Химический анализ Цель работы

▪ Ознакомиться с качественными реакциями обнаружения катионов и

анионов.

▪ Научиться вести расчеты и готовить растворы заданной концентрации.

▪ Овладеть техникой титриметрического анализа.

Теоретические сведения

Закономерности, в соответствии с которыми проводятся исследования качественного и количественного состава веществ, композиционных материалов и других объектов, изучаются аналитической химией.

Основанием для проведения исследования является наличие аналитического сигнала, т.е. функциональной зависимости того или иного измеряемого свойства вещества от его содержания в анализируемом объекте. В качественном анализе только фиксируется наличие аналитического сигнала, в количественном анализе измеряется его интенсивность.

Неорганический качественный анализ в водных растворах основан на ионных реакциях и позволяет обнаруживать элементы в форме катионов или анионов по их специфическим аналитическим сигналам.

В ходе реакций образуются труднорастворимые соединения, окрашенные комплексные соединения, происходит окисление или восстановление с изменением цвета раствора (табл. 12.1).

Таблица 12.1

Качественные химические реакции обнаружения некоторых

катионов и анионов

Ион, вещество	Реактив	Реакция	Наблюдаемое явление
Fe2+	K3[Fe(CN) 6] красная кровяная соль	3Fe2+ + 2K3[Fe(CN) 6] → Fe3[Fe(CN) 6]2 + 6K+	Синее окрашивание
Fe3+	K4[Fe(CN) 6] жёлтая кровяная соль	2Fe2+ + 3K4[Fe(CN) 6] → Fe2[Fe(CN) 6]3 + 6K+	Синее окрашивание
Fe3+	NH4CNS роданид аммония	Fe3+ + 3 NH4CNS → Fe(CNS)3 + 3NH4+	Красное окрашивание
Са2+	(NH4)2С2О4	Са2+ + (NH4)2С2О4 → CaC2O4↓ + 2NH4+	Белый осадок
Bа2+	Н2SO4	Bа2+ + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2Н+	Белый осадок
Cu2+	NH4OH	Cu2+ + 4NH4OH → [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O	Ярко-синее окрашивание
Pb2+	KJ	Pb2+ + 2KJ → PbJ2↓ + 2K+	Жёлтый осадок
Ca2+, Sr2+, Ba2+	H2S	Ca2+(Sr2+, Ba2+) + H2S → Ca(Sr,Ba)S↓ + 2H+	Осадок
NH4+	NaOH	t NH4+ + NaOH → NH3↑ + H2O + Na+	Выделение аммиака
Cr3+→Cr6+	Щелочная среда	Cr3+→ CrO42ˉ	От зелёной к жёлтой окраске
СО32ˉ	HCl	СО32ˉ + 2H+ → H2O + CO2↑	Выделение газа
SO42ˉ	BaCl2	SO42ˉ + BaCl2→ BaSO4↓ + 2Clˉ	Белый осадок
NO3ˉ	Дифениламин	[O] (С6Н5)2−NH —→ (C6H4)2−NH + H2O	Синее окрашивание
РО43ˉ	Магнезиальная смесь	РО43ˉ + Mg2+ + NH4+ → Mg NH4РО4↓	Белый осадок

Основной операцией в титриметрическом анализе является титрование, которое заключается в прибавлении из бюретки по каплям одного раствора к предварительно точно отмеренному объёму второго раствора. Концентрация одного раствора точно (до 0, 0001 моль/л) известна, он называется рабочим, стандартным или титрованным. Второй раствор − исследуемый, его концентрация определяется в ходе анализа (рис. 13.1).

Титриметрический метод исследования состоит в точном измере­нии объемов растворов двух веществ, вступающих между собой в реак­цию.

Рис. 12.1. Схема установки для проведения титриметрического анализа

Титрование ведется до точки эквивалентности, когда количества реагирующих веществ станут эквивалентны:

.

Для расчёта результата анализа в титриметрии используется основная формула

(12.1)

где с_{Э (1)} и V₁ − молярная концентрация эквивалента (моль/л) и объём

рабочего раствора (мл), пошедшего на титрование;

с_{Э (2)} и V₂ − молярная концентрация эквивалента (моль/л) и объём

исследуемого раствора (мл), взятого для титрования.

Молярная концентрация эквивалента

(12.2)

где m ₂ − масса растворённого вещества;

V − объём раствора, л;

M_Э − молярная масса эквивалента растворённого вещества,

вычисляется по формуле М_Э = f · М.

Коэффициент f равен числу эквивалентов, содержащихся в 1 моль вещества или, что то же самое, обратной величине числа химических связей М_Э = (М) : (n) [см. работу 1, (1.5 – 1.9)].

Например: M(HCl)= M_Э (HCl); M_Э (H₂SO₄) = ½ M (H₂SO₄); M(КОН)= M_Э (КОН);

M_Э(K₂SO₄) = ½ M (K₂SO₄); М_Э (Ва(ОН)₂ = ½ М(Ва(ОН)₂;

М_Э (Al₂(SO₄)₃ = 1/6 М (Al₂(SO₄)₃.

Между молярной концентрацией и молярной концентрацией эквивалента существует соотношение

(12.3)

Точка эквивалентности фиксируется с помощью кислотно-основных индикаторов, например фенолфталеина, метилоранжа, окраска которых зависит от рН среды. В основе метода нейтрализации лежит реакция Н⁺+ ОН‾ → Н₂О. В момент окончания титрования число эквивалентов кислоты равно числу

эквивалентов щёлочи. В соответствии с (12.1)

(12.4)

Подготовка к работе

Изучите теоретические вопросы и пример решения типовых задач:

▪ качественные химические реакции обнаружения некоторых катионов и анионов (см. табл. 12.1);

▪ способы выражения концентрации растворов (массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента);

▪ сущность титриметрического анализа и расчёт результатов анализа.

Типовые задачи

Задача 12.1. Вычислите молярную концентрацию эквивалента раствора NaOH, если на титрование 10 мл его до точки эквивалентности потребовалось 7,8 мл раствора HCl с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л.

Решение. В соответствии с правилом эквивалентности

с _э (НСl) · V (HCl) = c _э (NaOH) · V (NaOH),

0,1 моль/л · 7,8 мл = c _э (NaOH) · 10 мл, ==>

c _э (NaOH) = (0,1 моль/л · 7,8 мл) : 10 мл = 0,078 моль/л.

Задача 12.2. Вычислите массу серной кислоты, которая содержится в 20 мл раствора, на титрование которого израсходовано 10 мл раствора гидроксида калия с молярной концентрацией эквивалента 0,05 моль/л.

Решение. Вычислим молярную концентрацию эквивалента серной кислоты:

с _э (Н₂SO₄) · V (Н₂SO₄) = c _э (KOH) · V (KOH),

с _э (Н₂SO₄) · 20 мл = 0,05 моль/л · 10 мл, ==>

с _э (Н₂SO₄) = (0,05 моль/л · 10 мл) : 20 мл = 0,025 моль/л.

Из определения «молярная концентрация эквивалента» следует:

m (Н₂SO₄) = с _э (Н₂SO₄) · V (Н₂SO₄) (л) · М_Э (Н₂SO₄).

Молярная масса эквивалента кислоты

М_Э (Н₂SO₄) = ½ М (Н₂SO₄) = ½ (98 г/моль) = 49 г/моль.

m (Н₂SO₄) = 0,025 моль/л · 0.02 л · 49 г/моль = 0,0245 г.

Задача 12.3. Масса осадка, образующегося при сливании 100 мл раствора нитрата серебра с молярной концентрацией 0,1 моль/л и 50 мл раствора хлорида натрия с молярной концентрацией 0.2 моль/л, равна ___ грамма(ов)

о 1) 0,143 о 2) 3,4 о 3) 1,7 о 4) 1,43

Решение. Уравнение реакции, протекающей при сливании растворов

AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃,

свидетельствует, что в реакцию вступают равные числа моль веществ, для которых:

М_Э = М и с_Э = с_М , =>

ν_э (AgCl) = ν_Э (NaCl) = ν_э (AgNO₃);

ν_э (AgCl) = 0, 1 л · 0, 1 моль/л = 0, 05 л · 0, 2 моль/л = 0, 01 моль.

Масса образовавшегося осадка

m (AgCl) = M_Э (AgCl) · ν _Э (AgCl);

m (AgCl) = 143 г/моль · 0, 01 моль = 1, 43 г.

Задача 12.4. Вычислите объём исходного раствора соляной кислоты плотностью 1,024 г/см³ с массовой долей HCl, равной 5 %, который необходимо взять для приготовления 100 мл раствора HCl с молярной концентрацией эквивалента 0,0500 моль/л.

Решение. В соответствии с (14.2) масса растворённой кислоты составит

m (HCl) = С_э  М_э V = 0,0500 моль/л 36,5 г/моль 0,1 л = 0,1825 г.

Следовательно, 0,1825 г HCl должно содержаться в определённом объёме исходной кислоты, концентрация которого выражена в массовых долях:

(12.5)

где ω – массовая доля растворённого вещества, %;

m₁– масса растворителя, г;

m₂ – масса растворённого вещества, г.

Вычислим массу раствора исходной кислоты по (12.5)

Объём исходного раствора кислоты находим следующим образом:

где V – объём раствора, мл;

m – масса раствора, г;

 - плотность раствора, г/см³.