцы.

Fe3+ + 3NH4 SCN          Fe(SCN)3 + 3NH4+

При определении хлоридов по методу Фольгарда возможно взаимодействие        

AgCI  +SCN-           AgSCN   +Cr

Косвенный вариант Фольгарда.

Прямое титрование серебра нитратом в азотнокислой среде. Индикатор – железоаммониевые квасцы и раствор аммония тиоцианата. Титрование ведут до исчезновения розовой окраски.

3NH4CNS + Fe3+            Fe(CNS)3 + 3NH4+

AgN03 + NaBr             AgBr   +NaNО3

3AgNО3 + Fe(CNS)3          3AgCNS    + Fe(NО3)3

При расчетах из объема раствора серебра нитрата вычитают объем раствора аммония тиоцианата (обычно 0,1 мл 0,1 моль/л раствора аммония тиоцианата).

Метод Фаянса – метод прямого титрования нитратом серебра в слабокислой среде в присутствии адсорбционных индикаторов. Адсорбционные индикаторы являются солями слабых кислот и обладают способностью адсорбироваться на частицах осадка. При титровании нитратом серебра образуется осадок галогенида серебра, который адсорбирует галогениды, находящиеся в избытке. В точке эквивалентности, когда все  галогениды будут связаны, частицы теряют заряд. Наблюдается коагуляция при введении незначительного избытка нитрата серебра, частицы заряжаются положительно и притягивают анион индикатора, осадок приобретает соответствующее окрашивание. Метод Фаянса является фармакопейным для йодидов натрия и калия.

Титрование проводят в уксусной среде, индикатор – эозинат натрия, титруют до розового окрашивания осадка. Этот индикатор можно использовать для количественного определения йодидов. Определение бромидов и хлоридов проводят в присутствии индикатора бромфенолового синего в уксуснокислой среде. В точке эквивалентности наблюдается переход окраски от зеленовато-желтой до фиолетовой. Эозинат натрия не используется для количественного определения хлоридов, так как анион эозина в самом начале титрования вытесняет хлориды из осадка и розовая окраска наступает от первой капли титрованного раствора.

Определению йодидов методом Фаянса не мешают хлориды, но мешают бромиды. Методом Фаянса определяют соли алкалоидов, соли азотосодержащих оснований (димедрол, новокаин, папаверин, дикаин, пилокарпил, эфедрин).

Комплексонометрия – метод титриметрического анализа, основанный на реакциях взаимодействия определяемых ионов металла с органическими реагентами (комплексонами) с образованием растворимых, бесцветных прочных внутрикомплексных соединений.

Особенности протекания реакции, благодаря которым комплексонометрия получила широкое применение в химическом анализе:

1. в результате реакции образуются комплексы только одного состава с соотношением металл:лиганд равным 1:1 (комплексонаты); при этом комплексонаты бесцветны, хорошо растворимы в воде и обладают высокой устойчивостью;
2. реакция является обратимым процессом и может быть сдвинута как в сторону образования, так и в сторону разрушения комплексоната, что легко достигается с помощью варьирования величины pH раствора – подкисление приводит к смещению равновесия влево к исходным реагентам, а подщелачивание способствует образованию комплексоната;
3. в результате реакции выделяются ионы водорода, поэтому её следует проводить в буферной среде, поддерживая оптимальное значение pH, определяемое константой устойчивости комплексоната.
4. Наибольшее распространение в аналитической практике получил комплексон III (трилон Б), представляющий собой этилендинитрилотетраацетат натрия Na2C10H14О8N2   *  2H2О.

В качестве индикаторов в комплексонометрии применяют красители: мурексид, кислотный хром тёмно-синий, кислотный хромоген чёрный специальный (эрихром чёрный Т) и др. Ионы кальция, магния и ряда других металлов образуют с индикаторами внутрикомплексные соединения, окрашенные в вишнёво-красный цвет. В точке эквивалентности вишнёво-красная окраска раствора переходит в синюю.

Комплексонометрическое титрование применяют для определения препаратов кальция, цинка, магния.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1. Метод Мора.

10 мл анализируемого раствора перенесите пипеткой Мора в колбу на 100 мл. Доведите до метки дистиллированной водой. Перемешайте приготовленный раствор. В колбу для титрования перенесите с помощью пипетки Мора  20 мл приготовленного раствора. Бюретку для титрования промойте раствором нитрата серебра. Затем заполните бюретку 0,02 М раствором нитратом серебра. К анализируемому раствору добавьте 3-4 капли  5% раствор хромата калия. Титруйте приготовленный раствор нитратом серебра до изменения окраски с ярко-желтой в кирпичный. Зафиксируйте объем нитрата серебра, пошедшего на титрование анализируемого раствора. Повторите титрование 3 раза. Результаты запишите в таблицу.

Рассчитайте, по формуле ниже, массовую долю бромида калия в растворе:

Опыт 2. Метод Фольгарда.

В колбу для титрования налейте с помощью пипетки Мора 20 мл раствора бромида калия. Далее добавьте 20 мл 0,02 М раствора нитрата серебра, 5 мл 2 М раствора азотной кислоты и 2 мл железоаммонийных квасцов. Раствор стал серым. Бюретку для титрования промойте раствором тиоцианатом аммония. Затем заполните бюретку 0,02 М раствором тиоцианата аммония. Титруйте приготовленный раствор тиоцианатом аммония до изменения окраски с серой на бледно-красный. Зафиксируйте объем тиоцианата аммония, пошедшего на титрование анализируемого раствора. Повторите титрование 3 раза. Результаты запишите в таблицу.

Рассчитайте, по формуле ниже, массовую долю бромида калия в растворе:

Опыт 3. Метод Фаянса.

В колбу для титрования с помощью пипетки Мора налейте 20 мл раствора бромида калия. Добавьте 3 мл 0,5 Н раствора уксусной кислоты и 2-3 капли индикатора – эозина. Раствор стал оранжевым. Бюретку для титрования промойте раствором нитрата серебра. Затем заполните бюретку 0,02 М раствором нитратом серебра. Титруем анализируемый раствор нитратом серебра до изменения окраски с оранжевого на бледно-розовый. Зафиксируйте объем нитрата серебра, пошедшего на титрование анализируемого раствора. Повторите титрование 3 раза. Результаты запишите в таблицу.

Рассчитайте, по формуле ниже, массовую долю бромида калия в растворе:

Опыт 4. Метод комплексонометрии.

Налейте воду из-под крана в мерный цилиндр на 100 мл. Далее добавьте 5 мл аммиачного буферного раствора и перемешайте. Добавьте стеклянной лопаткой индикатор – эриохром черный Т. Раствор стал розовым. Бюретку для титрования промойте раствором трилона Б. Затем заполните бюретку 0,05 М раствором трилона Б. Титруем анализируемый раствор трилоном Б до изменения окраски с розового на синий. Зафиксируйте объем трилона Б, пошедшего на титрование анализируемого раствора. Повторите титрование 3 раза.

Рассчитайте титр воды по формуле:

По таблице определите жесткость воды. Сделайте выводы.

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

1. Саенко О.Е. Аналитическая химия: учебник для средних специальных заведений / О.Е. Саенко. – Ростов н/Д: Феникс, 2012. – 287 с.

2. Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия (аналитика). В 2 кн. Кн. 1. Общие теоретические основы. Качественный анализ. Учеб. для вузов. – М.: Высшая школа, 2003. – 559 с.

3. Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия (аналитика). В 2 кн. Кн. 2. Количественный анализ. Физико-химические (инструментальные) методы анализа: Учеб. для вузов. – М.: Высшая школа, 2003. – 615 с.

4. Аналитическая химия: учеб. для студ. учреждений сред. проф. образования / Под ред. А.А. Ищенко– М.: Академия, 2011. – 320 с.

5. Никитина, Н.Г. Аналитическая химия: учебник и практикум для среднего профессионального образования / Н. Г. Никитина, А. Г. Борисов, Т. И. Хаханина; под редакцией Н. Г. Никитиной. – 4-е изд., перераб. и доп. – Москва: Издательство Юрайт, 2020.–394 с.

6. Глубоков, Ю.М. Аналитическая химия: учебник для студ. учреждений сред.проф. образования / Ю.М. Глубоков, В.А. Головачева, Ю.А. Ефимова и др., под. Ред. А.А. Ищенко. – 12 изд.  – Москва: Академия, 2017. – 464с.

7. Вершинин, В. И. Аналитическая химия: учебник для вузов [Текст] / В. И. Вершинин, И. В. Власова, И. А. Никифорова. – 4-е изд., стер. – Санкт-Петербург: Лань, 2022. – 428 с.