презентации для теоретических занятий по аналитической химии
презентация к уроку по теме
Презентации для теоретических занятий по аналитической химии предназначены для студентов 2 курса медицинского колледжа, обучающихся по специальности 33.02.01 "Фармация". Также могут использоваться для проведения теоретических занятий и самостоятельной подготовки студентов других специальностей, изучающих учебную дисциплину "Аналитическая химия".
Скачать:
| Вложение | Размер |
|---|---|
 аналитическая химия как наука | 1.98 МБ |
| качественный анализ | 1.45 МБ |
| катионы 1-ой, 2-ой аналитических групп | 190.7 КБ |
| катионы 3-ей, 4-ой аналитических групп | 299.27 КБ |
| катионы 5-ой, 6-ой аналитических групп | 222.37 КБ |
| анионы | 298.55 КБ |
| титриметрический анализ | 1.9 МБ |
| Кислотно-основное титрование | 672 КБ |
| Окислительно-восстановительное титрование | 160.48 КБ |
| Осадительное тирование | 2.35 МБ |
| Комплексонометрия | 2.07 МБ |
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Аналитическая химия-раздел химии, изучающий состав и структуру веществ
Предмет ее как науки заключается в совершенствовании существующих и разработки новых методов химического анализа.
А также их практическое применение, исследование теоретических основ аналитических методов.
Основными понятиями аналитической химии является вещество, химический состав, определение химического состава.
Химический анализ- это определение химического состава и строения веществ; включает в себя качественный и количественный анализ
Качественный анализ нацелен на определение что или какие вещества и в какой форме находятся в образце.
Количественный анализ нацелен на определение количества вещества, сколько элементов, ионов, молекулярных форм находится в образце
Классическим методом количественного анализа является гравиметрический весовой анализ, а также титреметрический или как его называют объемный анализ.
В наше время значение аналитической химии стало определяющим для состояния науки, промышленности, экологии и здоровья народа населения в любом государстве.
В настоящее время ни один материал не поступает в производство и не выходит из него без данных о химическом составе
В сельском хозяйстве с его помощью определяют кислотность почв и содержание в них питательных веществ. Также оценивают содержание белка и влаги в разных сортах зерна.
В природно-охранной деятельности методы аналитической химии применяют для контроля качества питьевой воды. А также для определения содержания вредных веществ в отходах.
В судебной практике с их помощью обнаруживают следы пороха на руках подозреваемого. И анализируют состав красок, которыми написана картина, чтобы отличить подлинник от подделки.
Российская аналитическая химия имеет значительные научные прикладные достижения в прошлом, большой кадровый потенциал, неплохие в целом возможности развития несмотря на трудности оснащения современным оборудованием
СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Цель занятия: Сформировать знания студентов о качественном анализе в аналитической химии.
Задачи: 1. Сформировать знания о методах качественного анализа. 2. Выявить различные подходы к качественному анализу. 3. Познакомить с реакциями, используемыми в качественном анализе и требованиями к ним. 4. Сформировать навыки по определению открываемого минимума предельного разбавления, предельной концентрации, предельного отношения. 5. Рассмотреть сульфидную классификацию катионов. 6. Рассмотреть кислотно-основную классификацию катионов, групповую характеристику. 7. Рассмотреть классификацию анионов.
Студент должен знать: Цель , задачи качественного анализа, методы качественного анализа, кислотно-основную классификацию катионов, классификацию анионов. Студент должен уметь: Подбирать методы качественного анализа в соответствии с потребностями анализа.
Ситуационные задачи: 1 . Сколько граммов йодида калия содержится в 250 мл 0,5 М раствора этой соли? 2. Сколько граммов йодида калия содержится в 250 мл 0,5 М раствора этой соли? 3. Какое количество бромида калия надо взять для приготовления 200 мл 0,3 М раствора?
1 . Сколько кристаллической соли Na 2 CO 3 ·10 H 2 O надо взять для приготовления 500 мл 0,5 н. раствора? 2. Сколько миллилитров концентрированной соляной кислоты (38%, d =1,19) нужно взять для приготовления 500 мл 0,3 н. раствора? 3. Сколько миллилитров концентрированной серной кислоты (96%, d =1,84) потребуется для приготовления 2 л 0,01 н. раствора?
1. Сколько роданида калия К SCN необходимо взять для приготовления 200 мл 2 н. раствора? 2. Сколько 2 н. раствора сульфата натрия потребуется для приготовления 200 мл 0,5 н. раствора?
План. 1. Классификация методов качественного анализа. 2. Систематический и дробный анализы. 3. Типы химических реакций, используемых в качественном анализе. 4. Требования к аналитическим реакциям. 5. Классификация ионов.
Предмет качественного анализа: развитие теоретических основ, усовершенствование существующих, разработка новых, более совершенных методов определения элементарного состава веществ.
Задачи КА: определение «качества» веществ или обнаружение отдельных элементов или ионов, входящих в состав исследуемого соединения.
Методы КА: Химические Физические Физико-химические
По количеству исследуемого вещества: Старое наименование Новое наименование Количество исследуемого вещества г мл Макроанализ Грамм-метод 1-10 10-100 Полумикроанализ Сантиграмм-метод 0,05-0,5 1-10 Микроанализ Милиграмм -метод 0,001-10 -6 0,1-10 -4 Ультромикроанализ Микрограмм-метод 10 -6 -10 -9 10 -4 -10 -6 Субмикроанализ Нанограмм-метод 10 -9 -10 -12 10 -7 -10 -10
По технике выполнения микроанализ может быть: А) микрокристаллоскопическим: CaCO 3 + H 2 SO → CaSO 4 ↓+ H 2 O + CO 2 Под микроскопом смотрят игольчатые кристаллы CaSO 4 . Реакцию проводят на предметном стекле.
Б) капельный метод. Реакции выполняют с каплями растворов и реагентов, обладающих высокой чувствительностью. Реакцию проводят на фарфоровой пластинке, предметном стекле, часовом стекле или на фильтровальной бумаге.
По агрегатному состоянию объекта и получаемого вещества: Пирохимический – нагревание исследуемого вещества в пламени газовой горелки. А) Образование окрашенных перлов (стекол): Соли и оксиды металлов при нагревании растворяют в расплавленном тетрабрате натрия Na 2 B 4 O 7 ·10 H 2 O . Образуются перлы (стекла) характерной окраски. С r – изумрудно-зеленые перлы; Со – интенсивно синие; Mg – фиолето-аметистовые ; Fe – желто – бурые; Ni – красно – бурые;
Б) Окрашивание пламени. Летучие соли многих металлов при внесении их в бесцветную часть пламени окрашивают пламя в характерный цвет.
Летучая соль металла Окраска пламени Натрия интенсивно - желтая Калия фиолетовая Рубидия и цезия розово – фиолетовая Лития и стронция карминово - красная Бария зеленая Кальция кирпично-красная Меди и бора голубая или зеленая (при большой концентрации меди) Свинца, мышьяка, сурьмы бледно - голубая
Анализ методом растирания ( Ф.М. Флавицкий 1898 г) Твердое исследуемое вещество растирают в фарфоровой ступке с равным количеством твердого реагента. По окраске полученного соединения судят о наличии искомого иона. C о Cl 2 +2 NH 4 SCN →( NH 4 ) 2 [ C о( SCN ) 4 ]+2 NH 4 Cl роданид синяя соль тетрародано – аммония ( II )- кобольтата аммония CH 3 COONa+NaHSO 4 →Na 2 SO 4 +CH 3 COOH запах уксусной кислоты
2.Систематический и дробный анализы. Систематический анализ основан на последовательном открытии и удалении ионов, которых мешают дальнейшему определению. Для удаления ионов используют групповые или специфические реактивы.
Сисmемаmическим ходом анализа - называется определенная последовательность выполнения аналитических реакций, при которой каждый ион обнаруживают после того, как будут обнаружены и удалены другие ионы, мешающие его обнаружению.
Пример: раствор Ba 2+ + Ca 2+ Ca 2+ + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓+2 Na + белый осадок ионы обнаружить нельзя , т.к. сходные аналитические признаки
Ba 2+ + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ↓ +2 Na + белый осадок Ba 2+ + K 2 CrO 4 → BaCrO 4 +2 K + желтый осадок отделив Ba 2+ от Ca 2+ в виде желтого соединения BaCrO 4 можно обнаружить Ca 2+ действием Ca 2+ +2 K 2 CrO 4 →
Дробным анализом - называют обнаружение ионов с помощью специфических реакций в отдельных порциях анализируемого раствора, производимое в любой последовательности.
Дробный метод анализа. Основоположником дробного метода анализа, применяемого в современной аналитической химии, является советский учёный Н. А.Тананаев . Благодаря этому методу, отпадает необходимость выделения исследуемых ионов из растворов.
Для обнаружения соответствующих ионов дробным методом необходимо применять специфические реактивы, позволяющие обнаружить искомый ион в присутствии посторонних ионов.
Маскировкой - называется процесс устранения влияния мешающих ионов, находящихся в сложной смеси, на обнаружение искомых ионов.
Демаскировкой ионов - называют процесс освобождения ранее замаскированных ионов от маскирующих реактивов.
Дробный анализ основан на применении специфических реакций, при помощи которых можно в любой последовательности обнаружить определяемые ионы. При дробном ходе анализа для каждого определения берут отдельную пробу:
Пример: K + + Na + + NH 4 + NaHC 4 H 4 O 6 + K + →KHC 4 H 4 O 6 ↓ + Na + гидротартрат белый натрия кристаллический анализ
KH 2 SbO 4 + Na + →N а H 2 SbO 4 ↓ +K + дигидро - белый антимонат кристаллический калия осадок
NH 4 + +2 K 2 [ HgJ 4 ]+4 KOH →[ OHg 2 NH 2 ] J ↓+8 K + + H 2 O реактив красно-бурый Несслера осадок
3. Типы химических реакций, используемых в качественном анализе: Общие – реакции аналитические сигналы, которых одинаковы для многих ионов. Применяемый реагент – общий. Обычный осадок: гидроксид, карбонат, сульфат, сульфид. Осадки обладают различной растворимостью в кислотах, основаниях, растворе NH 3 , воде.
Групповые- реакции , аналитический эффект которых характерен для определенной группы ионов. Применяемый реактив – групповой.
Пример, 2-я аналитическая группа катионов ( HCl ) AgNO 3 + HCl → AgCl ↓ + HNO 3 Pb ( NO 3 ) 2 +2 HCl → PbCl 2 ↓ + HNO 3 белый творожистый осадок Hg 2 ( BO 3 ) 2 + 2 HCl → Hg 2 Cl 2 ↓+ HNO 3
Хлориды Растворимость PbCl 2 11?0 AgCl 1 ,8·10 -3 HgCl 2 2 ,0·10 -4 Растворимость хлоридов при 20 0 С
Требования к групповому реактиву: - должен осаждать все анионы группы - осадок должен растворяться в кислотах для продолжения анализа - избыток реагента не должен мешать дальнейшему анализу.
3.Селективные (избирательные) – реакции, которые позволяют в смеси ионов обнаружить ограниченное количество ионов. Применяемый реагент – селективный.
Fe 3 + +6NH 4 SCN →(NH 4 ) 3 [Fe(SCN) 6 ]+3NH 4+ роданид гексороданоферрат – (III) аммония аммония , красного цвета С o 2 + + 4NH 4 SCN→(NH 4 ) 2 [Co(SCN) 4 ]+ 2NH 4+ тетрородано ( II )кобальт аммония, ярко-синего цвета
4.Специфические – реакции , аналитический эффект которых характерен только для одного иона. Применяемый реагент – специфический, используется в дробном ходе t o анализа. NH 4 Cl + KOH → NH 3 ↑+ KCl + H 2 O запах аммиака, лакмусовая бумажка синеет.
Название Количество примесей (в%) Технические Т более 2 Чистые Ч до 2 Чистые для анализа ЧДА до 1 Химически чистые ХЧ менее 1 Высокоэталонночистые ВЭЧ 1·10 -3 - 5·10 -3 Особенно чистые ОЧ менее 5·10 -3 Классификация химических реагентов по чистоте:
4.Требования к химическим реакциям, применяемым в аналитической химии: Реакция должна сопровождаться аналитическим признаком. К аналитическим признакам относятся: А) образование или растворение осадка с определенными свойствами (цвет, растворимость в определенных растворителях, форма кристаллов.
AgCl – белый творожистый осадок; MnS – осадок телесного цвета; CaSO 4 ·2 H 2 O – игольчатые кристаллы. H 2 O Zn 3 ( PO 4 ) 2 +2 NH 4 OH → [ Zn ( NH 4 ) 2 ]( PO 4 ) 2 + 2 Zn ( OH ) 2 различная растворимость осадков в NH 3 H 2 O AlPO 4 + NH 4 OH →
Б) получение при действии окрашенного растворимого соединения. 2Mn(NO 3 ) 2 + 5PbO 2 + 6HNO 3 →2HMnO 4 +5Pb(NO 3 ) 2 + 2 H 2 O малиновый раствор CuCl 2 + 4 NH 3 →[ Cu ( NH 3 ) 4 ] Cl 2 дихлорид тетроамин меди ( II ) В ) выделение газа с известными свойствами:
2.аналитический признак должен определяться визуально или инструментально . Условия протекания реакций: Определенное значение pH среды. Осадки, которые растворимы в кислотах не будут выпадать при избытке свободной кислоты .
Температура. Осадки , растворимость которых повышается с увеличением температуры не образуются в нагретом растворе, их следует получать на холоде. Концентрация ионов. Необходима определенная концентрация ионов, при которой осадки будут выпадать.
Те реакции, для которых необходимы очень малые концентрации определяемого иона и реагента – высокочувствительные. Реакции, для протекания которых требуется большая концентрация определяемого иона и реагента – низкочувствительные . Чувствительность реакции – это то наименьшее количество вещества или иона, которое можно открыть с помощью данного реагента.
Количественные характеристики чувствительности реакций: Открываемый минимум ( m ) – наименьшее количество вещества (иона), которое при определенных условиях можно открыть действием данного реагента. Выражают в мкг
m - микрокристаллоскопической реакции на Ca 2+ действием H 2 SO 4 равен 0,04 мкг. Это значит, что действием H 2 SO 4 можно открыть в растворе присутствие 0,04 мкг ионов Ca 2+ m = C пред · V пред ·10 -6 m = ·10 6
Предельная концентрация (С пред ) – отношение единицы массы определяемого иона к массе наибольшего количества растворителя, выраженной в тех же единицах. C пред =
Предельное разбавление - величина показывающая в каком количестве водного раствора, содержащего 1 г определяемого иона, возможно его открытие. V пред = 2K + + Na 3 [Co(NO 2 ) 6 ]→K 2 Na[Co(NO 2 ) 6 ]+2Na + гексанитрито ( III ) кобольтат натрия
Реакция тем чувствительней, чем меньшую концентрацию определяемых ионов она открывает . Таким образом, аналитические реакции тем чувствительнее, чем ниже значение открываемого минимума и выше значение предельного разбавления.
Cu 2+ + 3 HCl = H [ CuCl 3 ]+2 H 2 m = 1мкг V пред зеленый =50000мг Cu 2+ +4 NH 3 =[ Cu ( NH 3 ) 4 ] 2+ m = 0?2 мкг V (чувствительность) пред = 250000 мг c иний 2 Cu 2+ +[ Fe ( CN 6 ) 3+ = Cu 2 [ Fe ( CN ) 6 ] m =0,02мкг коричневый V пред =2500000мг
Чувствительность реакций зависит от температуры, присутствия других компонентов в растворе. Влияние постороннего иона на реакцию зависит от его концентрации. Это влияние характеризуется предельным отношением: П.О.=
можно еще обнаружить ион в данной реакции. Возможно ли открытие катионов Mn 2+ в присутствии катионов Cr 3+ равна 30 мкг, а ПО равняется 0,025 (при концентрации Cr 3+ равной 20 мкг).
C Mg 2+ = 20·0,025 = 0,5мкг ПО = = 0,017 → ПО меньше необходимого (0,025) – открыть катионы Mn 2+ не возможно.
Аналитическая классификация ионов. В основу классификации ионов в аналитической химии положено различие в растворимости образуемых ими солей и гидроксидов, позволяющее отделять (или отличать) одни группы ионов от других.
Существуют разные системы группового разделения катионов: сероводородная, кислотно-основная, аммиачно-фосфатная, тиоацетамидная и др. Наибольшее распространение получили сульфидная и кислотно-основная классификации. Сульфидная классификация основана на различной растворимости в воде сульфидов, хлоридов, карбонатов и гидроксидов.
Недостатки: - растворимость сульфидов катионов III и II групп близка, поэтому разделение катионов неполное. - соосаждение катионов III и IV групп, что приводит к частичной потере соосаждающихся катионов. - неточность в определении катионов I группы - полный анализ требует много времени (25-30ч) - ядовитость H 2 S
Группа катионов Катионы Групповой реагент I Na + , K + , NH 4 + Отсутствует II Ва 2+ , Са 2+ , S г 2+ , М g 2+ ( N Н 4 ) 2 С O 3 в присутствии NH 4 ОН и NH 4 С1 III F е 2+ , F е 3+ , М n 2+ , А1 3+ , Сг 3+ , Zn 2+ ( N Н 4 ) 2 S в присутствии NH 4 ОН и N Н 4 С1 IV Hg 2+ , Cu 2+ , Cd 2+ Н 2 S в присутствии НС1 V Ag + , Pb 2+ , Hg 2 2+ НС1 Таблица 1. Сульфидная классификация катионов
Кислотно-основный метод анализа катионов основан на различной растворимости в воде хлоридов, сульфатов и гидроксидов, а также растворимости последних в избытке раствора гидроксида натрия или в водном растворе аммиака. Соляная и серная кислоты, раствор N аОН и водный раствор аммиака являются групповыми реагентами. В этом методе классификации катионы делят на шесть групп.
Достоинства классификации: используются основные свойства катионов, группы катионов практически полностью соответствуют группам периодической системы элементов Д.И. Менделеева, быстрота выполнения анализов, широкое применение систематического и дробного хода анализа.
Недостатки: включает не все известные элементы, недостаточно отражены свойства гидроксидов катионов 4 и 5 групп, условия их осаждения.
Группа катионов Катионы Групповой реагент Краткая характеристика осадков I N а + , К + , NH + 4 Отсутствует - II А g + , РЬ 2+ , Н g 2 2 + НС1 Хлориды нерастворимы в воде и в разбавленных растворах кислот III Ва 2+ , Са 2+ , S г 2+ Н 2 SO 4 Сульфаты нерастворимы в воде и в разбавленных растворах кислот IV А1 3+ , Сг 3+ , Zn 2+ N аОН (избыток) Гидроксиды растворимы в избытке гидроксида натрия V F е 2+ , F е 3+ , М n 2 + , М g 2+ Na О H Гидроксиды нерастворимы в избытке гидроксида натрия и аммиаке VI Cu 2+ , Hg 2+ , Cd 2+ Водный раствор аммиака Гидроксиды нерастворимы. в N аОН, но растворимы в избытке аммиака Таблица 2 . Кислотно-основная классификация катионов
Аналитическая классификация анионов. Анионы - это отрицательно заряженные ионы, состоящие из отдельных атомов или групп атомов различных элементов. Эти частицы могут нести один или несколько отрицательных зарядов. Общепринятой классификации анионов не существует. Наиболее часто применяется классификация, по которой все анионы делятся на три аналитические группы в зависимости от растворимости их бариевых и серебряных солей.
Гр Анионы Групповой реагент Характеристика группы 1 C 2 O 4 2- , B 4 O 7 2- , O 2 O 7 2- , CrO 4 2- , SO 4 2- , SO 3 2- , CO 3 2- , PO 4 3- , SiO 3 2- , S 2 O 3 2- Хлорид бария BaCl 2 в нейтральном или слабощелочном растворе Соли бария практически нерастворимы в воде 2 Cl - , Br - , I - , S 2- , SCN - Нитрат серебра AgNO 3 в присутствии HNO 3 Соли серебра практически нерастворимы в воде и в разбавленной азотной кислоте 3 NO 3 - , NO 2 - , CH 3 COO - Группового реагента нет Соли бария и серебра растворимы в воде Классификация анионов.
Вопросы для самоподготовки: 1. Классификация методов качественного анализа. 2 . Систематический и дробный анализы. 3 . Типы химических реакций, используемых в качественном анализе. 4 . Требования к аналитическим реакциям. 5 . Классификация ионов.
Литература: Барковский Е.В. Аналитическая химия: Учеб. Пособ . - Мн.: Высш.шк.,2004. Харитонов Ю. Я. Аналитическая химия (аналитика) В 2 кн. – М.: Высшая школа., 2010
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Цель занятия: Сформировать знания студентов о качественных реакциях катионов 1 и 2 аналитических групп. Задачи : проверить знания студентов по качественному анализу. закрепить знания студентов о методах качественного анализа. сформировать знания студентов о качественных реакциях катионов 1 и 2 аналитических групп.
Студент должен знать: групповые и частные реакции катионов 1 и 2 аналитических групп. Студент должен уметь : о пределять качественными реакциями катионы 1 и 2 аналитических групп.
Фронтальный опрос. 1. Дать определение качественному анализу. 2. Сформулировать цель качественного анализа. 3. Сформулировать задачи качественного анализа. 4. Дать характеристику методам качественного анализа. 5. Перечислить группы катионов согласно кислотно-основной классификации. 6. Перечислить группы анионов по отношению к хлориду бария и нитрату серебра.
План: 1. Катионы 1аналитической группы. 2. Катионы 2 аналитической группы. 3. Применение катионов 1 и 2 аналитических групп в медицине.
Общая характеристика группы. К первой аналитической группе относятся катионы К + , Na + , NH 4 + . Калий и натрий входят в первую группу периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева и обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Их ионы имеют законченные восьми электронные оболочки.
Большинство солей калия, натрия, аммония и их гидроксиды хорошо растворимы в воде. Гидроксиды калия и натрия- сильные щелочи, которые в водных растворах полностью ионизированы. Соли калия и натрия, образованные слабыми кислотами, подвергаются гидролизу, и растворы их имеют рН>7 . Их соли, образованные сильными кислотами, не подвергаются гидролизу, их растворы имеют нейтральную реакцию.
Раствор аммиака в воде - слабое основание. Соли, образованные им и сильными кислотами, подвергаются гидролизу, и растворы их имеют рН< 7 . Соли аммония разлагаются при нагревании, поэтому могут быть удалены прокаливанием. Большинство солей катионов первой аналитической группы хорошо растворимы в воде . Группового реагента, осаждающего все катионы группы, не имеется.
ЧАСТНЫЕ РЕАКЦИИ КАТИОНА К + 1.Гидротартрат натрия или винная кислота дает с растворами солей калия белый кристаллический осадок: KCl + NaHC 4 H 4 O 6 = KHC 4 H 4 O 6 + NaCl Осадок растворяется при добавлении растворов сильных кислот и щелочей, разбавлении дистиллированной водой и при нагревании.
2.Гексанитро- (111) кобальтат натрия дает с катионами К + желтый осадок комплексной соли гексанитро – (111) кобальтата калия – натрия 2KCl + Na 3 [Co(NO 2 ) 6 ]→2NaCl + K 2 Na[Co(NO 2 ) 6 ]↓ Осадок растворим в сильных кислотах. Присутствие щелочей мешает реакции, так как щелочи, разлагая реактив, образуют темно бурый осадок гидроксида кобальта Со(ОН) 3 .
3.Микрокристаллоскопическая реакция . Гексанитро –(11) купрат натрия-свинца с катионами калия образует кубические кристаллы черного или коричневого цвета : Na 2 Pb[Cu(NO 2 ) 6 ]+2KCl = K 2 Pb [Cu(NO 2 ) 6 ] ↓ + 2NaCl Реакцию проводят при рН6- 7. Этой реакции мешают ионы аммония, т. к. они образуют с реактивом черные кристаллы, как и катионы К + .
4.Окрашивание пламени. В присутствии катионов К + бесцветная часть пламени окрасится в бледно-фиолетовый цвет. Все реакции фармакопейны .
ЧАСТНЫЕ РЕАКЦИИ КАТИОНА Na + 1.Дигидроантимонат калия образует с катионами натрия белый кристаллический осадок дигидроантимоната натрия: NaCl + KH 2 SbO 2 = NaH 2 SbO 4 + KCl Концентрация раствора натрия должна быть достаточной, поэтому разбавленные растворы упаривают. Среда раствора должна быть слабощелочной или нейтральной. Кислоты разлагают дигидроантимонат калия с образованием белого аморфного осадка метосурьмяной кислоты: KH 2 SbO 4 + HCl = H 2 SbO 4 + KCl HSbO = HSbO 3 + H 2 O Реакцию надо вести на холоде.
2. Гексагидроксостибиат калия K [ Sb ( OH ) 6 ] образует с ионом Na белый кристаллический осадок гексагидроксостибиата ( V ) натрия: NaCl + K[ Sb (OH) 6 ] = Na[ Sb (OH) 6 ]↓ + KCl Обнаружение иона Na + проводят в нейтральном или слабощелочном растворе, т.е. кислоты разлагают реагент. Реакцию проводят на холоде, потирают стенки пробирки стеклянной палочкой.
3.Микрокристаллоскопическая реакция . Раствор уранилацетата UO 2 ( CHCOO ) 2 с катионами натрия дает правильной тетраэдрической или октаэдрической формы кристаллы натрийуранилацетата NaCH 3 COO ∙ UO 2 ( CH 3 COO ) 2 .
4.Окрашивание пламени. NaCl + UO 2 ( CH 3 COO ) 2 + CH 3 COOH = Na [( UO 2 )( CH 3 COO ) 3 ] + HCl В присутствии катионов натрия бесцветная часть пламени окрашивается в желтый цвет. Все реакции фармакопейны .
ЧАСТНЫЕ РЕАКЦИИ КАТИОНА NH . 1.Щелочи разлагают соли аммония с выделением газообразного аммиака: NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaCl Наблюдается выделение газа, который обнаруживается по запаху. Выделение аммиака можно обнаружить влажной лакмусовой бумажкой, которую держат над пробиркой. Она окрашивается в синий цвет. Опыт проводят при рН>9,в нагретом растворе.
2.Реактив Несслера образует с катионами аммония красно- бурый осадок: NH 4 Cl + 2К 2 [ HgI 4 ] + 4КОН → [ OHg 2 NH 2 ] I + KCI + 7 KI + 3 H 2 O NH + 2 [HgI 4 ] 2+ + 4OH - → [ OHg 2 NH 2 ]I↓ + 7I - + 3H 2 O Реакция очень чувствительна.
Условия проведения опыта При выполнении опыта необходимо брать избыток реактива Несслера , так как осадок растворим в солях аммония. Открытию катиона NH мешают катионы Fe 3+ , Cr 3+ , Co 2+ , Ni 2+ и др. В присутствии этих катионов реакцию ведут, добавляя 50% раствор тартрата калия-натрия KNaC 4 H 4 O 6 , который с большинством указанных катионов дает комплексные соединения.
2.Катионы второй аналитической группы (группа хлороводородной кислоты). Общая характеристика группы. Ко второй группе относятся катионы Ag + , Pb 2+ и [ Hg 2 ] 2+ . Эти элемента находятся в разных группах периодической системы Д. И. Менделеева. Они имеют либо законченные 18-электронные внешние слои, либо оболочки, содержащие 18+2 электронов в двух наружных слоях, что обусловливает одинаковое отношение их к галогенид-ионам.
Групповой реагент – 2 н. хлороводородная кислота. Катионы Ag + , Pb 2+ , [ Hg 2 ] 2+ при взаимодействии с ней образуют трудно растворимые в воде и в разбавленных кислотах осадки: AgNO 3 + HCl → AgHl ↓ + HNO 3 Ag + + Cl - AgCl ↓ Pb (NO 3 ) 2 + 2HCl → PbCl 2 ↓ + 2HNO 3 Pb 2+ + 2Cl - → PbCl 2 ↓ Hg 2 (NO 3 ) 2 + 2HCl → Hg 2 Cl 2 ↓ + 2HNO 3 + 2Cl - → Hg 2 Cl 2 ↓ следует избегать избытка и использования концентрированной хлороводородной кислоты, так как могут образоваться растворимые комплексные соединения: AgCl + 2 HCl → H 2 [AgCl 3 ], PbCl 2 + HCl → H[PbCl 3 ] Растворимость хлоридов различна
Хлориды Растворимость ( в г/л) Хлорид свинца Хлорид серебра Хлорид ртути 11,0 1,8∙10 -3 2,0∙10 -4
При температуре воды 100 о С растворимость хлорида свинца увеличивается в три раза, в то время как растворимость хлорида серебра и хлорида ртути практически остаётся прежней. Это свойство используется для отделения катиона Pb 2+ от катионов [ Hg 2 ] 2+ и Ag + .
Хлорид ртути при взаимодействии с раствором аммиака образует хлорид димеркураммония , который неустойчив и разлагается на малорастворимый меркурамммоний и металлическую ртуть, которая придаёт осадку чёрный цвет: Hg 2 Cl 2 + 2 NH 4 OH → [Hg 2 NH 2 ] Cl ↓ + NH 4 Cl + 2H 2 o Hg 2 Cl 2 + 2NH 4 OH → [Hg 2 NH 2 ]Cl↓ + + Cl - + 2H 2 O [Hg 2 NH 2 ]Cl → [NH 2 Hg]Cl↓ + Hg ↓ Это позволяет отделить катион [ Hg 2 ] 2+ от катиона Ag + . Хлорид серебра хорошо растворим по действие аммиака с образованием комплексной соли: AgCl + 2NH 4 OH → [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + 2H 2 O AgCl + 2NH 4 OH → [Ag(NH 3 ) 2 ] + + Cl - + 2H 2 O
1. Частные реакции катионов Ag + . Гидроксиды калия и натрия КОН и NaOH образуют с катионом Ag + бурый осадок оксида серебра Ag 2 O : AgNO 3 + KOH → AgOH ↓ + KNO 3 Ag + + OH - → AgOH 2Ag OH → Ag 2 O↓ + H 2 O Оксид серебра ( I ) растворяется в растворе аммиака NH 3 : Ag 2 O + 4NH 4 OH → 2[Ag(NH 3 ) 2 ]OH + H 2 O
2. Хромат калия K 2 CrO 4 даёт с катионом Ag + осадок хромата серебра Ag 2 CrO 4 кирпично-красного цвета: K 2 CrO 4 +2AgNO 3 → Ag 2 CrO 4 ↓ + 2KNO 3 → Ag 2 CrO 4 ↓ Осадок хромата серебра растворяется в азотной кислоте и растворе аммиака, но не растворяется в уксусной кислоте. Условия проведения опыта. Реакцию следует проводить при рН 6,5-7,5. В аммиачной и сильнокислой среде осадок не образуется. Ионы Pb 2+ , Ba 2+ и др., образующие с Cr осадки, мешают проведению реакции. Реакция ГФ.
3. Бромид и йодид калия KBr и KI образуют с катионом Ag + бледно-жёлтый осадок бромида серебра AgBr и жёлтый осадок йодида AgI : KBr + AgNO 3 → AgBr↓+KNO 3 Ag + + Br - → AgB r ↓ KI + AgNO 3 → AgI ↓ + KNO 3 Ag + + I - → AgI ↓ Реакция ГФ.
4. Тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3 при взаимодействии с раствором солей серебра образует белый осадок, который быстро желтеет, затем буреет и переходит в черный осадок сульфида серебра: 2AgNO 3 + Na 2 S 2 O 3 = Ag 2 S 2 O 3 ↓ + 2NaNO 3 ; Ag 2 S 2 O 3 + H 2 O = Ag 2 S↓ + H 2 SO 4 Реакция ГФ.
5. Реакция « серебрянного зеркала». Фармальдегид с аммиачным раствором нитрата серебра образует осадок металлического серебра. Реакция ГФ.
1. Частные реакции катиона Pb 2+ . Гидроксиды KOH и NaOH образуют с катионом Pb 2+ белый осадок Pb ( OH ) 2 , растворимый как в кислотах, так и в концентрированных растворах гидроксидов: Pb (NO 3 ) 2 + 2NaOH → Pb (OH) 2 ↓ + 2NaNO 3 Pb 2+ + 2OH - → Pb (OH) 2 При действии избытка гидроксида образуется плюмбит натрия: Pb (OH) 2 + 2NaOH → Na 2 PbO 2 + 2H 2 O
2. Серная кислота и сульфаты осаждают катионы Pb 2+ выпадает белый осадок PbSO 4 . Pb ( NO 3 ) 2 +Н 2 SO 4 = PbSO 4 +Н NO 3 При нагревании сульфатов свинца с растворами гидроксидов образуются плюмбиты : PbSO 4 + 4 KOH → K 2 PbO 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O PbSO 4 + 4 OH - → + 2 H 2 O Сульфат свинца растворяется также в 30% растворе ацетата аммония: 2 PbSO 4 + 2CH 3 COO - → [ Pb (CH 3 COO) 2 PbSO 4 ] + SO Кислоты азотная и хлороводородная повышают растворимость сульфата свинца, так как ионы H + связываются с ионами SO с образованием аниоа HSO PbSO 4 ⇆ Pb 2+ + SO HNO 3 ⇆ NO H + , H + + SO ⇆ HSO
3 . Хромат калия K 2 CrO 4 и дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 образуют с катионами Pb 2+ малорастворимый хромат свинца жёлтого цвета: Pb 2+ + CrO → PbCrO 4 Хромат свинца растворим в гидроксидах, н нерастворим в уксусной кислоте. Реакция ГФ
4. Ион I - образует с катионом Pb 2+ жёлтый осадок: Pb (NO 3 ) 2 + 2KI → PbI 2 + 2KNO 3 Pb 2+ + 2I - → PbI 2+ ↓ Осадок растворяется при нагревании, но при охлаждении вновь образуется в виде блестящих золотистых кристалликов. реакция ГФ
Условия проведения опыта. Реакцию проводят при рН 3-5. В избытке KI осадок PbI 2 растворяется, образуя комплексное соединение K 2 [ PbI 4 ]. Эта реакция катионов Pb 2+ позволяет открыть их в присутствии катионов всех аналитических групп.
Частные реакции катиона [ Hg 2 ] 2+ Растворы солей ртути ( I ) содержат группировку – Hg – Hg - , при диссоциации образуют сложные катионы [ Hg 2 ] 2+ , в которых ртуть имеет степень окисления Hg +1 , так как два положительных заряда приходятся в этом ионе на два атома ртути. Все соли ртути ядовиты.
Гидроксиды образуют с катионом [ Hg 2 ] 2+ чёрный осадок оксида ртути ( I ): Hg 2 (NO 3 ) 2 + 2NaOH → Hg 2 O↓ + 2NaNO 3 + H 2 O [Hg 2 ] 2+ + 2OH - → Hg 2 O + H 2 O Раствор аммиака с катионом [Hg 2 ] 2+ образует хлорид димеркуоаммония [Hg 2 NH 2 ]Cl .
2. Хромат калия K 2 CrO 4 даёт с катионами [ Hg 2 ] 2+ красный осадок Hg 2 CrO 4 , нерастворимый в гидроксидах и в разбавленной уксусной кислоте, но растворяется в азотной кислоте . Hg 2 ( NO 3 ) 2 + K 2 CrO 4 = Hg 2 CrO 4 + KNO 3
3. Иодид калия KI образует с растворами солей ртути ( I ) осадок Hg 2 I 2 грязно-зеленого цвета. Hg 2 2+ + 2 I - → Hg 2 I 2 ↓ Осадок растворяется в избытке реактива с образованием черного осадка металлической ртути. Реакция ГФ.
Применение катионов 1 и 2 аналитических групп в медицине. Натрий и калий. Ионы N а + и К + распределены по всему организму, причем первые входят преимущественно в состав межклеточных жидкостей, а вторые находятся главным образом внутри клеток.
Внутриклеточная концентрация ионов натрия составляет менее 10 % его содержания во внеклеточной жидкости, тогда как концентрация ионов калия внутри почти в 30 раз выше, чем вне их. Если оценивать абсолютные величины, то примерно 95 % ионов натрия, участвующих в обмене веществ, находятся вне клеток и примерно такая же доля ионов калия - внутри клеток .
С ионами N а + связано осмотическое давление жидкостей, удержание воды тканями (15 г N аС1 задерживает в организме человека до двух литров жидкости), поддержание кислотно-щелочного равновесия в организме ( N аНС0 3 - щелочной резерв крови - компонент гидрокарбонатной буферной системы), перенос аминокислот и c ахаров через клеточную мембрану.
Ионы N а + и К + активируют аденозинтрифосфатазу клеточных мембран, которая «включает» ионы N а + из клетки и обеспечивает сопряженное накопление ионов К + в ней. Различные концентрации двух данных ионов по разные стороны от мембраны обусловливают возникновение трансмембранной разности потенциалов (до 100 мВ), что обеспечивает существование легкодоступного источника энергии для многих связанных с функционированием мембран процессов.
Ионы N а + и К + оказывают существенное влияние на деятельность центральной нервной системы (ЦНС). Так , избыток ионов N а + в клетках коры головного мозга вызывает депрессию, т.е. угнетение деятельности ЦНС. Наоборот , избыток ионов К + в клетках коры головного мозга вызывает маниакальное состояние, т.е. возбуждение деятельности ЦНС.
В медицине применяются: Хлорид натрия N аС1. В зависимости от его концентрации различают изотонический (физиологический) и гипертонический растворы. Изотоническим является 0,9 %- ный раствор N аС1, так как его осмотическое давление соответствует осмотическому давлению плазмы крови (780,2 кПа).
Изотонический раствор применяют в качестве плазмо -замещающего раствора при обезвоживании организма, для растворения лекарственных веществ и т.д. Гипертонические растворы (с массовой долей N аС1 3, 5 и 10 %) применяют наружно в виде компрессов и примочек для лечения гнойных ран.
2. Гидрокарбонат натрия N аНС0 3 (питьевая сода). Введение гидрокарбоната натрия в желудок приводит к быстрой нейтрализации соляной кислоты желудочного сока и поэтому рассматривается как антацидное средство. Применяют в порошках, таблетках и растворах при повышенной кислотности желудочного сока, язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки: N аНС0 3 + НС1 = N аС1 + Н 2 0 + С0 2 .
3. Декагидрат сульфата натрия N а 2 S 0 4 • 10Н 2 О (глауберова соль). Назначают внутрь в качестве слабительного средства .
4. Декагидрат тетрабората натрия N а 2 В 4 0 7 • 10Н 2 О (бура). Применяют наружно как антисептическое средство для спринцеваний, полосканий, смазываний, В водных растворах бура легко подвергается гидролизу: N а 2 В 4 0 7 + 7Н 2 0 = 4Н 3 В0 3 + 2 N аОН. Образующаяся при гидролизе борная кислота обладает антисептическим действием.
5. Йодид натрия N а I . Используют как препарат йода при эндемическом зобе. 6. Хлорид калия КС1 . Применяют при состояниях, сопровождающихся нарушением электролитного обмена в организме (неукротимая рвота, профузные поносы), а также для купирования сердечных аритмий.
Йодид калия К1. Применяют как препарат йода при заболеваниях щитовидной железы. 8. Перманганат калия КМ n 0 4 Используют как антисептическое средство для промывания ран, полоскания рта и горла, для спринцеваний и промываний.
9. Водный раствор аммиака, гидроксид аммония (нашатырный спирт) NH 4 ОН. Используют для возбуждения дыхания и выведения больных из обморочного состояния, для чего небольшой кусок ваты или марли, смоченной в нашатырном спирте, осторожно подносят к носовым отверстиям. 10. Хлорид аммония (нашатырь) NH 4 С1. Оказывает отхаркивающее действие, усиливает мочеотделение.
Свинец. Биологическая роль свинца не установлена. Его соединения токсичны. У рабочих различных производств, связанных с получением и применением свинца, могут встречаться явления острого и хронического отравления (сатурнизм ). При сатурнизме наблюдается ряд симптомов поражения ЦНС (головная боль, бессонница, судороги, галлюцинации, атрофия зрительного нерва), а также нарушения функции почек (альбуминурия) и желудочно-кишечного тракта («свинцовые колики»).
В медицине соединения свинца применяются только наружно как антисептические и вяжущие средства. Оксид свинца РЬО входит в состав свинцового пластыря, используемого при воспалительных заболеваниях кожи, фурункулезе . Добавки свинца используют при изготовлении одежды для медперсонала рентгеновских кабинетов (фартуки, рукавицы, шлемы), так как свинец поглощает рентгеновские лучи.
Серебро. Физиологическая роль серебра в живом организме изучена недостаточно . Серебро относится к ультра микроэлементам. Это означает, что оно находится в организме в концентрации менее 10-12 % .
В медицине применяются: Нитрат серебра А gNO 3 (ляпис) - вяжущее и прижигающее средство, используется наружно. Применяется в стоматологии для серебрения корневых каналов и кариозных полостей зубов перед их пломбированием. Сначала из нитрата серебра получают аммиачный раствор оксида серебра, затем добавляют водный раствор формальдегида с его массовой долей 10 %. Образующаяся серебряная пленка посылает в окружающее пространство ионы серебра, которые обладают бактерицидным действием . 2. Нитрат и хлорид серебра применяются для пропитки перевязочного материала - бумаги, ваты, марли.
Ртуть. Ртутное заражение почвы, природных вод, растений и животных в настоящее время характерно для многих регионов планеты. Оно связано с поступлением в биосферу большого количества ртути в виде продуктов промышленного производства, выхлопов транспорта, ядохимикатов.
Ртуть накапливается главным образом в печени и почках. При хроническом отравлении ртутью и ее соединениями (« меркуризм ») появляются металлический привкус во рту, сильное слюнотечение, слуховые и обонятельные галлюцинации, головные боли, наблюдается ослабление памяти.
Применяются в медицине: 1. Желтая ртутная мазь - оксид ртути ( II ). Используется для лечения кожных заболеваний. Хлорид ртути ( II ) Н g С1 2 (сулема). Обладает высокой токсичностью, при работе с ней необходимо соблюдать большую осторожность; растворы в разведении 1:1000 применяются для дезинфекции белья, предметов ухода за больными, помещений, медицинского инструментария.
В медицине используют не только соединения, но и саму ртуть и ее пары (ртутные термометры, ртутные манометры в аппаратах для измерения кровяного давления). Ультрафиолетовые лучи, полученные от ртутно-кварцевых ламп, глубоко прогревают ткани, губительно действуют на многие микроорганизмы.
IV . Закрепление. 1. Какие катионы 1 группы дают пирохимическую реакцию? 2. Назовите высокочувствительную реакцию на катион аммония. 3. Чем вторая группа катионов отличается от первой? 4. Предложите методы разделения осадков хлоридов катионов второй аналитической группы. 5. Перечислите фармакопейные методы качественного анализа катиона серебра 6. Перечислите фармакопейные методы качественного анализа катиона свинца 7. Перечислите фармакопейные методы качественного анализа катиона ртути 8. Для каких катионов 2 аналитической группы характерна реакция с иодидом калия? В чем отличия образовавшихся продуктов?
V . Задание на дом. Тема: Катиона 1 и 2 аналитических групп Вопросы для самоподготовки: 1. Частные реакции катиона калия 2. Частные реакции катиона натрия 3. Частные реакции катиона аммония 4. Частные реакции катиона серебра 5. Частные реакции катиона свинца 6. Частные реакции катиона ртути 7. Действие группового реактива второй аналитической группы
Литература: Барковский Е.В. Аналитическая химия: Учеб. Пособ . - Мн.: Высш.шк.,2004. Харитонов Ю. Я. Аналитическая химия (аналитика) В 2 кн. – М.: Высшая школа., 2010
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Цель занятия: Изучить качественные реакции катионов 3 и 4 аналитических групп. Задачи: проверить знания студентов по качественному анализу. закрепить знания студентов о методах качественного анализа. сформировать знания студентов о качественных реакциях катионов 3 и 4 аналитических групп.
Студент должен знать: групповые и частные реакции катионов 3 и 4 аналитических групп Студент должен уметь: о пределять качественными реакциями катионы 3 и 4 аналитических групп.
Фронтальный опрос, индивидуальный письменный опрос. 1. Частные реакции катиона калия 2. Частные реакции катиона натрия 3. Частные реакции катиона аммония 4. Частные реакции катиона серебра 5. Частные реакции катиона свинца 6. Частные реакции катиона ртути 7. Действие группового реактива второй аналитической группы
План: 1. Катионы 3 аналитической группы. 2. Катионы 4 аналитической группы. 3. Применение катионов 3 и 4 аналитических групп в медицине.
Катионы третьей аналитической группы (группа серной кислоты ). К третьей группе относятся катионы металлов бария, стронция, кальция. Эти элементы входят во вторую группу периодической системы Д. И. Менделеева. Они имеют законченные 8-электронные внешние слои. Химическая активность их возрастает от кальция к барию. В таком же направлении изменяются и другие свойства, например, растворимость солей, основные свойства гидроксидов и др. Ионы этих элементов в водных растворах бесцветны.
Сульфат-ион с катионами Ba 2+ , Sr 2+ , Ca 2+ и Pb 2+ образует осадки, а с катионами других аналитических групп (в пределах определённых концентраций) осадка не даёт. Разбавленная серная кислота – групповой реагент. Ba 2+ + SO 2- → BaSO 4 ↓ Sr 2+ + SO 2- → SrSO 4 ↓ Ca 2+ + SO 2- → CaSO 4 ↓ С повышением температуры растворимость солей BaSO 4 , SrSO 4 , CaSO 4 изменяется мало. Более полное осаждение происходит при стоянии в течение 20 минут.
Поскольку произведение растворимости CaSO 4 равно 9,1∙10 -6 , то осаждение ионов Ca 2+ происходит не полностью. Чтобы не «потерять» катион Ca 2+ при анализе, необходимо проводить проверочные реакции на катион Ca 2+ после осаждения катионов третьей группы этой смесью серной кислоты с этанолом. Карбонат нария и другие растворимые соли угольной кислоты дают с катионами Ba 2 + , Cr 2+ и Ca 2+ белые осадки, растворимые в кислотах ( HCl , HNO 3 , CHCOOH ).
Частные реакции катиона Ba 2+ Хромат калия K 2 CrO 4 даёт с катионом Ba 2+ жёлтый осадок хромата бария BaCrO 4 нерастворимый в уксусной кислоте, но растворимый в сильных кислотах: BaCl 2 + K 2 С rO 4 → BaCrO 4 +2 KCl Ba 2+ + Cr О 4 2- → BaCrO 4 ↓
Условия проведения опыта. 1. Реакция проводится в нейтральной или слабокислой среде. 2. Выпадению осадка способствует нагревание. 3. Катионы Pb 2+ и др., дающие с хромат-ионом осадки, мешают проведению реакции. 4. Реакция быстрее протекает при нагревании.
2 . Дихромат калия K 2 Cr 2 O 2 даёт с катионом бария также жёлтый осадок хромата бария: K 2 Cr 2 O 7 +2BaCl 2 + H 2 O → 2BaCrO 4 ↓ 2KCl + 2HCl Cr 2 O 7 2- + H 2 O ⇄ 2CrO 4 2- + 2H + 2CrO 4 2- + 2Ba 2+ ⇄ 2BaCrO 4 ↓ в осадок выпадает BaCrO 4 , а не BaCr 2 O 7 , так как в растворе протекает взаимодействие ионов Cr 2 O 4 2- с водой.
Концентрация образующихся при этом ионов CrO вполне достаточна для осаждения иона Ba 2+ в виде BaCrO 4 (ПР - BaCrO 4 достигается быстрее, чем ПР BaCr 2 O 7 ). Кроме того, эта реакция частично смещается справа налево ацетатной буферной смесью. При взаимодействии дихромат – аниона с водой образуются ионы H + , придающие раствору кислую реакцию. Для связывания ионов Н + добавляют ацетат натрия: CH 3 COONa + H + → C Н 3 COOH + Na + В образовавшейся уксусной кислоте хромат бария не растворяется.
Условия проведения опыта. 1. Реакцию следует проводить при избытке ацетата натрия (для полноты осаждения иона Ba 2+ ). 2. Ионы Sr 2+ и Ca 2+ в присутствии ацетатного буферного раствора не мешают открытию иона Ba 2+ . 3. Катионы Sr 2+ и Ca 2+ также дают с дихроматом калия желтые осадки, но они растворимы в уксусной кислоте. Поэтому эту реакцию можно использовать для отделения ионов Ba 2+ от ионов Sr 2+ и Ca 2+ .
3. Оксалат аммония ( NH 4 ) 2 C 2 O 4 образует с солями бария осадок, растворимый в азотной и хлороводородной кислотах. При кипячении осадок растворяется в уксусной кислоте: BaCl 2 + ( NH 4 ) 2 C 2 O 4 = BaC 2 O 4 ↓ + 2 NH 4 Cl ; Ba 2+ + C 2 O 4 2- = BaC 2 O 4 ↓ 4. Окрашивание пламени . Летучие соли бария окрашивают бесцветное пламя в жёлто-зелёный цвет. Реакция ГФ
Частные реакции катиона Sr 2 + Гипсовая вода (насыщенный раствор гипса CaSO 4 ∙ 2 H 2 O ) образует с катионом Sr 2+ осадок сульфата стронция SrSO 4 . Sr 2+ + CaSO 4 → SrSO 4 + Ca 2+
Условия проведения опыта. 1. Реакция с гипсовой водой может применяться при отсутствии катионов Ba 2+ , а также катионов, которые дают труднорастворимые осадки с анионом SO 4 2- 2. Нагревание ускоряет образование осадка. 3. Так как осадок SrSO 4 появляется не сразу, то следует дать постоять смеси 10-15 мин.
2 . Окрашивание пламени. Соли стронция окрашивают бесцветное пламя в карминово-красный цвет . Частные реакции катиона Ca 2+ Для открытия катиона используют общеаналитические реакции, из которых можно применить следующие.
1. Оксалат аммония ( NH 4 ) 2 C 2 O 4 (и другие растворимые соли щавелевой кислоты) образует с катионом Ca 2+ белый кристаллический осадок: CaCl 2 + ( NH 4 ) 2 C 2 O 4 → CaC 2 O 4 ↓ + 2 NH 4 Cl Ca 2+ + C 2 O → CaC 2 O 4 Условия проведения опыта. 1. В начале осаждение лучше вести при рН 5-6, а затем при рН 7-8. 2. Катионы Ba 2+ и Sr 2+ мешают проведению реакции.
Катионы Ba 2+ и Sr 2+ дают также белые кристаллические осадки с оксалатом аммония ( NH 4 ) 2 C 2 O 4 , но произведения растворимости этих соединений различны: ПР CaC 2 O 4 = 2,57∙10 -9 ; ПР SrSO 4 = 5,6∙10 -8 ; ПР BaCrO 4 =1,6∙10 -7 . Следовательно, осадок оксалата кальция CaC 2 O 4 можно считать практически нерастворимым воде.
Растворимость оксалатов в уксусной кислоте различная. Оксалат кальция нерастворим, оксалат бария растворяется в уксусной кислоте несколько в большей степени, чем оксалат стронция. Оксалаты бария, стронция, кальция растворимы в сильных минеральных кислотах (соляной и азотной). Реакция ГФ.
2. Микрокристаллоскопическая реакция. Разбавленная серная кислота с ионами кальция образует игольчатые кристаллы сульфата кальция в виде пучков или звёздочек.
3 . Гексацианоферрат ( II ) калия K 4 [ Fe ( CN ) 6 ] (желтая кровяная соль) с солями кальция в присутствии солей аммония и гидроксида аммония образуется белый кристаллический осадок гексацианоферрата ( II ) кальция: CaCl 2 + 2NH 4 Cl + K 4 [Fe(CN) 6 ] = Ca (NH 4 ) 2 [Fe(CN) 6 ]↓ + 4KCl Ca 2+ + 2NH 4 + + [Fe(CN) 6 ] 4- = Ca (NH 4 ) 2 [Fe(CN) 6 ]↓ Осадок не растворяется в уксусной кислоте.
4. Окрашивание пламени. Летучие соли кальция окрашивают бесцветное пламя горелки в кирпично-красный цвет.
2.Катионы четвертой аналитической группы (группа гидроксида натрия или калия, растворяющихся в избытке реагента). К четвёртой группе относятся катионы Al 3+ , Cr 3+ , Zn 2+ и ионы As 3+ , As +5 , Sn +4 , Sn +2 .
Катионы алюминия имеются законченный восьмиэлектронный внешний слой. Хром является переходным элементом. Он находится в первой половине четвертого периода, в конце чётного ряда этой группы. У хрома идёт достройка 3 d -подуровня.
Он обладает выраженной способностью к комплексообразованию . Гидратированный гидроксид хрома по своим свойствам очень близок к гидратированному гидроксиду алюминия . Цинк расположен во второй половине четвёртого периода. Ионы цинка имеют законченный 18 электронный внешний слой. Алюминий и цинк обладают постоянной, а остальные элементы переменной степенью окисления.
Групповым реагентом на катионы четвертой группы является гидроксид натрия или гидроксид калия (в избытке) образующиеся гидроксиды амфотерны, т.е. способны диссоциировать в растворе и по типу основания, и по типу кислоты: Me 3+ + 3OH - ⇄ H2O + H + + MeO
Хромиты и алюминаты устойчивы только в присутствии избытка гидроксидов. Большинство солей катионов четвёртой группы (в той или иной степени) подвергается гидролизу, например: SnCl 2 +2H 2 O⇄ Sn(OH) 2 +2HCl Al 2 (CO 3 ) 3 + 3H 2 O → 2Al(OH 3 )↓ + 3CO 2 2ZnC О 3 +2H 2 O → (Zn(OH)) 2 CO 3 ↓ + H 2 CO 3
Гидроксиды NaOH , KOH со всеми катионами четвёртой группы (исключая мышьяк) образуют гидроксиды, растворяющиеся в избытке реагента: CrCl 3 + 3 NaOH → Cr ( OH ) 3 ↓ + 3 NaCl Cr ( OH ) 3 + NaOH → NaCrO 2 + 2 H 2 O
Обратите внимание на то, что гидроксид хрома в присутствии катионов Zn 2+ не растворяется в избытке гидроксида натрия вследствие образования цинката хрома Cr 2 ( ZnO 2 ) 3 ∙ 3 ZnO ). Это явление носит название соосаждения и может быть использовано при анализе.
Растворимые карбонаты Na 2 CO 3 , K 2 CO 3 , ( NH 4 ) 2 CO 3 осаждают катионы Zn 2 + в виде основных солей , а Al 3+ , Cr 3+ , Sn +4 , Sn +2 в виде соответствующих гидроксидов. As +3 , As +5 осадка не образуют: 2 AlCl 3 + Na 2 CO 3 → Al 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl Al 2 (CO 3 ) 3 + 3H 2 O → Al(OH 3 ) ↓ + 3CO 2 ↑
Частные реакции катиона Al 3+ 1. Раствор аммиака осаждает катиона Al 3+ Al 3+ + 3 OH - → 2 Al ( OH ) 3 ↓ Гидроксид алюминия не растворяется в растворах солей аммония . Если алюминий находится в растворе в виде алюмината, то для осаждения его аммиаком необходимо разрушить алюминат, действуя какой –либо минеральной кислотой:
NaAlO 2 + 4 HCl → AlCl 3 + NaCl + 2 H 2 O AlO + 4 H + → Al 3+ + 2 H 2 O AlCl 3 + 3 NH 4 OH → Al ( OH ) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl Al 3+ + 3 OH - → Al ( OH ) 3 ↓
2. Ализарин ( 1,2-диоксиантрахион C 1 4 H 6 O 2 OH ) и некоторые его производные образуют в аммиачной среде с Al ( OH ) 3 труднорастворимое соединение ярко-красного цвета, называемое алюминиевым лаком. Реакцию выполняют капельным методом на фильтровальной бумаге в присутствии аммиака.
3. Очень разбавленный раствор нитрата кобальта C о( NO 3 ) 2 даёт с катионом Al 3+ алюминат кобальта Co ( AlO 2 ) 2 , имеющий синий цвет, называемый тенаровой синью: 2Al 2 (SO 4 ) 3 + 2Co(NO 3 ) 2 → 2Co(AlO 2 ) 2 + 6SO 3 + 4NO 2 ↑ + O 2 ↑
Реакцию проводят сухим путем, на фильтровальную бумагу наносят раствор кобальта, разбавленную азотную кислоту, нитрат кобальта. Бумагу сжигают, пепел имеет темно-синий цвет. Реакция ГФ Проведению этой реакции мешают катионы Zn 2+ , Cr 3+ , Cu 2+ , Ni 2+ .
4. Кристаллический хлорид аммония NH 4 Cl осаждает Al ( OH ) 3 из щелочного раствора в виде белого аморфного осадка: AlCl 3 + 6NaOH → Na 3 [Al(OH) 6 ] + 3NaCl Na 3 [Al(OH) 6 ] + 3NH 4 Cl = Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl + 3NH 3 + 3H 2 O
5. Сульфид аммония ( NH 4 ) 2 S из водных растворов осаждает катион Al 3+ в виде гидроксида Al ( OH ) 3 за счет гидролиза: 2AlCl 3 + 3(NH 4 )S + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 6NH 4 Cl + 3H 2 S↑
Частные реакции катиона Cr 3+ . Хром образует два ряда устойчивый солей: соли оксида хрома и соли хромовой и двухромовой и кислот. Растворы солей, содержащие катион Cr 3+ , имеют зелёную или фиолетовую окраску; растворы, имеющие хромат-ион CrO 4 2- - жёлтую; дихромат-ион Cr 2 O 7 2- - оранжевую .
1. Водный раствор аммиака образует с катионом Cr 3+ осадок гидроксида хрома Cr ( OH ) 3 серо-зелёного цвета: CrCl 3 + 3 NH 4 OH → Cr ( OH ) 3 ↓+3 NH 4 Cl Cr 3+ + 3 OH - → Cr ( OH ) 3 ↓
2. Реакции окисления катиона Cr 3+ пероксидом водорода в щелочной среде. Окисление в щелочной среде можно проводить пероксидом водорода H 2 O 2 или пероксидом натрия Na 2 O 2 . Последовательный ход процесса:
CrCl 3 + 3 NaOH → Cr ( OH ) 3 ↓ + 3 NaCl Cr 3+ + 3 OH - → Cr ( OH ) 3 ↓ Cr(OH) 3 + NaOH → NaCrO 2 + 2H 2 O 2NaCrO 2 + 3H 2 O 2 + 2NaOH → 2Na 2 CrO 4 + 4H 2 O 2CrO 2 - + 3H 2 O 2 + 2 OH - → 2 CrO 4 2- + 4H 2 O Реакция идет при нагревании. В присутствии ионов CrO 4 2- раствор окрашивается в жёлтый цвет.
Окисление должно протекать в щелочной среде. Обнаружение хрома этой реакцией можно проводить в присутствии катионов всех аналитических групп. При добавлении серной кислоты желтые хромат-ионы переходят в оранжевые дихромат-ионы Cr 2 O 7 2- . Пероксид водорода превращает ионы Cr 2 O 7 2- в пероксид хрома CrO 5 или надхромовую кислоту H 2 CrO 6 , который имеет синий цвет. Если добавить диэтиловый эфир и встряхнуть, то эфирный слой окрашивается в синий цвет. Реакция ГФ.
3. Окисление катиона Cr 3 + в кислой среде пермангантом калия K М nO 4 протекает до аниона Cr 2 O 7 2- : 5Cr 2 (S0 4 ) 3 + 6 К Mn О 4 + 11H 2 O → 5H 2 Cr 2 O 7 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 6 Н 2SO 4 l0Cr 3+ + 6MnO 4 - + 11H 2 O → 5Cr 2 O 7 2- + 6 М n 2+ + 22H +
При этой реакции малиновая окраска анионов М nO 7 2- исчезает и появляется оранжевый цвет за счет образования ионов Cr 2 O 7 2- , а также бурый осадок гидроксида марганца М n (ОН) 2 или марганцоватистой кислоты H 2 MnO 2 .
4. Сульфид аммония ( NH 4 ) 2 S или натрия Na 2 S осаждает Cr 3+ в виде гидроксида хрома Cr ( OH ) 3 серо-зеленого цвета. 3CrCl 3 + 3(NH 4 ) 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S↑ + 6NH 4 Cl 2Cr 3+ + 3S 2- + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ +2H 2 O
Частные реакции катиона Zn 2+ 1. Раствор аммиака дает с катионом Zn 2+ белый осадок гидроксида цинка Zn ( OH ) 2 , растворимый в избытке реагента с образованием комплексного соединения — аммиаката цинка [ Zn NH 3 ) 4 ] (ОН) 2 : ZnCl 2 + 2 NH 4 OH → Zn (ОН) 2 ↓ + 2 NH 4 C 1 Zn (ОН) 2 + 4 NH 4 OH → [ Zn ( N Нз ) 4 ] (ОН) 2 + 4 H 2 O
2. Гексациано -( II ) феррат калия K 4 [ Fe ( CN ) 6 ] образует с катином Zn 2+ белый аморфный осадок двойной соли: 3ZnSO 4 + 2 К 4 [Fe (CN) 6 ] → K 2 Zn 3 [Fe (CN) 6 ] 2 ↓ + 3K 2 SO 4 З Zn 2+ + 2 [Fe (CN) 6 ] 4- + 2K + → К 2 Zn 3 [F е ( С N) 6 ] 2 ↓ Осадок не растворим в разбавленной соляной кислоте. Реакция ГФ.
3.Сероводород Н 2 S , сульфид натрия или сульфид аммония образуют с катионом Zn 2+ белый осадок сульфида цинка Zn S . ZnSO 4 + Н 2 S → ZnS + H 2 SO 4 Осадок не растворим в уксусной кислоте и растворим в разбавленной хлороводородной кислоте. Реакция ГФ.
Частные реакции катиона Sn 2+ Олово дает два ряда соединений, в которые входят Sn 2+ и Sn+ 4 . 1. Восстановление катионом Sn 2+ солей висмута. Если к щелочному раствору солей, содержащих катион Sn 2+ , прилить небольшое количество раствора нитрата висмута, появляется черный бархатистый осадок металлического висмута:
SnCl 2 + 4КОН → K 2 SnO 2 + 2КС1 + 2Н 2 О Sn 2+ + 4 O Н - → Sn - + 2Н 2 О 2 Bi ( N Оз )з + 3 K 2 SnO 2 + 6КОН → 2 Bi ↓ +3 H 2 O + 6К N Оз + Sn К 2 Оз
Условия проведения опыта. 1. К анализируемому раствору прибавляют гидроксид натрия до образования Na 2 SnO 2 . 2. Если в исследуемом растворе присутствуют ионы Sb +3 , то открытие катиона Sn 2+ проводят в присутствии анилина.
Частные реакции Sn +4 1. Металлический магний и металлическое железо восстанавливают Sn +4 до Sn +2 : Mg + [SnCl 6 ] 2- → Mg 2+ + Sn 2+ +6Cl - Fe + [SnCl 6 ] 2- → Fe 2+ + Sn 2+ + 6C1 - Ион [ SnCl 6 ] 2- образуется в ходе реакции: Sn ( OH ) 4 + 6 HC 1 → H 2 [ SnCl 6 ] + 4Н 2 О Ионы Sn +2 определяют путем добавления 1—2 капель раствора нитрата висмута В i ( N Оз )з; при наличии в анализируемом растворе катиона Sn 2+ выпадает черный осадок висмута.
Условия проведения опыта. 1. Магний берется химически чистым. 2. Перед добавлением раствора нитрата висмута Bi ( N Оз )з смесь обрабатывают раствором гидроксида натрия до образования Na 2 SnO 2 . 2. Сероводород дает с Sn +4 желтый осадок SnS 2 H 2 [SnCl 6 ] 2- + 2H 2 S → SnS 2 ↓ + 6HC1 [Sn С 1 6 ] 2- - 2H 2 S → SnS 2 ↓ + 6C1 - + 4H + Осадок SnS 2 растворяется в концентрированной соляной кислоте.
Частные реакции катиона As 3+ и As +5 1. Раствор иода окисляет арсенит-ион As О 3 3- до арсенат-ионов As О 4 3- AsO 3 3- + I 2 + H 2 O ⇄ As О 4 3- +I — + 2H + Так как молекулярный иод восстанавливается до ионного раствор обесцвечивается.
2. Иодид калия KI окисляется в кислой среде арсенат-анионами до свободного иода , окрашивающего в присутствии крахмала раствор в темно-синий цвет: As О 4 3- + 2 I + 2 H + ⇄ AsO 3 3- + I 2 +4 H 2 O Условия проведения опыта. 1. Реакцию необходимо проводить в кислой среде при рН 2-3. 2. Для проведения реакции необходимо брать свежеприготовленный раствор KI .
3.Водород в момент выделения восстанавливает As 3+ и As +5 в мышьяковистый водород AsH 3 . Последующие взаимодействия мышьяковистого водорода с нитратом серебра дают тёмное пятно металлического серебра. Zn +2НС1 →Н 2 + Zn С1 2 3Н 2 + 2 As 3+ → 2 AsH 3 AsH 3 + 6Ag + + 3H 2 O → H 3 AsO 3 + Ag↓ + 6H +
Условия проведения опыта. 1. Реакцию можно проводить в кислой среде с цинком и в щелочной среде с алюминием. 2. Применяемые реактивы должны быть химически чистыми. 3. Открытию мышьяка этой реакцией мешают ионы Sb 3+ . 4. При необходимости определить ионы мышьяка в присутствии ионов сурьмы следует реакцию вести в щелочном растворе в присутствии алюминия.
Кальций. Это один из пяти элементов (О, С, Н, N. Са), наиболее распространенных в организме человека (1,5 %). Основная масса имеющегося в организме кальция находится в костях и зубах. В состав плотного матрикса кости входит термодинамически и кинетически устойчивая при рН 7,40 форма фосфата кальция - гидроксофосфат кальция Са 5 (Р0 4 ) 3 ОН.
Фракция внекостного кальция, хотя она составляет всего 1 % его общего содержания в организме , очень важна из-за ее воздействия на свертываемость крови, нервно-мышечную возбудимость и сердечную мышцу.
Барий. Биогенная роль бария пока изучена мало. Все растворимые в воде и кислотах соли бария весьма ядовиты. Нерастворимый в воде и кислотах сульфат бария хорошо пглощает рентгеновские лучи, поэтому его применяют с целью исследования желудочно-кишечного тракта человека.
Стронций. В организме животных и человека стронций в больших количествах накапливается в костной ткани и влияет на процесс костеобразования. Избыток его вызывает ломкость костей - «стронциевый рахит». Причиной является замена кальция костного вещества стронцием.
Извлечь стронций из костей практически невозможно. Повышение радиоактивного фона биосферы может вызвать появление в атмосфере продукта деления тяжелых элементов 90 Sr . Оседая в костях, последний облучает костный мозг и нарушает костномозговое кроветворение.
Алюминий . Содержание алюминия в организме человека невелико, поэтому он относится к микроэлементам. Участвует в построении эпителиальной, соединительной и костной тканей. Ионы А l 3+ активируют некоторые пищеварительные ферменты (пепсин, панкреатическую липазу).
Цинк. Обнаружен во всех органах и тканях человека и в ы сших животных. Наиболее богаты цинком печень, поджелудочная и половые железы, гипофиз и надпочечники. Физиологическая функция цинка осуществляется благодаря связи его с ферментами. Высокое содержание цинка в эритроцитах объясняется тем, что большая часть его входит в состав угольной ангидразы (карбоангидразы), участвующей в газообмене и тканевом дыхании.
Цинк активирует биосинтез витаминов С и В. Установлено стимулирующее влияние Zn 2+ на фагоцитарную активность лейкоцитов. Многие соединения цинка используются как вяжущие, антисептические средства для наружного применения.
Хром . Входит в состав растительных и животных организмов . Биологическая активность хрома объясняется главным образом способностью ионов Сг 3+ образовывать комплексные соединения. Например , ионы Сг 3+ участвуют в стабилизации структуры нуклеиновых кислот.
Недостаток С r 3 + в организме приводит к возникновению резистентности к инсулину. Одним из последствий этого является резкое повышение концентрации глюкозы в крови -гипергликемия . Риск недостаточности С r 3+ возрастает в старости, во время беременности и при недостаточном питании.
Соединения хрома со степенью окисления +6 (в живых организмах не образуются) являются сильными канцерогенами, способными легко проникать через биологические мембраны и вызывать повреждения клеточных структур. Соединения хрома ядовиты и в медицине не применяются.
Закрепление . 1. Какие катионы 3 группы дают пирохимическую реакцию? 2. Назовите групповой реактив катионов 3 группы. 3. Чем третья группа катионов отличается от четвертой? 4. Почему при действии группового реактива можно потерять кальций? 5. Перечислите фармакопейные методы качественного анализа катиона кальция. 6. Перечислите фармакопейные методы качественного анализа катиона цинка. 7. Перечислите фармакопейные методы качественного анализа катиона алюминия. 8. Каков характер осадков катионов 4 группы при действии группового реактива?
Вопросы для самоподготовки: 1. Частные реакции катиона кальция 2. Частные реакции катиона стронция 3. Частные реакции катиона бария 4. Частные реакции катиона хрома 5. Частные реакции катиона алюминия 6. Частные реакции катиона цинка 7. Действие группового реактива третей и четвертой аналитических групп.
Литература: Барковский Е.В. Аналитическая химия: Учеб. Пособ . - Мн.: Высш.шк.,2004. Харитонов Ю. Я. Аналитическая химия (аналитика) В 2 кн. – М.: Высшая школа ., 2010 г.
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Цель занятия: Изучить качественные реакции катионов 5 и 6 аналитических групп. Задачи : -проверить знания по качественному анализу. -закрепить знания о методах качественного анализа. -сформировать знания студентов о качественных реакциях катионов 5 и 6 аналитических групп.
Студент должен знать: групповые и частные реакции катионов 5 и 6 аналитических групп. Студент должен уметь: Определять качественными реакциями катионы 5 и 6 аналитических групп.
Фронтальный опрос . 1. Частные реакции катиона Ba 2+ 2. Частные реакции катиона Sr 2+ 3. Частные реакции катиона Ca 2+ 4. Действие группового реактива третьей аналитической группы 5. Действие группового реактива четвертой аналитической группы 6. Частные реакции катиона Al 3+ 7. Частные реакции катиона Cr 3+ 8. Частные реакции катиона Zn 2+ 9. Частные реакции катиона Sn 2+ 10.Частные реакции катиона Sn +4 11. Частные реакции катиона As 3+ и As +5
План: 1. Катионы 5аналитической группы. 2. Катионы 6 аналитической группы. 3. Применение катионов 5 и 6 аналитических групп в медицине.
1.Катионы 5 аналитической группы. Катионы пятой аналитической группы (группа гидроксидов натрия или калия, не растворяющихся в избытке реагента). К пятой аналитической группе относятся катионы Fe 2+, Fe 3+ , Mn 2+ , Mg 2+ и Bi 3+ , Sb +3 , Sb +5 . В атомах марганца и железа, происходит достройка третьего электронного слоя от 8 до 18 электронов, сурьма и висмут имеют либо законченные 18-электронные внешние слои, либо оболочки, содержащие 18+2 электронов в двух наружных слоях.
За исключением висмута и магния, имеют переменную степень окисления и обладают тенденцией к комплексообразованию . Гидроксиды катионов пятой группы, кроме сурьмы (III), не обладают амфотерностью и не образуют растворимых аминокомплесов . Они количественно осаждаются избытком гидроксидов NaOH или КОН, которые являются групповым реагентом.
Осадок гидроксида железа (11) имеет белый цвет, при стоянии переходящий в бледно-зеленый, осадок гидроксида железа(111)- красно-бурый, осадки гидроксидов марганца, висмута, магния, сурьмы имеют белый цвет.
Частные реакции катиона Fe 2+ Растворы солей железа (II) окрашены в бледно-зеленый цвет, разбавленные растворы бесцветны . Гексациано - (III) феррат калия Кз [ Fe (С N ) 6 ] дает с катионом Fe 2+ синий осадок турнбулевой сини гексациано - (Ш) феррата железа (II ): 2 [ Fe ( CN ) 6 ] 3- + З F е 2+ → Fe 3 [ Fe ( CN ) 6 ] 2 ↓ Осадок не растворяется в кислотах. Реакция ГФ
Условия проведения опыта. 1. P eакция дает хорошие результаты при рН 3. 2. Свободные гидроксиды NaOH , КОН вызывают разложение турнбулевой сини. 3. Катионы Fe 3+ и другие катионы пятой группы не мешают проведению реакции.
2. Диметилглиоксим (реактив Чугаева) образует с катионом Fe 2+ внутрикомплексную соль карминово-красного цвета состава: [ Fe (С 4 Н 7 N 2 O 2 ) 2 ]+ NH з. Условия проведения опыта. 1. P eакция проводится при рН 9 (в аммиачной среде). 2. Обнаружению катионов Fe 2+ мешают катионы Mn 2+ , Ni 2+ . Реакция ГФ 3. Действие окислителей. Ионы Fe 2+ сильные восстановители и способны окисляться под действием окислителей ( H 2 O 2 ; KMnO 4 ; K 2 Cr 2 O 7 ).
Например, при взаимодействии с раствором перманганатом калия в кислой среде Fe 2+ обесцвечивают раствор первого: 10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5Fe 2 (SO 4 ) 3 + 8H 2 O В щелочной среде ионы Fe 2+ окисляются действием пероксида водорода: 2FeSO 4 + H 2 O 2 + 4KOH = 2K 2 SO 4 + 2Fe(OH) 3 ↓
Частные реакции катиона Fe 3+ . Растворы солей, содержащих катион Fe 3+ , имеют желтую или красно-бурую окраску. 1. Гексациано - (II) феррат калия К 4 [ Fe ( CN ) 6 ] образует с катионом Fe 3+ темно-синий осадок берлинской лазури гексациано -(II) феррата железа Fe 4 [ Fe (С N ) 6 ]з-. P eакцию лучше вести в слабокислых раств o рах . P eакцию можно проводить капельным методом на фильтровальной бумаге или на предметном стекле (или фарфоровой пластинке). Катионы Fe 2+ и др. не мешают открытию катионов Fe 3+ .
Условия проведения опыта. 1.Рeакция проводится при рН< 3. 2. Свободные щелочи разлагают берлинскую лазурь. 3 . Избыток К 4 [ Fe ( CN ) 6 ] нежелателен, так как может вызвать образование растворимой формы берлинской лазури.
2. Роданид аммония NH 4 SCN образует с катионом Fe 3+ роданид железа кроваво-красного цвета. Наличие ионов Fe 2+ не мешает реакции: Fe 3+ +3 SCN - ⇄ Fe ( SCN ) 3 Условия проведения опыта. 1. P eакция проводится при рН < 3. 2. Для полноты протекания реакции необходимо использовать концентрированные растворы NH 4 SCN или KSCN . Реакция ГФ
3. Сульфид аммония ( NH 4 ) 2 S дает с солями Fe 3+ черный осадок сульфида железа ( III ): 2 FeCl 3 + 3( NH 4 ) 2 S = Fe 2 S 3 ↓ + 6 NH 4 Cl При действии на осадок раствором серной или хлороводородной кислот ион Fe 3+ восстанавливается Fe 2+ выделяющимся сероводородом и образуется сера в виде желтого осадка: Fe 2 S 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 S 2FeCl 3 + H 2 S = 2HCl + S↓ + 2FeCl 2
4. Иодид калия или натрия окисляется солями железа ( III ) в кислой среде до свободного йода : 2 FeCl 3 + 2 KI = 2 FeCl 2 + 2 KCl + I 2 Реакцию проводят на фильтрованной бумаге. Выделяющийся йод дает с крахмалом темно-синее пятно.
Частные реакции катиона M n 2+ 1. Окисление катиона Mn 2+ в анион MnО 4 - оксидом свинца. Эта реакция имеет очень большое значение для обнаружения катиона Mn 2+ , так как позволяет открывать его в присутствии катионов всех аналитических групп. 2Mn ( N Оз ) 2 + 5Р b О 2 + 6Н N Оз → 2 HMnO 4 + 5Рb (NO 3 ) 2 + 2 H 2 O 2Mn 2+ + 5Р bO 2 + 4H + → Mn O 4 - + ЗРb 2+ + 2 H 2 O При нагревании реакционная смесь преобретает малиновый цвет.
Условия проведения опыта. 1. P eакция должна проводиться при рН < 2. 2. Хлорид марганца брать нельзя. 3. Анионы-восстановители мешают открытию ионов Mn 2+ в виде MnO 4 - , поэтому их следует предварительно удалить. 4. Умеренное нагревание способствует проведению реакции .
Частные реакции катиона Bi 3+ 1. Гидролиз — одна из характерных реакций на висмут. При разбавлении раствора висмута водой выпадает белый осадок основной соли хлорида висмута: BiClз + 2 H 2 O → Bi (ОН)з Cl↓ + 2НCl Образовавшаяся основная соль неустойчива, выделяет молекулу воды, образуя новую основную соль — хлорид висмутила : Bi → BiOCI ↓ + Н 2 О
Условия проведения опыта. 1. P eакцию гидролиза лучше проводить с хлоридом висмута BiClз , так как хлорид висмутила В i ОCl менее растворим, чем нитрат висмутила В iONO 3 . 2. Если используется нитрат висмута Bi ( NO 3 ) 3, то необходимо к раствору доб a вить 2—3 капли хлорида аммония N Н 4 Cl . 3. Соли сурьмы мешают проведению реакции. 4. Хлорид висмутила BiOCI не растворяется в винной кислоте в отличие от хлорида стибила SbOCI ).
2. Восстановление катионов Bi 3+ до металлического висмута хлоридом олова в щелочной среде. Образуется черный бархатистый осадок металлического висмута. SnCl 2 4+ 2 NaOH → 2 NaCl + Sn (ОН) 2 ↓ или H 2 SnO 2 Sn 2+ +2 O H - → Sn (ОН) 2 ↓ H 2 SnO 2 + - 2NaOH → Na 2 SnO 2 + 2Н 2 О H 2 SnO 2 + 2 OH - → SnO 2 2- + 2Н 2 О Bi ( N Оз )з + 3 NaOH → Bi (ОН)з ↓+ 3 NaNO 3 Bi 3+ +ЗОН - → В i (ОН) з ↓ 2 Bi ( OH ) 3 + 3 Na 2 SnO 2 → 2Bi↓ + З Na 2 Sn Оз + ЗН 2 О 2 Bi (ОН)з + 3 SnO 2 2- → 3 SnO 3 2- + 2В i ↓ + ЗН 2 O
Условия проведения опыта. 1. Для проведения реакции берется свежеприготовленный раствор хлорида олова (II) SnCl 2 . 2. Не следует брать большого избытка щелочи. 3. Проведению реакции мешают катионы Ag + , Hg 2+ и др.
Частные реакции катиона Mg 2+ 1. Гидрофосфат натрия Na 2 HPO 4 дает с катионом Mg 2+ в присутствии гидроксида и хлорида аммония N Н 4 ОН и NH 4 C1 белый кристаллический осадок фосфата магния-аммония MgNH 4 P 4 MgSO 4 + Na 2 HPO 4 + NH 4 OH →MgNH 4 PO 4 ↓ + Na 2 SO 4 + H 2 O Mg 2+ + HPO 4 2- + NH 4 OH → MgNH 4 PO 4 + H 2 O Реакция ГФ Хлорид аммония добавляют, чтобы не выпал аморфный осадок гидроксида магния Mg ( OH ) 2 .
Условия проведения опыта. 1. P eакция проводится в аммиачной среде при рН 8. 2. Избыток катионов NH 4 + мешает выпадению осадка MgNH 4 PO 4 . 3. Не следует брать избыток хлороводородной кислоты. 4. Катионы всех аналитических групп, кроме первой, могут мешать проведению реакции. Реакция ГФ. 2. Микрокристаллоскопическая реакция проводится с теми же реагентами как в реакции 1. Образуются кристаллы характерной призматической формы.
Частные реакции иона Sb 3+ 1. Гидролиз. При действии воды на соли сурьмы они подвергаются гидролизу в большей степени, чем соли висмута: S bClз + Н 2 О ⇄ SbOCI ↓ + 2НCl В результате выпадает белый осадок хлорида стибила или хлорида анти- монила .
Условия проведения опыта. 1. рН среды должен быть не меньше 3—4 . В избытке кислоты осадок может не выделиться. 2. Нагревание способствует выпадению осадка. 3. Наличие винной кислоты в растворе препятствует выпадению осадка (в отличие от соединений висмута).
2. Тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3 даёт с катионом Sb 3+ при нагревании красный осадок сероокиси сурьмы ( III ) Sb 2 OS 2 : 2SbCl з + 2Na 2 S 2 O 3 - ЗН 2 О → Sb 2 OS 2 ↓ + 2H 2 SO4 + 4NaCl + 2 Н Cl 2Sb з + + 2SO + ЗН 2 О → Sb 2 OS 2 ↓+ 2S -2 + 6H + При наличии ионов Bi 2+ выпадает черный осадок, который будет маскировать окраску сероокиси сурьмы.
Условия проведения опыта. 1. Избыток серной кислоты разлагает реактив с образованием оксида серы (IV) SO 2 и серы. 2. Наличие катионов Cu 2+ , Hg 2+ и др., образующих труднорастворимые сульфиды, мешает проведению реакции.
3. Восстановление иона Sb 3+ до металлической сурьмы. Восстановить катионы Sb 3+ до металлической сурьмы можно металлами, стоящими в ряду напряжения левее сурьмы. На хорошо очищенную наждачной бумагой цинковую, алюминиевую или железную пластинку наносят каплю подкисленного хлороводородной кислотой анализируемого раствора. После некоторого времени поверхность пластины под каплей становится черной ( выделение металлической сурьмы): 3 Zn + 2 S bClз → 2 Sb ↓ + 3 ZnCl 2
Условия проведения опыта. 1. Раствор , содержащий ионы Sb 3+ , должен иметь кислую реакцию при рН 1—2. 2. Испытуемый раствор не должен содержать сильных окислителей. 3. Почернение пластины происходит через 2—3 мин.
Частные реакции Sb +5 1. Гидролиз . При разбавлении растворов солей сурьмы водой образуется белый осадок (основная соль сурьмы), растворимый в избытке хлороводородной кислоты : [ SbCl 6 ] - + 2Н 2 O → SbO 2 Cl + 5Cl - + 4 H
2. Металлы — цинк, олово, магний, железо — действуют на Sb +5 так же, как и на Sb +3 . 3. Метиловый фиолетовый в солянокислых средах дает с Sb +5 фиолетовое окрашивание. Условия проведения опыта. 1. Для окисления иона Sb (III) добавляют раствор нитрита натрия NaNO 2 (лучше брать кристаллический нитрит натрия). 2. Для удаления избытка иона NO 2 добавляется насыщенный раствор мочевины . 3. Необходимо проведение контрольного опыта.
2.Катионы шестой аналитической группы (группа гидроксида аммония, растворяющаяся в избытке реагента). К шестой аналитической группе относятся катионы Cu 2+ , Hg 2+ , Cd 2+ , Co 2+ , Ni 2+ . Хотя элементы их расположены в разных группах периодической системы Д. И. Менделеева – медь в первой, кадмий и ртуть во второй, кобальт и никель в восьмой, все эти катионы характеризуются способностью к комплексообразованию . Их гидроксиды растворяются в избытке аммиака с образованием аминокомплексов различного состава.
Групповым реагентом на катионы шестой группы является NH 4 OH – гидроксид аммония в избытке. Растворы солей меди, кобальта и никеля окрашены, кадмия и ртути ( II ) бесцветны. Гидроксиды KOH и NaOH с растворами, содержащими катионы Cu 2+ , Cd 2+ , Ni 2+ , дают аморфные осадки гидроксидов, с катионами Hg 2+ - оксиды, с катионами Co 2+ - основные соли:
CuSO 4 + 2KOH → Cu(OH) 2 ↓ +K 2 SO 4 Cu 2+ + 2OH - → Cu(OH) 2 ↓ CdCl 2 + 2KOH → Cd(OH) 2 ↓ + 2KCL Cd 2+ + 2OH - → Cd(OH) 2 ↓ NiCl 2 +2KOH → Ni(OH) 2 ↓ + 2KCL Ni 2+ + 2OH - → Ni(OH) 2 ↓ HgCl 2 + 2KOH → HgO ↓ + 2KCl + H 2 O Hg 2+ + 2OH - → HgO ↓ + H 2 o CoCl 2 + KOH → CoOHCl ↓ + KCl Co 2+ + OH - + Cl - → CoOHCl ↓
Все эти осадки растворимы в кислотах ( HCl , HNO 3 и H 2 SO 4 ) в избытке аммиака, кроме соединений ртути ( II ), которые растворяются в 25% растворе аммиака лишь при добавлении солей аммония. Раствор аммиака (не в избытке) взаимодействует с катионами шестой группы с образованием разных соединений :
2CuSO 4 + 2NH 4 OH → ( CuOH ) 2 SO 4 ↓ + (NH 4 ) 2 SO 4 2Cu 2+ + SO + 2NH 4 OH → ( CuOH ) 2 SO 4 ↓ + 2NH CdCl 2 + 2NH 4 OH → CD(OH) 4 ↓ + 2NH 4 Cl Cd 2+ + 2OH - → Cd(OH) 2 ↓ HgCl 2 + 2NH 4 OH → [NH 2 Hg]Cl↓ + NH 4 Cl + 2 H 2 O HgCl 2 + 2NH 4 OH → [NH 2 Hg]Cl↓ + NH 4 Cl + 2H 2 O HgCl 2 + 2NH 4 OH → [NH 2 Hg]Cl↓ + NH + Cl - + 2H 2 O NiCl 2 + NH 4 OH → NiOHCl ↓ + NH 4 Cl CoCl 2 + NH 4 OH → CoOHCl ↓+ NH 4 Cl
Концентрированный раствор аммиака в избытке даёт растворимые комплексные соли: CuSO 4 +4NH 4 OH → [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 + 4 H 2 O Cu 2+ + 4NH 4 OH → [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ + 4H 2 O HgCl 2 + 4NH 4 OH → [Hg(NH 3 ) 4 ]Cl 2 + 4H 2 O Hg 2+ + 4NH 4 OH → [Hg(NH 2 ) 4 ] 2+ 4H 2 O CdCl 2 + 4NH 4 OH → [Cd(NH 3 ) 4 ]Cl 2 + 4H 2 O Cd 2+ + 4NH 4 OH → [Cd(NH 3 ) 4 2+ + 4H 2 O NiCl 2 + 6NH 4 OH → [Ni(NH 3 ) 6 ]Cl 2 + 6H 2 O Ni 2+ + 6NH 4 OH → [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ + 6H 2 O CoCl 2 + + 6NH 4 OH → [Co(NH 3 ) 6 ] 2+ 6H 2 O Co 2+ + 6 NH 4 OH → [ Co ( NH 3 ) 6 ] 2+ 6 H 2 O
Образование аммиаката ртути (II) и кобальта происходит при нагревании и добавлении к смеси солей хлорида аммония NH 4 Cl ( избыток катиона NH 4 + сдвигает реакцию вправо). Растворы аммиакатов довольно устойчивы, за исключением аммиаката кобальта, который постепенно (под влиянием кислорода воздуха) переходит в аммиакат кобальта ( III ), имеющий вишнёво-красный цвет. В присутствии окислителей реакция протекает мгновенно .
Сероводород из нейтральных растворов осаждает все катионы шестой аналитической группы в виде сульфидов. Сульфиды меди ( II ), ртути ( II ), никеля и кобальта чёрного цвета, сульфид кадмия жёлтого цвета.
Сульфид кобальта и сульфид никеля в кислых растворах в осадок не выпадают. Сульфид кадмия выпадает в осадок только в слабокислой (лучше уксуснокислой) среде, а сульфид меди ( II ) только в присутствии хлороводородной и серной кислот, но растворяется при нагревании в разбавленной азотной кислоте. Сульфид ртути ( II ) не растворяется в разбавленный кислотах, но растворяется при нагревании в концентрированной азотной кислоте и царской водке.
Частные реакции катиона С u 2+ 1. Водный раствор аммиака , взятый в некотором избытке, дает аммиакат меди, имеющий сине-фиолетовую окраску : CuSO 4 + 4NH 4 OH → [Cu(NH 3 ) 4 ] SO 4 + 4H 2 O Эту реакцию удобно использовать для открытия катиона Cu 2+ в присутствии катионов всех групп. Реакция ГФ.
2 . Тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3 , прибавленный к подкисленному раствору соли меди, обесцвечивает раствор, так как образуется комплексная соль. При нагревании полученного раствора образуется темно-бурый осадок сульфида меди Cu 2 S . Реакция катиона Cu 2+ может протекать с тиосульфатом натрия с образованием различных продуктов в зависимости от количества реагента. При избытке :
2CuSO 4 + 2Na 2 S 2 O 3 → Na 2 SO 4 + Na 2 SO 6 + Cu 2 SO 4 Cu 2 SO 4 + Na 2 S 2O 3 → Na 2 SO 4 + Cu 2 S 2 O 3 Cu 2 S 2 O 3 + Na 2 S 2 O 3 → Na 2 [Cu 2 (S 2 O 3 ) 2 ] Na 2 [Cu 2 (S 2 O 3 ) 2 ] + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + H 2 [Cu 2 (S 2 O 3 ) 2 ] H 2 [Cu2 (S 2 O 3 ) 2 ] + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + SO 2 ↑ + S + Cu 2 S 2CuSO 4 + 4Na 2 S 2 O 3 → 3Na 2 S О 4 + Na 2 S 4 O 6 + S↓ + Cu 2 S ↓ + SO 2 ↑ темно-бурый При эквивалентных соотношениях и недостатке реагента образуется черный осадок: CuSO 4 + Na 2 S 2 O 3 →CuS 2 Оз + Na 2 SO 4 CuS 2 O 3 + Н 2 О → CuS ↓ + H 2 SO 4
3. Металлический алюминий, железо и цинк восстанавливают катион Cu 2+ ' до свободного металла, имеющего вид красной губчатой массы: Cu 2+ + Zn → Cu + Zn 2+ Условия проведения опыта. 1. Реакцию следует проводить в кислой среде (рН 1—2). 2. В присутствии азотной кислоты осаждение меди не происходит. Реакция ГФ.
4. Гексацианоферрат ( II ) калия выделяет из растворов солей Cu 2+ красно-бурый осадок феррата меди: 2CuSO 4 +K 4 [Fe(CN) 6 ] = Cu 2 [Fe(CN) 6 ]↓ + 2K 2 SO 4 Осадок не растворим в разбавленных кислотах, но растворим в NH 4 OH .
5. Йодид калия образует белый осадок йодида меди ( I ): 2 CuSO 4 + 4 KI = CuI ↓ + I 2 + 2 K 2 SO 4 6. Сульфид натрия осаждает из водных растворов ионы меди в виде черного осадка сульфида меди: Cu 2+ + S 2- = CuS ↓ 7. Окрашивание пламени. Бесцветное пламя газовой горелки соли меди ( II ) окрашено в зеленый цвет. Реакция ГФ.
Частные реакции катиона Hg 2+ (Соли ртути ядовиты!) 1 . Сероводород и тиосульфат натрия Na 2 S 2 0 3 или сульфид натрия в кислой среде с солями ртути (II) при нагревании дают черный осадок сульфида ртути (II) HgS , нерастворимый в разбавленной азотной кислоте: HgCl 2 + H 2 S → HgS ↓ + 2НС l Реакция ГФ.
2. Иодид калия образует с катионом Hg 2+ красный осадок иодида ртути Hgl 2 , растворимый в избытке реагента: Hg ( NO з) 2 + 2 KI → Hgl 2 ↓ + 2 KNO 3 , Hg 2+ + 2 I - → Hgl 2 ↓ HgI 2 + 2KI → K 2 [HgI 4 ], Hgl 2 + 2I 2- → 2K + → K 2 [Hgl 4 Этими реакциями можно определить катион Hg 2+ в присутствии катионов всех аналитических групп, кроме катионов Ag + и Р b 2+ , которые предварительно удаляют из анализируемого раствора, добавляя смесь растворов хлорида калия и сульфата калия.
Условия проведения опыта. 1. Реакция протекает при рН < 6. 2. Избыток иодида калия KI приводит к растворению осадка. 3. Катионы Ag + и Р b 2+ и др., образующие с KI осадки, мешают проведению реакции, поэтому их предварительно необходимо удалить. Реакция ГФ.
3. Восстановление катиона Hg 2+ до свободной ртути можно проводить металлической медью. На поверхности медной пластинки появляется черное пятно металлической ртути. Условия проведения опыта. 1. Выполнению этой реакции мешают ионы Ag + , Bi 3+ , [ Hg ] 2+ и Sb +3 . 2. При наличии в испытуемом растворе Sb +3 и Bi 3+ реакция может протекать в присутствии анилина.
4. Гидроксиды щелочных металлов осаждают из водных растворов солей ртути ( II ) желтый осадок HgO : Hg 2+ + 2 OH - = Hg ( OH ) 2 ↓ Hg ( OH ) 2 ↓ = HgO ↓ + H 2 O 5. Хлорид олова ( II ) SnCl 2 . При обработке солей ртути ( II ) раствором хлорида олова ( II ) сначала образуется белый осадок каломели Hg 2 Cl 2 : 2 HgCl 2 + SnCl 2 = Hg 2 Cl 2 ↓ + SnCl 4 При избытке хлорида олова ( II ) белый осадок становится серым, т.к. образуется металлическая ртуть: Hg 2 Cl 2 + SnCl 2 = 2 Hg ↓ + SnCl 4
Частные реакции катиона Cd 2+ 1. Сероводород или сульфид натрия в уксуснокислой среде с катионом Cd 2+ дает желтый осадок сульфида кадмия: H 2 S – CdCl 2 → 2HC1 + CdS S 2- + Cd 2+ → CdS ↓ Открытию катиона Cd 2+ мешают другие катионы шестой группы. Условия проведения опыта. 1. Реакцию образования сульфида кадмия проводят в уксуснокислой среде. 2. Окислители мешают осуществлению реакции. Реакция ГФ.
2. Тиомочевина образует с солями кадмия легкорастворимые комплексные соли: CdCl 2 + 4CS(NH 2 ) 2 → [Cd(CSN 2 )H 4 ]Cl 2 Комплексные соли кадмия легко разлагаются сероводородом даже при избытке тиомочевины . В присутствии катиона Cd 2+ выпадает желто-оранжевый осадок. Эта реакция позволяет открывать ионы Cd 2+ в присутствии ионов Cu 2+ , которые дают прочный тиомочевинный комплекс.
3. Едкие щелочи образуют с ионами кадмия ( II ) белый осадок гидроксида калия: Cd 2+ + 2 OH - = Cd ( OH ) 2 ↓ Осадок не растворяется в избытке щелочей, но растворяется в кислотах и аммиаке.
Частные реакции катиона Co 2+ Катион Со 2+ имеет в водных растворах розово-фиолетовую окраску. I. Роданид аммония (или калия) NH 4 SCN ( KSCN ) образует с катионом Со 2+ комплексную соль: CoCI 2 + 4NH 4 SCN ⇄ (NH 4 ) 2 [Co(SCN) 4 ] 2NH 4 Cl Со 2+ + 4 SCN - ⇄ [Со ( SCN ) 4 ] 2-
Тетрародано -(П) кобальт аммония ( NH 4 ) 2 [ Co ( SCN ) 4 ] имеет красивую сине-голубую окраску; ион [ Co ( SCN ) 4 ] 2- неустойчив и легко распадается в водных растворах. Но если к раствору прибавить амиловый спирт (или смесь его с эфиром) и взболтать, то это комплексное соединение переходит в смесь растворителей (оно более растворимо в них, чем в воде) и окрашивает спиртовой слой в синий цвет.
При проведении данной реакции необходимо иметь в виду, что для уменьшения ионизации комплекса [ Co ( SCN ) 4 ] 2- следует ввести избыток ионов SCN - : [Со ( SCN ) 4 ] 2- ⇄ Со 2+ + 4 SCN - Реакция ГФ.
Частные реакции катиона Ni 2+ В водных растворах соли никеля имеют зеленую окраску. 1.Диметилглиоксим (реактив Чугаева) в аммиачной среде дает с катионом Ni 2+ осадок внутри комплексной соли: NiSO 4 + 6NH 4 OH → [Ni (N Нз ) 6 ] SO 4 + 6 Н 2 О [Ni(NH 3 ) 6 ]SO 4 + 2C 4 H 8 N 2 O 2 + 4H 2 O → → Ni (C 4 H 7 N 2 O 2 ) 2 ↓ + (NH 4 ) 2 SO 4 + 4NH 2 OH NiSO 4 + 2NH 4 OH + 2C 4 H 8 N 2 N 2 O 2 → → Ni ( C 4 H 7 N 2 O 2 ) 2 ↓ + ( NH 4 ) 2 SO 4 + 2 H 2 O Если присутствует катион Ni 2+ , то раствор окрашивается в интенсивный розовый цвет, а затем образуется красный осадок.
Условия проведения опыта. 1. Реакция протекает при рН 6—9 (аммиачная среда). 2. При наличии Fe 2+ его предварительно окисляют пероксидом водорода до Fe 3+ 3. Ионы Cu 2+ и Со 2+ мешают проведению определения и должны быть удалены, так как они образуют с диметилглиоксимом окрашенные соединения. Реакция ГФ.
3.Применение катионов 5 и 6 аналитических групп в медицине. Железо . Среди биоэлементов, важных для жизнедеятельности всех живых существ, железо, по-видимому, играет доминирующую роль, так как оно является активатором многих каталитических процессов в организме и участвует в транспортировке газов кровью .
В организме взрослого человека содержится около 3,5 г железа. Основная его масса сконцентрирована в дыхательном пигменте эритроцитов - гемоглобине. Гемоглобин - сложный белок, молекула которого состоит из двух частей: белковой (глобин) и железосодержащей ( гем ).
Гем - комплекс железа с порфирином (замкнутым циклом из четырех пиррольных колец). В составе молекулы гемоглобина содержится четыре гема , и в каждом - по атому железа. И хотя на долю этих атомов приходится всего 0,35 % массы молекулы гемоглобина, именно железо придает ей уникальное свойство - способность захватывать молекулярный кислород и отдавать его там, где он нужен.
Значительная часть железа содержится в мышечном белке - миоглобине, структурном «родственнике» гемоглобина, который также способен обратимо связывать молекулярный кислород. При недостатке железа в организме человека (или большой потере его) развивается железодефицитная анемия.
Для лечения железодефицитных анемий применяются следующие препараты железа: - Аскорбинат железа ( II ) - драже « Ферроплекс » - ( сульфат железа ( II ) с аскорбиновой кислотой); - « Гемостимулин » - « Гематоген » - сироп алоэ с железом.
Марганец. Незначительное содержание марганца в организме позволяет отнести его к микроэлементам. Биогенная функция ионов М n 2+ состоит в регуляции активности ферментов.
Кроме этой функции, ионы М n 2+ обладают широким спектром биологических эффектов: оказывают влияние на кроветворение, минеральный обмен, рост, размножение и т.д. Кроме того, ионы М n 2+ стабилизируют структуру нуклеиновых кислот. В медицине используется перманганат калия КМ n 0 4 . Этот антисептик применяется в водных растворах для промывания ран, полоскания горла и т.д.
Магний. Всего в организме человека содержится около 40 г магния, из них более половины находится в костной ткани. Основная масса магния, находящегося вне костей, сосредоточена внутри клеток. Ионы М g 2+ являются вторыми по содержанию внутриклеточными катионами после ионов К + . Вследствие этого ионы М g 2+ играют важную роль в поддержании осмотического давления внутри клеток .
В организме человека и животных ионы М g 2+ являются одними из основных активаторов ферментативных процессов. Ионы магния, введенные подкожно или внутривенно , вызывают угнетение ЦНС и приводят к наркотическому состоянию, понижению кровяного давления и т.д.
В медицине применяются: 1. Оксид магния М g 0 (жженая магнезия), который является одним из основных представителей антацидных средств, используемых для уменьшения повышенной кислотности желудочного сока ; при введении в желудок нейтрализует соляную кислоту желудочного содержимого.
2. Гептагидрат сульфата магния М gS 0 4 • 7Н 2 0 (магнезия) при парентеральном применении оказывает успокаивающее действие на ЦНС . В зависимости от дозы может наблюдаться снотворный или наркотический эффект.
Медь. В организме взрослого человека содержится около 100 мг меди. Ионы меди по сравнению с ионами других металлов активнее реагируют с аминокислотами и белками, поэтому медь образует с биологически активными веществами наиболее устойчивые комплексы (так называемые клешневидные или хелатные )
Предполагают , что в ходе эволюции, когда природа создавала систему переноса кислорода, у нее был выбор между железом и медью. По-видимому , первоначально у большинства животных пигментом крови служил медьсодержащий белок - гемоцианин , но позднее преимущество получил гемоглобин .
Гемоцианины обнаруживаются только в плазме, в то время как гемоглобины расположены внутри красных кровяных клеток (эритроцитов), благодаря чему могут переносить гораздо большие количества кислорода .
Понятно, что высшие животные с их возросшей потребностью в кислороде должны были переключиться на гемоглобин, тогда как моллюски и членистоногие сохранили гемоцианин , вполне отвечающий их потребностям.
Главная функция меди у высших организмов - каталитическая. В настоящее время известен целый ряд медьсодержащих ферментов ( церулоплазмин , тирозиназа , цитохромоксидаза ). Из соединений меди в медицине находит применение сульфат меди CuS 0 4 • 5Н 2 0 как антисептическое и вяжущее средство для наружного применения (раствор для смазывания ожоговой поверхности кожи, глазные капли и т.д.).
Кадмий. Биологическая роль кадмия изучена крайне мало. Физиологическая роль кадмия в животном организме связана с его влиянием на активность некоторых ферментов и гормонов и зависит главным образом от связывания кадмием сульфгидрильных (- SH ) групп, входящих в состав белков, ферментов и других биологически активных веществ .
Соединения кадмия обладают высокой токсичностью. Наиболее распространенным в промышленности и важным, с точки зрения гигиены труда, является оксид кадмия С dO . В производстве он образуется при выплавке цинка. Применяется для изготовления щелочных аккумуляторов в получения сульфида кадмия (желтая краска).
В Японии широко распространено костное заболевание « итай-итай » - результат загрязнения кадмием воды на рисовых полях при обработке их фунгицидами. Болезнь выражается в сильной хрупкости костей. Ввиду высокой токсичности препараты кадмия в медицине не применяются.
Закрепление. Какие катионы 5 группы дают пирохимическую реакцию? Назовите групповой реактив катионов 5 группы. Чем пятая группа катионов отличается от четвертой? Какие катионы 6 группы дают пирохимическую реакцию? Перечислите фармакопейные методы качественного анализа катиона магния. Перечислите фармакопейные методы качественного анализа катионов железа. Перечислите фармакопейные методы качественного анализа катиона меди. Каков характер осадков катионов 6 группы при действии группового реактива?
Задание на дом. Тема: Катионы 5 и 6 аналитических групп Вопросы для самоподготовки: Частные реакции катиона Fe 2+ Частные реакции катиона Fe 3+ Частные реакции катиона Mn 2+ Частные реакции катиона Mg 2+ Частные реакции катиона Bi 3+ Частные реакции катиона Sb +3 Частные реакции катиона Sb +5 Частные реакции катиона Hg 2+ Частные реакции катиона Cd 2+ Частные реакции катиона Co 2+ Частные реакции катиона Ni 2+ Частные реакции катиона Cu 2+ Действие группового реактива 5 и 6 аналитических групп.
Литература: Барковский Е.В. Аналитическая химия: Учеб. Пособ . - Мн.: Высш.шк.,2004. Харитонов Ю. Я. Аналитическая химия (аналитика) В 2 кн. – М.: Высшая школа., 2010
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Цель занятия: изучить качественные реакции анионов 1,2,3 аналитических групп Задачи: - проверить знания по качественному анализу. - закрепить знания о методах качественного анализа. - изучить качественные реакции анионов 1,2,3 аналитических групп.
Студент должен знать: групповые и частные реакции анионов 1,2,3 аналитических групп. Студент должен уметь: Определять качественными реакциями анионы 1,2,3 аналитических групп .
Фронтальный опрос . 1. Частные реакции катиона Fe 2+ 2. Частные реакции катиона Fe 3+ 3. Частные реакции катиона Mn 2+ 4. Частные реакции катиона Mg 2+ 5. Частные реакции катиона Bi 3+ 6. Частные реакции катиона Sb +3 7. Частные реакции катиона Sb +5 8. Частные реакции катиона Hg 2+ 9. Частные реакции катиона Cd 2+ 10. Частные реакции катиона Co 2+ 11. Частные реакции катиона Ni 2+ 12. Частные реакции катиона Cu 2+ 13. Действие группового реактива 5 и 6 аналитических групп.
План: 1. Анионы 1аналитической группы. 2. Анионы 2 аналитической группы. 3. Анионы 3 аналитической группы . 4.Биологическая роль элементов, входящих в состав анионов.
1.Анионы первой аналитической группы. К первой аналитической группе анионов относятся сульфат-ион , сульфит-ион , карбонат-ион , фосфат-ион , силикат-ион , борат-ион B 4 O 7 2- , тиосульфат S 2 O 3 2- , хромат CrO 4 2- , оксалат C 2 O 4 2-
Эти анионы образуют с катионом Ba 2+ соли, мало растворимые в воде, но, за исключением сульфата бария, хорошо растворимые в разбавленных минеральных кислотах. Поэтому выделить анионы этой группы в виде осадка групповым реагентом – хлоридом бария BaCl 2 можно только в нейтральной или слабощелочной среде. Анионы первой группы образуют с катионами серебра Ag + соли, растворимые в разбавленной азотной кислоте, а сульфат серебра Ag 2 SO 4 растворим даже в воде.
Частные реакции сульфат-аниона SO 4 2- 1. Хлорид бария BaCl 2 образует с анионом SO 4 2- белый осадок BaSO 4 : BaCl 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2HCl Ba 2 + + SO 4 2- → BaSO 4
Условия проведения опыта. 1. Реакцию образования BaSO 4 можно проводить как в нейтральных, так и в кислых средах (рН≦7). Реакция ГФ. 2. Соли свинца ( II ) осаждают из растворов сульфатов белый осадок PbSO 4 : Pb ( NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 = PbSO 4 ↓ + 2 HNO 3 Осадок растворим при нагревании в щелочах и ацетате аммония. Реакция ГФ.
Частные реакции сульфит-аниона SO 3 2- 1. Йодная или бромная вода при взаимодействии с растворами сульфитов обесцвечивается: SO 3 2- + I 2 + H 2 O → SO 4 2- + 2 I - +2 H +
Условия проведения опыта. 1. Реакцию можно проводить как в нейтральных, так и в кислых средах. Она протекает полнее при рН < 7. 2. Ионы – восстановители и ионы – окислители мешают проведению реакции. Реакция ГФ.
2. Хлорид бария BaCl 2 образует с анионом SO 3 2- белый осадок сульфита бария BaSO 3 , растворимый в кислотах: BaCl 2 +Na 2 SO 3 →BaSO 3 ↓+2NaCl Ba 2+ + → BaSO 3 ↓
3.Разбавленная соляная кислота разлагает сульфит-ионы до оксида серы ( IV ). Для обнаружения оксида серы ( IV ) используется его способность обесцвечивать растворы йода или перманганата калия: 5SO 2 +2KMnO 4 +2H 2 O→2K 2 SO 4 +2M п SO 4 +H 2 SO 4 1. Раствор сульфита натрия должен быть достаточно концентрированным (10-15%) и свежеприготовленным. 2. Обнаружению сульфит-иона мешает наличие восстановителей.
4. Восстановление сульфит-иона до сероводорода. В присутствии металлического цинка происходит восстановление диоксида серы водородом. При этом выделяется сероводород, который узнаётся по запаху, по почернению бумаги, смоченной раствором ацетата свинца: Na 2 SO 3 +2HCl→2NaCl+H 2 O+SO 2 ↑ 3Zn+6HCl+SO 2 →2NaCl+H 2 O+H 2 S↑ H 2 S + Pb ( CH 3 COO ) 2 → PbS ↓+2 CH 3 COOH
Условия проведения опыта. 1. Реакция протекает при рН 4. 2. Испытуемый раствор не должен содержать других восстановителей. 3. Для проведения опыта может быть использован только химически чистый цинк.
Частные реакции карбонат-аниона . 1. Кислоты разлагают соли угольной кислоты с выделением оксида углерода ( IV ): Na 2 CO 3 +2HCl→2NaCl+H 2 CO 3 H 2 CO 3 →H 2 O+CO 2 ↑ Оксид углерода можно обнаружить известковой водой (насыщенный раствор Ca ( OH ) 2 ): Ca ( OH ) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓+ H 2 O
Известковая вода мутнеет вследствие образования карбоната кальция под действием углекислого газа. Следует иметь в виду, что помутнение скоро может исчезнуть вследствие образования кислой соли, растворимой в воде: CaCO 3 +CO 2 +H 2 O→Ca(HCO 3 ) 2
Условия проведения опыта. 1. Реакцию следует проводить при рН<7. 2. Известковая вода должна быть свежеприготовленной и прозрачной. 3. Анионы мешают проведению данной реакции. Реакция ГФ.
2. Хлорид бария BaCl 2 дает с ионом CO 3 2- белый осадок BaCO 3 : Na 2 CO 3 + BaCl 2 = BaCO 3 ↓ + 2NaCl CO 3 2- + Ba 2+ = → BaCO 3 ↓ Осадок легко растворяется в уксусной и минеральной кислотах.
3. Сульфат магния образует в растворах карбонатов белый осадок карбоната магния. Na 2 CO 3 + MgSO 4 = MgCO 3 ↓ + Na 2 SO 4 Осадок растворим в кислотах. Гидрокарбонаты образуют осадок с MgSO 4 только при кипячении. Реакция ГФ.
4. Фенолфталеин . Карбонаты щелочных металлов гидролизуются с образованием щелочной среды: CO 3 2- + HOH ↔ HCO 3 2- - + OH - При добавлении фенолфталеина в водный раствор появляется розовая окраска. Реакция ГФ.
Частные реакции фосфат-иона PO 4 3- Нитрат серебра AgNO 3 с анионами PO 4 3- даёт жёлтый осадок фосфата серебра Ag 3 PO 4 , растворимый в азотной кислоте: 3 AgNO 3 + Na 2 HPO 4 → AgPO 4 ↓+ HNO 3 +2 NaNO 3 3 Ag + + PO 4 3- → Ag 3 PO 4 ↓ Реакция ГФ.
Магнезиальная смесь ( смесь MgCl 2 , NH 4 OH и NH 4 Cl ) с анионами PO 4 3- образует белый кристаллический осадок Na 2 HPO 4 + NH 4 OH + Mg С1 2 → MgNH 4 PO 4 ↓+2 NaCl + H 2 О HPO + NH 4 OH + Mg 2+ → MgNH 4 PO 4 ↓+ H 2 O Условия проведения опыта. Избегать избытка хлорида аммония, который может вызвать образование комплексных ионов. Реакция ГФ.
3 . Хлорид бария BaCl 2 дает с фосфат-ионами белый осадок, растворимый в кислотах (кроме H 2 SO 4 ): BaCl 2 + Na 2 HPO 4 = BaHPO 4 ↓ + 2 NaCl
4. Молибдат аммония ( NH 4 ) 2 MoO 4 в азотнокислых растворах фосфатов при нагревании дает желтый осадок фосформолибдата аммония: HPO 4 + 12(NH 4 ) 2 MoO 4 + 23HNO 3 = (NH 4 ) 3 H 4 [P(Mo 2 O 7 ) 6 ]↓ + 21NH 4 NO 3 + 2NaNO 3 + 10H 2 O Осадок растворим в щелочах и аммиаке. Ионы SO 3 2- и S 2 O 3 2- восстанавливают Mo ( VI ) с образованием синего цвета и мешают проведению реакции. Реакция ГФ.
Частные реакции силикат-иона SiO 3 2- Разбавленные кислоты образуют с концентрированными растворами силикатов белый студенистый осадок (гель) кремниевой кислоты: 2 HCl + Na 2 SiO 3 → H 2 SiO 3 ↓+2 NaCl 2 H + + SiO 3 2- → H 2 SiO 3 ↓ Если осадок на холоде не образуется, то раствор необходимо нагреть.
Соли аммония при действии на анион SiO 3 2- выделяют из растворов силикатов кремниевую кислоту . Гидролиз усиливается в результате связывания образующихся ионов OH - ионами NH 4 + . Если осадок на холоде не появляется, то раствор нагревают: SiO 3 2- +2H 2 O⇄H 2 SiO 3 +2OH - 2OH - + 2NH 4 + ⇄2NH 4 OH SiO 3 2- +2 H 2 O +2 NH 4 + ⇄ H 2 SiO 3 ↓+2 NH 4 OH Условия проведения опыта. Реакция протекает при избытке хлорида аммония NH 4 Cl . Нагревание способствует процессу гидролиза и ускоряет выделение осадка.
Частные реакции тиосульфат-иона S 2 O 3 2- S 2 O 3 2- - анион тиосерной кислоты H 2 S 2 O 3 . Тиосерная кислота очень неустойчива и разлагается на сернистую кислоту и серу. Соли щелочных металлов этой кислоты устойчивы и являются сильными восстановителями. 1. Хлорид бария BaCl 2 образует с ионом S 2 O 3 2- белый осадок тиосульфата бария: Na 2 S 2 O 3 + BaCl 2 = BaS 2 O 3 ↓ + 2NaCl S 2 O 3 2- + Ba 2+ → BaS 2 O 3 ↓ Осадок растворим в кипящей воде и разбавленных минеральных кислотах, кроме серной.
2. Минеральные разбавленные кислоты вытесняют из тиосульфатов тиосерную кислоту, которая разлагается с образованием оксида серы ( IV ) и серы: Na 2 S 2 O 3 + 2HCl = H 2 S 2 O 3 + 2NaCl H 2 S 2 O 3 = S↓ + SO 2 ↑ + H 2 O Выделяющаяся сера вызывает помутнение раствора или выпадение желтого осадка. Реакция ГФ.
3. Нитрат серебра AgNO 3 дает в растворах солей тиосерной кислоты белый осадок Ag 2 S 2 O 3 , который постепенно буреет и чернеет вследствие образования Ag 2 S : Na 2 S 2 O 3 + 2AgNO 3 = Ag 2 S 2 O 3 ↓ + 2NaNO 3 Ag 2 S 2 O 3 + H 2 O = Ag 2 S + H 2 SO 4 Реакция ГФ.
Частные реакции борат-иона BO 3 - и тетраборат -иона B 4 O 7 2- (анионы борной и ортоборной кислот) 1. Хлорид бария BaCl 2 осаждает из концентрированного раствора солей борной кислоты белый осадок метабората бария: Na 2 B 4 O 7 + BaCl 2 + 3H 2 O = Ba(BO 2 ) 2 ↓ + 2H 3 BO 3 + 2NaCl Осадок метабората растворим в разбавленной уксусной, соляной и азотной кислотах.
2. Куркуминовая бумага (бумага, смоченная раствором красителя куркумина ), смоченная подкисленным раствором соли или борной кислоты, после высыхания окрашивается в красно-бурый цвет. При действии щелочи цвет переходит в сине-черный, грязно-зеленый или серо-черный (в зависимости от концентрации борат-иона). Реакция ГФ.
3. Окрашивание пламени. Этиловый спирт и концентрированная серная кислота с сухой борной кислотой или боратами образует борно-этиловый эфир, который окрашивает пламя в желтый цвет. Реакции мешают Ba 2+ , Cu 2+ , PO 4 3- Na 2 B 4 O 7 + H 2 SO 4 + 5 H 2 O = Na 2 SO 4 + 4 H 3 BO 3 H 3 BO 3 + 3 C 2 H 5 OH = ( C 2 H 5 O ) 3 B + 3 H 2 O Реакция ГФ.
Хилизарин в присутствии концентрированной H 2 SO 4 образует с боратами соединение синего цвета. Реакции мешают Fu 3+ , Cu 2+ , Ni 2+ , Cr 3+ , Sb 3+ , I - ОН О О ОН ОН + H 3 BO 3 = ОН ОН ОН ОН О О О О В
Частные реакции оксалат-иона C 2 O 4 2- Оксалат-ион – это анион щавелевой кислоты H 2 C 2 O 4 . 1. Хлорид бария BaCl 2 образует с C 2 O 4 2- белый творожистый осадок: ( NH 4 ) 2 C 2 O 4 + BaCl 2 = BaC 2 O 4 ↓ + 2 NH 4 Cl Осадок легко растворяется в HCl и HNO 3 , а при кипячении в CH 3 COOH .
2 . Хлорид кальция CaCl 2 дает с ионом C 2 О 4 2- белый мелкокристаллический осадок оксалата кальция: ( NH 4 ) 2 C 2 O 4 + CaCl 2 = CaC 2 O 4 ↓ + 2 NH 4 Cl Осадок не растворим в CH 3 COOH , но растворим в HCl и HNO 3 .
3. Перманганат калия KMnO 4 в присутствии H 2 SO 4 при слабом нагревании окисляет ионы C 2 O 4 2- до оксида углерода CO 2 , раствор обесцвечивается, т.к. восстанавливается Mn 2+ : 5(NH 4 ) 2 C 2 H 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5(NH 4 ) 2 SO 4 + 10CO 2 ↑ + 8H 2 O Реакция ГФ.
Частные реакции хромат-иона CrO 4 2- 1 . BaCl 2 с CrO 4 2- образует желтый осадок хромата бария: K 2 CrO 4 + BaCl 2 = BaCrO 4 ↓ + 2 KCl Осадок растворим в минеральных кислотах, но не растворим в CH 3 COOH . Дихромат-ионы Cr 2 O 7 2- образуют желтый осадок с BaCl 2 только в присутствии ацетата натрия.
2. Нитрат свинца Pb ( NO 3 ) 2 дает с хромат-ионами осадок желтого цвета: Pb ( NO 3 ) 2 + K 2 CrO 4 = PbCrO 4 + 2 KNO 3 Осадок растворяется в азотной кислоте и щелочах.
3. Нитрат серебра AgNO 3 c CrO 4 2- образует кирпично-красный осадок хромата серебра: 2 AgNO 3 + K 2 CrO 4 = Ag 2 CrO 4 ↓ + 2 HNO 3 Осадок растворим в HNO 3 и NH 4 OH , но не растворим в CH 3 COOH . Реакция ГФ.
4. H 2 O 2 в кислой среде окисляет дихромат-ион Cr 2 O 7 2- до надхромовой кислоты синего цвета. При добавлении диэтилового эфира и при встряхивании надхромовая кислота окрашивает эфирный слой в синий цвет. K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 O 2 + H 2 SO 4 = 2H 2 CrO 6 + K 2 SO 4 + 3H 2 O Реакция ГФ .
2. Анионы второй аналитической группы. Ко второй аналитической группе анионов относятся хлорид-ион Cl - , бромид-ион Br - , иодид-ион I - и сульфид-ион S 2- , роданид-ион SCN - Эти анионы образуют с катионом Ag + соли, нерастворимые в воде и разбавленной азотной кислоте. Групповым реагентом на анионы второй группы является нитрат серебра AgNO 3 в присутствии азотной кислоты HNO 3 . Хлорид бария BaCl 2 с анионами второй группы осадков не образует.
Частные реакции хлорид-иона Cl - 1. Нитрат серебра AgNO 3 образует с анионом Cl - белый творожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в воде и кислотах. Осадок растворяется в аммиаке, при этом образуется комплексная соль серебра [ Ag ( NH 3 )] 2 Cl . При действии азотной кислоты комплексный ион разрушается и хлорид серебра снова выпадает в осадок. Реакции протекают в такой последовательности: Cl - + Ag + → AgCl AgCl+2NH 4 OH→[Ag(NH 3 ) 2 ]Cl+2H 2 O [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl+2H + → AgCl ↓+2NH Реакции ГФ.
2. Оксид марганца М n О 2 или оксид свинца Р bO 2 окисляют ионы хлора до свободного хлора, который можно обнаружить по запаху и по посинению бумажки смоченной раствором иодида калия и крахмального клейстера: 2 C 1 - + М n О 2 +4Н + → С1 2 +М n 2 + +2 H 2 O Иодид- и бромид-ионы мешают проведению реакции.
Частные реакции бромид-иона Br - 1. Нитрат серебра AgNO 3 образует с бромид-ионом Br - желтоватый осадок бромида серебра AgBr , нерастворимый в азотной кислоте и плохо растворимый в аммиаке. AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 Реакция ГФ.
1. Хлорная вода или хлороформ при взаимодействии с бромид-ионами окисляет их до свободного брома. Cl 2 + KBr → KCl + Br 2 В присутствии которого бензол окрашивается в красновато-бурый цвет ( бензольное кольцо), а при избытке хлорной воды становится лимонно-желтым или желто-оранжевым вследствие образования хлорида брома BrCl 2 .
Условия проведения опыта. Реакция протекает при рН 5-7 Избыток хлорной воды может вызвать образование хлорида брома BrCl . Ионы-восстановители мешают проведению реакции, поэтому должны быть удалены или окислены. Вместо бензола могут использоваться хлороформ, четыреххлористый углерод, бензин и другие растворители. Реакция ГФ.
Частные реакции иодид-ионов I - 1. Нитрат серебра образует с анионами I - жёлтый осадок иодида серебра AgI , нерастворимый в азотной кислоте и растворе аммиака (отличие от AgCl ): AgNO 3 +KI→AgI↓+KNO 3 Ag + +I - → AgI Реакция ГФ.
2. Хлорная вода или хл o рофрм , как и для бромид-ионов Br - , является важнейшим реактивом на иодид-ионы I - . При прибавлении её к растворам иодидов в кислой среде происходит окисление иодид-ионов I - до свободного иона, который окрашивает крахмал в синий цвет, а ораганические растворители – в фиолетовый цвет Cl 2 +2 I - →2 Cl - + I 2 При избытке хлорной воды фиолетовая окраска исчезает вследствие образования иодноватой кислоты HIO 3 : 5 Cl 2 + I 2 +6 H 2 O →2 HIO 3 +10 HCl Появляется характерная для иода фиолетовая окраска бензольного слоя. Реакция ГФ.
3. Хлорид железа ( III ) FeCl 3 и другие окислители ( CuSO 4 , NaNO 2 , K 2 Cr 2 O 7 ) окисляют иодиды до свободного йода: 2 FeCl 3 + 2 KI = 2 FeCl 2 + 2 KCl + I 2 Выделение I 2 обнаруживают по посинению крахмала. Реакция ГФ.
4. Нитрат или ацетат свинца ( II ) дает желтый осадок PbI 2 , растворяющийся при нагревании в воде и выпадающий вновь при охлаждении раствора в виде золотистых чешуек: 2 KI + Pb ( NO 3 ) 2 = PbI 2 ↓ + 2 KNO 3 Реакция ГФ.
Частные реакции сульфид-иона S 2- 1. Нитрат серебра AgNO 3 образует с анионом S 2- чёрный осадок сульфида серебра Ag 2 S , который нерастворим в растворе аммиака, но растворяется при нагревании в разбавленной азотной кислоте: 2AgNO 3 +NaS→Ag 2 S↓+2NaNO 3 2Ag + +S 2- →Ag 2 S↓
2. Кислоты ( H 2 SO 4 , HCl ) при действии на сульфиды разлагают их с образование сероводорода: Na 2 S + H 2 SO 4 → H 2 S ↑+ Na 2 SO 4 Сероводород определяют по запаху и по почернению бумаги, смоченной раствором ацетата свинца Pb ( CH 3 COO ) 2 при поднесении её к отверстию пробирки: H 2 S + Pb ( CH 3 COO ) 2 → PbS ↓+2 CH 3 COOH
3. Соли кадмия с сульфид-ионами дают желтый осадок сульфида кадмия CdS : (NH 4 ) 2 S + CdSO 4 = CdS ↓ + (NH 4 ) 2 SO 4
Частные реакции роданид-ионов SCN - 1 . Нитрат серебра AgNO 3 с ионами SCN - образует белый творожистый осадок роданида серебра: AgNO 3 + KSCN = KNO 3 + AgSCN ↓ Осадок не растворим в разбавленном HNO 3 , но растворим в NH 4 OH .
2. Хлорид железа ( III ) с SCN - дает кроваво-красное соединение: KSCN + FeCl 3 = Fe ( SCN ) 3 + 3 KCl Реакция высокочувствительна. Реакция ГФ.
3.Анионы третьей аналитической группы. К третьей группе анионов относятся нитрат-ион NO 3 - , нитрит-ион NO 2 - , ацетат-ион CH 3 COO - . Катионы бария Ba 2+ и серебра Ag + с анионами этой группы осадков не образуют. Группового реагента на анионы третьей группы нет.
Частные реакции нитрат-иона NO 3 2- 1. Дифениламин ( C 6 H 5 ) 2 NH с нитрат-ионом NO 3 - образует интенсивно-синее окрашивание. Аналогичное окрашивание даёт и анион NO 2 - .
Условия проведения опыта . Окислители и иодид-ион I - , который может окисляться серной кислотой до I 2 , мешают проведению реакции. Анионы-восстановители SO 3 2- , S 2- и др. также мешают открытию нитрат-иона NO 3 - . Для выполнения реакции лучше брать разбавленные растворы испытуемых веществ.
2. Сульфат железа ( II ) с нитрат-ионом NO 3 - образует в концентрированном растворе серной кислоты комплексную соль бурого цвета [ Fe ( NO )] SO 4 . Анионы I - и Br - образуют сходные по окраске кольца. Анион NO 2 - даёт эту реакцию с более разбавленными кислотами .
3 . Металлический алюминий в сильно щелочной среде восстанавливает нитраты до аммиака: 8Al+3NO 3 - +5OH - +2H 2 O→3NH 3 ↑+ AlO 2 - Аммиак обнаруживается по запаха или по посинению лакмусовой бумаги.
Условия проведения опыта. Восстановление ведут в умеренно щелочной среде во избежание слишком интенсивного протекания процесса. Пробирку рекомендуется закрыть кусочком ваты (тампоном), для того чтобы задержать брызги раствора щёлочи, которые захватываются выделяющимся газом. Обнаружению NO мешает ион NH , который удаляют предварительным нагреванием со щёлочью. Присутствие аниона NO также мешает открытию аниона NO .
Частные реакции нитрит-иона NO 2 - . 1 . Кислоты разлагают все нитриты с выделением оксидов азота: 2NaNO 2 +H 2 SO 4 →Na 2 SO 4 +2HNO 2 2HNO 2 →NO 2 ↑+NO↑+H 2 O Оксид азота ( IV ) – бурый газ, оксид азота ( II ) – бесцветный. Реакция ГФ.
2.Иодид калия KI в присутствии разбавленной серной кислоты окисляется нитритами до свободного йода: 2 I - +2 NO 2 - +4 H + → I 2 +2 H 2 O +2 NO ↑ Выделяющийся свободный йод узнаётся по посинению крахмальной бумажки.
3. Сульфаниловая кислота H 2 N - C 6 H 4 - SO 3 H и α-нафтиламин C 10 H 7 - NH 2 при взаимодействии с нитрит-ионами образуют окрашенный в красный цвет азокраситель состава: H 2 N-C 10 H 6 -N=N-C 6 H 4 -SO 3 H Реакция ГФ. Условия проведения опыта. Окислители, которые могут окислить нитрит-ион NO , мешают проведению опыта. Реакцию целесообразно проводить при малых концентрациях NO 2 - в анализируемом растворе.
4. KMnO 4 в присутствии разбавленной H 2 SO 4 обесцвечивается солями азотистой кислоты : 5KNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5KNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O 5. Антипирин в кислой среде с NO 2 - образует раствор зеленого цвета. Реакция ГФ .
Реакции ацетат-ионов CH 3 COO - 1.Серная кислота, взаимодействуя с ацетатами, вытесняет из них свободную уксусную кислоту, которая, улетучиваясь при нагревании, придаёт раствору специфицеский запах уксуса. 2CH 3 COONa+H 2 SO 4 →2CH 3 COO Н +Na 2 SO 4
2. При взаимодействии спирта с растворами ацетатов образуются эфиры, которые узнаются по запаху (реакция этерификации): 2 CH 3 COONa + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 +2 CH 3 COOH CH 3 COOH + C 2 H 5 OH CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O Условия проведения опыта. Нагревание смеси следует проводить 4-5 мин (до образования этилацетата). Для ускорения реакции рекомендуется добавить кристаллик нитрата серебра, который играет роль катализатора.
3. Хлорид железа FeCl 3 при взаимодействии с растворами ацетатов образует ацетат железа красно-бурого цвета, который при разбавлении и нагревании легко подвергается гидролизу с образованием осадка основной соли ацетата железа ( III ): Fe(CH 3 COO) 3 +2H 2 O=Fe(OH) 2 CH 3 COO↓+2CH 3 COOH Открывать ацетат-ионы этой реакцией нельзя в присутствии анионов CO 3 2- , I - , SO 3 2- , PO 4 3- , S 2- . Их необходимо осадить хлоридом бария и нитратом серебра. Реакция протекает при рН 5-8.
4 . Биологическая роль элементов, входящих в состав анионов Бор. Биологическая роль соединений бора в животных организмах не выяснена. В медицине применяются : Борная кислота Н 3 В0 3 - антисептик. Входит в состав различных мазей. В виде растворов (1 - 3 %) используется для полоскания ротовой полости и в офтальмологической практике . Тетраборат натрия, бура N а 2 В 4 О 7 •10Н 2 О) - антисептик . Показания к применению те же.
Углерод . Важнейшей особенностью атомов углерода является его способность к образованию кратных связей. Здесь уместно отметить, что способность образовывать кратные связи присуща почти исключительно углероду, азоту и кислороду. В некоторых, очень редких, случаях кратные связи могут образовывать сера и фосфор.
В настоящее время широко обсуждаются вопросы загрязнения биосферы диоксидом углерода, поступающим из продуктов сжигания топлива. Еще в конце XX в. выражалось беспокойство, что увеличение содержания С0 2 в воздухе на 20 % может вызвать глобальное повышение температуры на Земле (на 4-5 °С). Дело в том, что С0 2 обладает сильными полосами поглощения в инфракрасной области спектра. По этой причине С0 2 в атмосфере, пропуская солнечную радиацию, задерживает тепловое инфракрасное излучение.
Особенно вредное действие на организм человека оказывает оксид углерода ( II ), угарный газ. При вдыхании он попадает в кровь и образует прочное соединение с гемоглобином - карбоксигемоглобин. При этом гемоглобин теряет способность связывать кислород, что и является причиной смерти при тяжелых отравлениях угарным газом.
В медицине применяются: 1. Активированный уголь (карболен) - адсорбент при отравлениях алкалоидами, солями тяжелых металлов и т.д.; находит широкое применение в гемо- и лимфосорбции . 2. Гидрокарбонат натрия Na НС0 3 - понижает кислотность желудочного сока; водные растворы используются для полосканий и примочек.
Кремний. Микроэлемент. Он жизненно важен для роста и развития высших животных. Повышенным содержанием кремния отличаются ткани, в которых слабо развиты или отсутствуют нервные волокна. Максимальное его количество содержится в коже, хрящах, сухожилиях, в местах активного обызвествления костей, в некоторых тканях глаза (радужная и роговая оболочки).
При высоком содержании во вдыхаемом воздухе нерастворимых соединений кремния (кремнезем, силикаты) развивается профессиональное заболевание - пневмокониоз (силикоз, асбестоз , талькоз ) у рабочих горно-рудной, угольной, цементной, фаянсовой и других отраслей промышленности . В медицине применяется тальк ( 3 М g 0 • 4 SiO 2 • Н 2 0) -присыпки.
Азот. Это один из важнейших для жизненных процессов элемент. Содержание азота в живых организмах в расчете на сухое вещество составляет примерно 3 %. Азот входит в состав аминокислот, белков, нуклеотидов, нуклеиновых кислот, биогенных аминов и т.д.
Мы живем в азотной атмосфере (объемная доля азота в воздухе составляет 78 %), умеренно обогащенной кислородом и в очень малых количествах другими химическими элементами . Без азота трудно представить себе жизнь на Земле. Азот и жизнь - понятия неотделимые. Жизнь во многом обязана именно азоту, а азот своим происхождением и существованием в биосфере обязан жизненным процессам. Молекулярный азот участия в обмене веществ не принимает . Человек использует азот органических соединений.
Азот не только носитель жизни. Некоторые азотсодержащие соединения, особенно нитраты, вредны для организма и могут быть причиной отравлений. В медицине применяется оксид азота ( I ), или « веселящий газ» N 2 0. В смеси с кислородом используется в качестве наркотического средства.
Фосфор . Фосфор является пятым из важнейших для биологии элементов вслед за углеродом, водородом, кислородом и азотом. Фосфаты играют две ключевые роли в биологии. Во-первых, они служат структурными элементами ряда биологических компонентов :
Н апример , сахарофосфатный остов нуклеиновых кислот или отложение фосфата кальция костей и зубов (Са 5 (Р0 4 ) 3 ОН - гидроксиапатит, Са 5 (Р0 4 ) 3 ОН- фторапатит ). Кстати , у человека в костях содержится 5 %, а в зубной эмали - 17 % фосфора. Во-вторых , более интересная роль производных ортофосфата связана с переносом энергии;
Что же определяет специфическую роль фосфора в организме , т.е. роль агента переноса энергии? Во-первых , фосфор образует более слабые связи, чем кислород и азот. Во-вторых , благодаря наличию Зй -орбиталей атомы фосфора могут образовывать больше четырех ковалентных связей. В-третьих , среди элементов третьего периода только фосфор и сера сохраняют способность образовывать кратные связи.
В медицине применяется аденозинтрифосфорная кислота (АТФ): назначается при хронической коронарной недостаточности , мышечной дистрофии и атрофии, спазмах периферических сосудов. Кислород . Академик В.И. Вернадский писал, что свободный кислород является самым могущественным деятелем из всех известных химических тел. Кислород входит практически во все жизненно важные молекулы. Содержание его в живых организмах в расчете на сухое вещество составляет примерно 70 %.
Объемная доля кислорода в воздухе - 21 %. С содержанием кислорода в воздухе связаны многие жизненные процессы . Например , «горная болезнь» вызывается недостатком кислорода в высокогорных условиях. Уменьшение парциального давления кислорода в воздухе на 1/3 вызывает кислородное голодание, на 2/3 - летальный исход. Большая часть введенного в организм кислорода выделяется в виде С0 2 , главным образом через легкие.
Заслуживает внимания проблема озонового экрана, образуемого трехатомным кислородом в тропосфере ( приблизительно на высоте 20 км). Озоновый экран представляет собой очень важный щит, защищающий все живое на Земле от ультрафиолетовых лучей Солнца. Проблема изучения озонового экрана включена в программу. ООН по охране окружающей среды в качестве одной из важнейших.
В медицине кислород применяют для вдыхания при заболеваниях , сопровождающихся кислородной недостаточностью , при отравлениях оксидом углерода ( II ), синильной кислотой и т.д. Часто используют смесь 95 %- ного кислорода и 5 % - ного углекислого газа (карбоген). В анестезиологической практике кислород широко применяют в смеси с ингаляционными наркотиками.
Для лечебных целей можно вводить кислород под кожу, а также в виде кислородного коктейля в желудок. В последние годы возникла новая область медицины, называемая гипербарической медициной, которая основана на лечении различных заболеваний кислородом при повышенном давлении.
Сера. Сера является одним из шести органогенов (С, Н, N. О, Р и S ), атомы которых составляют основную массу органических молекул. В организме сера, как и фосфор, выполняет функцию агента переноса групп и энергии. В биологических системах практически все реакции переноса групп и энергии осуществляются не только органическими фосфатами, но и органическими серосодержащими соединениями.
В организме животных и человека сера встречается также в составе серосодержащих аминокислот - цистеина и метионина. Наличие спаренных остатков цистеина обусловливает образование дисульфидных ( S - S ) связей в белках. Сульфгидрильные ( тиольные ) группы ( S -Н) цистеина являются составной частью активных центров многих ферментов.
В медицине применяются: 1. Сера очищенная - используют наружно в мазях и присыпках для лечения псориаза, себореи, чесотки и т.д. 2. Сульфаты натрия, магния, бария и кальция
Фтор. Биологическая роль фтора до сих пор изучена мало. Фтор участвует в минеральном обмене веществ при образовании твердых составных частей зубов и ткани скелета . Поэтому в человеческом организме фтор концентрируется больше всего в эмали зубов и костях. В этих тканях фтор находится в форме фторапатита Са 5 (Р0 4 ) 3 Р.
Основным источником фтора, получаемого человеком, является питьевая вода, которая должна содержать около 1 мг фтора в 1 л. Если в питьевой воде содержание фтора недостаточно (менее 0,5 мг/л), то это приводит к возникновению кариеса зубов (разрушение эмали).
Важнейшим средством профилактики кариеса зубов является фторирование воды. Фторирование питьевой воды с целью доведения содержания в ней фтора до нормы осуществляется добавлением к ней определенного количества фторида натрия. При избыточном содержании фтора в питьевой воде развивается эндемическое заболевание — флюороз, сопровождающееся хрупкостью зубов.
В свободном состоянии газообразный фтор является очень сильным ядом. Его вдыхание вызывает мгновенное поражение органов дыхания. В медицине применяется фторид натрия NaF - он входит в состав зубных паст и используется для профилактики кариеса.
Хлор. Хлор принадлежит к весьма важным биогенным элементам. Анионы хлора С l _ активно участвуют в биохимических превращениях: активируют некоторые ферменты , влияют на электропроводимость клеточных мембран и т.д.
Ионы С1 _ , наряду с ионами К+, являются основным осмотическим веществом биологических жидкостей (плазмы крови, лимфы, спинномозговой жидкости). Газообразный хлор ядовит.
В медицине применяются: 1 . Соляная кислота разведенная (НС l — 8 %) - применяют внутрь в каплях и микстурах (часто вместе с пепсином ) при недостаточной кислотности желудочного сока. 2. Хлориды натрия, калия, кальция (см. § 8.2, 10.2). 3. Хлорная известь (СаОС1 2 ) - применяется в санитарном деле в качестве дезинфицирующего средства.
Бром. Принадлежит к числу биогенных элементов. В медицине применяются бромиды аммония ( NH 4 В r ), калия (КВ r ) и натрия ( N аВ r ).
Йод . Для животных и людей йод является необходимым микроэлементом. Из общего количества йода в организме (25 мг) больше половины сосредоточено в щитовидной железе , где он входит в состав гормона - тироксина. Этот гормон определяет общую интенсивность процессов обмена веществ в организме.
При недостатке йода в организме образование тироксина в щитовидной железе задерживается, что приводит к развитию заболевания - эндемического зоба . В ряде областей содержание йода в воде и почве ничтожно , что обусловливает и крайне низкое его содержание в пищевых продуктах.
В этих случаях питьевая вода и обычная пища не покрывают потребностей организма в йоде, заставляя прибегать к йодированию пищи. Пары йода ядовиты. Они вызывают сильное воспаление слизистой оболочки носа и глаз.
В медицине применяются: 1. Радиоактивный йод ( изотопы I 131 , I 132 , I 125 ) - ввиду короткого периода полураспада этих изотопов они используются для лечения и диагностики заболеваний щитовидной железы.
2. Спиртовой раствор йода ( 5 или 10 % ) - применяют наружно как антисептическое средство. Внутрь назначают для профилактики атеросклероза (по 1-10 капель 5 % - ного раствора).
3 . Раствор Люголя ( раствор йода в водном растворе К1) - используют для смазывания слизистой оболочки глотки и гортани .
4. Йодид калия ( К I ), йодид натрия ( N а I ) - применяют при эндемическом зобе. Таблетки , содержащие К I , под названием « Антиструмин » используют для предупреждения эндемического зоба.
Тема : Анионы 1,2,3 аналитических групп 1. Частные реакции аниона C 2 O 4 2- 2. Частные реакции аниона CrO 4 2- 3. Частные реакции аниона S 2 O 3 2- 4. Частные реакции аниона B 4 O 7 2- 5. Частные реакции силикат-аниона 6 . Частные реакции фосфат-аниона 7. Частные реакции сульфит-аниона 8. Частные реакции карбонат-аниона 9. Частные реакции сульфат-аниона 11. Действие группового реактива анионов 1 и 2 аналитических групп. 11. Частные реакции аниона Cl - 13. Частные реакции аниона Br - 13. Частные реакции аниона I - 14. Частные реакции аниона S 2- 15. Частные реакции аниона SCN - 16. Частные реакции аниона NO 17. Частные реакции аниона NO 18. Частные реакции аниона CH 3 COO -
Литература: Барковский Е.В. Аналитическая химия: Учеб. Пособ . - Мн.: Высш.шк.,2004. Харитонов Ю. Я. Аналитическая химия (аналитика) В 2 кн. – М.: Высшая школа., 2010
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Цель занятия: Изучить титриметрический анализ. Задачи: - проверить знания по количественному анализу. - закрепить знания о методах количественного анализа. -сформировать знания об основных понятиях титриметрического анализа
Студент должен знать: методы титриметрического анализа, основные термины. Студент должен уметь: Рассчитывать количественное содержание исследуемого вещества в растворе объемно-аналитическим путем.
Фронтальный опрос. 1. Цель количественного анализа 2. Задачи количественного анализа 3. Гравиметрический анализ 4. Операции гравиметрического анализа
План: 1. Сущность титриметрического анализа 2. Методы титриметрического анализа 3. Рабочие растворы 4. Определение конца реакции 5. Вычисление в титриметрическом анализе 6. Посуда , используемая в титриметрическом анализе.
1. Тетриметрический метод – метод количественного анализа, основанный на измерении количества реагента, требующегося для завершения реакции с данным количеством определяемого вещества.
Титрование – это процесс определения количества вещества (точной концентрации раствора) объемно-аналитическим путем.
При титровании прибавляют точное количество реактива, отвечающее уравнению реакции, т. о. количество прибавленного реактива эквивалентно количеству определяемого соединения.
Основное положение метода: V растворов, количественно реагирующих между собой, обратно пропорциональны нормальной концентрации этих растворов. = или V 1 N 1 = V 2 N 2 Для определения концентрации элемента надо знать объемы реагирующих растворов, точную концентрацию реагента.
Условия титриметрического метода: 1. Точное измерение V реагирующих веществ. 2. Приготовление растворов точно известной концентрацией, с помощью которых проводят титрование (рабочие растворы, титранты , титрованные раствры ). 3. Определение конца реакции.
Требование к реакциям титрования: 1. Реакция должна проходить количественно по определённому уравнению без побочных реакций. 2. Окончание реакции должно быть строго зафиксировано, так как количество реактива должно быть эквивалентно количеству определяемого вещества. На эквивалентности реагирующего вещества основано вычисление результатов анализа. 3. Реакция должна проходить с большой скоростью, быть практически необратимой.
2.Методы титриметрического анализа: В основе классификации лежат реакции, применяемые при титровании. 1. Метод нейтрализации - в основе метода лежит реакция нейтрализации H + + OH - = H 2 O Этим методом можно определить количество кислот, солей и оснований. 2. Метод окисления – восстановления- в основе метода лежит реакции окисления и восстановления. Растворами окислителей определяют количество восстановителей и на оборот.
3. Метод осаждения - в основе метода лежат реакции осаждения ионов в виде труднорастворимых соединений . 4. Метод комплексонометрии- в основе метода лежат реакции связывания ионов в малодиссоциируемое комплексное соединения.
Способы титрования: А) прямое - при титровании используется один рабочий раствор, реакция идет между рабочим раствором и титруемым веществом.
Б) обратное – используется два рабочих раствора, к исследуемому раствору добавляют избыток раствора известной концентрации (первый рабочий раствор). Количество первого раствора, не вступившего в реакцию с определяемым веществом (избыток), определяют вторым рабочим раствором .
В) титрование заместителя - используется два рабочих раствора. Первый рабочий раствор вступает в реакцию с определяемым веществом с образованием продукта . Количество образовавшегося продукта определяют вторым рабочим раствором.
3.Рабочий раствор (титрованный раствор, титрант ) – раствор, с помощью которого проводится титриметрическое определение, то есть это раствор которым титрируют.
Методы приготовления рабочих растворов: 1. Рабочий раствор с приготовленным титром. Навеска, взятая на аналитических весах, растворяется в мерной колбе (готовится раствор, в котором точно известно количество растворенного вещества и объем рабочего раствора). Готовится из веществ, не содержащих примеси и растворов, которые с течением времени не изменяют свою концентрацию.
2. Рабочий раствор с установленным титром. Раствор готовят с примерной концентрацией, а точную концентрацию определяют исходным веществом. Готовится из веществ, содержащих примеси или для растворов с течением времени изменяющих свою концентрацию.
Исходное вещество - раствор с точно известной концентрацией, с помощью которого определяют точную концентрацию рабочего раствора. Титр – количество г вещества, растворенного в 1 мл рабочего раствора. Правило титриметрического анализа – титры рабочих растворов нужно устанавливать в тех условиях, в которых будет выполняться анализ.
Требования к исходному веществу: 1. Состав исходного вещества должен строго соответствовать химической формуле. 2. Исходное вещество должно быть химически чистым (>0,1%). 3. Исходное вещество должно быть устойчиво на воздухе, в растворе. 4. Исходное вещество должно иметь большую эквивалентность, то есть должно хорошо растворяться, реагировать с раствором, титр которого устанавливается по строго определенному уравнению с высокой скоростью.
Для получения титрованных растворов можно использовать фиксаналы (заполненные стеклянные ампулы с точным количеством реактива). На ампуле размещается название вещества, его количество.
4.Определение конца реакции . При титровании употребляют такое количество реактива, какое эквивалентно количеству определяемого вещества. Для этого необходимо зафиксировать точку эквивалентности.
Для фиксации точки эквивалентности используют индикаторы, которые по окончании реакции между титрируемым и рабочим раствором при небольшом избытке реагента изменяют окраску и фиксируют точку до конца титрования.
Индикаторы могут быть внешние и внутренние. Если индикатор прибавляют к исследуемому веществу и титрируют его – внутренний индикатор . Если индикатор прибавляют к пробе, взятой из раствора, в отдельной посуде – внешний индикатор. Для каждого титриметрического метода есть отдельный индикатор.
В методах нейтрализации используют индикатор, изменяющий окраску при изменении Р Н раствора. В методах осаждения индикаторы образуют ярко-окрашенные соединения с осадком.
5. Вычисления в титриметрическом анализе. Расчет поправочного коэффициента , где K – поправочный коэффициент, N – определенная концентрация рабочего раствора, N 0 – предполагаемая концентрация рабочего раствора
Расчет процентной концентрации: А) концентрация вещества в растворе , где х – процентная концентрация , V – объем рабочего раствора, пошедшего на титрование (мл ), K – поправочный коэффициент, T – титр рабочего раствора по определяемому веществу (г/мл), а – объем раствора, взятого для определения (мл).
Б) концентрация вещества в раствора при разбавлении (если концентрация больше 4 %): , где, x , V , K , T , a - те же величины, V 1 – объем первого разведения (объем мерной колбы) (мл), V 2 – объем раствора второго разведения (мл)
В) концентрация вещества в растворе при обратном титровании: , где x , T , a - те же величины, V 1 – объем первого рабочего раствора (мл), K 1 – поправочный коэффициент первого рабочего раствора, V 2 – объем второго рабочего раствора (мл)
Г) концентрация вещества в порошке, мази или микстуре: , где x , V , K , T – те же величины, b – общая масса порошка, мази или общий объем микстуры.
Содержание вещества в граммах: А) содержание вещества в граммах в растворе: , где х – содержание вещества в граммах, K , T , a – те же величины . Б) содержание вещества в граммах в мази, порошке, микстуре , где x , V , K , T , b , a – те же величины
Расчет титра: Титр рабочего раствора по определяемому веществу: , где x – рабочий раствор, N x – нормальность рабочего раствора, у – определяемое вещество, Э у – эквивалентная масса определяемого вещества или , где М х – молярная концентрация рабочего раствора, М у – молярная масса определяемого вещества
Разбавление раствора , где х – объем для разбавления H 2 O , С – фактическая концентрация, В необходимая концентрация.
Укрепление раствора , где х – масса лекарственного вещества, V – объем раствора, В – необходимая концентрация, С – фактическая концентрация, ρ – плотность раствора
Разведение спирта , где х – объем концентрированного спирта , V – необходимый объем, B – необходимая концентрация, C – фактическая концентрация.
Измерительная посуда, применяемая в титриметрическом анализе.
Измерительная посуда, применяемая в титриметрическом анализе, включает мерные колбы, пипетки, бюретки и мерные цилиндры. Пипетки и бюретки градуированы на выливание, так как небольшое количество жидкости удерживается на внутренней стороне их стенок, что затрудняет точное измерение вытекшего объема жидкости.
Мерные колбы . Прежде чем приступить к измерению объемов, необходимо тщательно вымыть измерительную посуду. Стеклянная посуда моется водой с применением ершей, кусочков бумаги, мыла или соды. Если при этом стекло не очищается, его отмывают хромовой смесью, представляющей собой смесь двухромовокислого калия и концентрированной серной кислоты. Обращаться с хромовой смесью надо очень осторожно.
Мерные колбы употребляют главным образом для приготовления растворов определенной концентрации. На шейке нанесена метка в виде кольца, показывающая, до какого уровня необходимо налить в колбу жидкость, чтобы получить указанный на широкой части колбы объем. Мерная колба представляет собой обычную колбу, отличающуюся только более узкой и длинной шейкой. Мерные колбы бывают на 50, 100, 200, 250, 500 и 1000 мл.
Мерный цилиндр предназначен для измерения объема любых жидкостей. Он имеет круглую форму и за счет этого стоит вертикально на ровной поверхности без качания. На стенках мерного цилиндра имеются деления, отражающие объём жидкости в миллилитрах. Нанесенная шкала устойчива к любым воздействиям . Носик мерного цилиндра необходим для правильного стока жидкости, которая выливается узкой струйкой, не проливалась и не стекает по внешней поверхности мерного цилиндра.
Представленные мерные цилиндры имеют пластмассовое основание, которое защищает стеклянную колбу от повреждений при установки на какую-либо поверхность. А также мерные цилиндры является удобным инструментом для использования совместно со спиртометром, так как спиртометр имеет высоту 21 см.
Бюретка (от английского « burette ») – это градуированная трубка из стекла, открытая на одном своем конце и снабжённая запорным краном на другом. Основное ее предназначение – отмеривание заданного количества жидкости. Шкала имеет крупные деления, которые нанесены через миллилитр и мелкие — через 0,1 мл.
Бюретка для титрования измеряет объёмы жидкостей при проведении количественного анализа, основанного на измерении расходуемого объема раствора реактива. Эти методы чаще всего востребованы в аналитической и фармацевтической химии. Бюретки отличаются друг от друга объемом. Самые распространенные – 50 миллилитровые . Часто используется и бюретка 25 мл Бюретка с автоматическим нулем применяется для точного дозирования небольших объемов жидкостей и для титрования.
Пипе́тка (фр. Pipette ) — мерный или дозирующий сосуд, представляющий собой трубку, либо емкость с трубкой, имеющую носик с небольшим отверстием, для ограничения скорости вытекания жидкости. Разнообразные пипетки широко применяются для отмеривания точных объёмов жидкостей или газов, в медицине, химии и биологии, а особенно широко — в аналитической химии и биохимии.
Г радуированные (обычно цилиндрические, на 1, 2, 10 мл и др.) пипетки. Например, пипетки на 5 мл обычно градуируют через 0.5 мл. Градуированные пипетки позволяют измерять объём обычно с точностью ± 0.1 или 0.2 мл.
(от лат. mensura — мера) стеклянные конические сосуды с делениями и носиком, применяемые в лабораториях для измерения объёмов жидкостей Мензурки
Прибор для пропаривания стеклянной посуды. Измерительную посуду очищают пропариванием. При этом одновременно происходит выщелачивание из стекла растворимых составных частей. Пропаривание производят, пользуясь специальным прибором, пока на стенках очищаемого сосуда не будут заметны капли.
Спасибо за внимание!
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
В РЕЗУЛЬТАТЕ ОСВОЕНИЯ ТЕМЫ «КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ ТИТРОВАНИЕ» ОБУЧАЮЩИЙСЯ ДОЛЖЕН УМЕТЬ: ПРОВОДИТЬ КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ ХИМИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ, В ТОМ ЧИСЛЕ ЛЕКАРСТВЕННЫХ СРЕДСТВ В РЕЗУЛЬТАТЕ ОСВОЕНИЯ ТЕМЫ «КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ ТИТРОВАНИЕ» ОБУЧАЮЩИЙСЯ ДОЛЖЕН ЗНАТЬ: 1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ; 2. МЕТОДЫ КОЛИЧЕСТВЕННОГО АНАЛИЗА НЕОРГАНИЧЕСКИХ И ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ, В ТОМ ЧИСЛЕ ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ
В результате освоения темы «Кислотно-основное титрование» обучающийся должен овладеть профессиональными (ПК) и общими (ОК) компетенциями: ОК 2. Организовывать собственную деятельность, выбирать типовые методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество. ОК 3. Принимать решения в стандартных и нестандартных ситуациях и нести за них ответственность. ПК 2.1. Изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения. ПК 2.2. Изготавливать внутриаптечную заготовку и фасовать лекарственные средства для последующей реализации. ПК 2.3. Владеть обязательными видами внутриаптечного контроля лекарственных средств. ПК 1.6. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности.
План: Общая характеристика кислотно- основного титрования Индикаторы метода нейтрализации Кривые титрования. Выбор индикатора
1. КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ ТИТРОВАНИЕ ИЛИ МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ В основе метода нейтрализации лежит реакция нейтрализации: H + + OH - → H 2 O . Метод нейтрализации применяется для количественного определения кислот и щелочей. При помощи этого метода проводят также ряд других объемных определений, связанных с реакцией нейтрализации, например определение некоторых солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами ( Na 2 С0 3 , N а 2 В 4 0 7 .), или солей аммония.
При количественном определении кислот — алкалиметрия — рабочим раствором является раствор щелочи N аОН или КОН. Приготовить титрованный раствор щелочи по навеске невозможно, так как щелочь не отвечает требованиям, предъявляемым к веществам, из которых можно готовить раствор точной концентрации по точно взятой навеске. Кроме того, при самом тщательном хранении растворы щелочей довольно быстро меняют свой титр, поэтому титр этих рабочих растворов устанавливают. Исходным веществом для установления титра рабочего раствора щелочи может служить щавелевая кислота Н 2 С 2 О 4 ∙2Н 2 О или янтарная кислота Н 2 С 4 Н 4 О 4 . Часто в лабораторной практике в качестве исходного раствора употребляют 0,1 н. раствор хлористоводородной кислоты, приготовленный из фиксанала.
При количественном определении щелочи — ацидиметрии — рабочим раствором является раствор сильной кислоты (обычно НС l или Н 2 S 0 4- ). Приготовить титрованный раствор кислоты исходя из концентрированной кислоты невозможно. Как бы точно мы ни взяли навеску концентрированной кислоты, мы не будем знать истинного ее количества, так как серная кислота гигроскопична, а концентрированная соляная кислота выделяет хлористый водород. Поэтому титр рабочих растворов кислот устанавливают. Исходным веществом для установки титра раствора кислоты служит бура N а 2 В 4 O 7 ∙10Н 2 О или химически чистая сода N а 2 СОз. В некоторых случаях рабочий раствор кислоты готовят из фиксанала. Титр раствора кислот не меняется довольно продолжительное время.
Метод нейтрализации применяется в клинических лабораториях для определения кислотности желудочного сока. В санитарно-гигиенических лабораториях метод нейтрализации находит самое широкое применение. При помощи этого метода определяют карбонатную жесткость воды, кислотность молочных продуктов, квашеной капусты и безалкогольных напитков.
Если титровать раствор любой кислоты раствором щелочи, происходит связывание ионов Н + кислоты ионами ОН - и концентрация ионов Н + постепенно уменьшается, а рН раствора возрастает. При определенном значении рН достигается точка эквивалентности и титрование должно быть закончено. При титровании раствора щелочи раствором кислоты связываются ионы ОН - , концентрация их в растворе уменьшается, а концентрация ионов Н+ увеличивается и рН раствора уменьшается. Однако величина рН в точке эквивалентности не во всех случаях имеет одно и то же значение, она зависит от природы реагирующей кислоты и основания.
При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием НС1 + Na ОН = Na С1 + H 2 О образуется только один слабый электролит — вода. Реакция практически доходит до конца. Образующаяся при реакции соль гидролизу не подвергается, и раствор имеет нейтральную реакцию (рН 7,0). Следовательно, при титровании сильной кислоты сильной щелочью и наоборот в точке эквивалентности среда раствора нейтральна, рН раствора равен 7,0. Если титровать сильной щелочью слабую кислоту, например, уксусную СН 3 СООН + Na ОН ↔ СН 3 СО ON а + Н 2 0, в точке эквивалентности будет присутствовать соль СНзСОО N а, подвергающаяся гидролизу: СН 3 СОО N а + Н 2 O ↔ СН 3 СООН + Na ОН.
Следовательно, протекающая в данном случае при титровании реакция обратима и не пойдет до конца. В точке эквивалентности в растворе присутствуют свободные СНзСООН и N аОН. Слабая уксусная кислота будет находиться в растворе в основном в виде недиссоциированных молекул, а едкий натр будет диссоциирован почти полностью. Концентрация ионов ОН - превысит концентрацию ионов Н+ и титрование закончится при рН>7,0.
При титровании слабых оснований сильными кислотами, например N Н 4 ОН + НС1 ↔ NH 4 С1 + Н 2 0, образующаяся соль подвергается гидролизу. Реакция нейтрализации обратима, и в точке эквивалентности концентрация ионов Н+ превысит концентрацию ионов ОН - . Титрование будет заканчиваться при рН<7,0. Таким образом, при методе нейтрализации точка эквивалентности совпадает с точкой нейтральности лишь при взаимодействии сильной кислоты с сильным основанием. При титровании необходимо установить точку эквивалентности, а не нейтральности и, следовательно, титрование в разных случаях приходится заканчивать при различных значениях рН.
2.Индикаторы метода нейтрализации Точка эквивалентности при реакции нейтрализации не сопровождается каким-либо внешним изменением, поэтому для определения конца реакции применяются специальные индикаторы.
Индикаторы, применяемые в методе нейтрализации, представляют собой органические соединения, окраска которых меняется в зависимости от концентраций ионов водорода в растворе. Это кислотно-основные индикаторы, или рН-индикаторы. Интервал перехода окраски индикатора у разных индикаторов находится при разных концентрациях ионов водорода. Область значения рН раствора, в которой происходит заметное изменение окраски индикатора, называется областью перехода индикатора . Например, область перехода метилового оранжевого находится при рН от 3,1—4,4. При рН > 4,4 метиловый оранжевый — желтый, при рН < 3,1—розовый, в интервале рН от 3,1 до 4,4 окраска его постепенно изменяется из розовой в желтую. Другой индикатор — фенолфталеин — при рН < 8,0 бесцветный, в интервале рН от 8,0 до 10,0 окраска из бледно-розовой постепенно переходит в ярко-малиновую, Область перехода индикатора метилового красного в пределах.рН от 4,4 до 6,2. При рН < 4,4 этот индикатор красный, при рН>6,2— желтый.
В каждом случае титрование заканчивается в момент наиболее резкого изменения окраски индикатора. Значение рН, при котором происходит наиболее резкое изменение окраски индикатора, называется показателем титрования . Следовательно, показатель титрования есть значение рН, до которого мы титруем раствор с данным, индикатором. Так, показатель титрования для фенолфталеина при рН 9, т. е. при этом значении рН мы особенно четко замечаем изменение окраски и заканчиваем титрование. Показатель титрования, метилового оранжевого при рН 4,0. Так как конец реакции определяется с помощью индикаторов, необходимо для каждого определения выбрать правильно индикатор, чтобы его показатель титрования был как можно ближе к рН точки эквивалентности в данном определении. Необходимо помнить, что если мы производим определение какого-либо вещества по методу нейтрализации, титр рабочего раствора должен быть установлен с тем индикатором, с каким будет производиться определение.
3.Кривые титрования. Выбор индикатора. Для того чтобы наиболее точно зафиксировать точку эквивалентности данного титрования, необходимо выбрать такой индикатор, который резко меняет свою окраску при значении рН, максимально близком к эквивалентной точке. Поэтому необходимо предварительно изучить, как в различных случаях изменяется рН по мере течения процесса нейтрализации. Изменения рН, происходящие по мере нейтрализации различных по степени диссоциации кислот и оснований, обычно изображают графически. Такие графические изображения постепенного изменения рН при нейтрализации называют кривыми нейтрализации, или кривыми титрования метода нейтрализации. В качестве рабочих растворов в методе нейтрализации обычно применяют сильные кислоты или сильные основания, поэтому здесь возможны следующие три случая: титрование сильной кислоты сильным основанием (и наоборот); титрование слабой кислоты сильным основанием; 3)титрование слабого основания сильной кислотой.
Нейтрализация сильной кислоты сильным основанием. Предположим, мы титруем 0,1 н. раствор НС1 0,1 н. раствором N аОН. В разбавленных растворах сильные основания и сильные кислоты можно считать полностью диссоциированными на ионы и концентрацию ионов Н+ принять численно равной общей концентрации кислоты. Таким образом, до начала нейтрализации взятый 0,1 н. раствор сильной кислоты будет иметь [Н + ] = 0,1 = 10 -1 и рН = 1. Предположим, что мы нейтрализовали 90% кислоты, т. е. осталось 10% ее первоначального количества. Следовательно, количество кислоты уменьшилось в 10 раз. Для упрощения вычисления мы пренебрегаем увеличением общего объема раствора, так как допущенная при этом погрешность в вычислении рН будет настолько мала, что это не отразится на общем характере кривой нейтрализации. При уменьшении общей (концентрации кислоты в 10 раз во столько же раз уменьшится концентрация ионов Н+: [Н+] =0,01 = 10 -2 , рН 2,0.
Допустим далее, что мы нейтрализовали 99%. В этом случае общая концентрация кислоты уменьшится в 100 раз по сравнению с первоначальной концентрацией, следовательно [Н+] =0,001 = 10 -3 , рН 3,0. Продолжая нейтрализацию, мы нейтрализуем 99,9% кислоты. В этом случае [Н+] =0,0001 = 10~ 4 , рН 4,0. Когда же будет нейтрализована вся НС1 (100%), в растворе будет содержаться только соль ЫаС1, не подвергающаяся гидролизу, концентрация ионов [Н+] и [ОН - ] будет одинаковой и рН раствора будет равен 7,0. Точка эквивалентности совпадет с точкой нейтральности. Если мы будем продолжать приливать щелочь к этому титруемому раствору, то концентрация ионов ОН - будет увеличиваться в таком же порядке, как шло уменьшение концентрации ионов Н+. При добавлении 1% избытка щелочи [ОН - ] = 10 -3 , а [Н+] = 10 -11 рН 11,0 и т. д. При добавлении 10% избытка едкого натра [ОН - ] = 10 -2 , [Н+] = 10 -12 и рН 12,0.
Если добавить 100% избыток щелочи, то концентрация N аОН в растворе будет 0,1 н., а концентрация ионов ОН - =10 -1 ; [Н+] = 10 -14 : 10 -1 = 10 -13 , рН 13,0 . Изменение рН раствора от количества прибавленного раствора при титровании можно выразить графически. В данном случае на кривой точка эквивалентности совпадает с точкой нейтральности, т. е. лежит при рН 7,0.
Следует заметить, что в начале титрования рН раствора изменяется медленно; в конце титрования происходит резкий скачок рН; после эквивалентной точки рН снова изменяется медленно. Таким образом, при нейтрализации 99,9% кислоты рН изменяется всего на 3 единицы (от 1,0 до 4,0), а переход от 0,1% избытка кислоты к 0,1% избытка щелочи изменяет рН раствора на 6 единиц (от 4,0 до 10,0). В конце титрования 1-2 капли щелочи понижают концентрацию ионов Н+ в растворе от 10 -4 до 10 -10 , т. е. в 1 000 000 раз. Такое резкое изменение величины рН вблизи эквивалентной точки, т. е. в конце титрования, называется скачком титрования.
2. Титрование слабой кислоты сильной щелочью. Возьмем 0,1 н. раствор слабой кислоты, например уксусной, и будем титровать его раствором сильного основания СН 3 СООН + Na ОН <—> СН 3 СОО N а + Н 2 O . Поскольку мы имеем дело со слабой кислотой, для вычисления рН необходимо принимать во внимание не только концентрацию кислоты, но и степень ее диссоциации. По мере нейтрализации концентрация соли СНзСО ON а будет повышаться. Эта соль как сильный электролит, имеющий одинаковый ион со слабой кислотой, будет уменьшать ее диссоциацию. Вследствие этого [Н+] будет понижаться быстрее, чем это наблюдалось в случае нейтрализации сильной кислоты. Когда вся кислота будет нейтрализована, [Н +] и рН раствора зависят практически от присутствия в растворе соли, подвергающейся гидролизу. Все это усложняет вычисление изменения рН при титровании. В данном учебнике эти расчеты не приводятся.
Когда нейтрализация кислоты будет закончена и к раствору начнут прибавлять избыток щелочи, рН раствора практически будет зависеть только, от концентрации щелочи, так как в присутствии избытка ионов ОН - гидролиз соли будет подавлен, а потому ее присутствие практически не будет оказывать влияния на величину рН раствора. Таким образом, в данном случае прибавление к раствору избытка щелочи после достижения точки эквивалентности должно создать в растворе практически те же [Н+] и рН, которые имели место при прибавлений избытка щелочи в случае нейтрализации сильной кислоты
Данные, приведенные в таблице и кривая титрования позволяют сделать следующие выводы. Заметное изменение рН происходит с самого начала титрования. При рН 7,0 в растворе еще остается не нейтрализованная кислота. Точка нейтральности не совпадает с точкой эквивалентности. Скачок титрования составляет всего 2,25 единицы (от рН 7,75 до рН 10,0). Точка кривой, соответствующая моменту эквивалентности, находится около рН 9,0, т. е. в щелочной области.
3. Титрование слабого основания сильной кислотой. В качестве примера можно взять титрование раствора аммиака соляной кислотой: Вычисление величины [Н+] и рН, которые будут иметь место на различных стадиях нейтрализации слабого основания сильной кислотой, производится аналогично вычислениям в случае нейтрализации слабых кислот сильным основанием. На величину рН влияет не только концентрация, но и степень диссоциации слабого основания. Образующаяся вследствие нейтрализации соль понижает степень диссоциации слабого основания. В точке эквивалентности рН раствора будет зависеть от присутствия соли, подвергающейся гидролизу.
В таблице и на рисунке отображено изменение рН при этом титровании. Изменение окраски различных индикаторов происходит при самых разных рН, т. е. показатели титрования разные у различных индикаторов. Наличие скачка титрования позволяет правильно выбрать индикатор. Для каждого отдельного случая нейтрализации необходимо подобрать такой индикатор, у которого показатель титрования. Лежит в пределах скачка рН на кривой титрования. Так, скачок титрования сильной кислоты сильным основанием (и наоборот) находится в области рН от 4,0 до 10,0. В данном случае можно взять любой индикатор, который изменяет свою окраску при значениях рН в этом интервале: метиловый оранжевый (показатель титрования 4),метиловый красный (показатель титрования 5,5), фенолфталеин (показатель титрования 9).
В случае применения метилового оранжевого раствор немного недотитровывается, а в присутствии фенолфталеина немного перетитровывается. Однако ошибка в том и другом случае незначительна, не превышает объема капли (0,03 мл). Такой ошибкой можно пренебречь. Все перечисленные индикаторы можно использовать при титровании растворов, концентрация которых не ниже 0,1 н. При титровании 0,01 н. раствора НС1 0,01 н. раствором N аОН скачок на кривой титрования лежит в пределах рН от 5 до 9. Очевидно, в этом случае индикатор метиловый оранжевый применять нельзя. При титровании 0,1 н. уксусной кислоты щелочью применимы индикаторы, точки перехода которых лежат в пределах от 7,73 до 10, т. е. из перечисленных индикаторов можно применять только фенолфталеин. В случае титрования раствора аммиака сильной кислотой можно применять метиловый оранжевый и метиловый красный, так как скачок титрования лежит в пределах рН от 4,0 до 6,24.
Закрепление Решение ситуационных задач: 1. Необходимо определить концентрацию соляной кислоты. Выберите рабочий раствор и индикатор. 2. Необходимо определить концентрацию карбоната натрия. Выберите рабочий раствор и индикатор. 3. Необходимо определить концентрацию щавелевой кислоты. Выберите рабочий раствор и индикатор. 4. Необходимо определить концентрацию гидроксида натрия. Выберите рабочий раствор и индикатор.
5. Необходимо определить концентрацию гидроксида калия. Выберите рабочий раствор и индикатор. 6. Необходимо определить концентрацию гидрокарбоната натрия. Выберите рабочий раствор и индикатор. 7. Необходимо определить концентрацию ацетата натрия. Выберите рабочий раствор и индикатор. 8. Необходимо определить концентрацию хлорида аммония. Выберите рабочий раствор и индикатор.
9. Необходимо определить концентрацию гидроксида кальция. Выберите рабочий раствор и индикатор. 10. Необходимо определить концентрацию уксусной кислоты. Выберите рабочий раствор и индикатор. 11. Необходимо определить концентрацию аммиака. Выберите рабочий раствор и индикатор. 12. Необходимо определить концентрацию янтарной кислоты. Выберите рабочий раствор и индикатор.
V . Задание на дом. Тема: Тема: Кислотно-основное титрование. Составить словарь терминов, применяемых в кислотно-основном титровании.
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Цель занятия: Сформировать знания студентов об окислительно-восстановительных методах количественного анализа. Задачи : Сформировать знания об основных методах редоксиметрии . Сформировать умения по определению эквивалентов веществ, участвующих в окислительно - восстановительном титровании. Рассмотреть различия в методах редоксиметрии .
Студент должен знать: теоретические основы аналитической химии; методы качественного и количественного анализа неорганических и органических веществ, в том числе физико-химические методы качественного анализа, кислотно-основную классификацию катионов, классификацию анионов. Студент должен уметь: проводить качественный и количественный анализ химических веществ, в том числе лекарственных средств
В результате освоения темы «Окислительно-восстановительное титрование» обучающийся должен овладеть ОК: ОК 2. Организовывать собственную деятельность, определять методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество. ОК 3. Решать проблемы, оценивать риски и принимать решения в нестандартных ситуациях. В результате освоения темы «Окислительно-восстановительное титрование» обучающийся должен овладеть ПК: ПК 1.1. Организовывать прием, хранение лекарственных средств, лекарственного растительного сырья и товаров аптечного ассортимента в соответствии с требованиями нормативно-правовой базы. ПК 1.6. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности. ПК 2.1. Изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения. ПК 2.2. Изготавливать внутриаптечную заготовку и фасовать лекарственные средства для последующей реализации. ПК 2.3. Владеть обязательными видами внутриаптечного контроля лекарственных средств.
План. Общая характеристика методов редоксиметрии . Пермангонатометрия . Йодометрия . Нитритометрия . Броматометрия . Дихроматометрия .
1. Общая характеристика методов редоксиметрии . ОВ-реакции лежат в основе ряда методов титриметрического анализа, которые объединяются под общим названием оксидиметрия ( редоксиметрия или окислительно-восстановительные методы) . В качестве рабочих растворов ( титрантов ) в оксидиметрии применяют растворы окислителей и восстановителей.
Все методы оксидиметрии классифицируют в зависимости от окислителя или восстановителя, црименяемого в рабочем растворе, на следующие виды: перманганатометрия : основным титрантом служит раствор КМп0 4 ; наряду с ним обычно используются растворы сульфата железа (II) FeS 0 4 или щавелевой кислоты Н 2 С 2 0 4 ; йодометрия : титранты - растворы йода и тиосульфата натрия Na 2 S 2 0 3 ; хроматометрия : основной титрант - раствор дихромата калия К 2 Сг 2 0 7 ; броматометрия : титрант - раствор бромата калия КВг0 3 ; нитритометрия : титрант - раствор нитрита натрия NaN 0 2 и т.д.
Методы оксидиметрии позволяют с помощью рабочих растворов окислителей количественно определять в растворах или смесях разнообразные восстановители: соединения железа (II), олова (II), сульфиты, сульфиды, арсениты, оксалаты, пероксид водорода и др. С помощью рабочих растворов восстановителей можно определить различные окислители: дихроматы, хлор, гипохлориты, хлориты, бром, броматы , йод, йодаты , пероксид водорода и др.
К реакциям, используемым в оксидиметрии, предъявляются требования: реакция при титровании должна протекать быстро и необратимо с образованием продуктов строго определенного состава, не должна сопровождаться побочными взаимодействиями должен существовать способ фиксирования конца реакции.
В оксидиметрии применяются различные методы определения точки эквивалентности. Например, в перманганатометрии она фиксируется по изменению окраски титруемого раствора, вызываемому избытком окрашенного рабочего раствора КМп0 4 (так называемое безындикаторное титрование). В йодометрии точку эквивалентности устанавливают с помощью индикатора крахмала, специфически реагирующего с йодом. В оксидиметрии применяют и специальные редоксиндикаторы (например, дифениламин), которые изменяют свою окраску в зависимости от значения окислительного потенциала, подобно тому, как кислотно-основные индикаторы изменяют свою окраску в зависимости от pH раствора. В практике клинических, фармацевтических, санитарно-гигиенических и судебно-экспертных исследований широко используются методы ОВ-титрования .
2 . Пермангонатометрия Перманганатометрией называется метод объёмного анализа, в котором в качестве рабочего раствора применяют перманганат кали К MnO 4 . Перманганат калия является сильным окислителем, особенной в кислой среде. В зависимости от среды при восстановлении KMnO 4 получаются различные конечные продукты. В кислой среде ионы MnO - 4 восстанавливаются до бесцветных ионов Mn 2+ MnO - 4 +5 e - +8 H + → Mn 2+ +4 H 2 O В слабокислой, нейтральной и щелочной среде ионы MnO - 4 восстанавливаются до соединений марганца ( IV ), образуя тёмно-коричневый осадок диоксида марганца MnO 2 : MnO - 4 + 2H 2 O + 3e - → MnO 2 ↓ + 4OH - .
Образование темного осадка затрудняет определение конца реакции, поэтому титрование проводят в кислой среде , прибавляя большой избыток кислоты. Кроме того, окислительная активность перманганата в кислой среде гораздо выше, чем в щелочной или нейтральной. Для подкисления применяют только серную кислоту. Соляную кислоту нельзя применять так как она вступает в окислительно-восстановительную реакцию с перманганатом калия и на неё расходовалось бы добавочное количество рабочего раствора, что, естественно, искажало бы результат титрования. Азотная кислота, которая является окислителем, для подкисления в методах оксидиметрии не применяется, т.к может взаимодействовать с определяемым воссановителем . Ионы MnO придают раствору KMnO 4 малиновую окраску, в процессе титрования раствор обесцвечивается. В момент, когда в растворе не останется восстановителя, от прибавления одной капли KMnO 4 титруемая смесь приобретает розовую окраску. Таким образом, точка эквивалентности фиксируется при помощи самого же рабочего раствора и индикатор в этом методе не применяется.
В некоторых случаях реакция окисления с помощью перманганата калия проходит с небольшой скоростью. Поэтому титрование проводят в нагретом почти до кипения растворе. Реакция ускоряется и за счёт действия кристаллизатора, роль которого выполняют ионы Mn 2+ . Ионы Mn 2+ образуются в процессе титрования, поэтому нет необходимости специально добавлять катализатор. Однако в самом начале титрования катализатор отсутствует, поэтому первые порции раствора KMnO 4 реагируют медленно и начинать титрование нужно с прибавления очень небольших порций KMnO 4 . Исходным веществом для установки титра KMnO 4 служит щавелевая кислота H 2 C 2 O 4 ∙2 H 2 O . При титровании протекает следующая реакция: KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 H 2 C 2 O 4 =2 MnSO 4 +10 CO 2 ↑+8 H 2 O
Перманганатометрию чаще всего применяют для анализа солей железа ( II ), кальция (в виде оксалата), щавелевой кислоты, меди ( I ), пероксида водорода. Метод перманганатометрии можно применить и для определения окислителей. В этом случае применяют обратное титрование, прибавляя к определяемому веществу заведомо избыточное, точно отмеренное количество раствора восстановителя. Затем избыток восстановителя титруют раствором перманганата калия.
3. Йодометрия . Йодометрией называют метод объёмного анализа, в основе которого лежат реакции: I 2 +2 e - → 2 I - , 2 I - -2 e - → I 2 . Методом йодометрии можно определять как окислители (они окисляют I - до I 2 ), так и восстановители (они восстанавливают йод до I - ).
1. Определение окислителей. Методом йодометрии можно определять те окислители, которые количественно окисляют I - в свободный I 2. Чаще всего определяют перманганаты, бихроматы, соли меди ( II ), соли железа ( III ), свободные галогены и др. Окислитель реагирует с избытком йодида калия KI в кислой среде. При этом выделяется количество йода, эквивалентное количеству окислителя. Выделившийся йод титруют раствором тиосульфата натрия точно известной нормальности. Таким образом, можно рассчитать количество определяемого окислителя, которое будет эквивалентно количеству тиосульфата, пошедшего на титрование йода. Следовательно, рабочим раствором в этом методе будет раствор тиосульфата натрия Na 2 S 2 O 3 . Исходным веществом для установки титра Na 2 S 2 O 3 служит бихромат калия K 2 Cr 2 O 7 .
Большинство окислителей нельзя непосредственно титровать тиосульфатом натрия, так как невозможно фиксировать точку эквивалентности. Поэтому для определения окислителей методом йодометрии применяют косвенный метод – титрование заместителя . В начале проводят реакцию между окислителем и йодидом калия в кислой среде. Для подкисления применяют серную или соляную кислоты. Реакция протекает по уравнению: K 2 Cr 2 O 7 +6KI+H 2 SO 4 =Cr 2 (SO 4 ) 3 + 7H 2 O + K 2 SO 4 + 3I 2 , Cr 2 O +14H + +6e - →2Cr 3+ + 7H 2 O. 2I - -2e - →I 2 . Выделившийся свободный йод титруют раствором тиосульфата натрия: Na 2 S 2 O 3 +I 2 =2NaI+Na 2 S 4 O 6 .
Индикатором в методе йодометрии служит раствор крахмала. Это чувствительный и специфический индикатор, образующий с йодом адсорбционное соединение синего цвета. Однако употребление этого индикатора имеет некоторые особенности. Во-первых, раствор крахмала необходимо прибавлять в самом конце титрования, когда йода останется очень мало, и титруемый раствор будет иметь светло-жёлтую окраску. Если прибавить крахмал раньше, когда йода в растворе ещё много, то образующееся соединение йода с крахмалом очень медленно реагирует с тиосульфатом и раствор легко перетитровать . Вторая особенность обусловлена тем, что в данном случае мы титруем не до появления окраски (как это обычно бывает), а до исчезновения окраски. Поэтому вблизи точки конца титрования необходимо прибавлять раствор не более чем по одной капле, после каждой капли тщательно перемешивать раствор и ждать 3-5 с. Если не соблюдать это условие, раствор очень легко перетитровать .
2. Определение восстановителей. Из числа восстановителей этим методом чаще всего определяют сульфиты, сульфиды, тиосульфаты, хлорид олова ( II ), соединения мышьяка ( III ), сурьмы ( III ), небольшие количества сероводорода и др. Рабочим раствором является раствор йода I 2 . В качестве исходного вещества для установки титра раствора йода применяют мышьяковистый ангидрид AsO 3 , который растворяют в щёлочи и получают арсенид ( AsO ). Титрование проводят в очень слабощелочной среде ( pH <8,0). Практически это достигается прибавлением раствора гидрокарбоната натрия NaHCO 3 к раствору, имеющему нейтральную или слабокислую реакцию. Индикатор – крахмал.
Все йодометрические определения проводят при следующих условиях: Реакция должна протекать практически до конца; многие йодометрические реакции обратимы и протекают до конца только при создании надлежащих условий; Титрование ведут на холоде, так как при нагревании йод может частично улетучиваться, а также потому, что с повышением температуры понижается чувствительность крахмала как индикатора; Титрование нельзя проводить в сильнощелочной среде, так как йод реагирует со щелочами; необходимо следить за тем, чтобы рН раствора не превышал 9,0; При определении окислителя необходимо применять значительный избыток йодида калия. Растворимость йода в воде мала, а избыток KI способствует растворению выделившегося при реакции йода. Кроме того, избыток KI способствует ускорению реакции между ионами I - и окислителем. Скорость реакции между йодидом калия и окислителем недостаточно велика, поэтому к титрованию выделившегося йода. Приступают не сразу, а по истечении некоторого времени после прибавления окислителя; При стоянии, перед началом титровании реакционную смесь необходимо сохранять в затемнённом месте, так как на свету ускоряется окисление I - в I 2 кислородом воздуха.
4.Нитритометрия — метод количественного анализа ароматических аминов, основанный на их титровании нитритом. Метод основан на реакции первичных аминов с азотистой кислотой с образованием диазосоединений :
Титрантом является раствор нитрита натрия, готовят с титром установленным, исходное вещество – сульфаниловая кислота, предварительно высушенная до постоянной массы. Также как установочное вещество применят н-аминоэтилбензоат , сернокислый гидразин, сульфаминовую кислоту, перманганат калия. Катализатором служит раствор бромида калия, облегчающий процесс диазотирования .
Точка эквивалентности определяется при помощи индикаторов — тропеолина 00 (переход от красного цвета раствора к жёлтому), нейтрального красного (переход от красно-фиолетового цвета к синему)- внутренние индикаторы, иодкрахмальная бумага - внешний индикатор, а также потенциометрически (с платиновым электродом в качестве индикаторного электрода, хлорсеребряного или каломельного в качестве электрода сравнения). Йодкрахмальная бумага готовится из фильтровальной бумаги, пропитанной раствором иодата калия и крахмала. В конце титрования, после прибавления каждой капли рабочего раствора каплю титруемой смеси наносят на йодкрахмальную бумагу, в точке эквивалентности она синеет. 2NaNO 2 +2KI+4Hl→I 2 +2NO+2Kl+2NaCl+2H 2 O
Для титрования обычно используют 0,1М раствор нитрита натрия. Навеску препарата (например, лекарственного средства класса сульфаниламидов) растворяют в 10 мл воды, прибавляют 10 мл 8,3%-го раствора соляной кислоты, 1 г KBr . Титрование ведут при температуре 15-20°С или 0-5°С до изменения цвета индикатора. Одновременно проводится контрольный опыт.
Применение Нитритометрия используется для количественного анализа соединений с первичной или вторичной ароматической аминогруппой, гидразидов и ароматических нитросоединений после восстановления их нитрогруппы до аминогруппы. Методом нитритометрии определяют также препараты, содержащие нитрогруппу, которую переводят в аминогруппу путем восстановления. Этот метод используется в анализе лекарственных препаратов стрептоцида, норсульфазола, сульфадимезина , левомицетина , фолиевой кислоты, дикаина, фтивзида , изониазида , новокаина и др.
5. Броматометрия — метод окислительно-восстановительного титрования, основанный на реакции восстановления бромат-иона . Методы бромирования применяются для количественного определения ароматических соединений, особенно аминов и фенолов. Раствор брома неустойчив, быстро меняет концентрацию, поэтому нельзя применять его в качестве титранта . Для титрования неорганических и органических соединений используют бром и бромат калия. Бромат является более сильным окислителем по сравнению с бромом, поэтому в качестве титранта преимущественно применяют раствор бромата . Титрование стандартным раствором бромата основано на окислении восстановителей — олова(II), мышьяка(III), сурьмы(III), селена(IV), гидроксиламина , производных гидразина и т. п. в кислой среде
При использовании метода бромирования в качестве титрованного раствора применяется раствор бромата калия. Этот раствор можно готовить по точной навеске и он не меняет свой титр в течение длительного времени (около 6 месяцев). Бромат калия, являясь окислителем, в кислой среде восстанавливается до бромида: В r О 3 - + 6Н + + 6е→ В r - +ЗН 2 О.
Свободный бром в момент выделения бромирует органические соединения, находящиеся в определяемом растворе. В методах бромирования используют прямое, косвенное (титрование заместителя) и обратное титрование.
Наряду с реакциями окисления — восстановления в присутствии бромидов наблюдаются также реакции присоединения брома и замещение бромом, который образуется в процессе взаимодействия бромата с бромидом в кислой среде: Поэтому очень часто титрование производят раствором смеси бромата и бромида калия в отношении 1:5.
В методе прямого титрования определение точки эквивалентности осуществляют визуально по изменению окраски титруемого раствора, индикаторным методом (органические азокрасители ) и инструментальными методами. При хорошем освещении и достаточной концентрации бромата калия титрование можно проводить без индикатора. Однако точку эквивалентности достаточно точно фиксировать нельзя.
Для повышения четкости и точности определения конца титрования применяют специальные необратимые индикаторы ( азокрасители ) метиловый оранжевый и метиловый красный. В точке эквивалентности выделившийся свободный бром разрушает индикатор и раствор обесцвечивается. Окраска индикатора не восстанавливается, так как окисление этих индикаторов необратимо. Окраска может исчезнуть раньше достижения точки эквивалентности, особенно если слишком быстро добавлять бромат . Поэтому к концу титрования рекомендуется добавлять еще несколько капель индикатора. Азокрасители могут окисляться непосредственно броматом , поэтому перед точкой эквивалентности обычно вновь добавляют несколько капель индикатора, который обесцвечивается в точке эквивалентности. Обратимо изменяют свою окраску при проведении броматометрических определений n-этоксихризоидин , нафтофлавон , хинолиновый желтый и др. В методе обратного титрования конечную точку титрования определяют, как правило, индикацией конца титрования избытка брома в присутствии индикатора — крахмал-иодид.
Техника титрования. Титрование проводят в кислой среде в присутствии хлористоводородной или серной кислоты, способствующих мгновенному выделению брома. Во многих случаях для улучшения растворимости анализируемого продукта наряду с водой применяют и неводные растворители (безводную уксусную кислоту, спирты и др.). Во избежание улетучивания свободного брома титрование, как правило, проводят при комнатной температуре, а иногда и при 0°С. В особых случаях медленно протекающих реакций окисления — восстановления прибегают к нагреванию титруемого раствора до 40 — 70 °С. Для предотвращения потерь брома титрование проводят в конических колбах, снабженных стеклянными притертыми пробками. Для ускорения реакций в титруемый раствор добавляют катализаторы: сульфат марганца или ртути (II), молибдат натрия и др.
В методах обратного титрования очень часто прибегают к постановке холостого опыта для того, чтобы уточнить, какое количество стандартного раствора титранта расходуется на титрование определенного объема реагента. При титровании избытка брома добавляют иодид калия, реагирующий с бромом с выделением йода, который оттитровывают стандартным раствором тиосульфата в присутствии индикатора — крахмала. Рабочий раствор броматометрии — бромат калия — обычно готовят по точной навеске его кристаллической соли. Препарат КВrО 3 получается достаточно чистым после перекристаллизации из воды и высушивания при 150...180°С. Титр раствора бромата иногда проверяют йодометрическим методом, добавляя KI к отмеренному объему бромата и титруя выделившийся йод тиосульфатом натрия. Водные растворы бромата калия устойчивы неопределенно долго. В практике используют также бромат-бромидные нейтральные растворы, содержащие бромат калия точно известной концентрации и примерно пятикратный избыток бромида калия. При подкислении такой раствор выделяет свободный бром в количестве, эквивалентном взятому количеству бромата .
Кроме того, броматометрию применяют для определения многих других неорганических и органических соединений: фенолов и их производных, аминов, аскорбиновой кислоты, 8-оксихинолина (и осаждаемых этими соединениями ионов: Мg 2+ , А1 3+ , В1 3+ , Fе 3+ , In 3+ и др.), тиомочевины , меркаптанов и т. п. Широкое применение в броматометрических определениях получила способность свободного брома вступать в реакцию замещения, присоединения и окисления-восстановления с некоторыми органическими соединениями по точному стехиометрическому уравнению без образования каких-либо побочных продуктов. Таким образом можно отметить два основных типа броматометрических определений. В реакциях первого типа непосредственно используется реакция бромата с определяемым восстановителем, а в реакциях второго типа участвует свободный бром, выделяющийся при взаимодействии бромата с бромидом. В реакциях первого типа также не исключается образование свободного брома как промежуточного продукта реакции, однако в таких реакциях бромид калия в реагирующую систему не вводят.
Броматометрический метод отличается рядом достоинств по сравнению с другими методами. 1. Бромат-бромидные растворы можно применять не только для определения восстановителей и окислителей, но и для анализа органических ненасыщенных, ароматических и гетероциклических соединений, а также для косвенного определения разнообразных ионов, осаждаемых в виде нерастворимых в воде соединений, например в виде оксихинолятов . 2. В отличие от стандартных растворов йода или брома, применяемых для анализа тех же соединений, растворы бромата калия устойчивы и не меняют своего титра в течение продолжительного времени. Поэтому при пользовании броматом получаются более надежные результаты анализа. 3. При введении в бромат-бромидную смесь ионов ртути (II) увеличивается потенциал системы бром — бромид благодаря образованию устойчивых комплексных ионов [HgBr 4 ] 2- ; При этом происходит окисление таких ионов и соединений, которые в отсутствие ионов ртути не окисляются бромат-бромидной смесью. Например, хром (III) легко окисляется до хрома (VI) в присутствии ионов ртути (II).
Броматометрический метод имеет также ряд недостатков. 1. Вода, присутствующая в растворе или образующаяся в процессе титрования неводных растворов, мешает определению многих органических соединений. 2. Окисление некоторых органических соединений сопровождается нежелательными побочными реакциями гидролиза, замещения и присоединения, вызываемыми действием ионов воды и брома. 3. В ряде случаев реакции бромата калия с органическими веществами протекают не в строго стехиометрических отношениях, что приводит к искажению конечных результатов анализа.
6. Дихроматометрия Хроматометрия ( дихроматометрия ) — метод окислительно-восстановительного титрования, основанный на реакциях окисления раствором дихромата калия в кислой среде. Дихроматометрическое титрование, или дихроматометрия —метод определения веществ, основанный на реакции их окисления дихромат-ионами . Метод—фармакопейный. Сущность метода. В основе метода лежит полуреакция Cr 2 О 7 2 ⁻ + 6e +14H + =2Cr 3+ + 7H 2 О
Титрант метода Титрантом метода является водный раствор дихромата калия К 2 Cr 2 О 7 , чаще всего с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л. Титрант готовят по точной навеске дихромата калия высокой степени чистоты, предварительно дважды перекристаллизованного из воды и затем высушенного при ~150—200 °С. При хранении в закрытой емкости в темном месте раствор дихромата калия стабилен и не изменяет свой титр в течение длительного времени. Фактор эквивалентности дихромата калия в соответствии с вышенаписанной полуреакцией равен 1/6; молярная масса эквивалента составляет М ( 1 / 6 К 2 Cr 2 О 7 ) = М (К 2 Cr 2 О 7 )/6 = 294,185/6 = 49,031 г/моль.
Определение конечной точки титрования Водные растворы дихромата калия имеют оранжевую окраску, однако ее интенсивность недостаточна для надежного определения изменения цвета титруемого раствора в ТЭ. К тому же в ТЭ присутствуют катионы Сr 3+ , образовавшиеся при восстановлении дихромат-иона и обладающие зеленой окраской, что также затрудняет определение изменения цвета титруемого раствора в ТЭ. Поэтому дихроматометрическое титрование обычно проводят в присутствии редокс-индикаторов — дифениламина, дифениламинсульфоновой кислоты, N-фенилантраниловой кислоты.
Применение Прямым дихроматометрическим титрованием можно определять ряд восстановителей, таких, как железо(II) (включая определение ферроцианидов , содержащих ферроцианид-ион [ Fe (CN) 6 ] 4 ˉ), сульфиты, иодиды, арсениты, аскорбиновую кислоту, метанол, суммы окисляющихся веществ в воде и почве и т.д. Методом обратного титрования определяют некоторые окислители. Так, определение железа(II) ведут прямым титрованием аликвоты анализируемого раствора стандартным раствором дихромата калия в кислой среде на основе реакции 6Fe 2+ + Cr 2 О 7 2 ⁻ +14H = 6Fe 3+ +2Cr 3+ + 7H 2 O
Общая оценка метода Дихроматометрия в сравнении с перманганатометрией обладает как некоторыми преимуществами, так и недостатками. К преимуществам можно отнести то, что стандартный раствор титранта готовится по точной навеске и не требует последующей стандартизации; титрант стабилен даже при длительном хранении; титрование можно проводить в соляно-кислой среде. Недостатки: несколько меньший по сравнению с перманганат-ионом cтандартный OВ потенциал редокс-пары и в связи с этим более ограниченная возможность определения восстановителей; менее удобная фиксация КТТ, необходимость использования редокс-индикаторов .
IV . Закрепление. Составить таблицу по графам Метод редоксиметрии Область применения Способы титрования Рабочие растворы в соответствии со способом титрования Исходные вещества Условия титрования Индикаторы метода
V . Задание на дом. Тема: Редоксиметрия . Вопросы для самоподготовки: Пермангонатометрия . Йодометрия . Нитритометрия . Броматометрия . Дихроматометрия .
Спасибо за внимание
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Цель занятия: сформировать знания о методах осадительного титрования Задачи : Сформировать знания о видах осадительного титрования Сформировать умения подбирать вид осадительного титрования для разных лекарственных веществ
В результате освоения темы «Осадительное титрование» обучающийся должен уметь : проводить количественный анализ химических веществ, в том числе лекарственных средств; знать : теоретические основы аналитической химии; методы количественного анализа неорганических и органических веществ, в том числе физико-химические
В результате освоения темы «Осадительное титрование» обучающийся должен овладеть профессиональными (ПК) и общими (ОК) компетенциями: ПК 2.1. Изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения. ПК 2.2. Изготавливать внутриаптечную заготовку и фасовать лекарственные средства для последующей реализации. ПК 2.3. Владеть обязательными видами внутриаптечного контроля лекарственных средств. ПК 1.6. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности. ОК 2. Организовывать собственную деятельность, выбирать типовые методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество. ОК 3. Принимать решения в стандартных и нестандартных ситуациях и нести за них ответственность.
Повторение пройденного материала Фронтальный опрос Пермангонатометрия Йодометрия, определение окислителя Йодометрия, определение восстановителя Нитритометрия Броматометрия
План: 1.Осадительное титрование 2.Аргентометрия 3.Меркурометрия
Осадительное титрование - группа титриметрических методов анализа, основанных на реакциях образования малорастворимых соединений, выделяющихся из раствора в виде осадка.
Для того чтобы реакция могла быть использована в осадительном титровании • она должна протекать количественно (величина KS осадка для бинарных электролитов не должна быть больше10-8-10-10) и быстро при обычных условиях, не сопровождаться образованием пересыщенных растворов; • образующийся осадок должен иметь постоянный состав и не должен загрязняться в процессе осаждения; • должен существовать способ обнаружения конечной точки титрования.
Методы осаждения основаны на взаимодействии определяемого вещества с титрованным раствором осадителя, в результате которого выпадает осадок. Использование этого метода для количественного определения анализируемого вещества возможно только в том случае, если выделяющиеся осадки практически нерастворимы, если реакция образования осадка протекает быстро и если результаты титрования, не искажаются побочными реакциями соосаждения. В основе образования осадков лежит закон действия масс.
Произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимых электролитов при данной температуре есть величина постоянная. ПР(КtmАnn) = С(Кtn+)m . С(Аnm-)n = соnst Если величина произведения концентраций ионов в растворе становится больше значения произведения растворимости, то малорастворимое соединение выпадает в осадок. В методе осадительного титрования применяются титранты, образующие осадки с определяемыми веществами. При этом используют реакции, дающие осадки с произведением растворимости меньше 10-10.
Точку эквивалентности в методах осадительного титрования определяют химическим путем (индикаторами на избыток титранта или исчезновение определяемого вещества), а также инструментальными методами. В методе осаждения применяют следующие типы индикаторов: осадительные, металлохромные (комплексообразующие) и адсорбционные. Осадительные индикаторы образуют с титрантом цветные осадки, при появлении которых заканчивают титрование. Металлохромные индикаторы дают с титрантом цветной комплекс, образующийся около точки эквивалентности. Устойчивость этого комплекса должна быть меньше, чем устойчивость осадка, получающегося при осадительном титровании, иначе комплекс с индикатором будет образовываться раньше осадка.
Адсорбционные индикаторы представляют собой органические соединения, являющиеся слабыми кислотами. Анионы индикатора, адсорбируясь на поверхности положительно заряженных коллоидных частиц, выпадающих в процессе титрования осадков, вызывают изменение цвета поверхности этих осадков. Таким образом, адсорбционные индикаторы вызывают изменение окраски не в растворе, а на поверхности коллоидного осадка, несущего положительный заряд.
Адсорбционные индикаторы представляют собой органические соединения, являющиеся слабыми кислотами. Анионы индикатора, адсорбируясь на поверхности положительно заряженных коллоидных частиц, выпадающих в процессе титрования осадков, вызывают изменение цвета поверхности этих осадков. Таким образом, адсорбционные индикаторы вызывают изменение окраски не в растворе, а на поверхности коллоидного осадка, несущего положительный заряд.
Реакции, применяющиеся в осадительном титровании, должны удовлетворять следующим условиям: - осадок должен иметь низкую растворимость, не сопровождается соосаждением посторонних ионов; - осадок должен выпадать быстро - образующийся в процессе осаждения осадок должен иметь стехиометрический состав - должен существовать способ фиксирования конечной точки титрования - если побочные реакции имеют место, то они не должны оказывать влияние на результат титрования.
Наиболее широкое применение получили следующие виды осадительного титрования: 1. Аргентометрическое титрование, титрант – раствор АgNО 3 . В основе метода лежит реакция образования трудно растворимого галогенида серебра: Аg+ + Аn- → АgАn↓ Для определения анионов применяют нитрат серебра, для определения катионов серебра – хлорид натрия. Аргентометрическим методом пользуются главным образом для количественного определения галогенид-ионов и ионов серебра. 2. Тиоцианометрическое титрование (роданометрическое), титрант – раствор NН4CNS. В основе метода лежит реакция: Аg+ + CNS- → АgCNS↓ Роданометрическим методом пользуются для определения галогенид-ионов и серебра. Для определения катионов Аg+ в качестве стандартного раствора используют роданид (тиоцианат) аммония, для определения галогенидов и других анионов – нитрат серебра и роданид аммония. В качестве индикатора применяют насыщенный раствор железоаммонийных квасцов.
3. Меркурометрическое титрование, титрант – раствор Нg 2 (NО 3 ) 2 . Этот метод основан на реакции осаждения раствором Нg 2 (NО 3 ) 2 различных анионов: 2 С1 - + Нg 2 2+ → Нg 2 С1 2 ↓ Меркурометрический метод имеет ряд преимуществ по сравнению с аргентометрическим методом: может применяться для титрования в кислой среде; соли ртути менее дефицитны; меньшее число ионов оказывает влияние на точность определения. Главный недостаток заключается в том, что соли ртути ядовиты. Поэтому при применении меркурометрического титрования необходимо соблюдать особую осторожность и аккуратность. 4. Сульфатометрическое титрование, титрант – раствор ВаС1 2 или раствор Н 2 SО 4 . Этот метод применяют для анализа солей бария, титруя их раствором Н2SО4 или для определения сульфатов титрованием раствором соли бария. В основе метода лежит реакция: Ва 2+ + SО 4 2 -. → ВаSО 4 ↓ В методе сульфатометрического титрования применяют металлохромные индикаторы. Этим методом все чаще заменяют трудоемкий гравиметрический метод анализа по определению сульфатов и солей бария. В зависимости от способа выполнения осадительного титрования различают следующие виды: прямое, обратное и заместительное титрование.
АРГЕНТОМЕТРИЯ - (от лат. argentum -серебро, и греч. metreo - измеряю) - титриметрический метод определения анионов (Hal - , CN - , PO 4 3- , CrO 4 2- и др.), образующих малорастворимые соединения или устойчивые комплексы с ионами Ag + Аргентометрическим титрованием называется титриметрический метод анализа, основанный на образовании малорастворимых соединений серебра. Аргентометрические методы анализа относятся к методам осаждения, которые нашли мировое применение для анализа лекарственных средств. Аргентометрию используют для анализа роданидов, хлоридов, бромидов, йодидов щелочноземельных металлов и органических оснований. Рабочим раствором является раствор AgNO 3 0,1М, а в методе Фольгарда – раствор NH 4 CNS 0,1М.
Для определения точки эквивалентности в зависимости от ph среды в аргентометрии применяют ряд индикаторов: 1. K 2 CrO 4 – 5% раствор хромата калия; 2. NH 4 Fe(SO 4 ) 2 • 12H 2 O – насыщенный раствор железо – аммонийных квасцов, подкисленный азотной кислотой; 3. Адсорбционные индикаторы: эозинат натрия, бромфеноловый синий, флуоресцеин; 4. Свежеприготовленный раствор крахмала; 5. Нитрозо – крахмальная бумага.
Сущность аргентометрических методов заключается в выделении определяемого вещества в виде трудно растворимых осадков солей серебра: AgCl, AgBr, AgJ, AgCN, AgCNS Ag + + Br - →AgBr После того, как все ионы галогенов будут осаждены, лишняя капля 0,1М AgNO 3 , будет взаимодействовать с индикатором с образованием окрашенных осадков или окрашенных растворов в точке эквивалентности.
Протекающие реакции должны удовлетворять следующим условиям: 1. Осадок должен выпадать быстро и быть практически нерастворимым. 2. На результаты титрования не должны влиять побочные реакции. 3. Точка эквивалентности должна легко фиксироваться.
Метод Мора. Прямая аргентометрия Метод Фаянса. Прямая аргентометрия Метод Фольдгарда. Обратная аргентометрия Метод Кальтгофа–Стенглера. (только для Br – ) Метод Кальтгофа (Йодкрахмальный) Аргентометрия с внешним индикатором (Для I – )
Метод Гей-Люссака Метод Гей-Люссака – это метод прямого титрования хлоридов и бромидов раствором AgNO 3 0,1М без индикатора. Эквивалентная точка наблюдается по прекращению образования осадка и просветлению титруемого раствора. Примечание . Этот метод не применим для определения йодидов и радонидов, титрование которых сопровождается образованием коллоидных систем и адсорбцией, что затрудняет установление конечной точки титрования
Метод Мора является одним из аргентометрических методов. Все эти методы основаны на реакции: Ag + + X - = AgX ↓ где Х — ионы С1 - , Вг - , I - , C N S - Метод Мора наиболее простой из всех методов аргентометрии и в то же время достаточно точный. Рабочим раствором в этом методе является раствор нитрата серебра А gNO 3 . В основу метода Мора положена реакция взаимодействия ионов серебра с ионами хлора или брома: Ag + + Cl - = AgCl ↓ А g + + Вг - = А g Вг↓
Индикатором является раствор хромата калия К 2 С rO 4 , дающий с ионами серебра красно-бурый осадок хромата серебра А g 2 Сг O 4 . Исходным веществом для определения титра рабочего раствора является хлорид натрия NaCl или хлорид калия КС1. Метод Мора позволяет определять количество хлоридов или бромидов. Йодиды этим методом не определяют, так как выпадающий в осадок йодид серебра AgI сильно адсорбирует К 2 С r О 4 , поэтому точку эквивалентности определить невозможно. Растворимость А g С1 значительно меньше, чем растворимость А g 2 С rO 4 , поэтому, если постепенно добавлять раствор А gNO 3 к раствору, содержащему ионы С1 - и С rO 4 2_ , то ПР AgCl достигается раньше ПР А g 2 CrO 4. Это означает, что вначале происходит образование труднорастворимой соли А g С1.
После того как ионы С1 - будут практически полностью выделены в виде А g С1, начинает выпадать осадок А g 2 Сг O 4 2 Ag + + CrO 4 2- = AgO ↓ + H 2 O Окраска титруемой смеси изменяется, и таким образом определяется конец титрования. Если мы титруем раствор бромида, происходит аналогичное явление. Так как ПР AgBr < ПР Ag 2 CrO 4 , то вначале происходит образование А g В r и только после полного выделения А g В r появляется осадок А g 2 Сг O 4 , меняющий окраску титруемой смеси. Сам осадок хромата серебра А g 2 Сг O 4 кирпично-красный. Однако эту окраску можно наблюдать в сильно перетитрованном растворе. В действительности нужно титровать только до ясно заметной перемены лимонно-желтой окраски в желто-розовую. Для лучшего определения конца титрования можно использовать раствор-свидетель.
Условия : 1. Определение можно проводить только в нейтральной среде, так как в кислотах хромат серебра растворяется, и мы не сможем заметить конец титрования. В щелочной среде титрование невозможно потому, что будет выпадать осадок оксида серебра 2 Ag + + 2 OH - = Ag 2 O ↓ + H 2 O 2. Определение нельзя проводить в присутствии ионов Ва 2+ , В i 3+ , РЬ 2+ , так как эти ионы образуют с ионами Сг O 4 2_ осадки, а также в присутствии анионов, дающих труднорастворимые осадки с А g + (РО 4 3- , СО 3 2- и др.). 3. Титрование всегда ведут от галогена к А gN Оз (т. е. галоген титруют раствором А gN Оз, а не наоборот), только при таком условии кирпично-красный осадок А g 2 С rO 4 образуется в точке эквивалентности.
Примечание. 1. В кислой среде титрование не проводят, так какчувствительностьK 2 CrO 4 понижается за счет растворимостиAg 2 CrO 4 ,конец титрования не четко виден,поэтому нельзя титровать соли алкалоидов. 2. В сильно щелочной среде образуется гидроокись серебра: Ag + + OH - = AgOH 2AgOH = AgO +H 2 O Результаты титрования будут завышены. 3. Йодиды по методу Мора не титруют, так как в нейтральной среде йодид серебраAgJадсорбирует на своей поверхности ионы йода, а также осадки AgJ и Ag 2 CrO 4 близкипо цвету, поэтому в точке эквивалентности трудно заметен переход окраски. 4. Определению мешают барбитураты, уротропин, так как они образуют соли серебра. Поэтому конец титрования нечетко выражен. 5. Этим методом определяют NaCl, KCl, NaBr, NH 4 Cl.
Титрант – AgNO 3 , индикаторы – эозинат натрия (Br – ,I – ), бромтимоловый синий (Cl – ), среда – CH 3 COOH (30%) NaI + AgNO 3 → AgI↓ + NaNO 3 . Йодид серебра адсорбирует на себе одноименные ионы; появляется ярко-розовая окраска. В точке эквивалентности коллоидная частица становится электронейтральной, в КТТ начинает адсорбировать Ag + ; идет перезарядка мицеллы, осадок коагулирует, раствор просветляется.
Метод Фаянса – это метод прямого титрования галогенидов раствором AgNO 3 0,1М в слабо кислой среде с применением адсорбционных индикаторов, которые показывают изменение цвета не в растворах, а на поверхности выпавшего осадка. Использование адсорбционных индикаторов основано на следующем. При титровании галогенидов образуется серебряная соль галогена, которая адсорбирует вначале на своей поверхности ионы галогена, находящиеся в избытке и заряжается отрицательно. В конце титрования все галогены уже связаны, частицы теряют свой заряд и наблюдается процесс коагуляции. При добавлении даже незначительного избытка раствора AgNO 3 частицы адсорбируют ионы серебра, заряжаются положительно и притягивают к себе окрашенный анион адсорбированного индикатора. Осадок окрашивается, что и указывает на конец реакции.
В качестве адсорбционных индикаторов применяют: 1. Бромфеноловый синий, бромкрезеловый синий – в уксуснокислой среде; 2. Эозинат натрия – в уксуснокислой среде; 3. Флуоресцеин – в нейтральной и слабо щелочной среде. Хлориды и бромиды можно титровать с бромфеноловым синим. Точную навеску хлорида или бромида растворяют в воде, прибавляют 2-3 капли индикатора бромфенолового синего, по каплям разведенную уксусную кислоту до зелено-желтого окрашивания и раствор AgNO 3 0,1М до синего окрашивания. Можно с этим индикатором оттитровать и йодиды, только вместо синего окрашивания в точке эквивалентности будет зеленое окрашивание. В качестве индикатора для определения йодидов применяют эозинат натрия. К точной навеске препарата прибавляют разведенную уксусную кислоту, 3-5 капель раствора эозината натрия и титруют раствором AgNO 3 0,1М до розового окрашивания осадка. Определению йодидов методом Фаянса не мешают хлориды, но мешают бромиды. Примечание. Методом Фаянса определяют соли алкалоидов, соли азотосодержащих оснований (димедрол, новокаин, папаверин, дикаин, пилокарпил, эфедрин).
Титранты – 1) AgNO 3 , 2) NH 4 SCN; Индикаторы – NH 4 Fe(SO 4 ) 2 (Cl – , Br – ), FeCl 3 (I – ); Среда – HNO 3 (pH=3). К раствору навески препарата прибавляют HNO 3 , точный избыточный объем AgNO 3 и индикатор: KBr + AgNO 3 → AgBr↓ + KNO 3 , AgNO 3 + NH 4 SCN → AgSCN↓ + NH 4 NO 3 ; В КТТ индикатор взаимодействует с титрантом: 3NH 4 SCN + NH 4 Fe(SO 4 ) 2 → Fe(SCN) 3 + 2(NH 4 ) 2 SO 4 .
Преимущества пред другими методами: 1. Сильнокислая среда, 2. Не мешают другие ионы; Недостатки: 1. Меньшая точность (обратный метод). Особенности титрования хлоридов: 1. Низкая скорость титрования [K s (AgCl)>K s (AgCNS)], 2. Очень слабое перемешивание, 3. Добавление толуола или бензола для экстракции AgCl. Особенности титрования йодидов: После добавления нитрата серебра ждут полного осаждения AgI, второй индикатор добавляют перед самым титрованием: 2KI + 2FeCl 3 → I 2 + 2FeCl 2 + 2KCl.
Метод Фольгарда – это метод обратного титрования применяют для количественного определения хлоридов, бромидов, йодидов в азотнокислой среде. Рабочими растворами являются раствор AgNO 3 0,1М и раствор NH 4 CNS 0,1М. Индикатор – FeNH 4 (SО 4 ) 2 – железоаммониевые квасцы. К раствору точной навески галогенида прибавляют полуторный или двойной избыток титрованного раствора нитрата серебра, разведенной азотной кислоты, 10-20 капель индикатора (железоаммониевые квасцы) и титруют избыток нитрата серебра раствором роданида аммония до буровато-оранжевого окрашивания раствора над осадком, устойчивого при непродолжительном вращательном движении. Метод Фольгарда является примером обратного титрования.
В данном методе часть AgNO 3 реагирует с ионами галогена, образуя осадок галогенидов серебра. А остальная часть оттитровывается NH 4 CNS с образованием роданида серебра AgCNS . После связывания ионов серебра лишняя капля NH 4 CNS будет реагировать с железоаммониевыми квасцами с образованием буровато-оранжевого окрашивания раствора Fe(CNS) 3 , что указывает на достижение точки эквивалентности. KJ + AgNO 3 →AgJ+KNO 3 AgNO 3 + NH 4 CNS→AgCNS +NH 4 NO 3 3NH 4 CNS + FeNH 4 (SO 4 ) 2 → Fe(CNS) 3 +2(NH 4 )SO 4
Количество AgNO 3 , которое пошло на взаимодействие с галогенидом определяют как разность между взятым количеством AgNO 3 и оставшимся в избытке. В отличие от метода Мора при методе Фольгарда присутствие кислоты не только не вредит титрованию, но, наоборот, способствует получению более точных результатов. Кислота подавляет гидролиз соли железа и уничтожает желтую окраску раствора железо-аммонийных квасцов, связанную с гидролизом. Не мешает и присутствие в растворе солей Ва 2+ , Pb 2+ и В i 3 +. При титровании по методу Фольгарда должны соблюдаться следующие условия: титровать надо соль серебра роданидом, а не наоборот; определение проводят в кислой среде; определение проводят в отсутствие солей ртути и сильных окислителей.
Примечание. 1. При титровании хлоридов по методу Фольгарда нельзя вблизи точки эквивалентности сильно встряхивать реакционную смесь, так как вследствие меньшей величины произведения растворимости Ag 4 CNS , чем AgCl , может произойти частичное превращение AgCl в AgCNS , врезультате будут получены заниженные результаты. Поэтому в данном случае прибавляют 5-10 мл органического растворителя, которые обволакивают поверхность осадка AgCl . 2. В щелочной среде можно вести определение после нейтрализации избытка ионов OH - азотной кислотой. 3. При наличии в лекарственной смеси нескольких галогенидов методом Фольгарда определяется сумма всех галогенидов.
Титранты – 1) AgNO 3 , 2) NH 4 SCN, индикатор – NH 4 Fe(SO 4 ) 2 , среда – HNO 3 (pH=3). К раствору навески препарата прибавляют HNO 3 , индикатор и точный избыточный объем NH 4 SCN (0,1 мл): 3NH 4 SCN + NH 4 Fe(SO 4 ) 2 → Fe(SNS) 3 + 2(NH 4 ) 2 SO 4 . Титруют нитратом серебра до исчезновения красного окрашивания: KBr + AgNO 3 → AgBr↓ + KNO 3, AgNO 3 + NH 4 SCN → AgSCN↓ + NH 4 NO 3 , 3AgNO 3 + Fe(SCN) 3 → 3AgSCN + Fe(NO 3 ) 3 .
Титрант – AgNO 3 , индикатор – крахмал, среда – H 2 SO 4 . К ратсвору навески препарата прибавляют 1 каплю KIO 3 (0,1 моль/л), раствор крахмала и H 2 SO 4 (1:5) до появления синего окрашивания: 5KI + KIO 3 + 3H 2 SO 4 → 3I 2 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O, Титруют AgNO 3 (0,1 моль/л) до исчезновения синего окрашивания (после удаления йодида): KI + AgNO 3 → AgI↓ + KNO 3 .
Видоизмененный метод Фольгарда Видоизмененный метод Фольгарда предусматривает прямое титрование раствором AgNO 3 0,1М. Навеску соли галогенида растворяют в воде, подкисляют азотной кислотой, прибавляют 1мл железоаммониевых квасцов и 0,1 мл 0,1М раствора роданида аммония. При этом возникает буровато-оранжевое окрашивание вследствие образования роданида железа: FeNH 4 (SO 4 ) 2 +3NH 4 CNS ® Fe(CNS) 3 + 2(NH 4 ) 2 SO 4 Раствор далее титруют 0,1М раствором AgNO 3 до исчезновения окраски. Нитрат серебра реагирует вначале с галогенидом. AgNO 3 + KJ ®¯AgJ+KNO 3 После достижения точки эквивалентности избыточная капля раствора нитрата серебра реагирует с роданидом железа, вследствие чего раствор обесцвечивается. 3AgNO 3 +Fe(CNS) 3 ® ¯3AgCNS + Fe(NO 3 ) 3
Метод Кольтгофа Метод Кольтгофа применяют для определения йодидов. К раствору йодида калия прибавляют 20-30 капель воды, 1 каплю раствора йодата калия KJO 3 0,1М, 2млсвежеприготовленного раствора крахмала и по каплям разведенную серную кислоту до появления синего окрашивания жидкости. KJO 3 +5KJ + 3H 2 SO 4 → 3J 2 +3K 2 SO 4 +3H 2 O Далее титруют раствором нитрата серебра до исчезновения синего окрашивания Синее окрашивание присуще комплексу J 2 +J + крахмал . В точке эквивалентности из раствора исчезают йодид ионы.
KJ + AgNO 3 →AgJ¯+KNO 3 – синее окрашивание исчезает. Эквивалент йодидов равен молекулярной массе. Этим методом можно определять йодиды в присутствии хлоридов и бромидов. Примечание . Хлориды не мешают определению йодидов. А если присутствуют бромиды, то необходимо до прибавления серной кислоты прилить к реакционной смеси 5 мл 10% раствора карбоната аммония (NH 4 ) 2 CO 3 Методом Кольтгофа определяют йодиды в смеси с эуфиллином, эфедрином.
Аргентометрическое титрование йодидов с внешним индикатором – нитрозо-крахмальной бумажкой. К раствору йодида прибавляют 20-30 мл воды, 5 мл разведенной серной кислоты и тируют раствором нитрата серебра до тех пор, пока капля титруемого раствора, нанесенная на нитрозо-крахмальную бумажку не будет больше вызывать ее посинения. Если в тируемом растворе еще содержится йодид, то индикаторная бумага синеет, вследствие выделения йода: 2NaNO 2 +2NaJ+2H 2 SO 4 → J 2 + 2NO +2Na 2 SO 4 +2H 2 O Эквивалент йодидов равен молекулярной массе. Для получения более точных результатов при титровании с внешним индикатором, необходимо предварительно рассчитать количество титрованного раствора нитрата серебра, которое должно пойти на титрование взятой навески йодида или провести вначале ориентировочное титрование, а затем при повторном титровании уточнить результаты. Примечание. Определению йодидов с внешним индикатором не мешают хлориды и бромиды.
Меркурометрия Меркурометрическим титрованием называется титриметрический метод анализа, основанный на образовании малорастворимых соединений ртути (I). Меркурометрическое титрование используется, главным образом, для определения хлорид- и бромид-ионов.Иодид ртути (I) неустойчив вследствие протекания реакции диспропорционирования, сопровождающейся образованием Hg2I2 и Hg. В качестве титранта в меркурометрии используют Hg 2 (NO 3 ) 2 . Стандартный раствор этого вещества является вторичным. Для приготовления данного раствора навеску Hg2(NO3)2 2H2O (х.ч.) растворяют при нагревании в 0,2 М HNO3. Для восстановления содержащейся в нём примеси Hg2+ до Hg22+ к раствору прибавляют металлическую ртуть (2-3капли на литр раствора). Затем раствор хорошо взбалтывают и оставляют на сутки. После этого раствор фильтруют и к фильтрату вновь добавляют несколько капель металлической ртути. Для стандартизации приготовленного раствора применяют NaCl. Хранят стандартный раствор Hg2(NO3)2 в склянках тёмного стекла в защищённом от света месте.
ИНДИКАТОРЫ, ИСПОЛЬЗУЕМЫЕ В МЕРКУРОМЕТРИИ А) C6H5 N NC O, C6H5 HN NH дифенилкарбазон 0,2-5 M HNO3 Дифенилкарбазон относится к группе адсорбционных индикаторов. Его применение основано на том, что после полного осаждения галогенид-ионов избыточная капля титранта реагирует с дифенилкарбазоном и образует в нейтральной или слабокислой среде осадок синего цвета , а в сильнокислой среде раствор синего цвета , в конечной точке титрования окраска становится синефиолетовой . Вносят как можно ближе к концу титрования Hg2Hal2 тиоцианатные комплексы Fe(III) Hg2+ Hg2(SCN)2 Fe(SCN)2 Fe3+ обесцвечивание
Б) тиоцианатные комплексы Fe(III) Hg2+ Hg2(SCN)2 Fe(SCN)2 Fe3+ обесцвечивание При применении раствора [Fе(NСS)3] точку конца титрования фиксируют по исчезновению красной окраски индикатора. Изменение окраски происходит при взаимодействии одной избыточной капли титранта с раствором индикатора: 3Hg 2 2+ + 2[Fе(SСN) 3 ] ↔ 3[Hg 2 NCS) 2 ] + 2Fe 3+.
Меркурометрический метод анализа основан на реакциях осаждения галогенид ионов солями ртути (I). Титрантом метода является 0,1М раствор Hg 2 (NO 3 ) 2 . Готовят как вторичный стандартный раствор, так как соли ртути (I) неустойчивые, гигроскопичны. Точно рассчитанную навеску Hg 2 (NO 3 ) 2 добавляют в мерный цилиндр, прибавляют несколько капели ртути и азотной кислоты; переливают в посуду для хранения и остаивают в течение суток. Стандартизуют по растворам KCl, NaCl. Конечную точку титрования определяют с помощью индикаторов дифенилкарбазона (синяя окраска) и Fe(SCN) 3 (по исчезанию красной окраски). Титрование проводят в кислой среде при интенсивном перемешивании.
Меркурометрический метод анализа основан на реакциях осаждения галогенид ионов солями ртути (I). Титрантом метода является 0,1М раствор Hg 2 (NO 3 ) 2 . Готовят как вторичный стандартный раствор, так как соли ртути (I) неустойчивые, гигроскопичны. Точно рассчитанную навеску Hg 2 (NO 3 ) 2 добавляют в мерный цилиндр, прибавляют несколько капели ртути и азотной кислоты; переливают в посуду для хранения и остаивают в течение суток. Стандартизуют по растворам KCl, NaCl. Конечную точку титрования определяют с помощью индикаторов дифенилкарбазона (синяя окраска) и Fe(SCN) 3 (по исчезанию красной окраски). Титрование проводят в кислой среде при интенсивном перемешивании.
В фармацевтическом анализе широко используют аргентометрию, которая предполагает взаимодействие галогенов с нитратом серебра: МеНаl + АgNО 3 → АgНаl↓ + МеNO 3 . Применяется метод в виде прямого (методы Мора, Фаянса) и обратного титрования (метод Фольгарда) Титрантами являются 0,1 М и 0,05 М растворы нитрат серебра и тиоцианата аммония. По методу Мора титрование раствором нитрата серебра выполняют при рН 6,5—10,0 в присутствие 5—7 капель 5 %-ного водного раствора хромата калия в качестве индикатора. В процессе титрования образуются малорастворимые галогениды серебра, и, когда и осаждение закончится полностью, образуется красный осадок хромата серебра, свидетельствующий о достижении точки эквивалентности: К 2 СrО 4 , + 2АgNO 3 → Ag 2 СrО 4 ↓ + 2КNO 3 Этим методом определяют концентрацию хлоридов и бромидов. Иодиды определять не рекомендуется, потому что появление красной окраски происходит ранее точки эквивалентности, что объясняется адсорбцией иодид-ионов поверхностью осадка.
Например, концентрацию никотиновой кислоты можно определить, после нейтрализации ее аликвотной части, осаждением точно измеренным избытком титрованного раствора нитрата серебра. Происходит образование малорастворимой соли. Через 30 мин осадок отфильтровывают. К аликвотной части фильтрата прибавляют несколько капель разведенной азотной кислоты, раствор железоаммониевых квасцов и титруют 0,1 М раствором тиоцианата аммония до появления розового окрашивания раствора. Концентрацию дибазола выявляют следующим образом: вначале его осаждают в виде малорастворимой соли серебра, затем осадок с фильтром переносят в колбу для титрования, прибавляют 1—2 мл разведенной азотной кислоты, слегка подогревают до растворения осадка. Охлажденный раствор титруют раствором тиоцианата аммония, используя в качестве индикатора железоаммониевые квасцы до появления розовой окраски раствора.
Для определения содержания сульфатов титрантами служат 0,1 М растворы солей нитрата свинца и нитрата бария. С целью создания оптимальных условий титрования в анализируемый раствор добавляют ацетон или 95%-ный спирт. Сульфат атропина определяют титрованием раствором нитрата свинца с индикатором дифенилкарбазидом до перехода желтого окрашивания в розовое. Концентрацию некоторых сульфатов можно выявлять титрованием раствором нитрата бария в присутствии в качестве индикатора 0,2%-ного водного раствора карбоксиарсеназа. Так определяют сульфат атропина, сульфат стрептомицина, сульфат цинка, сульфат хинина.
III . Закрепление. Вопросы 1. Требования к реакциям, используемым в методах осадительного титрования. 2. Определение галогенидов методом Мора. Индикатор метода. Условия титрования. 3. Определение галогенид-ионов методом Кольтгофа. 4. Устойчивость растворов серебра нитрата и их хранение. 5. Определение галогенидов, тиоцианатов методом Фольгарда. Индикатор метода. Условия титрования.
IV .Задание на дом. Тема: Осадительное титрование Вопросы для подготовки: Метод Гей-Люссака Метод Мора Метод Фольгарда Метод Фаянса Метод Кольтгофа Меркурометрия
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Цель занятия: сформировать знания студентов о методах комплексонометрии Задачи : Сформировать знания студентов о комплексонометрическом титровании Сформировать умения подбирать комплексонометрию анализа для разных лекарственных веществ
В результате освоения темы «Комплексонометрия» обучающийся должен уметь: проводить количественный анализ химических веществ, в том числе лекарственных средств; знать: теоретические основы аналитической химии; методы количественного анализа неорганических и органических веществ, в том числе физико-химические
В результате освоения темы «Комплексонометрия» обучающийся должен овладеть профессиональными (ПК) и общими (ОК) компетенциями: ПК 2.1. Изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения. ПК 2.2. Изготавливать внутриаптечную заготовку и фасовать лекарственные средства для последующей реализации. ПК 2.3. Владеть обязательными видами внутриаптечного контроля лекарственных средств. ПК 1.6. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности. ОК 2. Организовывать собственную деятельность, выбирать типовые методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество. ОК 3. Принимать решения в стандартных и нестандартных ситуациях и нести за них ответственность.
Фронтальный опрос Аргентометрия метод Мора Аргентометрия метод Фольгарда Аргентометрия метод Фаянса Аргентометрия метод Гей-Люссака Аргентометрия метод Кольтгофа Меркурометрия
План : 1.Комплексонометрия 2.ОФС Комплексонометрия
Комплексонометрия – метод количественного титриметрического анализа, основанный на образовании комплексных соединений ионов металлов с комплексонами. Комплексонами называют органические соединения, молекулы которых содержат как кислотные, так и основные группы и потому способные образовывать с ионами металлов внутрикомплексные соединения.
Внутрикомплексные соединения образуются в тех случаях, когда ионы металла-комплексообразователя с одной стороны замещают активные ионы водорода кислотных функциональных групп, а с другой стороны образуют связь по донорно-акцепторному механизму за счет свободных орбиталей иона металла и атомов основных групп, имеющими неподеленные электронные пары. К числу функциональных групп, содержащих ионы водорода, способные замещаться ионами металла-комплексообразователя, относятся: −COOH, −OH, −SO 3 H, −NH 2 , −SH, =NH. К числу функциональных групп, с которыми ионы металла-комплексообразователя способны образовывать связь по донорно-акцепторному механизму, относятся: ≡N, =NH, −NH 2 , −OH, =C=O, − S −, −N=N−. С помощью метода комплексонометрии определяют содержание в растворе различных ионов металлов: Mg 2+ , Ca 2+ , Zn 2+ , Cd 2+ , Al 3+ , Ni 2+ , Cu 2+ , Co 2+ , Fe 3+ и др.
В практике химического анализа как правило используют аминополикарбоновые кислоты или их соли. Нитрилоуксусная кислота НТУ; комплексон I; Н 3 У; У -3 Этилендиамин-тетрауксусная кислота ЭДТУ; комплексон II; Н 4 У; У -4
Чаще всего в качестве комплексона используют ЭДТА ( двузамещенный этилендиаминтетраацетат натрия) Комплексон III (этилендиаминтетрауксусной кислоты двунатриевая соль, трилон Б, хелатон III ) - представляет собой белый кристаллический порошок или кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде и щелочах, очень малорастворимые в спирте ;растворимость в воде при температуре 20 °C составляет 100 г/л, при температуре 80 °C – 230 г/л. ж; рН 1%-ного водного раствора 4,5; рН препарата с массовой долей 5% 4-5.5. Образует очень устойчивые комплексные соединения с большинством катионов . Молекулярная масса: 336,21. Вступает в реакцию с сильными окислителями. При хранении не допускать контакта с алюминием, цинком, никелем, медью и медными сплавами.
Формула Na2C10H14O8N2*2H2O или
При взаимодействии с ЭДТА ион металла замещает ионы водорода карбоксильных групп и образует координационную связь за счет неподеленных электронных пар атомов азота и свободных орбиталей иона металла. При этом образуется хелатный комплекс с тремя пятичленными циклами. Схематично эту реакцию можно выразить уравнением:
При взаимодействии с ЭДТА ион металла замещает ионы водорода карбоксильных групп и образует координационную связь за счет неподеленных электронных пар атомов азота и свободных орбиталей иона металла. При этом образуется хелатный комплекс с тремя пятичленными циклами. Схематично эту реакцию можно выразить уравнением:
Однако показанный на схеме реакции комплекс в действительности имеет следующее строение:
При титровании ЭДТА солей металлов-комплексообразователей протекают следующие реакции: 1) диссоциация комплексона: Na 2 H 2 Y 2Na + + H 2 Y 2− 2) взаимодействие с металлами: Me 2+ (Ca 2+ ) + H 2 Y 2− MeY 2− + 2H + Me 3+ (Al 3+ ) + H 2 Y 2− MeY − + 2H + Me 4+ (Th 4+ ) + H 2 Y 2- MeY + 2H +
Реакции с участием комплексонов протекают стехиометрично , образуются очень прочные комплексы с соотношением металла к лиганду 1:1 не зависимо от заряда иона металла. Комплексоны не удовлетворяют требованиям предъявляемым первичным стандартным веществам, поэтому их точную концентрацию устанавливают путем стандартизации. В качестве первичных стандартных веществ используют соли Са 2+ и Mg 2+ , приготовленные из фиксаналов или металлический цинк. В последнем случае, гранулы цинка взвешивают на аналитических весах, помещают в мерную колбу и растворяют в небольшом количестве НСl или H 2 SO 4 , после растворения Zn , раствор нейтрализуют и доводят объем до метки. По массе цинка и объему полученного раствора рассчитывают точную концентрацию первичного стандартного раствора.
При проведение комплексонометрического определения необходимо соблюдать определенные условия, важнейшим из которых является рН раствора. В сильно кислых растворах ( рН <3) образуются малоустойчивые кислые комплексы. При повышении рН устойчивость образовавшихся комплексов возрастает, однако в сильно щелочных средах рН >10 происходит образование малоустойчивых оксокомплексов или гидрооксиды Ме .
Из выше приведенных реакций следует, что образование комплексонатов происходит с выделение кислоты, что приводит к увеличению рН . Поэтому, как правило, титрование проводят в присутствии соответствующих буферных растворов поддерживающих рН на определенном уровне.
В комплексонометрии используют методы прямого и обратного титрования, а также метод замещения. Метод прямого титрования. Анализируемый раствор, содержащий катионы определенного металла, титруют стандартным раствором ЭДТА в присутствии буферного раствора. Этим методом определяют Mg 2+ , Ca 2+ , Zn 2+ , Cd 2+ , Al 3+ , Ni 2+ , Cu 2+ , Co 2+ , Fe 3+ , Pb 2+ , Ba 2+ и другие катионы.
Метод обратного титрования . В тех случаях, когда по тем или иным причинам невозможно провести прямое титрование, используют обратное титрование. К анализируемому раствору прибавляют точно измеренный объем стандартного раствора комплексона, нагревают до кипения для завершения реакции комплексообразования , а после охлаждения оттитровывают избыток комплексона стандартными растворами MgSO 4 или ZnSO 4 . Этот метод применяют в тех случаях, когда нет подходящего индикатора, когда в буферном растворе выпадает осадок гидроксида металла и когда реакция комплексообразования протекает медленно. Методом обратного титрования также определяют содержание катионов в нерастворимых в воде соединениях (Ca 2+ в CaC 2 O 4 , Mg 2+ в MgNH 4 PO 4 , Pb 2+ в PbSO 4 и т.п.).
Метод замещения . Метод основан на том, что ионы Mg 2+ дают с комплексоном менее устойчивое комплексное соединение, чем подавляющее большинство других катионов. Поэтому при добавлении определяемого катиона к комплексонату Mg произойдет реакция обмена. Например, при определении ионов тория, к анализируемому раствору добавляют комплексонат магния MgY 2- , а затем оттитровывают выделившиеся ионы Mg 2+ стандартным раствором ЭДТА (6): Th 4+ + MgY 2− ThY + Mg 2+ (5) Mg 2+ + H 2 Y 2− MgY 2− + 2H + (6)
Как правило, для фиксирования точки конца титрования в комплексонометрии используют так называемые металл-индикаторы , которые представляют собой органические красители, образующие с катионами определяемых металлов растворимые в воде окрашенные комплексные соединения. Получаемые при этом комплексы менее устойчивы, чем комплексы металлов с комплексонами. Металлоиндикаторы - это органические красители ( мурексид , эриохром черный Т, эриохром синечерный Б, цинкон и др.), которые образуют с определяемыми ионами растворимые в воде окрашенные комплексные соединения, менее прочные, чем комплекс катиона металла с трилоном Б.
При добавлении индикатора к раствору соли металла образуется комплекс металла с индикатором, окрашенный определенным образом. При титровании ЭДТА полученного раствора, малоустойчивый комплекс металла с индикатором разрушается и образуется более устойчивый неокрашенный комплекс металла с комплексоном, а индикатор выделяется в свободном виде, и в конечной точке раствор приобретает окраску, свойственную индикатору.
Сущность действия металл-индикатора на примере эриохрома черного Т можно представить следующим образом: 1) при добавлении индикатора к раствору соли металла (рН=8−10) образуется комплекс металла с индикатором красного цвета: Me 2+ + HInd 2− MeInd − + H + красный 2) при титровании полученного раствора ЭДТА этот комплекс разрушается, образуется более устойчивый бесцветный комплекс металла с комплексоном, а индикатор выделяется в свободном виде, придавая раствору синюю окраску: MeInd − + Na 2 H 2 Y MeNa 2 Y + HInd 2− + H + красный б/ цв . б/ цв . синий
Титрование кальция и магния раствором ЭДТА в присутствии Эриохрома черного Т.
Эриохром чёрный Т — комплексонометрический индикатор. Физико-химические свойства: Чёрные или коричневые кристаллы, хорошо растворяются в спирте, плохо растворимы в воде. Токсичен! Применение: Применяется в качестве комплексометрического индикатора для определения ионов Mg , Mn , Pb , Zn , Cd , In , Zr , лантаноидов. В интервале рН 9,5—10,0 имеет синюю окраску, а его комплексы с ионами кальция, магния и цинка в тех же условиях красно-фиолетового цвета .
Хромовый темно-синий кислотный . Физическо - химические свойства : Порошок темно-коричневого или черного цвета. Легко растворим в воде. 0,05 % раствор — вишнево-красного цвета. В интервале рН 9,5—10,0 имеет сине-фиолетовую окраску, его комплексы с ионами кальция, магния и цинка в тех же условиях красного цвета. Переход окраски при прямом титровании от красной к сине-фиолетовой.
Мурексид (MX ) - органический краситель, пурпура аммония, аммиачная соль. Имеет пурпурно-красный цвет . Физико - химические свойства: Тёмно-красные, коричневатые или пурпурные мелкие кристаллы с зеленоватым блеском, плохо растворим в воде и нерастворим в этаноле, диэтиловом эфире. Молекулярная масса 238,18. Применение: В аналитической химии - как металлоиндикатор . Индикатор для комплексонометрического определения никеля ( рН 9,5-10), меди ( рН 8-10), скандия ( рН 2,6), кальция ( рН 10,8-13,2), марганца ( рН 10), тория ( рН 2,5) и других ионов.
Для поддержания рН раствора на требуемом уровне обычно в титруемый раствор добавляют аммиачную буферную смесь. Индикаторы подбираются таким образом, чтобы интервал перехода их окраски находился в пределах скачка титрования. В настоящее время известно около 150 металл-индикаторов . Кроме металл-индикаторов для фиксирования точки конца титрования в комплексонометрии используют обычные кислотно-основные индикаторы, так как реакция комплексообразования сопровождается выделением ионов водорода H + в количестве, эквивалентном количеству определяемого катиона. Выделившуюся кислоту определяют методом нейтрализации с обычными кислотно-основными индикаторами.
Условия комплексонометрическоro титрования: 1. Реакции комплексообразования должны протекать быстро, количественно и стехиометрично , чтобы вблизи точки эквивалент-ности определяемые катионы были практически полностью связаны в комплекс. Константа нестойкости образующихся комплексов должна быть малой величиной. 2. Определяемые ионы должны образовывать с металлоиндиктором менее прочные комплексы, чем их комплексы с трилоном Б. 3. Комплексонометрическое титрование следует проводить при определенном значении рН ( рН < 10), так как в щелочной среде могут образовываться осадки гидроксидов определяемых катионов или их основные соли.
Применение Основная функция: делает нерастворимые соли металлов растворимыми. В аналитической химии для определения многих катионов и анионов, напр.: Ca , Mg , Cu , Со, N i , Zn , Fe , Mo , Al , редкоземельных элементов, Tc , U, SO 4 2− , PO 4 3− , CN − и др. при потенциометрических, полярографических и амперометрических определениях, для маскировки, В производстве медицинских препаратов и при отравлениях тяжелыми металлами, В производстве бытовой химии и синтетических моющих средств, При консервировании и др. В реставрации для удаления следов коррозии с изделий из бронзы и других цветных металлов, особо хорошо себя проявляет в очистке изделий из В промышленности для промывки теплоэнергетического оборудования, труб, котлов; водоподготовки в котельных и теплосетях; в виде стабилизатора в процессах полимеризации; в целлюлозно-бумажной промышленности; при производстве каучука; в аналитической химии и в многих других областях.
Описание ТРИЛОН Б является торговым названием динатриевой соли этилендиаминтетрауксусной кислоты и представляет собой кристаллический порошок белого цвета. Данное название введено фирмой БАСФ и использовалась как торговая марка для данного вещества, но очень быстро вошло в обиход и используется другими фирмами для обозначения продукта. Используются также тринатриевая и тетранатриевая соль этилендиаминтерауксусной кислоты, но для связывания одного и того же количества ионов их надо брать в большем количестве. ТРИЛОН Б это ион коагулянт. Схема действия его основана на извлечении ионов металла из нерастворимых солей металлов и замещения их на ионы натрия, почти все соли которого растворимы в воде причем независимо от валентности металла 1 молекула трилона реагирует с 1 молекулой металла. Это ценное свойство нашло огромное применение в аналитике.
ТРБ-2Na + CaCO3 ----> ТрБ-Ca + Na2Co3 ( раств ) ( нераств ) ( раств ) ( раств ) Аналогичное взаимодействие происходит с ионами меди железа (II и III) магния, марганца. Причем ТРИЛОН Б не является окислителем, и не взаимодействует с металлами, находящимися в нулевой степени окисления.
Благодаря вышеуказанным свойствам ТРИЛОН Б находит широкое применение различных областях промышленности. В частности, его применяют для очистки трубопроводов котлов и нагревательных элементов от накипи и ржавчины. Накипь - это известковый нарост образованный солями магния и кальция, всегда присутствующих в любой воде, и определяющих ее жесткость. Образуется в трубопроводах, на нагревательных элементах из-за уменьшения растворимости солей с повышением температуры. В результате чего уменьшается полезное сечение трубопроводов, а в теплообменниках значительно падает коэффициент теплообмена. Аналогично, Трилон Б применяют для очистки автомобильных систем охлаждения, защиты стиральных машин как отдельный препарат или в комплексе со стиральным порошком. Трилон Б применяют также в аналитической химии, для качественного и количественного определения солей металлов, благодаря возможности вещества образовывать с ионами металлов комплексоны, окрашенные в различный цвет. Причем цвет раствора будет зависеть от иона металла, с которым образован комплекс.
Опасность для человека Может вызвать раздражение кожных покровов, слизистых оболочек глаз и дыхательных путей и симптомы бронхита.
Средства индивидуальной защиты Противопылевой респиратор, средства защиты лица, глаз. Меры первой помощи Вынести пострадавшего на свежий воздух, снять загрязненную одежду. Глаза и кожные покровы тщательно и обильно промыть водой. Оттягивать веки от глазных яблок для более полного промывания. При проглатывании прополоскать рот, дать воды для питья.
По теме: методические разработки, презентации и конспекты
презентации для теоретических занятий по общей и неорганической химии
Презентации для теоретических занятий по общей и неорганической химии предназначены для студентов 1 курса, обучающихся по специальности 33.02.01 "Фармация". Также могут использоваться для пр...
Мультимедийная презентация к теоретическому занятию "Дистрофии у детей" ПМ02
В занятии отображены причины развития дистрофий у детей, клинические проявления и основные аспекты лечения, а также особенности сестринского процесса при работе с детьми с данной патологией....
презентации для теоретических занятий по органической химии
Данная презентация по теме "Теория строения органических соединений" рекомендуется для студентов 1 курса очной и очно-заочной формы обучения по специальности 33.02.01 "Фармация" ...
Презентации к теоретическим занятиям по сестринскому уходу в педиатрии
Виузано-информационное сопровождение теоретических занятий по сестринскому уходу в педиатрии (ПМ 02 "Участие в лечебно-диагностическом и реабилитационном процессах", спец-ть Сестринское дело...
Презентации к теоретическим занятия 1 семестр, дисциплина «ОП.07. Фармакология»
Презентации к теоретическием занятиям по дисциплине «ОП.07. Фармакология» для специальностей34.02.01 Сестринское дело, 31.02.02 Акушерское дело...
Презентации к теоретическим занятиям 2 семестр, дисциплина «ОП.07. Фармакология»
Презентации к теоретическием занятиям по дисциплине «ОП.07. Фармакология» для специальностей34.02.01 Сестринское дело, 31.02.02 Акушерское дело...
Презентации к теоретическим занятиям, дисциплина ОП. 01. Основы латинского языка с медицинской терминологией
Презентации к теоретическим занятиям, дисциплина ОП. 01. Основы латинского языка с медицинской терминологией для специальностей 34.02.01 Сестринское дело31.02.02 Акушерское дело...