КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

Р.В.Линко, Н.М.Колядина, Р.К.Гридасова,
М.А.Рябов
ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ ПО
КАЧЕСТВЕННОМУ
И КОЛИЧЕСТВЕННОМУ АНАЛИЗУ
Для студентов специальностей и направлений:
“Лечебное дело”, “Экология и природопользование”,
“Экология”, “Природопользование”,
“Геология и разведка месторождений полезных ископамых”,
“Агрономия”, “Ветеринария”, “Зоотехния”
Москва
Издательство Российского университета дружбы народов
2005
Утверждено
Редакционно-издательским
советом РУДН
Линко Р.В., Колядина Н.М., Гридасова Р.К., Рябов М.А.
Лабораторные работы по качественному и количественному анализу для студентов специальностей и направлений “Лечебное дело”, “Экология и природопользование”,
“Экология”, “Природопользование”, “Геология и разведка
месторождений полезных ископаемых”, “Агрономия”, “Ветеринария”, “Зоотехния”. - М.: Изд-во РУДН, 2005.-104 с.
Лабораторные работы по качественному и количественному анализу подготовлены в соответствии с программами курсов химии специальностей и направлений “Лечебное дело”, “Экология и природопользование”, “Экология”,
“Природопользование”, “Геология и разведка месторождений полезных ископаемых”, “Агрономия”, “Ветеринария”,
“Зоотехния”.
Подготовлено на кафедре общей химии РУДН.
 Российский университет дружбы народов, 2005 г.
3
КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ
Для определения качественного химического состава вещества пользуются как химическими, так и физико-химическими
методами анализа.
Химические методы основаны на использовании химических реакций определяемого элемента с различными реагентами.
В качественном анализе используются аналитические реакции.
Аналитическая реакция - это реакция, которая сопровождается
каким-либо внешним эффектом (образованием или растворением
осадка, выделением газа, изменением окраски раствора и т.д.),
позволяющим сделать вывод о наличии соответствующих ионов
или молекул в анализируемом веществе. Аналитические реакции
делятся на специфические и групповые.
Специфическая реакция – это аналитическая реакция,
внешний эффект которой характерен только для данного иона или
соединения. С помощью специфической реакции ион может быть
обнаружен в присутствии других ионов.
Групповая реакция – это реакция, внешний эффект которой характерен для группы ионов. С помощью групповых реакций
смеси ионов разделяют на аналитические группы.
Большинство аналитических реакций выполняется в водных растворах. Так как подавляющее большинство неорганических соединений в растворах диссоциировано, то при анализе
практически определяются не элементы вообще, а ионы. Поэтому
качественный анализ делится на анализ (открытие, обнаружение)
катионов и анализ анионов.
Дробный и систематический методы анализа
Качественный анализ может быть выполнен дробным или
систематическим методом.
Дробный метод анализа заключается в том, что ионы открывают в любой последовательности при помощи специфических реакций в отдельных пробах раствора в присутствии других
ионов. Однако не всегда дробный метод можно использовать на
практике, так как не для всех ионов имеются специфические ре-
4
акции. Поэтому при анализе смеси ионов в основном пользуются
систематическим методом анализа.
Систематический метод качественного анализа заключается в том, что смесь ионов с помощью групповых реагентов
предварительно разделяют в определенной последовательности на
аналитические группы. Отдельные ионы внутри каждой группы
обнаруживаются с помощью их аналитических реакций после
разделения или в условиях, устраняющих (маскирующих) влияние
других ионов.
АНАЛИТИЧЕСКАЯ КИСЛОТНО-ОСНОВНАЯ
КЛАССИФИКАЦИЯ КАТИОНОВ
В основе кислотно- основной классификации катионов,
предложенной С.Д. Бесковым и О.А. Слизковой, лежит их различное отношение к соляной и серной кислотам, к растворам щелочей и аммиака. Катионы делятся на шесть аналитических групп
(см. табл. 1).
Первая аналитическая группа катионов (растворимая
группа) включает ионы К+, Na+ и NH4+. Эта группа не имеет группового реагента, так как большинство соединений катионов этой
группы хорошо растворимо в воде.
Вторая аналитическая группа катионов (хлоридная
группа) включает катионы Ag+, Hg22+, Pb2+. Групповым реагентом
является соляная кислота, которая осаждает эти катионы в виде
малорастворимых хлоридов.
Третья аналитическая группа катионов (сульфатная
группа) включает катионы Ba2+, Ca2+, Sr2+. Их групповым реагентом является серная кислота, которая осаждает эти катионы в виде малорастворимых в воде сульфатов.
Четвертая аналитическая группа катионов (амфолитная
группа) объединяет катионы Аl3+, Cr3+, Sn2+, Zn2+. Групповым реагентом служит раствор щелочи, при действии избытка которого
образуются растворимые комплексные соединения (гидроксокомплексы).
5
Таблица 1
Аналитическая кислотно-основная классификация катионов
№
гру
ппы
I
Катионы
К+,
Na+,
NH4+
Групповой
реагент
нет
Характеристика
группы
хлориды, сульфаты, гидроксиды,
растворимые в
воде
хлориды, малорастворимые в
воде и в разбавленных кислотах
сульфаты, малорастворимые в
воде и в разбавленных кислотах
амфотерные гидроксиды, растворимые в избытке
NaOH
II
Ag+, Hg22+,
Pb2+
2М
раствор
НСl
III
Ba2+, Ca2+,
Sr2+ (Pb2+)
1М
раствор
H2SO4
IV
Аl3+, Cr3+,
Sn2+, Zn2+
(Sb3+)
4М
раствор
NaOH
V
Mg2+,
Fe2+,
Fe3+,
Mn2+,
Sb3+
25%ный
раствор
аммиака
гидроксиды, не
растворимые в
избытке NaOH и
аммиаке
VI
Сu2+, Co2+,
Ni2+
25%ный
раствор
аммиака
гидроксиды, малорастворимые в
избытке NaOH,
но растворимые в
избытке аммиака
Характер получаемых соединений
раствор
К+, Na+, NH4+
осадок
AgСl, Hg2Cl2,
PbCl2
осадок
BaSO4, CaSO4,
SrSO4 (PbSO4)
раствор
[Al(OH)4]-,
[Cr(OH)4]-,
[Zn(OH)4]2-,
[Sn(OH)4]2([Sb(OH)4]-)
осадок
Mg(OH)2,
Mn(OH)2,
Fe(OH)2,
Fe(OH)3,
Sb(OH)3
раствор
[Сu(NH3)4]2+,
[Co(NH3)6]2+,
[Ni(NH3)6]2+
6
Пятая аналитическая группа катионов (гидроксидная
группа) включает ионы Mg2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Sb3+. В качестве
группового реагента используется 25%-ный раствор аммиака, который осаждает эти катионы в виде гидроксидов, нерастворимых
в избытке реагента.
Шестая аналитическая группа катионов (аммиакатная
группа) объединяет ионы Сu2+, Co2+, Ni2+. Групповым реагентом
является 25%-ный раствор аммиака, при избытке которого образуются растворимые в воде комплексные соединения (аммиакаты).
Анализ смеси катионов I-VI аналитических групп, основанный на кислотно-основной классификации, начинают обычно
с обнаружения иона аммония дробным методом.
Систематический анализ начинают с осаждения и отделения хлоридов катионов II аналитической группы. Затем переводят
в осадок и отделяют сульфаты катионов III аналитической группы. При обработке раствора, полученного после осаждения катионов II и III аналитических групп, избытком раствора гидроксида
натрия в осадок переводят основные по своей природе гидроксиды катионов V и VI групп, а в растворе остаются катионы IV аналитической группы в виде соответствующих гидроксокомплексов.
При обработке концентрированным раствором аммиака
осадка, содержащего катионы V и VI аналитических групп, катионы VI аналитической группы образуют растворимые комплексные соединения - аммиакаты, тогда как катионы V аналитической
группы остаются в осадке в виде соответствующих гидроксидов.
После разделения катионов на группы с помощью групповых реагентов проводят обнаружение ионов внутри каждой группы.
7
Лабораторная работа № 1
АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ КАТИОНОВ I
АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
1. Аналитические реакции катиона калия, К+
1.1. Реакция с гексанитрокобальтатом (III) натрия,
Na3[Co(NO2)6]. Гексанитрокобальтат (III) натрия с катионами К+
при рН 4–5 образует желтый осадок комплексной соли
K2Na[Co(NO2)6] - гексанитрокобальтат (III) калия-натрия
2 K+ + Na+ + [Co(NO2)6]3-   K2Na[Co(NO2)6]
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли калия и осторожно прибавьте 1-2 капли свежеприготовленного раствора Na3[Co(NO2)6] или несколько кристалликов
сухой соли. Выполнению реакции мешают ионы NH4+, но осадок
(NH4)2Na[Co(NO2)6] легко разлагается при нагревании. Поэтому
реакцию следует проводить при нагревании. Остальные катионы I
и II аналитических групп проведению этой реакции не мешают.
Если рН раствора >7, то следует добавить по каплям 2М раствор
СH3COOH, если рН раствора <3, то следует добавить по каплям
2М раствор CH3COONa для достижения необходимого значения
рН. Среда с рН>7 – недопустима.
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
1.2. Окрашивание пламени. Летучие соли калия окрашивают пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.
Выполнение реакции: чистую нихромовую проволоку опустите в насыщенный раствор соли калия или в сухую соль калия и
затем внесите её в пламя горелки. Окраску пламени лучше
наблюдать через синее стекло. Запишите наблюдения в тетрадь.
Для очистки нихромовой проволоки опустите ее в концентрированный раствор HCl, затем внесите в пламя газовой горелки.
Повторите эту операцию несколько раз. Отсутствие окрашивания
пламени свидетельствует о чистоте нихромовой проволоки.
8
2. Аналитические реакции катиона натрия, Na+
2.1. Реакция с гексагидроксостибатом (V) калия,
K[Sb(OH)6]. Гексагидроксостибат (V) калия с ионами Na+ в
нейтральной или слабощелочной среде (рН = 7 - 8) при охлаждении образует белый кристаллический осадок Na[Sb(OH)6] - гексагидроксостибат (V) натрия:
Na+ + [Sb(OH)6]-   Na[Sb(OH)6]
Осадок Na[Sb(OH)6] растворим в горячей воде и частично
в щелочах.
Выполнению реакции мешают ионы аммония. Соли аммония, подобно кислотам, выделяют аморфный осадок:
[Sb(OH)6]- + Н+  HSbO3 + 3H2O
Кроме того, выполнению реакции мешают ионы Li+ и Mg2+.
Выполнение реакции: возьмите в пробирку 5 - 6 капель
раствора любой соли натрия и при помощи универсального индикатора определите рН среды. Если среда кислая (рН 7), нейтрализуйте ее, прибавляя по каплям КОН. Если среда щелочная (рН
7), прибавьте по каплям раствор уксусной кислоты (СН3СООН) до
нейтральной реакции (рН  7). К этому раствору прилейте 2-3
капли раствора K[Sb(OH)6]. Пробирку охладите под струей холодной водопроводной воды. Потирание стенок пробирки стеклянной палочкой ускоряет процесс выпадения белого кристаллического осадка соли Na[Sb(OH)6].
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.2. Окрашивание пламени. Летучие соли натрия окрашивают пламя газовой горелки в желтый цвет.
Выполнение реакции: чистую нихромовую проволоку опустите в насыщенный раствор соли натрия или в сухую соль натрия
и затем внесите её в пламя горелки. Запишите наблюдения в тетрадь.
3. Аналитические реакции катиона аммония, NH4+
3.1. Реакция со щелочами. Щелочи NaOH или КОН взаимодействуют с солями аммония с выделением газообразного аммиака:
9
NH4+ + OH-  NH3  + H2O
Выделяющийся аммиак можно обнаружить по запаху или с
помощью фенолфталеиновой бумажки, смоченной дистиллированной водой. Образующиеся ионы ОН- изменяют окраску
фенолфталеина с бесцветной на малиновую. Реакция специфична, позволяет обнаружить ион аммония в присутствии всех
других ионов.
Выполнение реакции: опыт лучше проводить в “газовой
камере” - фарфоровой чашке, накрытой часовым стеклом. На
внутреннюю поверхность часового стекла поместите смоченный
дистиллированной водой кусочек фенолфталеиновой бумаги. В
фарфоровую чашку возьмите 2-3 капли раствора щелочи и добавьте 1-2 капли раствора любой соли аммония. Закройте фарфоровую чашку часовым стеклом (слегка подогрейте ее на водяной
бане).
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3.2. Реакция с реактивом Несслера. Реактив Несслера
(смесь K2[HgI4] и КОН) образует с катионами NH4+ осадок краснокоричневого цвета [OHg2NH2]I:
NH4+ + 2 [HgI4]2- + 4 OH-   [OHg2NH2]I + 7 I- + 3 H2O
Выполнение реакции: на предметное стекло или в пробирку поместите 1-2 капли раствора соли аммония и прибавьте к
нему 2-3 капли реактива Несслера.
Выполнению реакции мешают катионы металлов (например, Fe3+, Cr3+ и др.), образующие в щелочной среде окрашенные
осадки соответствующих гидроксидов.
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Лабораторная работа № 2
АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ КАТИОНОВ II
АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
Групповым реагентом на катионы второй аналитической
группы является 2 М раствор соляной кислоты, который с катио-
10
нами Ag+, Hg22+ и Pb2+ образует белые осадки AgCl, Hg2Cl2 и
PbCl2.
1. Аналитические реакции катиона серебра, Ag+
1.1. Реакция с хлоридами. Соляная кислота и растворимые в
воде хлориды с катионом серебра образуют белый творожистый
осадок AgCl :
Ag+ + Cl-   AgCl
Осадок AgCl растворяется в избытке раствора аммиака с
образованием
бесцветного
комплексного
соединения
[Ag(NH3)2]Cl:
 AgCl + 2 NH3  [Ag(NH3)2]+ + ClПолученное комплексное соединение устойчиво только в
присутствии избытка аммиака и может быть разрушено сильными
кислотами (HNO3, H2SO4) с образованием осадка AgCl:
[Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2 H+   AgCl + 2 NH4+
Выполнение реакции: поместите в центрифужную пробирку (короткая коническая пробирка) 2-3 капли раствора соли серебра и прибавьте к нему 2-3 капли 2 М раствора HCl.
Отделите осадок от раствора центрифугированием.
К осажденному хлориду серебра по каплям добавьте раствор аммиака до полного растворения осадка. К полученному раствору добавьте 1-2 капли фенолфталеина, а затем действием (по
каплям) 2 М раствора HNO3 нейтрализуйте избыток основания и
разрушьте комплекс. Помутнение раствора указывает на образование осадка AgCl.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
1.2. Реакция с иодидом калия, KI. Иодид калия образует
с катионом Ag+ светло-желтый осадок иодида серебра, практически нерастворимого в воде и концентрированном растворе аммиака:
Ag+ + I-   AgI
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли серебра и прибавьте к нему 2-3 капли раствора иодида
калия.
11
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2. Аналитические реакции катиона ртути (I), Hg22+
2.1. Реакция с хлоридами. Соляная кислота и растворимые в воде хлориды с катионом ртути (I) образуют белый осадок
хлорида ртути (I) - Hg2Cl2 (каломель), при взаимодействии которого с раствором аммиака образуется белый осадок соединения
[HgNH2]Cl и выделяется металлическая ртуть черного цвета.
Hg22+ + 2 Cl-   Hg2Cl2
 Hg2Cl2 + 2 NH3   [HgNH2]Cl +  Hg + NH4+
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли ртути (I) и добавьте к нему 3-4 капли 2М раствора HCl.
К образовавшемуся осадку добавьте 5-10 капель концентрированного раствора аммиака.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.2. Восстановление ртути (I) металлической медью.
Металлическая медь восстанавливает Hg22+ до металла с образованием амальгамы:
Hg22+ + 2 Cu  2 Hg + Cu2+
Выполнение реакции: на медную монету или медную пластинку поместите 2-3 капли раствора соли ртути (I). Через 2-3 минуты смойте раствор водой и потрите поверхность кусочком
фильтровальной бумаги.
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3. Аналитические реакции катиона свинца, Pb2+
3.1. Реакция с хлоридами. Соляная кислота и растворимые в воде хлориды образуют с катионами свинца Pb2+ белый
осадок хлорида свинца, растворимый в горячей дистиллированной
воде:
Pb2+ + 2 Cl-   PbCl2
12
Выполнение реакции: поместите в центрифужную пробирку 2-3 капли раствора соли свинца. Прибавьте к нему 2-3 капли 2
М раствора HCl.
Осадок отделите от раствора центрифугированием.
К полученному осадку прилейте 2-3 мл дистиллированной
воды, смесь перемешайте стеклянной палочкой и нагрейте пробирку на водяной бане.
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3.2. Реакция с иодидом калия, KI. Иодид калия образует
с ионами свинца Pb2+ осадок золотисто-желтого цвета, растворимый в горячей дистиллированной воде:
Pb2+ + 2 I-   PbI2
При охлаждении раствора PbI2 снова выпадает в осадок в
виде золотисто-желтых кристаллов. Эту реакцию часто называют
“реакцией золотого дождя”.
Выполнение реакции: возьмите в пробирку 2-3 капли раствора соли свинца и прибавьте к нему 2-3 капли раствора иодида
калия. К полученному осадку прилейте 3-5 мл дистиллированной
воды и нагрейте пробирку на водяной бане до полного растворения осадка. Охладите пробирку под струей холодной воды. При
медленном охлаждении раствора образуются крупные золотистожелтые кристаллы PbI2.
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3.3. Реакция с хроматом калия, K2CrO4. Хромат калия с
катионами свинца Pb2+ образует осадок хромата свинца PbCrO4
желтого цвета, растворимый в сильных кислотах и щелочах, но
нерастворимый в уксусной кислоте:
Pb2+ + CrO42-   PbCrO4
 2 PbCrO4 + 2 H+  2 Pb2+ + Cr2O72- + H2O
 PbCrO4 + 3 OH-  [Pb(OH)3]- + CrO42Выполнение реакции: в пробирку возьмите 2-3 капли раствора соли свинца, добавьте к нему 2-3 капли раствора хромата
калия. Полученный осадок разделите на две части. В первую пробирку с осадком добавьте 4-5 капель 2 М раствора NaOH или
13
КОН. Во вторую пробирку с осадком добавьте 4-5 капель 2 М раствора уксусной кислоты, СН3СООН.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Лабораторная работа № 3
АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ КАТИОНОВ III
АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
Групповым реагентом на катионы третьей аналитической
группы является 1 М раствор серной кислоты, которая с катионами Ba2+и Ca2+ образует осадки малорастворимых сульфатов ВaSO4
и CaSO4 белого цвета.
1. Аналитические реакции катиона бария, Ва2+
1.1. Реакция с серной кислотой. Серная кислота и растворимые сульфаты с ионами бария Ва2+ образуют белый кристаллический осадок, нерастворимый в минеральных кислотах:
Ba2+ + SO42-   BaSO4
Выполнение реакции: поместите в пробирку 1-2 капли раствора соли бария и добавьте к нему 2-3 капли 1 М раствора H2SO4.
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
1.2. Реакция с хроматом калия, K2CrO4 или дихроматом калия, K2Cr2O7. Хромат калия с ионами бария Ва2+ при рН =
4-5 образует желтый осадок хромата бария ВаCrO4:
Ba2+ + CrO42-   ВаCrO4
Хромат бария растворим в сильный кислотах (кроме
H2SO4, см. п. 1.1), но нерастворим в уксусной кислоте. При проведении реакции в уксуснокислой среде определению иона бария не
мешают ионы Ca2+, так как осадок CaCrO4 не образуется.
Выполнение реакции: смешайте в пробирке по 5 капель
растворов хлорида бария и хромата калия. Полученный осадок
разделите на две пробирки. В первую пробирку с осадком добавьте 2-3 мл 2 М раствора HCl, а в другую - 2-3 мл 2 М раствора
СН3СООН.
14
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
1.3. Окрашивание пламени. Летучие соли бария окрашивают пламя газовой горелки в желто-зеленый цвет.
Выполнение реакции: чистую нихромовую проволоку опустите в насыщенный раствор соли бария или в сухую соль и затем
внесите её в пламя газовой горелки. Запишите наблюдения в тетрадь.
2. Аналитические реакции катиона кальция, Са2+
2.1. Реакция с серной кислотой. Серная кислота и растворимые сульфаты в концентрированных растворах образуют с
катионом кальция Са2+ кристаллы гипса CaSO42Н2О белого цвета,
имеющие игольчатую форму:
Сa2+ + SO42- + 2 Н2О   СaSO4  2Н2О
Выполнение реакции: поместите на предметное стекло 1
каплю раствора соли кальция, прибавьте к нему 1 каплю 1 М раствора H2SO4 и 1 каплю С2Н5ОН для уменьшения растворимости.
Осторожно нагрейте предметное стекло на водяной бане до появления белых кристаллов гипса. Рассмотрите их под микроскопом.
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.2. Реакция с оксалатом аммония, (NH4)2C2O4. Оксалат
аммония с ионами кальция Са2+ образует белый кристаллический
осадок CаC2O4, нерастворимый в уксусной кислоте, но растворимый в сильных кислотах:
Сa2+ + C2O42-   CаC2O4
Выполнение реакции: поместите в пробирку 1-2 капли раствора соли кальция, 3-4 капли раствора (NH4)2C2O4 и 1-2 капли 2
М раствора аммиака. Полученный осадок разделите на две части.
В первую пробирку с осадком добавьте 2-3 мл 2 М раствора HCl,
а в другую - 2-3 мл 2 М раствора СН3СООН.
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.3. Окрашивание пламени. Летучие соли кальция окрашивают пламя газовой горелки в оранжево-красный цвет.
15
Выполнение реакции: чистую нихромовую проволоку опустите в насыщенный раствор хлорида кальция или в сухую соль и
затем внесите её в пламя газовой горелки. Запишите наблюдения
в тетрадь.
Лабораторная работа № 4
АНАЛИЗ СМЕСИ КАТИОНОВ I - III АНАЛИТИЧЕСКИХ
ГРУПП
Предварительные испытания
1. С помощью универсального индикатора определите рН
раствора.
2. Проведите реакцию открытия иона NH4+ (см. л.р.1).
1. Осаждение хлоридов катионов II аналитической
группы групповым реагентом HCl (2 М)
1.1. Поместите в центрифужную пробирку 2-3 мл исследуемого раствора и прибавьте к нему 8-10 капель 2 М раствора HCl.
Перемешайте смесь стеклянной палочкой и затем отделите осадок
от раствора центрифугированием.
Проверьте полноту осаждения. Для этого к раствору над
осадком (центрифугату) прибавьте еще 2-3 капли раствора HCl.
Если при этом не происходит помутнение раствора, то осаждение
полное.
Осадок 1
Центрифугат 1
PbCl2, AgCl, Hg2Cl2
NH4+, Na+, K+, Ba2+, Ca2+
1.2. Центрифугат 1 слейте с осадка в отдельную пробирку
и напишите номер (стеклографом или восковым карандашом).
Оставьте этот раствор для дальнейшего анализа.
1.3. Работайте с осадком 1.
Осадок промойте дистиллированной водой, содержащей 23 капли HCl. Отделите осадок от раствора центрифугированием,
осторожно слейте раствор с осадка в раковину. К промытому
осадку добавьте 2-3 мл дистиллированной воды, перемешайте
стеклянной палочкой и нагрейте на водяной бане.
PbCl2 (если он есть) должен раствориться в горячей воде. В
осадке останутся (если они есть) AgCl и Hg2Cl2 (осадок 2).
16
1.4. Отделите осадок 2 от раствора центрифугированием.
Центрифугат 2 слейте в отдельную пробирку и проведите реакцию
открытия Pb2+ (реакцией с KI).
Осадок 2
Центрифугат 2
AgCl, Hg2Cl2
Pb2+
1.5. К оставшемуся в центрифужной пробирке осадку 2
прибавьте 2-3 мл концентрированного раствора NH3, перемешайте
смесь стеклянной палочкой.
AgCl (если он есть) растворится в растворе аммиака с образованием бесцветного раствора аммиаката серебра [Ag(NH3)2]Cl
(см. л.р. 2). Hg2Cl2 (если он есть) превращается в смесь [HgNH2]Cl
и Hg - черного цвета (см. л.р. 2).Отделите осадок 3 от раствора
центрифугированием.
Осадок 3
Центрифугат 3
[HgNH2]Cl + Hg
[Ag(NH3)2]+ + Cl1.6. К центрифугату 3 добавьте 1-2 капли фенолфталеина и
затем по каплям раствор HNO3 (конц.) до исчезновения малиновой
окраски. Комплексный аммиакат серебра [Ag(NH3)2]Cl (если он
есть) разрушается с образованием белого осадка AgCl.
Примечание. Если при проведении реакций Вы не наблюдаете ожидаемый эффект, следовательно, в Вашей задаче отсутствуют соответствующие катионы.
2. Определение катионов III аналитической группы
2.1. Поместите в пробирку 2-3 капли центрифугата 1 и
прибавьте к нему 2-3 капли раствора H2SO4 (1 М) и 5-7 капель этанола. Образование осадка или помутнение раствора свидетельствует о присутствии катионов III группы.
2.2. Поместите в центрифужную пробирку 1-2 мл центрифугата 1, добавьте к нему 3-4 капли раствора СH3COONa и 4-5 капель раствора K2Cr2O7. Если в растворе присутствуют ионы Ba2+,
выпадает желтый осадок BaCrO4.
Проверьте полноту осаждения. Отделите осадок от раствора центрифугированием.
Осадок 4
Центрифугат 4
BaCrO4
NH4+, Na+, K+, Ca2+, Cr2O72-
17
2.3. Центрифугат 4 окрашен в оранжевый цвет из-за присутствия ионов Cr2O72-. К этому центрифугату прибавьте 5-7 капель раствора оксалата аммония (NH4)2C2O4. Если в растворе присутствуют ионы Ca2+, выпадает белый осадок, цвет которого хорошо виден после центрифугирования. Осадок 5 промойте дистиллированной водой и проверьте его растворимость в соляной и
уксусной кислотах, а центрифугат 5 вылейте в раковину.
Осадок 5
Центрифугат 5
СаC2O4
NH4+, Na+, K+, Cr2O723. Определение катионов I аналитической группы
3.1. Если в предварительных испытаниях Вами был обнаружен ион аммония NH4+, то не следует искать ионы калия и
натрия, так как он мешает открытию этих ионов.
Если ион аммония не был обнаружен, то для определения
ионов калия и натрия проводят следующие операции.
3.2. Для открытия ионов K+ из исходного раствора с помощью раствора карбоната натрия Na2CO3 осаждают катионы II и
III аналитических групп, а в растворе остаются ионы K+.
В центрифужную пробирку поместите 1-2 мл исходного
раствора и прибавьте 1-2 мл раствора Na2CO3. Отделите осадок от
раствора центрифугированием.
Осадок 6
Центрифугат 6
Карбонаты I и III групп
Na+, K+
3.3. К центрифугату 6 прибавьте 1-2 капли фенолфталеина,
несколько капель раствора CH3COOH, до исчезновения малиновой
окраски и немного свежеприготовленного раствора Na3[Co(NO2)6]
(см. л.р. 1). Образование желтого осадка K2Na[Co(NO2)6] свидетельствует о присутствии в растворе ионов калия.
3.4. Для открытия ионов Na+ из исходного раствора с помощью раствора карбоната калия K2CO3 осаждают катионы II и III
аналитических групп, а в растворе остаются ионы Na+.
В центрифужную пробирку поместите 1-2 мл исходного
раствора и прибавьте 1-2 мл раствора K2CO3. Отделите осадок от
раствора центрифугированием.
18
Осадок 7
Центрифугат 7
Карбонаты II и III групп
Na+, K+
3.5. К 2-3 каплям центрифугата 7 прибавьте 3-4 капли раствора K[Sb(OH)6] и охладите под струей холодной воды при потирании стеклянной палочкой (см. л.р.1). Образование белого мелкокристаллического осадка Na[Sb(OH)6] свидетельствует о присутствии ионов натрия.
Лабораторная работа № 5
АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ КАТИОНОВ IV
АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
Групповым реагентом на катионы IV аналитической группы является 2 М раствор гидроксида натрия NaOH. При действии
NaOH на раствор, содержащий ионы IV аналитической группы,
сначала образуются аморфные осадки соответствующих гидроксидов: серо-зеленый Cr(OH)3, белые Zn(OH)2, Al(OH)3 и Sn(OH)2.
Так как гидроксиды хрома (III), цинка, алюминия и олова(II) проявляют амфотерные свойства, то они растворяются в избытке щелочи с образованием соответствующих гидроксосоединений:
Zn2+ + 2 OH-   Zn(OH)2
Al3+ + 3 OH-   Al(OH)3
Cr3+ + 3 OH-   Cr(OH)3
Sn2+ + 2 OH-   Sn(OH)2
 Zn(OH)2 + 2 OH-  [Zn(OH)4]2 Al(OH)3 + OH-  [Al(OH)4] Cr(OH)3 + OH-  [Cr(OH)4] Sn(OH)2 + OH-  [Sn(OH)3]1. Аналитические реакции катиона цинка, Zn2+
1.1. Реакция с раствором аммиака. Ионы Zn2+ с раствором аммиака образуют белый осадок гидроксида цинка, который
растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката цинка:
Zn2+ + 2 NH3 + 2 H2O   Zn(OH)2 + 2 NH4+
 Zn(OH)2 + 4 NH3 → [Zn(NH3)4]2+ + 2 OH-
19
Выполнение реакции: поместите в пробирку 4-5 капель
раствора соли цинка. Прилейте к нему по каплям 2 М раствора
аммиака до образования белого осадка. К полученному осадку
прилейте избыток раствора NH3 до растворения осадка.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
1.2. Реакция с дитизоном. Ионы Zn2+ с дитизоном
C6H5-NH-N=С(SН)-N=N-C6H5 (дифенилтиокарбазоном) образуют
внутрикомплексную соль красного цвета, растворимую в хлороформе (CHCl3).
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли цинка, добавьте 2-3 капли ацетатного буфера и затем 23 капли 10% раствора дитизона в хлороформе. Энергично встряхните пробирку. Образующаяся в результате реакции внутрикомплексная соль экстрагируется в слой хлороформа, и он окрашивается в красный цвет.
Запишите наблюдения в тетрадь.
2. Аналитические реакции катиона алюминия, Al3+
2.1. Реакция с раствором аммиака. Ионы Al3+ образуют с
раствором аммиака белый аморфный осадок гидроксида алюминия Al(OH)3, нерастворимый в избытке аммиака:
Al3+ + 3 NH3 + 3 H2O   Al(OH)3 + 3 NH4+
Выполнение реакции: поместите в пробирку 4-5 капель
раствора соли алюминия и прибавьте к нему 5-6 капель 2 М раствора NH3. Проверьте растворимость гидроксида алюминия в избытке раствора аммиака.
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.2. Реакция с ализарином. Ализарин - C14H6O2(OH)2, образует с Al(OH)3 внутрикомплексную соль красного цвета (алюминиевый лак).
Выполнение реакции: возьмите кусочек фильтровальной
бумаги и нанесите на него пипеткой 1 каплю раствора соли алюминия. Подержите бумагу в течение 1-2 мин. над открытой склянкой с концентрированным (25%) раствором NH3. На бумаге обра-
20
зуется Al(OH)3. В центр влажного пятна нанесите каплю ализарина
и еще 1-2 мин. подержите фильтровальную бумагу над склянкой с
концентрированным раствором NH3.
Подсушите фильтровальную бумагу над пламенем газовой
горелки. При этом исчезает фиолетовая окраска ализарина, а красное пятно алюминиевого лака остается. Запишите наблюдения в
тетрадь.
3. Аналитические реакции катиона хрома (III), Cr3+
3.1 Реакция со щелочами. Гидроксиды натрия и калия
осаждают ионы Cr3+ в виде гидроксида Cr(OH)3 серо-зеленого
цвета, который растворяется в избытке щелочи с образованием
зеленого раствора тетра- или гексагидроксохромата(III).
Cr3+ + 3 OH- →  Cr(OH)3
 Cr(OH)3 + OH- → [Cr(OH)4]3.2 Реакция с пероксидом водорода в щелочной среде.
Ионы Cr3+ в избытке щелочи окисляются пероксидом водорода
Н2О2 до хромат-ионов CrO42- - желтого цвета:
2 Cr3+ + 10 OH- + 3 Н2О2 → 2 CrO42- + 8 Н2О
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли хрома (III) и прибавьте 6-7 капель 2 М раствора NaOH
до образования зеленого раствора гидроксокомплекса хрома (III).
К полученному раствору прибавьте 3-4 капли 10% раствора Н2О2 и
нагрейте смесь на водяной бане в течение 2-3 минут. Окрашивание
раствора в желтый цвет свидетельствует об образовании иона
CrO42-.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
4. Аналитические реакции катиона олова, Sn2+
4.1 Реакция с солями висмута (III) в щелочной среде.
Ионы Sn2+ в щелочной среде окисляются солями висмута (III) до
Sn4+ с образованием черного осадка металлического висмута:
2 Bi3+ + 3 [Sn(OH)3]- + 9 OH- →→  2 Bi + 3 [Sn(OH)6]2Выполнение реакции: к 2-3 каплям раствора соли Sn2+ добавьте избыток раствора NaOH (4 М) – до растворения образовав-
21
шегося белого осадка Sn(OH)2. К полученному раствору прибавьте
по каплям раствор соли Bi3+ до появления черного осадка.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Лабораторная работа № 6
АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ КАТИОНОВ V
АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
Групповым реагентом на катионы V аналитической группы является 25% раствор NH3. При действии раствора аммиака на
раствор, содержащий катионы V аналитической группы, образуются аморфные осадки соответствующих гидроксидов: белые
Mg(OH)2, Fe(OH)2, Sb(OH)3, красно-бурый Fe(OH)3 и желторозовый Mn(OH)2, которые нерастворимы в избытке NH3.
Mg2+ + 2 NH3 + 2 H2O   Mg(OH)2 + 2 NH4+
Fe2+ + 2 NH3 + 2 H2O   Fe(OH)2 + 2 NH4+
Fe3+ + 3 NH3 + 3 H2O   Fe(OH)3 + 3 NH4+
Mn2+ + 2 NH3 + 2 H2O   Mn(OH)2 + 2 NH4+
Sb3+ + 3 NH3 + 3 H2O   Sb(OH)3 + 3 NH4+
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соответствующей соли и 2-3 капли 25% раствора аммиака.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Гидроксиды Mg(OH)2, Fe(OH)2 и Mn(OH)2 растворяются в
насыщенном растворе NH4Cl:
 Mg(OH)2 + 2 NH4+  Mg2+ + 2 NH3 + 2 H2O
Основания Mg(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 и Mn(OH)2 не растворяются в растворах щелочей и аммиака, но легко растворяются
в сильных кислотах. Гидроксид железа (II) в щелочной среде
быстро окисляется кислородом воздуха до гидроксида железа (III):
 4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O   4 Fe(OH)3
Гидроксид сурьмы Sb(OH)3 растворяется в растворах щелочей и концентрированной соляной кислоте с образованием соответствующих комплексных ионов [Sb(OH)4]- и [SbCl4]-.
22
1. Аналитические реакции катиона магния, Mg2+
1.1 Реакция с 8-оксихинолином, (C9H6NOH). Ионы Mg2+
в аммиачной среде (рН = 9-10) с 8-оксихинолином образуют зеленовато-желтый осадок оксихинолята магния Mg(C9H6NO)2:
Mg2+ + 2 C9H6NOH → Mg(C9H6NO)2 + 2 H+
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли магния, 3-4 капли аммиачного буферного раствора и 34 капли раствора 8-оксихинолина. Перемешайте смесь палочкой.
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
1.2 Реакция с гидрофосфатом натрия, Na2HPO4. Катионы магния Mg2+ в присутствии аммиака и хлорида аммония образуют белый кристаллический осадок фосфата магния и аммония
MgNH4PO4, который легко растворяется в уксусной и сильных
кислотах:
Mg2+ + NH3 + HPO42- →  MgNH4PO4
 MgNH4PO4 + 3 H+ → Mg2+ + NH4+ + H3PO4
 MgNH4PO4 + CH3COOH → Mg2+ + NH4+ + CH3COO- + HPO42Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли магния, добавьте 2-3 капли раствора HCl (2 М) и 2-3
капли раствора Na2HPO4. Затем добавьте в пробирку 1 каплю раствора фенолфталеина и по каплям раствор аммиака (2 М), перемешивая содержимое пробирки стеклянной палочкой, до появления розовой окраски фенолфталеина ( рН  9). В присутствии иона
Mg2+ выпадает белый кристаллический осадок.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
1.3. Реакция с растворами щелочей. Ионы Mg2+ с раствором NaOH или KOH образуют белый аморфный осадок
Mg(OH)2, нерастворимый в избытке щелочи, но растворимый в
концентрированном растворе NH4Cl:
 Mg(OH)2 + 2 NH4+ → Mg2+ + 2 NH3 + 2 H2O
Выполнение реакции: поместите в пробирку 4-5 капель
раствора соли магния и прибавьте к нему 4-5 капель раствора
NaOH (2 М), а затем 5-7 капель раствора NH4Cl.
23
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2. Аналитические реакции катиона железа (II), Fe2+
2.1. Реакция с гексацианоферратом (III) калия,
K3[Fe(CN)6]. Ионы Fe2+ в кислой среде с гексацианоферратом (III)
калия образуют синий осадок – калия-железа (II) гексацианоферрат (III) (турнбулева синь):
Fe2+ + K+ + [Fe(CN)6]3- →  KFe[Fe(CN)6]
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли железа (II), добавьте 1-2 капли 2 М раствора HCl и 1-2
капли раствора K3[Fe(CN)6].
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3. Аналитические реакции катиона железа (III), Fe3+
3.1. Реакция с гексацианоферратом (II) калия,
K4[Fe(CN)6]. Ионы Fe3+ в кислой среде с гексацианоферратом (II)
калия образуют темно-синий осадок калия-железа (III) гексацианоферрат (II) (берлинская лазурь):
Fe3+ + K+ + [Fe(CN)6]4- →  KFe[Fe(CN)6]
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли железа (III), добавьте 1-2 капли 2 М раствора HCl и 1-2
капли раствора K4[Fe(CN)6].
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3.2. Реакция с роданидом аммония, NH4SCN, или роданидом калия, KSCN. Ионы Fe3+ в кислой среде (pH = 2) с роданидом аммония или калия образуют комплексное соединение, которое окрашивает раствор в кроваво-красный цвет:
Fe3+ + 6 SCN- → [Fe(SCN)6]3Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли соли
железа (III). Универсальным индикатором проверьте рН. При
необходимости прибавьте 1-2 капли 2 М раствора HCl. Прибавьте
2-3 капли насыщенного раствора роданида аммония (или калия)
или сухую соль. Обратите внимание на окраску раствора.
24
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
4. Аналитические реакции катиона марганца (II), Mn2+
4.1. Реакция с висмутатом натрия, NaBiO3. Ионы Mn2+ в
азотнокислой среде окисляются висмутатом натрия до ионов
MnO4-, окрашивающих раствор в малиновый цвет:
2 Mn2+ + 5 NaBiO3 + 4 H+ → 2 MnO4- + 5 BiO+ + 5 Na+ + 2 H2O
Выполнение реакции: внесите в пробирку на кончике шпателя немножко порошка висмутата натрия. Прибавьте 2 мл 2 М
раствора азотной кислоты и 1-2 капли раствора соли марганца (II).
Малиновый цвет раствора указывает на образование иона MnO4-.
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
5. Аналитические реакции катиона сурьмы (III), Sb3+
5.1. Реакция с тиосульфатом натрия, Na2S2O3. Катионы
Sb3+ при нагревании с тиосульфатом натрия образуют осадок
красного цвета (сероксид сурьмы (III) Sb2OS2):
2 Sb3+ + 2 S2O32- + 3 H2O →  Sb2OS2 + 2 SO42- + 6 H+
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора хлорида сурьмы, добавьте несколько капель серной кислоты
(1 М), бросьте кристаллик Na2S2O3 и нагрейте на водяной бане.
Образуется красный осадок Sb2OS2.
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Лабораторная работа № 7
АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ КАТИОНОВ VI
АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
Групповым реагентом на катионы VI аналитической группы является 25% раствор NH3. При действии избытка раствора
аммиака на раствор, содержащий катионы VI аналитической группы, образуются окрашенные растворы комплексных соединений аммиакатов.
25
1. Аналитическая реакция катиона меди (II), Cu2+
1.1. Реакция с раствором аммиака. Катионы Cu2+ с избытком концентрированного раствора аммиака образуют комплексное соединение - аммиакат меди, окрашенный в ярко-синий
цвет:
Cu2+ + 4 NH3  [Cu(NH3)4]2+
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли меди (II) и прибавьте к нему 4-6 капель 25% раствора
аммиака. Обратите внимание на цвет раствора.
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2. Аналитические реакции катиона кобальта (II), Со2+
2.1. Реакция с раствором аммиака. Катионы Со2+ с избытком концентрированного раствора аммиака образуют комплексное соединение - аммиакат кобальта (II) [Co(NH3)6]2+, окрашенное в светло-коричневый цвет:
Co2+ + Cl- + NH3 + H2O   CoOHCl + NH4+
 CoOHCl + 6 NH3 → [Co(NH3)6]2+ + OH- + ClВыполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли хлорида кобальта (II) и прибавьте 1-2 капли 25% раствора аммиака.
Наблюдайте выпадение синего осадка основной соли кобальта (II)
- CoOHCl. Растворите осадок в избытке 25% раствора аммиака.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.2. Реакция с роданидом аммония, NH4SCN (или роданидом калия, KSCN). Катионы Со2+ в нейтральной или слабокислой среде с роданид-ионами образуют комплексный ион
[Co(SCN)4]2-, окрашенный в синий цвет:
Со2+ + 4 SCN- → [Co(SCN)4]2Выполнению реакции мешают ионы Fe3+, образующие с
роданид-ионом комплексное соединение кроваво-красного цвета.
Поэтому при определении ионов Со2+ реакцией с роданид-ионом в
присутствии Fe3+ в реакционную смесь добавляют сухую соль
фторида натрия (или аммония) для связывания ионов Fe3+ в прочный бесцветный комплекс [FeF6]3-.
26
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли кобальта (II), 5-6 капель насыщенного раствора роданида аммония (или калия) и 5-6 капель смеси изоамилового спирта
с эфиром. Встряхните пробирку. Образующееся комплексное соединение экстрагируется в верхний органический слой и окрашивает его в синий цвет.
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3. Аналитические реакции катиона никеля (II), Ni2+
3.1. Реакция с раствором аммиака. Катионы Ni2+ с раствором аммиака сначала образуют светло-зеленый осадок основной соли никеля (II), который затем растворяется в избытке концентрированного раствора аммиака с образованием синего раствора аммиаката никеля [Ni(NH3)6]2+:
Ni2+ + Cl- + NH3 + H2O →  NiOHCl + NH4+
 NiOHCl + 6 NH3 → [Ni(NH3)6]2+ + OH- + ClВыполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора хлорида никеля (II) или другой соли никеля (II) и прибавьте
по каплям 25% раствор аммиака до образования светло-зеленого
осадка основной соли никеля (II), а затем избыток 25% раствора
аммиака до растворения осадка. Обратите внимание на цвет образовавшегося раствора.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3.2. Реакция с диметилглиоксимом (реактивом Чугаева), C4H8N2O2. Катионы Ni2+ в аммиачной среде (рН = 9) образуют
с диметилглиоксимом малорастворимую внутрикомплексную соль
яркого розового цвета:
Ni2+ + 2 C4H8N2O2 + 2 NH3   [Ni(C4H7N2O2)2] + 2 NH4+
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли никеля (II), прибавьте к нему 5-6 капель 25% раствора
аммиака и 2-3 капли реактива Чугаева. Встряхните пробирку и
наблюдайте образование ярко-красного осадка.
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
27
Лабораторная работа № 8
АНАЛИЗ СМЕСИ КАТИОНОВ IV – VI ГРУПП
Предварительные испытания.
1. Обратите внимание на окраску раствора. Отсутствие
окраски дает возможность предположить, что в растворе нет катионов Cr3+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Cu2+, Co2+, Ni2+.
Ионы: Cr3+ окрашивают раствор в фиолетовый цвет
Fe2+
-«в светло-зеленый цвет
Fe3+
-«в желтый цвет
Mn2+
-«в светло-розовый цвет
2+
Cu
-«в голубой цвет
Co2+
-«в розовый цвет
Ni2+
-«в зеленый цвет.
Примечание: в разбавленных растворах окраска ионов
Fe2+ и Mn2+ не наблюдается.
На основании цвета раствора сделайте предположение о
возможном присутствии ионов.
2. С помощью универсального индикатора определите рН
раствора.
3. Дробным методом проведите открытие ионов, обнаружению которых не мешают другие ионы:
Fe2+ - реакция с гексацианоферратом (III) калия;
Fe3+ - реакция с гексацианоферратом (II) калия и радонидом аммония;
Mn2+ - реакция с висмутатом натрия в присутствии азотной
кислоты.
4. Осаждение катионов V и VI аналитических групп
Поместите в центрифужную пробирку 2 – 3 мл исследуемого раствора и прилейте к нему избыток раствора NaOH (2N).
Смесь перемешайте стеклянной палочкой. Осадок 1 отделите от
раствора центрифугированием. Центрифугат 1 слейте в отдельную
пробирку и напишите на ней номер.
28
Осадок 1.
Центрифугат 1.
Fe(OH)2, Fe(OH)3,
[Zn(OH)4]2-,
Mn(OH)2, Cu(OH)2,
[Al(OH)6]3-,
Co(OH)2, Ni(OH)2
[Cr(OH)6]3-,
2+
3+
3+
5. Открытие ионов Zn , Al , Cr
Поместите в пробирку 2 – 3 мл центрифугата 1 и прибавьте
к нему для нейтрализации 1 – 2 мл раствора HCl (2N).
Из полученного раствора в отдельных пробах дробным методом откройте ионы:
Zn2+ - реакция с дитизоном;
Al3+, - реакция с ализарином;
Cr3+ - реакция с пероксидом водорода в избытке щелочи.
6. Растворение осадка 1 и открытие ионов Cu2+, Co2+, Ni2+
К осадку 1 прилейте 2 – 3 мл раствора HNO3 (2N) и
нагрейте на водяной бане до полного растворения осадка. В растворе находятся ионы Fe3+, Mn2+, Cu2+, Co2+, Ni2+.
Из полученного раствора в отдельных пробах дробным методом откройте ионы:
Cu2+ - реакция с избытком раствора аммиака;
Co2+ - реакция с роданидом аммония или калия;
Ni2+ - реакция с реактивом Чугаева.
Результаты анализа в виде уравнений реакций запишите в
рабочей тетради и покажите отчет преподавателю.
АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ АНИОНОВ
Общепринятой классификации анионов не существует.
Чаще всего используется классификация анионов по растворимости солей бария и серебра.
Первая аналитическая группа анионов объединяет ионы SO42-, CO32-, PO43-, SiO32-, которые образуют малорастворимые
соли бария. Групповым реагентом является раствор хлорида бария
BaCl2.
Вторая аналитическая группа анионов включает ионы
Cl-, Br-, I-, S2-, которые образуют малорастворимые соли серебра.
Групповым реагентом является раствор нитрата серебра AgNO3.
29
Третья аналитическая группа анионов объединяет ионы
NO3-, CH3COO-, MoO42-, WO42-, VO3 большинство солей которых
хорошо растворимы в воде. Группового реагента нет.
Анализ анионов имеет свои особенности. Анионы обычно
открывают дробным методом в отдельных порциях исследуемого
раствора. При выполнении характерных реакций на анионы следует обратить особое внимание на свойства и растворимость получаемых осадков солей бария и серебра (т.к. внешний вид осадков
многих анионов практически одинаков).
Лабораторная работа № 9
АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ АНИОНОВ I
АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ (SO42-, CO32-, PO43-, SiO32-)
Групповым реагентом на анионы I группы является раствор хлорида бария BaCl2. В результате образуются соли, малорастворимые в воде, но легко растворимые в минеральных кислотах
(за исключением BaSO4 и BaSiO3). Соли серебра анионов I группы
растворяются в разбавленной азотной кислоте HNO3.
1. Аналитическая реакция сульфат-иона, SO421.1. Реакция с хлоридом бария. Анион SO42- с катионом
Ba2+ образует белый кристаллический осадок сульфата бария BaSO4 , нерастворимый в минеральных кислотах:
Ba2+ + SO42-   BaSO4
Выполнение реакции: поместите в пробирку 4-5 капель
раствора любого сульфата (Na2SO4, K2SO4 или (NH4)2SO4) и добавьте к нему 2-3 капли раствора хлорида бария BaCl2. Полученный осадок разделите в две пробирки. В первую пробирку добавьте 4-5 капель раствора CH3COOH (2 М), а в другую - 4-5 капель
HCl (2М).
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
30
2. Аналитические реакции карбонат-иона, CO322.1. Реакция с хлоридом бария. Карбонат-ион CO32- с катионом Ba2+ образует осадок карбоната бария BaCO3 белого цвета.
Как все карбонаты, BaCO3 легко растворяется в соляной, азотной и
уксусной кислотах с выделением оксида углерода (IV) CO2:
Ba2+ + CO32-   BaCO3
 BaCO3 + 2 H+ → Ba2+ + CO2  + H2O
Выполнение реакции: поместите в пробирку 4-5 капель
раствора любого карбоната (Na2CO3, K2CO3 или (NH4)2CO3) и добавьте к нему 3-4 капли раствора хлорида бария BaCl2. Разделите
осадок в две пробирки. В первую пробирку добавьте 1-2 мл
СH3COOH (2 М), а в другую - 1-2 мл HCl (2 М).
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.2. Реакция с минеральными кислотами. HCl, HNO3 и
H2SO4 выделяют из карбонатов свободную угольную кислоту
Н2СО3 , которая распадается на СО2 и Н2О. Образующийся СО2
можно обнаружить с помощью реакции с Са(ОН)2 (известковая
вода), при этом выпадает осадок СаСО3:
СО32- + 2 Н+ →  CO2 + H2O
Ca(OH)2 + CO2 →  CaCO3 + H2O
Выполнение реакции. Реакцию лучше проводить в сосуде
Ландольта. В одно из колен сосуда поместите 5-6 капель насыщенного раствора Са(ОН)2. В другое колено - 4-5 капель раствора
любого карбоната и добавьте туда же 5-6 капель HCl (2 М). Закройте сосуд пробкой и наблюдайте образование осадка в колене с
раствором гидроксида кальция.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3. Аналитические реакции фосфат-иона, РО433.1. Реакция с хлоридом бария. Хлорид бария образует с
растворимыми солями фосфорной кислоты белые осадки гидрофосфата бария BaHPO4 (рН = 7-9) или фосфата бария Ba3(PO4)2
(рН  9), которые растворяются в минеральных кислотах:
HPO42- + Ba2+ →  BaHPO4
31
2 PO43- + 3 Ba2+ →  Ba3(PO4)2
Выполнение реакции: поместите в пробирку 3-4 капли раствора гидрофосфата натрия Na2HPO4 и добавьте 2-3 капли раствора хлорида бария BaCl2. Проверьте растворимость полученного
осадка в минеральных кислотах (кроме H2SO4), например, в HCl и
в CH3COOH.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3.2. Реакция с молибденовой жидкостью, раствор молибдата аммония (NH4)2MoO4 в азотной кислоте. Молибдат
аммония в присутствии азотной кислоты и нитрата аммония
NH4NO3 при нагревании образует с фосфат-ионом PO43- желтый
кристаллический
осадок
фосфоромолибдата
аммония
(NH4)3[P(Mo3O10)4]:
PO43- + 3NH4+ + 12MoO42- + 24H+ → (NH4)3[P(Mo3O10)4] + 12H2O
Выполнение реакции: поместите в пробирку 5-6 капель
раствора молибдата аммония и нагрейте ее на водяной бане. Добавьте к теплому раствору молибдата аммония 2-3 капли раствора
HNO3 (2 М) и несколько кристаллов NH4NO3 (для уменьшения
растворимости осадка). К полученной смеси прибавьте 2-3 капли
раствора H3PO4 или любой ее соли.
Так как осадок растворяется в избытке H3PO4 или
Na2HPO4, то следует брать избыток молибденовой жидкости. При
малой концентрации фосфат-ионов осадок может не образоваться,
но раствор при этом окрасится в желтый цвет.
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Если в растворе присутствуют восстановители (S2-, Sn2+,
2+
Fe и др.), которые восстанавливают ион MoO42- до молибденовой
сини (смесь соединений молибдена разных степеней окисления),
то раствор окрасится в синий цвет. Для удаления восстановителей
предварительно необходимо прокипятить 2-3 капли исследуемого
раствора с 1-2 каплями концентрированной азотной кислоты, а
затем провести реакцию открытия фосфат-иона.
32
4. Аналитические реакции силикат-иона, SiO324.1. Реакция с разбавленными кислотами. Ионы SiO32- с
разбавленными растворами кислот образуют кремниевую кислоту
в виде геля:
SiO32- + 2 H+ →  H2SiO3
Выполнение реакции: поместите в пробирку 5-6 капель
раствора силиката натрия Na2SiO3 и прибавьте 3-4 капли раствора
HCl (2 М). Наблюдайте образование кремниевой кислоты в виде
геля.
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
4.2. Реакция с солями аммония. Соли аммония (NH4Cl,
или (NH4)2SO4, или NH4NO3) при действии на анион SiO32- выделяют из растворов силикатов, вследствие смещения реакции гидролиза, кремниевую кислоту H2SiO3 в виде геля:
SiO32- + 2 NH4+ + (2 H20)   H2SiO3 + 2 NH3 + (2 H2O)
Выполнение реакции: поместите в пробирку 5-6 капель
раствора силиката натрия Na2SiO3 и прибавьте 5-6 капель раствора
хлорида аммония NH4Cl. Смесь нагрейте на водяной бане. Наблюдайте образование студенистого осадка кремниевой кислоты.
Запишите наблюдение и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Лабораторная работа № 10
АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ АНИОНОВ II
АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
Групповым реагентом на анионы II группы является раствор нитрата серебра AgNO3. В результате образуются соли, нерастворимые в воде и разбавленной азотной кислоте. Соли бария
анионов II группы растворимы в воде.
1. Аналитические реакции хлорид-иона, Cl1.1. Реакция с нитратом серебра, AgNO3. Ион серебра
+
Ag образует с хлорид-ионом Cl- белый творожистый осадок хлорида серебра AgCl, нерастворимый в воде и кислотах. Осадок хло-
33
рида серебра AgCl легко растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения [Ag(NH3)2]Cl. При действии
азотной кислоты комплексный ион [Ag(NH3)2]+ разрушается и
снова выпадает осадок хлорида серебра AgCl:
Ag+ + Cl-   AgCl
 AgCl + 2 NH3  [Ag(NH3)2]+ + Cl[Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2 H+   AgCl + 2 NH4+
Выполнение реакции: поместите в пробирку 4-5 капель
раствора любого хлорида (NaCl, или KCl, или NH4Cl) и прибавьте
2-3 капли раствора нитрата серебра AgNO3. К образовавшемуся
осадку хлорида серебра AgCl прибавьте по каплям раствор аммиака NH3 (25%) до полного растворения осадка. К полученному бесцветному раствору комплексного соединения добавьте по каплям
азотную кислоту до появления белого осадка (рН  7).
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2. Аналитические реакции сульфид-иона, S22.1. Реакция с растворами разбавленных кислот (HCl
или H2SO4). Разбавленные растворы соляной и серной кислот разлагают сульфиды с выделением сероводорода H2S. Сероводород
может быть обнаружен по запаху или почернению фильтровальной бумаги, смоченной ацетатом свинца Pb2(CH3COO)2:
S2- + 2 H+ → H2S 
H2S  + Pb2+ + 2 CH3COO- →  PbS + 2 CH3COOH
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора соли (Na2S, или K2S, или (NH4)2S) и прибавьте 3-4 капли
раствора серной (1 М) или соляной (2 М) кислот. Образующийся
H2S определите по запаху или поднесите к краю пробирки фильтровальную бумагу, смоченную ацетатом свинца (на бумаге появится черное пятно сульфида свинца).
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.2. Реакция с солями кадмия (II). Сульфид-ион S2- образует с солями кадмия (II) желтый осадок сульфида кадмия CdS:
S2- + Сd2+ →  CdS
34
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора сульфида натрия и прибавьте 2-3 капли раствора соли кадмия Cd(NO3)2. Наблюдайте образование желтого осадка.
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.3. Реакция с солями сурьмы (III). Сульфид-ион S2- образует с солями сурьмы (III) осадок сульфида сурьмы Sb2S3 оранжевого цвета:
3 S2- + 2 Sb3+ →  Sb2S3
Выполнение реакции: поместите в пробирку 2-3 капли раствора сульфида натрия и прибавьте 2-3 капли раствора хлорида
сурьмы SbCl3. Наблюдайте образование оранжевого осадка.
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
Лабораторная работа № 11
АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ АНИОНОВ III
АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
1. Аналитическая реакция нитрат-иона, NO31.1. Реакция с дифениламином, (C6H5)2NH. (Раствор
дифениламина приготовлен в концентрированной H2SO4 (будьте
осторожны!) Дифениламин в присутствии концентрированной
серной кислоты окисляется нитрат ионом NO3- до соединения,
имеющего темно-синюю окраску.
Выполнение реакции: внесите в сухую пробирку (по стенке
пробирки!) 1-2 капли раствора любого нитрата (NaNO3, или
KNO3, или др.) и прибавьте 1-2 капли раствора дифениламина (по
стенке пробирки!). На стенке пробирки (в месте соприкосновения
растворов) наблюдайте темно-синее окрашивание.
Запишите наблюдение в тетрадь.
2. Аналитические реакции анионов MoO42-, WO42-, VO32.1. Восстановление цинком в концентрированной HCl.
Анионы MoO42-, WO42-, VO3- восстанавливаются цинком в концен-
35
трированной соляной кислоте до Mo2O5 - зеленый, W2O5 - синий и
VOCl2 - фиолетовый:
2 WO42- + Zn + 6 H+ → W2O5 + Zn2+ + 3 H2O
2 VO3- + Zn + 8 H+ + 8 Н2О → 2 [VO(H2O)6]2+ + Zn2+
2 MoO42- + Zn + 6 H+ → Mo2O5 + Zn2+ + 3 H2O
Выполнение реакции: поместите в 3 пробирки по 3-4 капли
исследуемых растворов (обычно используется (NH4)2WO4,
(NH4)2MoO4 , NH4VO3), прибавьте 3-4 капли концентрированной
соляной кислоты и одну гранулу цинка. Окрашивание раствора в
синий, зеленый или фиолетовый цвет указывает на присутствие
этих анионов.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.2. Реакции на анион MoO42- в присутствии WO42Действие концентрированной HCl, раствора NH4SCN и
раствора SnCl2.
При обнаружении MoO42- в присутствии WO42- последний
выделяется в осадок в виде H2WO4 действием концентрированной
HCl. Молибденовая кислота H2MoO4 остается в растворе, так как
растворима в избытке HCl:
WO42- + 2 H+ →  H2WO4
Затем молибденовую кислоту восстанавливают SnCl2 в
кислой среде, а пятивалентный молибден в виде иона MoO3+ связывают NH4SCN в комплексное соединение красного цвета:
2MoO42- + Sn2+ + 12H+ + 10SCN- + 6Cl- → 2[MoO(SCN)5]2- +
[SnCl6]2- + 6H2O
После этого восстанавливают вольфрамовую кислоту
SnCl2 в концентрированной HCl до оксида W2O5 синего цвета:
 2H2WO4 + Sn2+ + 2 H+ + 6Cl- → W2O5 + [SnCl6]2- + 3H2O
Выполнение реакций. На фильтровальную бумагу нанесите
2 капли концентрированной HCl, 1 каплю раствора NH4SCN и 1
каплю исследуемого раствора ((NH4)2WO4 и (NH4)2MoO4), а затем 1 каплю раствора SnCl2. Пятно станет красного цвета зе счет образования комплексного иона [MoO(SCN)5]2-. Чтобы открыть ион
WO42-, в центр пятна, где есть осадок H2WO4, прибавьте по 1 капле
36
SnCl2 и концентрированной HCl. В присутствии иона WO42- центр
пятна синеет за счет образования W2O5, а края остаются красными.
Запишите наблюдения и уравнения реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.3. Реакции на анион VO32. 3.1. Реакция с пероксидом водорода. Пероксид водорода окисляет ион VO3- до надванадиевой кислоты. Цвет раствора
меняется от оранжевого до красно-коричневого в зависимости от
рН раствора:
VO3- + H2O2 → VO4- + H2O
Выполнение реакции: поместите в пробирку 3-5 капель
раствора серной кислоты (1 М) и 1 каплю раствора H2O2, а через 2
минуты – 5 капель эфира и 3 капли исследуемого раствора
(NH4VO3). Хорошо перемешайте. В присутствии иона VO3- органическая фаза окрасится в оранжевый цвет.
Запишите наблюдения и уравнение реакции в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.3.2. Реакция с лигнином. Лигнин, содержащийся в газетной бумаге, восстанавливает ион VO3- до низших степеней
окисления, которые окрашивают газетную бумагу в черно-зеленый
цвет.
Выполнение реакции: каплю анализируемого раствора
(NH4VO3) нанесите на газетную бумагу, прибавьте 1 каплю концентрированной H3PO4 и наблюдайте появление пятна чернозеленого цвета.
Запишите наблюдение в тетрадь.
2.4. Реакции на анион СН3СООДействие серной кисоты H2SO4. Серная кислота вытесняет из растворов ацетатов свободную уксусную кислоту, которую
можно обнаружить по запаху.
Выполнение реакции:поместите в пробирку 5 капель раствора ацетата натрия и добавьте 2 капли концентрировнной H2SO4.
Обнаружьте уксусную кислоту по запаху.
Запишите наблюдение в тетрадь.
37
КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ
Количественный анализ изучает методы определения количества составных частей (элементов, ионов, молекул, радикалов,
функциональных групп и т.д.) в анализируемом образце (веществе, сложном материале, минерале, горной породе).
Методы количественного анализа делятся на химические,
физико-химические и физические. Отнесение метода к той или
иной группе зависит от того, в какой мере количественное определение основано на использовании химических реакций, физикохимических или физических процессов.
Соответственно трем агрегатным состояниям материи твердому, жидкому и газообразному - количественные измерения
проводят путем определения массы (взвешивание) и путем определения объемов жидких и газообразных веществ.
К химическим методам относятся гравиметрический (весовой), титриметрический (объемный) и газовый анализ.
Физические и физико-химические методы включают оптические, электрохимические, масс-спектральный, хроматографический, радиометрический и др.
ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ (ОБЪЕМНЫЙ) АНАЛИЗ
Титриметрическим анализом называют метод количественного химического анализа, который основан на точном измерении объема реактива известной концентрации, необходимого
для реакции с данным количеством определяемого вещества.
Метод заключается в том, что к раствору определяемого
вещества А постепенно прибавляют раствор реактива В известной
концентрации. Добавление реактива В продолжается до того момента, пока его количество не станет эквивалентным количеству
реагирующего с ним определяемого вещества А.
Количественные определения с помощью этого метода
выполняются очень быстро. Момент окончания реакции, когда
взаимодействующие вещества полностью прореагируют между
38
собой, называется точкой эквивалентности. В этот момент количества прореагировавших веществ эквивалентны.
Титрование - это процесс постепенного приливания одного раствора к другому для определения концентрации одного из
этих растворов.
Титрант (титрованный или рабочий раствор) - это раствор с точно известной концентрацией.
Концентрацию рабочих растворов определяют по стандартному веществу, которое должно удовлетворять следующим
требованиям: быть устойчивым при хранении, как в твердом состоянии, так и в растворе, строго соответствовать определенной
формуле, хорошо очищаться.
Вычисления в титриметрическом анализе
Для выражения концентрации растворов в этом методе
анализа обычно используют молярную концентрацию эквивалента .
Молярная концентрация эквивалента (нормальность) это количество вещества эквивалента, которое содержится в 1
литре раствора.
Молярная концентрация эквивалента обозначается СЭ
(допускается N), и рассчитывается по формуле: СЭ= nэ/V, где nэ количество вещества эквивалента, моль; V - объем раствора, л
единица измерения концентрации - моль/л. Количество вещества
эквивалента (nэ) того или иного вещества в заданном объеме равно: nэ = m/Mэ = СэV , где m - масса вещества, г; MЭ - молярная
масса эквивалента, г/моль,V - объем раствора, л.
Таким образом, при титровании в точке эквивалентности
количество вещества эквивалента титрованного раствора равно
количеству вещества эквивалента определяемого вещества - закон
эквивалентов: nэ(A) = nэ(B) или
Сэ(А)V(А) = Сэ(В)V(В), отсюда СЭ(А) 
CЭ(B)  V(B)
V(A)
Кроме молярной концентрации эквивалента концентрацию
выражают титром (Т). Титр - это количество граммов растворенного вещества, содержащегося в 1 мл раствора.
39
Титр и молярная концентрация эквивалента раствора связаны формулой:
Т=
СЭ  М Э m
 ,(г / мл)
1000
V
Титр по определяемому веществу - это количество граммов определяемого вещества, которое реагирует с 1 мл титранта.
Т(HCl / NaOH) =
СЭ(HCl)  МЭ(NaOH)
,(г / мл)
1000
Приемы титрования
Прямое титрование - это простейший прием титрования,
заключающийся в том, что к определенному объему раствора
определяемого вещества (А) по каплям приливают титрант (рабочий раствор) вещества (В). Зная концентрацию и объем рабочего
раствора (В), израсходованного на реакцию с определяемым веществом (А), можно легко вычислить концентрацию последнего:
СЭ(А) 
CЭ(B)  V(B)
V(A)
Если основная реакция идет медленно, или нет подходящего индикатора для фиксирования точки эквивалентности, особенно при работе с неустойчивыми веществами, то применяют
обратное или заместительное титрование.
Обратное титрование - это процесс титрования, при котором к определенному объему раствора определяемого вещества
(А) приливают точно известный объем титранта (В1), взятого в
избытке. Избыток, не вошедшего в реакцию вещества (В1), оттитровывают раствором другого титранта (В2) точно известной концентрации. Расчеты производят по формулам:
nэ(A) = nэ(B1) - nэ(B2) ; СЭ(А) 
CЭ(B1)  V(B1) - СЭ(B2)  V(B2)
V(A)
40
Титрование заместителя. Сущность этого метода заключается в том, что к определяемому веществу (А) прибавляют
вспомогательное вещество (Р), реагирующее с ним с выделением
эквивалентного количества нового вещества (А1), которое оттитровывают соответствующим титрантом (В). Другими словами,
вместо непосредственного титрования определяемого вещества
(А) титруют его заместитель (А1). Так как количества А и А1 эквивалентны, то количество вещества эквивалента определяемого вещества nэ(А) равно количеству вещества эквивалента титранта
nэ(В):
nэ(A) = nэ(А1) = nэ(B) ; СЭ(А) 
CЭ(B)  V(B)
V(A)
Классификация методов титриметрического анализа
В зависимости от типа химической реакции, составляющей
основу метода, в данном пособии рассматриваются только три метода титриметрического количественного анализа:
1. Метод кислотно-основного титрования (нейтрализации), в основе которого лежит реакция взаимодействия ионов Н+ с ионами ОН-.
2. Метод окисления-восстановления (редоксиметрия). Метод основан на применении реакций окисления-восстановления.
3. Метод комплексообразования (комплексонометрия) основан на
применении реакций образования комплексных соединений.
Посуда для титриметрического анализа
Для точного измерения объема растворов в титриметрическом анализе применяют измерительную (мерную) посуду: мерные колбы, бюретки, пипетки. Для титрования используют конические колбы на 250 мл.
Мерные колбы представляют собой плоскодонные сосуды с узким горлом. На горле колбы имеется кольцевая метка, до
которой необходимо налить раствор, чтобы его объем был равен
обозначенному на колбе. Наиболее часто употребляют мерные
колбы на 1000, 500, 250, 200 и 100 мл.
41
Мерные колбы предназначены для приготовления растворов точной концентрации, для разбавления растворов до точно
заданного объема. Мерную колбу заполняют раствором таким образом, чтобы нижний край мениска бесцветной жидкости (или
верхний край мениска окрашенной жидкости), метка и глаз
наблюдающего находились на одной линии.
Пипетки. Для отмеривания небольших объемов растворов
применяют пипетки, которые представляют собой узкие стеклянные трубки, оттянутые с одного конца и расширенные посередине.
Для точного измерения объема отбираемой жидкости применяют
пипетки, имеющие только одну метку. При заполнении пипетки,
нижний конец ее опускают в раствор, а через верхний конец засасывают жидкость с помощью резиновой груши (или поршнем) и
доводят уровень жидкости до метки. В данном лабораторном
практикуме применяют пипетки объемом 10, 25 и 50 мл.
Бюретки служат для точного измерения объема раствора,
израсходованного на титрование. Бюретки - стеклянные градуированные трубки с оттянутым концом, имеющие кран или зажим.
Часто применяют бюретки объемом 25 или 50 мл. Их деления соответствуют целым и десятым долям миллилитра.
Правила работы с бюретками. Чистую бюретку, промытую
водопроводной, а затем дистиллированной водой, укрепляют в
штативе в строго вертикальном положении. Перед началом работы
бюретку промывают тем раствором, которым ее заполняют.
Обычно этим раствором является раствор титранта (рабочий раствор). Перед каждым новым титрованием бюретку заполняют до
верхнего (нулевого) деления, предварительно заполнив раствором
нижний оттянутый конец.
В момент отсчета показаний бюретки глаз экспериментатора должен находится на уровне мениска. Отсчет проводят по
нижнему (для бесцветных растворов) или по верхнему (для окрашенных растворов) краю мениска.
Выливать жидкость из бюретки (титровать) нужно медленно, давая возможность всей жидкости стечь со стенок бюретки.
В конце титрования раствор выливают по каплям. Титрование
42
нужно проводить несколько раз до получения результатов, которые отличаются не более чем на 0,1 мл.
МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
В основе метода лежит реакция взаимодействия ионов водорода или ионов гидроксония с гидроксид-ионами, которая приводит к образованию слабодиссоциированных молекул воды:
H+ + OH-  H2O или H3O+ + OH-  2 H2O
Этим методом можно определять концентрацию и количество кислот, оснований, солей, водные растворы которых подвергаются гидролизу, а также смеси этих веществ.
Основными титрантами (рабочими растворами) метода
нейтрализации являются растворы сильных кислот (HCl или
H2SO4) и сильных оснований (NaOH или KOH). В качестве установочных веществ (или первичных стандартов) для установления
титра (стандартизации) кислот используют тетраборат натрия
Na2B4O7.10 H2O или карбонат натрия Na2CO3, для стандартизации
щелочей используют щавелевую кислоту H2C2O4.2H2O или янтарную кислоту H2C4H4O4.
Для определения точки эквивалентности в методе нейтрализации применяют кислотно-основные индикаторы (см.
табл.2). Это сложные органические кислоты или основания, которые изменяют свою окраску в зависимости от рН раствора. Интервал рН, в котором индикатор меняет цвет, называется интервалом
перехода окраски индикатора. Значение рН, при котором заканчивают титрование с данным индикатором, называется показателем титрования индикатора (рТ). Величина рТ находится внутри интервала перехода окраски индикатора.
При подборе индикатора пользуются следующим правилом: рН в точке эквивалентности должен совпадать с рТ индикатора или находиться внутри интервала перехода окраски
индикатора.
43
Точка эквивалентности не всегда совпадает с рТ индикатора, что приводит к ошибке титрования, которая называется индикаторной ошибкой.
Таблица 2
Характеристики некоторых индикаторов
Индикатор
Лакмус
Фенолфталеин
Метиловый
оранжевый
Интервал
перехода рН
5-8
8,2 - 10
3,1 - 4,4
Цвет индикатора в зависимости от величины рН
раствора
красный
фиолетовый
синий
рТ = рН = 7
рН  5
рН  8
бесцветный
розовый
малиновый
рТ = рН = 9
рН  8,2
рН10
красный
оранжевый
желтый
рТ = рН = 4
рН  3,1
рН  4,4
Рассмотрим следующие случаи титрования.
1. Титрование сильной кислоты сильным основанием
HCl + NaOH  NaCl + H2O
H+ + OH-  H2O
В точке эквивалентности образуется соль сильной кислоты
и сильного основания, которая не подвергается гидролизу. Реакция среды будет нейтральной (рН=7). В данном случае индикатором может служить лакмус.
2. Титрование слабой кислоты сильным основанием
CH3COOH + NaOH  CH3COONa + H2O
CH3COOH + OH-  CH3COO- + H2O
Образующаяся соль слабой кислоты и сильного основания
в растворе подвергается гидролизу:
CH3COO- + HOH  CH3COOH + OHТочка эквивалентности в этом случае будет находиться в
щелочной среде, поэтому следует применять индикатор, меняющий окраску при рН7, например, фенолфталеин.
3. Титрование слабого основания сильной кислотой
NH4OH + HCl  NH4Cl + H2O
NH4OH + H+  NH4+ + H2O
44
Образующаяся соль в растворе подвергается гидролизу:
NH4+ + HOH  NH4OH + H+
Точка эквивалентности будет находиться в кислой среде,
поэтому можно применять метилоранж.
Лабораторная работа № 1
ПРИГОТОВЛЕНИЕ И СТАНДАРТИЗАЦИЯ РАСТВОРА HCl
Лабораторная работа состоит из двух частей:
1. Приготовление 250 мл 0,1 моль/л раствора соляной кислоты из
концентрированного раствора кислоты.
2. Стандартизация раствора HCl или установление точной концентрации приготовленного раствора соляной кислоты методом
титрования ее раствором щелочи, концентрация которой известна.
1. Приготовление 250 мл 0,1 моль/л раствора соляной
кислоты
С помощью ареометра определите плотность выданного
Вам концентрированного раствора соляной кислоты (допустим,
что  = 1,179 г/мл).
По таблице плотности растворов (приложение табл. 3)
найдите массовую долю кислоты в этом растворе ( = 36%). Рассчитайте какой объем 36% раствора HCl Вам нужно взять для приготовления 250 мл 0,1 моль/л раствора.
Молярная масса эквивалента HCl равна 36,46 г/моль, поэтому в 250 мл 0,1 моль/л раствора должно содержаться 0,912 г
безводной HCl:
m(HCl) = MЭ  СЭ  V = 36,46  0,1  0,25 = 0,912 г
Масса 36% раствора HCl, содержащая это количество кислоты, равна:
m(р-ра HCl) =
m(HCl)
0,912
 100% =
 100%  2,53г
w(HCl)
36
Объем исходного раствора кислоты можно найти по формуле:
45
V(р-ра HCl) =
m(р-ра HCl)
2,53

 2,1мл
 (р-ра HCl) 1,179
Отмерьте маленьким мерным цилиндром рассчитанный
объем ( 2,0 мл )36% раствора соляной кислоты и перелейте в
большой цилиндр. Доведите объем раствора до 250 мл дистиллированной водой, слейте его в склянку на 250 мл и перемешайте.
2. Стандартизация раствора HCl
Приготовьте для титрования штатив с бюреткой, коническую колбу, пипетку, маленькую воронку, стакан для слива растворов, индикатор - метилоранж.
1. Чистую бюретку промойте и затем заполните раствором
соляной кислоты. Удалите воздух из нижнего конца бюретки. Выньте воронку и доведите уровень жидкости в бюретке до нулевого
деления по нижнему краю мениска.
2. В колбу для титрования из общей бюретки отмерьте 10
мл титрованного раствора NaOH.
3. Добавьте цилиндром в колбу со щелочью 20-30 мл дистиллированной воды и 2-3 капли раствора метилоранжа. Раствор
окрасится в желтый цвет.
4. Титруйте раствор NaOH раствором соляной кислоты,
постепенно приливая раствор из бюретки при постоянном перемешивании. В конце титрования раствор из бюретки добавляйте
по каплям. В точке эквивалентности раствор окрасится в оранжевый цвет. При добавлении лишней капли кислоты цвет раствора
станет розовым.
5. Запишите в тетрадь объем соляной кислоты, пошедший
на титрование щелочи. Титрование повторяйте до тех пор, пока не
получите результаты, отличающиеся между собой не более чем на
0,1 мл. Результаты запишите в таблицу.
6. Зная объем щелочи (V(NaOH)), молярную концентрацию эквивалента щелочи (CЭ(NaOH)) и средний объем соляной
кислоты (V(HCl)), пошедший на титрование, вычислите молярную
концентрацию эквивалента соляной кислоты (СЭ(HCl)) и ее титр
46
(Т(HCl)). Полученный раствор соляной кислоты будет служить
титрантом (рабочим раствором) в дальнейших определениях.
_____________________________________________________
ОБРАЗЕЦ оформления лабораторной работы в
титриметрическом анализе
Лабораторная работа № ...
Дата
“Название лабораторной работы”
Первичный стандарт - СЭ(NaOH) = …………моль/л
Определяемое вещество (титрант) - СЭ(HCl) = ?, T(HCl) = ?
Индикатор - метилоранж
Условия титрования - (рН среды, нагревание и т.д.)
Уравнение реакции (в молекулярной и ионно-молекулярной формах):
Результаты эксперимента заносятся в таблицу:
№ опыта
V(NaOH), мл
V(HCl), мл
1.
10,00
2.
10,00
3.
10,00
V ср. (HCl) =
Вычисления:
CЭ(NaOH)  V(NaOH)
( моль / л)
V(HCl)
СЭ(HCl)  МЭ(HCl)
Т(HCl) =
(г / мл)
1000
СЭ(HCl) 
47
Лабораторная работа № 2
ОПРЕДЕЛЕНИЕ БИКАРБОНАТНОЙ (ВРЕМЕННОЙ)
ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ
Определение жесткости воды имеет большое практическое
значение и очень широко применяется в технике и промышленности.
Жесткость воды возникает в результате растворения в ней
солей кальция и магния. В зависимости от состава солей различают временную (бикарбонатную) и постоянную жесткость.
Жесткость воды выражается числом миллимолей растворимых
солей кальция и магния в 1 литре воды (ммоль/л).
Бикарбонатная (временная) жесткость обусловлена
присутствием в воде бикарбонатов кальция и магния: Ca(HCO3)2 и
Mg(HCO3)2. Она почти полностью устраняется при кипячении воды, так как растворимые бикарбонаты при этом разлагаются с образованием нерастворимых карбонатов кальция и магния и гидроксокарбонатов магния:
Сa(HCO3)2  CaCO3 + CO2  + H2O
Mg(HCO3)2  MgCO3 + CO2 + H2O
2 Mg(HCO3)2  (MgOH)2CO3 + 3 CO2  + H2O
Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в
ней преимущественно сульфатов и хлоридов кальция и магния и
при кипячении не устраняется.
Сумма величин временной и постоянной жесткости составляет общую жесткость воды: Жобщ.(Н2О) = Жвр. + Жпост.
Существуют различные способы определения жесткости
воды: определение временной жесткости с помощью метода
нейтрализации; комплексонометрический метод определения общей жесткости.
Бикарбонатная жесткость воды определяется титрованием
воды раствором соляной кислоты в присутствии метилового
48
оранжевого, так как рН в точке эквивалентности находится в области перехода окраски этого индикатора.
Сa(HCO3)2 + 2 HCl  CaCl2 + 2 H2CO3
Mg(HCO3)2 + 2 HCl  MgCl2 + 2 H2CO3
До начала титрования рН раствора бикарбонатов кальция и
магния больше 7 за счет гидролиза солей с участием аниона слабой кислоты. В точке эквивалентности раствор имеет слабокислую
реакцию, обусловленную диссоциацией слабой угольной кислоты:
Н2СО3  НСО3- + Н+
Порядок выполнения работы
1. Отберите в коническую колбу пипеткой 100 мл исследуемой водопроводной воды или 10 мл приготовленной жесткой воды и добавьте 2-3 капли метилоранжа.
2. Оттитруйте воду рабочим раствором HCl до оранжевой
окраски индикатора. Титрование повторите до получения сходящихся результатов. Результаты титрования запишите в таблицу
(см. образец в лаб. раб 1).
3.Вычислите молярную концентрацию эквивалента солей
Ca2+ и Mg2+ в воде:
СЭ(солей) 
CЭ(HCl)  V(HCl)
,(моль / л)
V(H2O)
4. Вычислите временную жесткость воды:
Жвр.(Н2О) = СЭ(солей)  1000 ,(ммоль/л)
5. Вычислите относительную ошибку определения Жвр.
Лабораторная работа № 3
ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ ЩЕЛОЧИ И СОДЫ В
РАСТВОРЕ ПРИ СОВМЕСТНОМ ИХ ПРИСУТСТВИИ
Как известно, щелочи поглощают из воздуха СО2, превращаясь в соответствующие карбонаты:
2 NaOH + CO2  Na2CO3 + H2O
Поэтому раствор щелочи всегда содержит примеси карбонатов. В некоторых случаях необходимо знать содержание щелочи
49
и карбоната в растворе. В данной лабораторной работе в качестве
примера рассмотрим определение содержания NaOH и Na2CO3 при
совместном их присутствии.
Взаимодействие смеси NaOH и Na2CO3 с сильной кислотой
можно рассматривать как три процесса:
NaOH + HCl  NaCl + H2O
(I)
Na2CO3 + HCl  NaHCO3 + NaCl
(II)
NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O (III)
Определение щелочи и соды при их совместном присутствии проводят с двумя индикаторами: фенолфталеином и метилоранжем. При титровании с фенолфталеином (V1) пройдут процессы I и II, точка эквивалентности будет находится в щелочной
среде (из-за процесса гидролиза бикарбоната), т.е. с фенолфталеином оттитровывается вся щелочь и половина соды. Точка эквивалентности процесса III будет находится в кислой среде, поэтому он
может быть проведен при титровании с метилоранжем. Эти определения ведут последовательно, не дополняя бюретку кислотой.
Точка эквивалентности по метиловому оранжевому показывает
конец титрования всей смеси (V2).
Количество кислоты, которое вступило в реакцию с ионом
НСО3- равно (V2 - V1), следовательно:
V (HCl/CO32-) = 2(V2 - V1)
Количество кислоты, эквивалентное щелочи, равно:
V (HCl/NaOH) = V2 - 2(V2 - V1)
Порядок выполнения работы
1. Получите контрольную смесь NaOH и Na2CO3 в мерной
колбе на 100 мл и добавьте дистиллированной воды до метки. Перемешайте раствор.
2. Ополосните и заполните бюретку приготовленной Вами
соляной кислотой (не забудьте заполнить конец бюретки).
3. Ополосните пипетку контрольным раствором и отмерьте
точный объем исследуемого раствора. Перенесите раствор в колбу
для титрования. Добавьте 20-30 мл дистиллированной воды и 5-6
капель фенолфталеина.
50
4. Оттитруйте смесь соляной кислотой до исчезновения
розовой окраски фенолфталеина. Запишите объем кислоты (V1).
5. В колбу для титрования добавьте 2-3 капли метилоранжа. Раствор окрасится в желтый цвет. Продолжите титрование
(кислоту в бюретку не доливать) до оранжевой окраски раствора.
Запишите объем кислоты (V2).
6. Титрование повторите несколько раз до получения сходящихся результатов.
7. Вычислите молярную концентрацию эквивалентов, титр
и массу для соды и щелочи в отдельности по приведенным ранее
формулам.
8. Рассчитайте относительную ошибку определения по
каждому веществу.
МЕТОД КОМПЛЕКСОНОМЕТРИИ
Комплексонометрия - титриметрический метод анализа,
основанный на реакциях комплексообразования определяемых
ионов металлов с некоторыми органическими веществами, в частности, с комплексонами.
Комплексоны - это аминополикарбоновые кислоты и их
производные (соли).
Реакции комплексообразования ионов металлов с комплексонами протекают быстро и стехиометрически количественно.
В титриметрическом анализе широко используется один из
представителей класса комплексонов - динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (Na2H2ЭДТА). Этот комплексон
часто называют также трилоном Б или комплексоном III:
HOOCCH2
NaOOCCH2
CH2COONa
N- CH2-CH2N
CH2COOH
или
[Na 2H2ЭДТА]
51
Трилон Б со многими катионами металлов образует прочные растворимые в воде внутрикомплексные соединения (хелаты).
При образовании хелата катионы металла замещают два атома водорода в карбоксильных группах трилона Б и образуют координационные связи с участием атомов азота аминогрупп.
Образование комплексного соединения можно представить
схемой:
Me2+ + H2ЭДТА2-  [MeЭДТА]2- + 2 H+
Точку эквивалентности в процессе комплексонометрического титрования устанавливают с помощью металлохромных
индикаторов, которые образуют с титруемыми ионами металлов
растворимые окрашенные комплексные соединения, устойчивость
которых меньше, чем устойчивость комплексных соединений тех
же катионов с трилоном Б.
Известно много металлохромных индикаторов. Некоторые
из них универсальны, в частности, эриохром черный Т.
При рН= 7-11 анион этого индикатора (HInd2-) имеет синюю окраску. С катионами металлов (Ca2+, Mg2+, Zn2+ и др.) в слабощелочном растворе (рН= 8-10) он образует комплексные соединения винно-красного цвета по схеме:
Me2+ + HInd2- ↔
MeInd- + H+
синий
винно-красный
При титровании исследуемого раствора трилоном Б эти
комплексные соединения разрушаются, так как ионы металла связываются трилоном Б в более прочный комплекс, а освобождающиеся анионы индикатора переходят в раствор, сообщая ему синюю окраску:
MeInd+
H2ЭДТА2- ↔ [MeЭДТА]2- + HInd2- + H+
винно-красный бесцветный
бесцветный
синий
.
-6
2Кн([CaInd] ) = 3,9 10
Кн([CaЭДТА] ) = 2,7.10-11
.
-7
Кн([MgInd] ) = 1,0 10
Кн([MgЭДТА]2-) = 2,0.10-9
Для более полного протекания реакций комплексообразования (связывания образующихся ионов Н+) к исследуемому раствору при титровании добавляют аммиачный буферный раствор
(NH4OH + NH4Cl), рН  9.
52
Лабораторная работа № 4
СТАНДАРТИЗАЦИЯ РАСТВОРА ТРИЛОНА Б
Так как ион металла при комплексообразовании замещает
в трилоне Б два иона водорода, то молярная масса эквивалента
трилона Б равна половине его молярной массы:
МЭ(Na2H2ЭДТА) = М (Na2H2ЭДТА) / 2 = 186,12 г/моль
Порядок выполнения работы
Стандартизацию раствора трилона Б можно проводить по
титрованному раствору сульфата магния или хлорида кальция.
1. Ополосните и заполните бюретку раствором трилона Б.
2. В колбу для титрования пипеткой перенесите точный
объем рабочего раствора сульфата магния. Добавьте 25-30 мл дистиллированной воды.
3. Добавьте в колбу мерным цилиндром 5-10 мл аммиачного буферного раствора и на кончике шпателя внесите в раствор
сухой индикатор - эриохром черный Т.
4. Медленно титруйте раствор сульфата магния раствором
трилона Б до перехода винно-красной окраски раствора в синюю
(без фиолетового оттенка).
5. Результаты титрования запишите в таблицу (образец см.
на стр. 46). Повторите титрование до получения сходящихся результатов.
6. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента и
титр трилона Б.
Лабораторная работа № 5
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЩЕЙ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ
Общая жесткость воды (общее содержание ионов кальция
и магния) определяется по методу комплексонометрии.
Порядок выполнения работы
1. В колбу для титрования возьмите пипеткой жесткую воду (для образцов водопроводной воды обычно используют пипетки объемом 100 мл или 50 мл, а для контрольных растворов жесткой воды - пипетки меньшего объема).
53
2. Добавьте цилиндром 5-10 мл аммиачного буферного
раствора, и, если нужно,  25 мл дистиллированной воды.
3. На кончике шпателя внесите в раствор сухой индикатор
- эриохром черный Т.
4. Медленно титруйте жесткую воду рабочим раствором
трилона Б до перехода винно-красной окраски раствора в синюю.
5. Повторите титрование до получения сходящихся результатов.
6. По результатам эксперимента вычислите общую жесткость воды.
МЕТОДЫ РЕДОКСИМЕТРИИ
Методы редоксиметрии основаны на применении реакций
окисления-восстановления. Рабочими растворами в редоксиметрии являются растворы окислителей или восстановителей. Следовательно, этими методами можно проводить количественные
определения восстановителей и окислителей.
Необходимым условием протекания окислительновосстановительной реакции является наличие разности потенциалов (редокс-потенциалов) у реагирующих пар (пара - окисленная и
восстановленная форма окислителя или восстановителя). Зная величины стандартных редокс-потенциалов (Ео) реагирующих пар,
можно судить о направлении окислительно-восстановительных
реакций. Окисленная форма пары с большим стандартным редокспотенциалом является окислителем по отношению к восстановленной форме пары с меньшим потенциалом.
Редокс-потенциал какой-либо пары зависит от концентраций окисленной и восстановленной форм, реакции среды, температуры и т.д. Его можно рассчитать по уравнению Нернста:
E = Eo +
0,06
[Oк. ]
 lg
n
[Восст. ]
где [Oк.] - концентрация окисленной формы;
[Восст.] - концентрация восстановленной формы;
n - количество электронов, участвующих в полуреакции.
54
Реакция используется в количественном анализе, если разность потенциалов реагирующих пар (ЭДС системы) имеет значение 0,4-0,5 В.
Методы редоксиметрии, в зависимости от используемых
титрантов, могут подразделяться на:
1. Перманганатометрия. Титрант - раствор перманганата
калия KMnO4. Индикатор - избыточная капля титранта.
2. Иодометрия. Титрант - раствор свободного иода I2 или
тиосульфата натрия Na2S2O3. Индикатор - крахмал.
3. Дихроматометрия. Титрант - раствор дихромата калия
K2Cr2O7.
Методы применяются как для прямых, так и для косвенных определений.
Вычисление молярных масс эквивалентов окислителей
и восстановителей
При вычисления молярных масс эквивалентов окислителей
и восстановителей исходят из числа электронов, которые присоединяет или отдает в данной реакции один моль вещества. Для
нахождения молярной массы эквивалента окислителя (восстановителя) нужно его молярную массу разделить на число принятых
(отданных) электронов в данной полуреакции.
Например, в реакции окисления сульфата железа (II) перманганатом калия в кислой среде:
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4
+ 8 H2O
1 MnO4 + 8 H+ + 5 e  Mn2+ + 4 H2O
5  Fe2+ - e  Fe3+
ион MnO4 как окислитель принимает пять электронов, а ион Fe2+
как восстановитель отдает один электрон. Поэтому для расчета
молярных масс эквивалентов окислителя и восстановителя их молярные массы следует разделить на пять и на один, соответственно.
MЭ(KMnO4) =
M(KMnO4) 158,04

 31,61г / моль
5
5
55
МЭ(FeSO4) =
M(FeSO4)
;
1
MЭ(Fe2+) = M(Fe2+) = 55,85 г/моль
В реакции окисления сульфита натрия перманганатом калия в нейтральной среде:
2 KMnO4 + 3 Na2SO3 + H2O = 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH
2 MnO4- + 2 H2O + 3 e  MnO2 + 4 OH3 SO32- + 2 OH- + 2 e  SO42- + H2O
ион MnO4 принимает только три электрона, а ион восстановителя
SO32- отдает два электрона, следовательно:
MЭ(KMnO4) =
M(KMnO4)
,
3
MЭ(Na2SO3) =
M(Na2SO3)
2
Из приведенных примеров видно, что молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей зависят от условий
проведения реакций и определяются исходя из соответствующих
полуреакций.
ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ
Метод основан на окислительно-восстановительных реакциях, в которых окислителем является перманганат-ион MnO4-.
Перманганат калия проявляет окислительные свойства в
кислой, нейтральной и щелочной средах. Однако его окислительная активность в кислой среде (Ео = 1,51 В) гораздо выше, чем в
нейтральной (Ео = 0,59 В) и щелочной (Ео = 0,56 В) средах. Поэтому титрование перманганатом калия проводят в кислых средах.При восстановлении перманганат-ионов в кислой среде образуются почти бесцветные ионы Mn2+, что позволяет легко фиксировать точку эквивалентности.
Полуреакция восстановления иона MnO4- в кислой среде
может быть представлена следующей полуреакцией:
MnO4- + 8 H+ + 5e  Mn2+ + 4 H2O
Перманганатометрия используется не только для количественного определения восстановителей, но и окислителей.
Восстановители обычно определяются методом прямого
титрования раствором перманганата калия, окислители - методом
56
обратного титрования. В этом случае раствором перманганата
калия оттитровывают избыток восстановителя, приливаемого к
окислителю.
Индикатором в этом методе служит сам рабочий раствор перманганат калия. Одна избыточная капля КMnO4 окрашивает
бесцветный титруемый раствор в бледно-розовый цвет.
Лабораторная работа № 6
СТАНДАРТИЗАЦИЯ РАБОЧЕГО РАСТВОРА
ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ KMnO4
Перманганат калия обычно содержит ряд примесей, поэтому нельзя считать, что раствор, приготовленный из навески,
имеет точную концентрацию, т.е. является стандартным. Кроме
того, концентрация перманганата в растворе понижается из-за его
взаимодействия с органическими веществами и другими восстановителями, присутствующими в воде.
Раствор перманганата калия должен храниться в склянке
из темного стекла, так как под действием света происходит разложение его по реакции:
4 KMnO4 +2 H2O  4 MnO2  + 4 KOH + 3O2
Через 5-7 дней после приготовления раствор перманганата
калия отфильтровывают через стеклянный фильтр и проводят его
стандартизацию.
Молярную концентрацию эквивалента раствора перманганата калия обычно устанавливают по стандартному раствору перекристаллизованного кристаллогидрата щавелевой кислоты
Н2С2О4. 2Н2О.
Стандартизация раствора перманганата калия по щавелевой
кислоте
Реакция между перманганатом калия и щавелевой кислотой в сернокислой среде протекает по следующему уравнению:
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 +
8H2O
57
2 MnO4- + 8 H+ + 5 e  Mn2+ + 4 H2O
5 H2C2O4 - 2 e  2 CO2 + 2 H+
Порядок выполнения работы
1. Промойте и наполните бюретку раствором перманганата
калия. Установите уровень жидкости на нулевом делении по верхнему краю мениска (для окрашенных жидкостей). Не забудьте заполнить кончик бюретки.
2. В колбу для титрования цилиндром налейте 15 мл 1 М
раствора серной кислоты H2SO4 и 25 мл дистиллированной воды.
Колбу поставьте на асбестовую сетку над газовой горелкой и
нагрейте раствор до 70-80оС. Чистую пипетку ополосните раствором щавелевой кислоты. Отмерьте пипеткой точный объем раствора щавелевой кислоты H2C2O4 и перенесите его в колбу для
титрования c нагретым раствором серной кислоты.
3. Оттитруйте горячий раствор щавелевой кислоты перманганатом калия. Катализатором реакции служат ионы Mn2+, которые являются одним из продуктов реакции. В начале титрования
реакция идет медленно, первые капли перманганата обесцвечиваются с трудом. Поэтому прибавление первого миллилитра перманганата нужно проводить очень медленно. После того как образовались ионы Mn2+, скорость реакции увеличивается, и титрование
можно вести быстрее, прибавляя перманганат калия маленькими
порциями и сильно перемешивая раствор в колбе. Новая порция
прибавляется только после обесцвечивания предыдущей. Конец
титрования определяется по появлению неисчезающей в течение
1-2 минут бледно-розовой окраски от одной лишней капли перманганата калия. Взятый объем щавелевой кислоты и объем перманганата калия, пошедший на титрование, запишите в таблицу.
4. Титрование повторите до получения двух-трех сходящихся результатов. Вычислите среднее значение объема перманганата калия.
5. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента и
титр раствора перманганата калия. Полученные результаты будут
использованы Вами в следующей работе.
58
Лабораторная работа № 7
ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ ЖЕЛЕЗА В РАСТВОРЕ
СОЛИ МОРА, FeSO4.(NH4)2SO4·.6H2O
Сульфат железа (II), входящий в состав соли Мора, вступает в реакцию с перманганатом калия в сернокислой среде по уравнению:
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 = 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4
+ 8 H2O
1 MnO4- + 8 H+ + 5 e  Mn2+ + 4 H2O
5  Fe2+ - e  Fe3+
Порядок выполнения работы
1. Получите у лаборанта мерную колбу с контрольным
раствором соли Мора. Номер колбы и ее объем запишите в тетрадь. Доведите объем раствора дистиллированной водой до метки,
закройте колбу пробкой и хорошо перемешайте.
2. Заполните бюретку раствором перманганата калия, молярная концентрация эквивалента которого была установлена Вами в предыдущей работе.
3. В колбу для титрования возьмите пипеткой пробу раствора соли Мора (объем пипетки запишите в таблицу), добавьте
цилиндром 15 мл 1 М раствора серной кислоты и 25 мл дистиллированной воды.
4. Оттитруйте раствор соли Мора перманганатом калия до
появления бледно-розовой окраски. Титрование проводится при
комнатной температуре. Объем перманганата калия, пошедший на
титрование, запишите в таблицу.
5. Титрование повторите несколько раз до получения сходящихся результатов. Вычислите средний объем перманганата калия.
6. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента, титр
раствора соли Мора по железу и содержание железа в контрольном растворе (объеме колбы).
7. Вычислите относительную ошибку анализа, узнав у преподавателя истинное содержание железа в контрольном растворе.
59
ИОДОМЕТРИЯ
Иодометрия - метод объемного анализа, основанный на
окислительно-восстановительных реакциях, которые связаны с
восстановлением I2 до иодид-ионов I- или окислением иодид-ионов
I- до свободного I2:
I2 + 2 e  2 I- - иод расходуется
2 I- - 2 e  I2 - иод образуется
Свободный иод является относительно слабым окислителем. Его стандартный потенциал (Ео (I2/2I-) = + 0,54 В) находится
приблизительно в середине полной таблицы окислительновосстановительных потенциалов.
Восстановители, имеющие стандартный электродный потенциал меньше, чем 0,54 В (например, Na2S2O3, и др.) могут быть
окислены иодом;
Окислители, стандартный электродный потенциал которых
больше, чем +0,54 В (например, KMnO4, K2Cr2O7, Cu2+ и др.) будут
окислять иодид-ионы.
Таким образом, метод иодометрии может применяться для
определения как окислителей, так и восстановителей. При проведении титрования необходимо учитывать, что I2 проявляет окислительные свойства только в средах, близких к нейтральной. В
кислых растворах иодид-ионы легко окисляются до свободного
иода даже кислородом воздуха (особенно под воздействием света),
а в щелочной среде иод диспропорционирует с образованием I- и
IO- - ионов.
Рабочими растворами в методе иодометрии являются не
только раствор иода (окислитель), но и раствор тиосульфата
натрия (восстановитель). Обычно используют 0,1 или 0,05 моль/л
рабочий раствор I2. Однако, иод малорастворим в воде (насыщенный раствор содержит  0,03% по массе иода), поэтому для приготовления рабочего раствора иода пользуются его хорошей растворимостью в концентрированных растворах KI (не ниже 10% по
массе), сопровождающейся образованием комплексного соединения K[I3]:
I2 + KI  K[I3]
60
Комплексный ион [I3]-, имея малую константу устойчивости, легко диссоциирует на I- -ион и I2 и в растворах ведет себя так
же, как и I2.
Рабочий раствор иода в лабораториях часто готовят из
фиксаналов (фиксанал - стандартный раствор высокой концентрации в запаянных ампулах заводского изготовления) путем разбавления содержимого ампулы в мерных колбах соответствующего объема (объем и число молей эквивалентов вещества в данном
объеме указываются на ампуле).
В связи с тем, что реакции с участием свободного иода
идут медленно, для определения сильных окислителей обычно не
используют метод прямого титрования. Для количественного
определения сильных окислителей методом иодометрии проводят
титрование заместителя. В этом случае к раствору окислителя
(определяемого вещества) добавляют избыток раствора иодида
калия KI. Окислитель вытесняет из него эквивалентное количество
свободного иода I2. Выделившийся иод оттитровывают восстановителем - стандартным раствором тиосульфата натрия, и определяют содержание окислителя в анализируемом растворе.
Индикатором в иодометрии служит свежеприготовленный
1 %-ный раствор крахмала. При взаимодействии его с иодом протекают два процесса: адсорбция иода на поверхности молекул
крахмала и образование комплексного соединения синего цвета иодкрахмала. Для уменьшения адсорбции при титровании окислителя крахмал добавляют в титруемый раствор в конце титрования,
когда основное количество иода уже прореагировало.
Лабораторная работа № 8
СТАНДАРТИЗАЦИЯ РАСТВОРА ТИОСУЛЬФАТА НАТРИЯ,
Na2S2O3
Кристаллическому тиосульфату натрия соответствует
формула Na2S2O3.5H2O. Однако состав даже чистого препарата
тиосульфата натрия этой формуле практически не соответствует,
поэтому сначала готовят приблизительно 0,1 моль/л раствор, а за-
61
тем проводят его стандартизацию по рабочему раствору иода или
дихромата калия K2Cr2O7.
Вариант 1. Стандартизация по иоду I2
Реакция между тиосульфатом натрия и иодом протекает в
нейтральной среде по следующему уравнению:
2 Na2S2O3 + I2  Na2S4O6 + 2 NaI
2 S2O32- - 2 e  S4O62I2 + 2 e  2 IПорядок выполнения работы
1. Промойте и заполните бюретку раствором тиосульфата
натрия.
2. Ополосните пипетку стандартным раствором иода. Отмерьте пипеткой раствор иода и перенесите его в колбу для титрования. Или поместите раствор иода в колбу для титрования из общей бюретки.
3. Добавьте в колбу для титрования цилиндром 20-30 мл
дистиллированной воды.
4. Оттитруйте раствор иода тиосульфатом натрия до светло-желтой окраски раствора в колбе.
5. Добавьте в колбу 2-3 мл крахмала с помощью цилиндра.
Раствор окрасится в синий цвет. Продолжите титрование медленно по каплям, до резкого исчезновения цвета раствора.
6. Запишите в таблицу объем тиосульфата натрия, который
пошел на титрование. Проведите несколько определений до получения сходящихся результатов.
7. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента и
титр раствора тиосульфата натрия.
Вариант 2. Стандартизация по дихромату калия K2Cr2O7
Стандартизация раствора тиосульфата натрия по раствору
дихромата калия основана на восстановлении дихромат-иона избытком иодида калия в сернокислой среде по реакции:
K2Cr2O7 + 6 KI + 7 H2SO4  Cr2(SO4)3 + 3 I2 + 4 K2SO4 + 7 H2O
 Cr2O72- + 14 H+ + 6 e  2 Cr3+ + 7 H2O
3 2 I- - 2 e  I2
62
Выделившийся свободный иод в количестве, эквивалентном количеству дихромата калия, титруют тиосульфатом натрия:
2 Na2S2O3 + I2  Na2S4O6 + 2 NaI
2 S2O32- - 2 e  S4O62I2 + 2 e  2 IПорядок выполнения работы
1. В коническую колбу для титрования налейте цилиндром
15 мл 20 % раствора KI и 20 мл 1 М раствора серной кислоты.
2. Промойте пипетку раствором дихромата калия. Отмерьте пипеткой точный объем раствора дихромата, перенесите его в
колбу для титрования и перемешайте растворы. Или поместите
раствор дихромата калия в колбу для титрования из общей бюретки.
3. Закройте колбу пробкой или фильтровальной бумагой и
поставьте на 5 минут в темное место для завершения реакции.
4. Ополосните и заполните бюретку раствором тиосульфата натрия.
5. Добавьте в колбу для титрования цилиндром 20-30 мл
дистиллированной воды.
6. Оттитруйте выделившийся иод тиосульфатом натрия до
светло-желтой окраски раствора в колбе.
7. Добавьте в колбу цилиндром 2-3 мл крахмала. Раствор
окрасится в темно-синий цвет. Продолжите титрование медленно,
по каплям, до исчезновения синего цвета раствора ( не доливайте
растовор в бюретку!).
8. Запишите в таблицу объем тиосульфата натрия, который
пошел на титрование. Сделайте несколько определений до получения сходящихся результатов.
9. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента и
титр раствора тиосульфата натрия.
63
Лабораторная работа № 9
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ИОДА ПО ТИОСУЛЬФАТУ НАТРИЯ
Порядок выполнения работы
1. Промойте и заполните бюретку раствором тиосульфата
натрия.
2. Ополосните пипетку стандартным раствором иода. Отмерьте пипеткой раствор иода и перенесите его в колбу для титрования. Или поместите раствор иода в колбу для титрования из общей бюретки.
3. Добавьте в колбу для титрования цилиндром 20-30 мл
дистиллированной воды.
4. Оттитруйте раствор иода тиосульфатом натрия до светло-желтой окраски раствора в колбе.
5. Добавьте в колбу 2-3 мл крахмала с помощью цилиндра.
Раствор окрасится в синий цвет. Продолжите титрование медленно по каплям, до резкого исчезновения цвета раствора.
6. Запишите в таблицу объем тиосульфата натрия, который
пошел на титрование. Сделайте несколько определений до получения сходящихся результатов.
7. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента и
титр раствора иода.
Лабораторная работа № 10
ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ МЕДИ В РАСТВОРЕ
СУЛЬФАТА МЕДИ (II)
Титрование ведут по методу замещения с использованием
избыточного количества вспомогательного 20 % раствора KI. При
взаимодействии ионов меди (II) с иодид-ионами выделяется свободный иод в количестве, эквивалентном количеству ионов меди
(II) в растворе. Выделившийся иод оттитровывают рабочим раствором Na2S2O3:
64
2 CuSO4 + 4 KI  2 CuI  + 2 K2SO4 + I2
2 Cu2+ + I- + e  CuI 
2 I- - 2 e  I2
2 Na2S2O3 + I2  Na2S4O6 + 2 NaI
Первая реакция протекает количественно из-за образования малорастворимого соединения иодида меди (I). Для предотвращения гидролиза сульфата меди (II) реакцию проводят в слабокислой среде.
Порядок выполнения работы
1. Получите контрольный раствор сульфата меди (II), добавьте к нему 5 мл 1 М раствора H2SO4 и доведите объем в мерной
колбе дистиллированной водой до метки. Перемешайте раствор.
2. Пипеткой возьмите 10,0 мл раствора сульфата меди (II) и
перенесите его в коническую колбу для титрования.
3. Добавьте в колбу цилиндром 15 мл 20 % раствора иодида калия. При этом выпадает осадок CuI, а раствор окрашивается в
коричневый цвет из-за выделения свободного иода.
4. Накройте колбу фильтровальной бумагой и для завершения реакции поставьте в темное место на 3-5 минут.
5. Выделившийся иод оттитруйте раствором тиосульфата
натрия до светло-желтой окраски раствора в колбе. Добавьте в
колбу 2-3 мл крахмала с помощью цилиндра. Раствор окрасится в
синий цвет. Продолжите титрование медленно по каплям, до резкого исчезновения цвета раствора.
6. Повторите титрование 2-3 раза до получения сходящихся результатов. Результаты запишите в таблицу.
7. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента раствора CuSO4, титр раствора CuSO4 по меди и массу меди в контрольном растворе.
8. Рассчитайте относительную ошибку эксперимента (истинное значение массы меди в растворе узнайте у преподавателя).
65
ФОТОКОЛОРИМЕТРИЯ
Фотоколориметрия - это оптический метод анализа, который рассматривает взаимодействие вещества с электромагнитным
излучением в видимой области: длина волны () 380-750 нм; частота () 2,5.104- 1,5.104 см-1; энергия излучения (Е) 1-10 эВ. В результате поглощения веществом определенного количества энергии в молекулах этого вещества имеют место электронные переходы.
Целью фотоколориметрического анализа является определение концентрации вещества в растворах окрашенных соединений. Если вещества не имеют цвета, то проводят реакцию, в результате которой образуются растворимые окрашенные соединения. Цвет раствора связан с длиной волны поглощенной части светового потока. В видимой области цвет раствора обусловлен длиной волны излучения, не поглощенного этим раствором, и является дополнительным к цвету поглощенной части света (см. табл.2).
Таблица 2.
Зависимость цвета вещества от поглощаемой части спектра.
Цвет раствора веще- Цвет поглощенной  поглощенной частва (дополнитель- части
светового сти спектра, нм
ный)
потока
желто-зеленый
фиолетовый
400-450
желтый
синий
450-480
оранжевый
зелено-синий
480-490
красный
сине-зеленый
490-500
пурпурный
зеленый
500-560
фиолетовый
желто-зеленый
560-575
синий
желтый
575-590
сине-зеленый
красный
590-625
зеленый
пурпурный
625-750
66
Поглощенное световое излучение количественно описывается законом Бугера-Ламберта-Бера:
A = lgT = lg
I
 .b.C
I0
где А - поглощение вещества, или его оптическая плотность; Т пропускание образца, т.е. отношение интенсивности света прошедшего через образец, к интенсивности падающего света, I/Iо; C концентрация вещества (обычно моль/л); b - толщина кюветы
(см);  - молярная поглощательная способность вещества, или молярный коэффициент поглощения [л/(моль . см)].
Расчет молярного коэффициента поглощения проводят по
формулам:
 = А/(C . b) или % = A/(C% . b).
Область применения фотоколориметрии
Фотометрические методы очень широко используются для
определения примесей в сплавах или минералах и породах, для
изучения кинетики реакций, для непрерывного контроля технологического процесса, для определения малых количеств веществ.
Фотометрический метод анализа характеризуется высокой
избирательностью и является одним из быстрых методов анализа.
Этим методом можно определить концентрации веществ до 1.10-7
моль/л.
Метод калибровочного графика
Для определения концентрации вещества (элемента) в исследуемом растворе используют чаще всего калибровочный (градуировочный) график в координатах А - C (оптическая плотность концентрация).
Готовят серию стандартных растворов с известной концентрацией вещества. Измеряют оптическую плотность этих растворов, сравнивая интенсивности потока излучения, проходящего через стандартный раствор, с интенсивностью потока излучения,
проходящего через раствор сравнения, поглощение которого принимают равным нулю. Строят калибровочный график.
67
Калибровочная прямая представляет собой прямую линию,
которая идет из начала координат.
Затем измеряют оптическую плотность анализируемого
раствора и по графику определяют его концентрацию.
Лабораторная работа № 11
ОПРЕДЕЛЕНИЕ МЕДИ (II)
В аммиачных растворах ионы меди образуют комплексные
ионы, окрашенные в синий цвет.
Cu2+ + 4 NH3 = [Cu(NH3)4]2+
Порядок выполнения работы
1. Возьмите 7 мерных колб на 100 мл для приготовления
стандартных растворов соли меди (II). Напишите на них стеклографом номера 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6.
2. Налейте из бюретки в колбы, начиная с колбы № 1, точное число мл раствора соли меди (II), который содержит 1 мг меди
в 1 мл раствора (см. табл. 3) или другие объемы по усмотрению
преподавателя.
Таблица 3
Реагенты для фотометрического определения меди (II)
№ кол- Объем соли КонцентраОбъем рас- Оптичесбы
меди (II), мл ция
меди твора амми- кая плот(II), мг/мл
ака, мл
ность
0
0
5
1
1
5
2
2
5
3
3
5
4
4
5
5
5
5
6
6
5
х
х
5
68
3. В каждую колбу добавьте цилиндром по 5 мл 25 %
(концентрированного) раствора аммиака, добавьте дистиллированной воды до метки, закройте пробкой, хорошо перемешайте.
4. Измерьте оптическую плотность каждого стандартного
раствора и запишите в таблицу 3. Измерение проводится относительно раствора в колбе № 0 (нулевой раствор) в кюветах с b = 34
мм с использованием желтого светофильтра.
5. По результатам постройте калибровочный график на
миллиметровой бумаге в координатах А - C.
6. Получите у преподавателя контрольную задачу с неизвестной концентрацией соли меди (II) (колба № х), добавьте 5 мл
25 % раствора аммиака, доведите дистиллированной водой до
метки. Закройте пробкой, хорошо перемешайте.
7. Измерьте оптическую плотность контрольного раствора
Аx и по калибровочному графику определите концентрацию меди
(II) Сх. Узнайте у преподавателя точной значение концентрации
раствора и вычислите погрешность измерения.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕЛЕЗА (III)
Ионы железа (III) образуют с роданид-ионами комплексные соединения кроваво-красного цвета
Fe3+ + (3 - 6) SCN- = [Fe(SCN)3-6] 0 - (-3)
Окраска растворов неустойчива, поэтому их готовят непосредственно перед измерением оптической плотности.
Порядок выполнения работы
1. Возьмите 6 мерных колб на 100 мл для приготовления
стандартных растворов соли железа (III). Напишите на них стеклографом номера 1, 2, 3, 4, 5, 6.
2. Налейте из бюретки в колбы, начиная с колбы № 1, точное число мл раствора соли железа (III), который содержит 0,02 мг
железа в 1 мл раствора (см. табл. 4) или данные преподавателя.
3. В каждую колбу цилиндром добавьте по 2 мл разбавленной (1:1) азотной кислоты и по 10 мл 10%-ного раствора рода-
69
нида аммония NH4SCN. Добавьте дистиллированной воды до метки, закройте пробкой, хорошо перемешайте.
Таблица 4
Реагенты для фотометрического определения железа (III)
№
колбы
Объем
соли железа (III), мл
1
2
3
4
5
6
х
0,5
1,0
2,0
3,0
4,0
5,0
х
Концентрация
железа
(III), мг/мл
Объем
раствора
HNO3, мл
Объем р-ра
NH4SCN,
мл
2
2
2
2
2
2
2
10
10
10
10
10
10
10
Оптич.
плотность
4. Измерьте оптическую плотность каждого стандартного
раствора в кюветах с b= 34 мм с использованием синего светофильтра. За “нулевой раствор” возьмите дистиллированную воду.
Результаты измерений запишите в таблицу 4.
5. По полученным значениям оптической плотности постройте калибровочный график на миллиметровой бумаге в координатах А - C.
6. Получите у преподавателя контрольную задачу с неизвестной концентрацией соли железа (III) (колба № х), добавьте 2
мл разбавленной (1:1) азотной кислоты, 10 мл раствора роданида
аммония, доведите дистиллированной водой до метки. Закройте
пробкой, хорошо перемешайте.
7. Измерьте оптическую плотность контрольного раствора
Аx и по калибровочному графику определите концентрацию железа (III) Сх. Узнайте у преподавателя точной значение концентрации
раствора и вычислите погрешность измерения.
70
ПОТЕНЦИОМЕТРИЯ
Метод потенциометрии основан на зависимости потенциала электрода, погруженного в раствор, от концентрации определенных ионов в данном растворе (уравнение Нернста). Потенциал
применяемого в работе стеклянного электрода зависит от концентрации ионов водорода в растворе, что используется при измерении рН. Стеклянный электрод в паре с электродом сравнения, потенциал которого не зависит от рН, опускают в определяемый раствор и измеряют разность их потенциалов. Вольтметр, применяемый для измерений, имеет шкалу, градуированную как в милливольтах, так и в единицах рН, что позволяет снимать показания рН
раствора непосредственно со шкалы прибора.
При кислотно-основном титровании добавление каждой
порции титранта вызывает изменение рН раствора. На этом основано потенциометрическое титрование. К точному объему определяемого раствора последовательно добавляют небольшие порции
стандартного раствора и после каждого добавления измеряется
рН. Точку эквивалентности определяют графически (см. рис.1 и
2).
Рис. 1. Интегральная кривая: точка эквивалентности соответствует
середине отрезка касательной скачка титрования
71
Рис. 2 . Дифференциальная кривая: точка эквивалентности соответствует максимуму кривой.
Лабораторная работа № 12
ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКОЕ ТИТРОВАНИЕ РАСТВОРА
NaOH
Ознакомьтесь с установкой для потенциометрического
титрования. Электрохимическая ячейка для определений представляет собой стакан с определяемым раствором, в который погружен парный электрод, присоединеный к вольтметру (рНметру). Раствор HCl добавляют в стакан из бюретки. Раствор в
стакане перемешивают с помощью опущенного в стакан магнитного стержня, который приводится в движение магнитной мешалкой. РН-метр измеряет водородный показатель.
Порядок выполнения работы
1. Заполните бюретку раствором HCl до нулевой метки.
2. Промойте электрод: опустите его несколько раз в стакан
с дистиллированной водой. Включите рН-метр в сеть.
72
3. В стакан на 50 мл отмерьте из общей бюретки 10,0 мл
титрованного раствора NaOH, положите в него магнитный стержень и опустите электроды (электроды должны быть выше дна
стакана на 1,5-2 см). Долейте в стакан дистиллированной воды
так, чтобы концы электродов находились в растворе.
4. Включите магнитную мешалку и перемешайте раствор в
течение 1 мин.
5. Выключите мешалку и измерьте рН раствора с точностью до 0,01.
6. Добавляйте в стакан из бюретки по 1,0 мл раствора HCl,
перемешивайте раствор в течение 1 мин, выключайте мешалку и
измеряйте рН с точностью до 0,01. Значения V(HCl) и рН занесите
в таблицу 5.
Таблица 5
Значения рН при потенциометрическом титровании
№ изме- VHCl , мл рН
VHCl , мл рН
рН/VHCl
рения
7. Повторяйте операции 6 до того момента, когда значение
рН окажется значительно больше, чем предыдущие. После этого
продолжайте измерения, уменьшив V до 0,5 мл: близка точка эквивалентности!
8. После прохождения точки эквивалентности повторите
операции 6 еще 5 раз.
9. По полученным данным на миллиметровой бумаге постройте графики интегральной и дифференциальной кривых (рис.
1-2) и определите Vэ (HCl).
10. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента соляной кислоты.
73
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
Тема 1. ДИССОЦИАЦИЯ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Константа диссоциации. Закон разбавления
Оствальда. РН растворов слабых электролитов. Влияние общего
иона на диссоциацию слабого электролита. Вычисление константы равновесия реакции по константам реагентов и продуктов.
Определение возможности протекания химических реакций.
Вариант 1
1. При какой концентрации фтороводородной кислоты (HF) в растворе степень ее диссоциации будет равна 2%?.
2. Найти концентрацию гидрата аммиака NH3H2O в растворе, если
рН раствора равен 9.
3. В смеси азотной и азотистой кислот концентрация нитрит-иона
рана 10-3 М, а рН = 2. Определите концентрацию азотистой
кислоты в растворе.
4. Вычислив константу равновесия, определите возможность протекания реакции: CaCrO4 + CH3COOH  .
Вариант 2
1. Найти степень диссоциации фтороводородной кислоты HF в ее
0,05 М растворе.
2. Вычислите рН 0,2 М раствора гидрата аммиака NH3H2O.
3. В 0,1 М раствор сернистой кислоты добавили серную кислоту
до рН = 1. Пренебрегая изменением объема раствора при этом,
определите концентрацию сульфит-иона.
4. Вычислив константу равновесия, определите возможность протекания реакции: BaCrO4 + CH3COOH  .
74
Вариант 3
1. Найти степень диссоциации гидрата аммиака NH3H2O в его 0,1
М растворе.
2. Найти молярную концентрацию уксусной кислоты CH3COOH,
если рН ее раствора равен 4.
3. В 0,2 М раствор ортофосфорной кислоты добавили серную кислоту до рН = 1. Пренебрегая изменением объема раствора при
этом, определите концентрацию ортофосфат иона.
4. Вычислив константу равновесия, определите возможность протекания реакции: BaCrO4 + HCl  .
Вариант 4
1. Найти степень диссоциации муравьиной кислоты НСООН в ее
0,2 М растворе.
2. Вычислите рН 0,3 М раствора уксусной кислоты CH3COOH.
3. В 0,6 М раствор циановодородной кислоты добавили серную
кислоту до рН = 2. Пренебрегая изменением объема раствора
при этом, определите концентрацию цианид иона.
4. Вычислив константу равновесия, определите возможность протекания реакции: NaOH + HCN  .
Вариант 5
1. Найти степень диссоциации уксусной кислоты CH3COOH в ее
0,4 М растворе.
2. Найти рН 0,2 М раствора фосфорной кислоты H3PO4.
3. В 0,3 М раствор щавелевой кислоты Н2С2О4 добавили серную
кислоту до рН = 1. Пренебрегая изменением объема раствора
при этом, определите концентрацию оксалат иона.
4. Вычислив константу равновесия, определите возможность протекания реакции: NaOH + H2S  .
75
Вариант 6
1. При какой концентрации уксусной кислоты CH3COOH в растворе степень ее диссоциации будет равна 1%?.
2. Найти концентрацию фосфорной кислоты H3PO4, если рН ее
раствора равен 3.
3. В смеси фтороводородной и хлороводородной кислот концентрация фторид иона рана 10-3 М, а рН = 1. Определите концентрацию фтороводородной кислоты в растворе.
4. Вычислив константу равновесия, определите возможность протекания реакции: NH3H2O + HNO2  .
Вариант 7
1. При какой концентрации муравьиной кислоты НСООН в растворе степень ее диссоциации будет равна 4%?.
2. Найти рН 0,1 М раствора сернистой кислоты H2SO3.
3. В 0,2 М раствор азотистой кислоты пропускали хлороводород
до рН = 1. Пренебрегая изменением объема раствора при этом,
определите концентрацию нитрит иона.
4. Вычислив константу равновесия, определите возможность протекания реакции: BaC2O4 + CH3COOH  .
Вариант 8
1. При какой концентрации гидрата аммиака NH3H2O в растворе
степень его диссоциации будет равна 1,5%?.
2. Найти молярную концентрацию сернистой кислоты H2SO3, если
рН ее раствора равен 2.
3. В 0,1 М раствор гидрата аммиака NH3H2O добавили гидроксид
натрия до рН = 13. Пренебрегая изменением объема раствора
при этом, определите молярную концентрацию иона аммония.
4. Вычислив константу равновесия, определите возможность протекания реакции: CaC2O4 + CH3COOH  .
76
Тема 2. ДИССОЦИАЦИЯ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Активность ионов. Коэффициент активности ионов. Ионная сила раствора. Зависимость коэффициента активности иона от
его заряда и от ионной силы раствора. Формула Дебая – Хюккеля.
Водородный показатель. Буферные растворы.
Вариант 1
1. Вычислите ионную силу раствора, содержащего 0,44 г К2SO4 в
250 мл раствора.
2. Вычислите активные концентрации ионов в 0,02 М растворе
Al2(SO4)3
3. Найти рН буферного раствора, полученного добавлением 35 г
ацетата натрия к 1000 мл 0,5 М раствора уксусной кислоты.
4. Вычислите рН буферной смеси, полученной из 250 мл 0,8 М
раствора СН3СООН и 250 мл 0,4 М раствора СН3СООNа. Как
изменится рН при добавлении к этому раствору 0,01 моль HCl?
Вариант 2
1. Вычислите ионную силу раствора, содержащего 1,625 г FeCl3 в
125 мл раствора.
2. Вычислите активные концентрации ионов в 0,03 М растворе
CaCl2.
3. Найти рН буферного раствора, полученного при смешивании
равных объемов 1 М раствора KCN и 0,1 М раствора HCN.
4. Вычислите рН буферной смеси, полученной из 1000 мл 0,2 М
раствора HNO2 и 1000 мл 0,4 М раствора NaNO2. Как изменится
рН при добавлении к этому раствору 0,01 моль NaOH?
Вариант 3
1. Вычислите ионную силу раствора, содержащего 3,42 г Al2(SO4)3
в 250 мл раствора.
2. Вычислите активные концентрации ионов в 0,04 М растворе
FeCl3.
77
3. Найти рН буферного раствора, полученного добавлением 10,7 г
хлорида аммония к 500 мл 0,4 М раствора гидрата аммиака.
4. Вычислите рН буферной смеси, полученной из 500 мл 0,6 М
раствора HNO2 и 500 мл 0,4 М раствора NaNO2. Как изменится
рН при добавлении к этому раствору 0,01 моль HCl?
Вариант 4
1. Вычислите ионную силу раствора, содержащего 1,11 г СаСl2 в
500 мл раствора.
2. Вычислите активные концентрации ионов в 0,03 М растворе
Cr2(SO4)3.
3. Найти рН буферного раствора, полученного при смешивании
равных объемов 1 М раствора KF и 0,1 М раствора HF.
4. Вычислите рН буферной смеси, полученной из 250 мл 0,8 М
раствора HF и 250 мл 0,4 М раствора NaF. Как изменится рН
при добавлении к этому раствору 0,01 моль NaOH?
Вариант 5
1. Рассчитайте ионную силу раствора, содержащего 1,62 г
Са(НСО3)2 в 125 мл раствора.
2. Вычислите активные концентрации ионов в 0,05 М растворе
Fе(NО3)3.
3. Найти рН буферного раствора, полученного добавлением 21,4 г
хлорида аммония к 250 мл 0,8 М раствора гидрата аммиака.
4. Вычислите рН буферной смеси, полученной из 500 мл 0,4 М
раствора HF и 500 мл 0,8 М раствора NaF. Как изменится рН
при добавлении к этому раствору 0,01 моль HCl?
Вариант 6
1. Рассчитайте ионную силу раствора, содержащего 2,08 г BaCl2 в
500 мл раствора.
2. Вычислите активные концентрации ионов в 0,01 М растворе
Са(NО3)2.
3. Найти рН буферного раствора, полученного добавлением 41 г
CH3COONa к 500 мл 1 М раствора CH3COOH.
78
4. Вычислите рН буферной смеси, полученной из 250 мл 0,4 М
раствора NH4OН и 250 мл 0,8 М раствора NH4Cl. Как изменится
рН при добавлении к этому раствору 0,01 моль HCl?
Вариант 7
1. Рассчитайте ионную силу раствора, содержащего 5,85 г NаСl в
250 мл раствора.
2. Вычислите активные концентрации ионов в 0,02 М растворе
К2SO4.
3. Найти рН буферного раствора, полученного добавлением 8,2 г
ацетата натрия к 1000 мл 1 М раствора уксусной кислоты.
4. Вычислите рН буферной смеси, полученной из 500 мл 0,6 М
раствора СН3СООН и 500 мл 0,4 М раствора СН3СООNа. Как
изменится рН при добавлении к этому раствору 0,01 моль
NаОН?
Вариант 8
1. Вычислите ионную силу раствора, содержащего 1,59 г СuSO4 в
125 мл раствора.
2. Вычислите активные концентрации ионов в 0,03 М растворе
СuSO4.
3. Найти рН буферного раствора, полученного смешением равных
объемов 0,2 М раствора HCOOK и 0,1 М раствора НСООН.
4. Вычислите рН буферной смеси, полученной из 500 мл 0,2 М
раствора NH4OН и 500 мл 0,4 М раствора NH4Cl. Как изменится
рН при добавлении к этому раствору 0,01 моль NаОН?
79
Тема 3. РАВНОВЕСИЯ В ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМАХ
Растворимость. Константа растворимости. Взаимосвязь
растворимости и константы растворимости для солей различных
типов. Условия растворения и образования осадка.
Вариант 1
1. В каком минимальном объеме воды растворится 4 г AgI?
2. Найти массу ионов Fe2+ в 50 л насыщенного раствора Fe(OH)2
при рН = 9.
3. Какой осадок выпадет первым при добавлении серной кислоты
к раствору, содержащему 0,01 моль/л ВаСl2 и 1 моль/л СаСl2?
4. Можно ли осадок SrSO4 перевести в SrCO3, действуя избытком
Na2CO3? Докажите, вычислив константу равновесия реакции.
Вариант 2
1. Найти массу BaSO4 в 50 л насыщенного раствора.
2. Найти массу ионов Cu2+ в 50 л насыщенного раствора Сu(OH)2
при рН = 8.
3. Выпадет ли осадок при смешивании равных объемов 0,1М раствора Pb(NO3)2 и 0,05М раствора KI?
4. Можно ли осадок CaC2O4 перевести в раствор CaCl2, действуя
избытком раствора HCl? Докажите, вычислив константу равновесия реакции.
Вариант 3
1. В каком минимальном объеме воды растворится 2 г Ag2CrO4?
2. Найти массу ионов Mg2+ в 50 л насыщенного раствора Mg(OH)2
при рН = 10.
3. Выпадет ли осадок при смешивании 20 мл 0,1 М раствора
Pb(NO3)2 и 100 мл 0,01 М раствора KCl?
4. Можно ли осадок AgCl перевести в осадок AgI, действуя избытком KI. Докажите, вычислив константу равновесия реакции.
80
Вариант 4
1. Найти массу BaCrO4 в 30 л насыщенного раствора.
2. Найти массу ионов Fe3+ в 50 л насыщенного раствора Fe(OH)3
при рН = 8.
3. Какой осадок выпадет первым при добавлении AgNO3 к раствору, содержащему 0,1 моль/л NaCl и 0,0001 моль/л KBr?
4. Можно ли осадок Ag2CrO4 перевести в в осадок AgCl, действуя
избытком NaCl? Докажите, используя константу равновесия.
Вариант 5
1. В каком минимальном объеме воды растворится 3 г PbI2?
2. Найти массу ионов Ca2+ в 40 л насыщенного раствора CaC2O4,
содержащем 13,4 г Na2C2O4.
3. При какой концентрации HCl начнется выпадение осадка из 0,1
М раствора Pb(NO3)2?
4. Можно ли осадок BaSO4 перевести в BaCO3, действуя избытком
Na2CO3? Докажите, вычислив константу равновесия реакции.
Вариант 6
1. Найти массу Ag2CO3 в 40 л насыщенного раствора.
2. Найти массу ионов Pb2+ в 50 л насыщенного раствора PbI2, содержащем 16,6 г KI.
3. При какой концентрации Na2SO4 начнется выпадение осадка из
0,001М раствора BaCl2?
4. Можно ли осадок ZnS перевести в раствор ZnCl2, действуя избытком раствора HCl? Докажите, вычислив константу равновесия реакции.
Вариант 7
1. В каком минимальном объеме воды растворится 5 г Ag2CrO4?
2. Найти массу ионов Ag+ в 10 л насыщенного раствора AgCl, содержащем 5,85 г NaCl.
3. При какой концентрации K2CrO4 начнется выпадение осадка из
0,001М раствора AgNO3?
81
4. Можно ли осадок BaCrO4 перевести в раствор Ba(CH3COO)2,
действуя избытком CH3COOH? Докажите, вычислив константу
равновесия реакции.
Вариант 8
1. Найти массу PbCl2 в 20 л насыщенного раствора.
2. Найти массу ионов Сu2+ в 20 л насыщенного раствора CuS, содержащем 7,8 г Na2S.
3. Какой осадок выпадет первым при добавлении сульфата натрия
к раствору, содержащему 0,001 моль/л ВаСl2 и 1 моль/л СаСl2?
4. Можно ли осадок СuS перевести в раствор CuCl2, действуя избытком раствора HCl? Докажите, вычислив константу равновесия реакции.
Тема 4. ДИССОЦИАЦИЯ КОМПЛЕКСНЫХ ИОНОВ
Состав комплексных соединений. Внутренняя и внешняя
сфера комплексов, комплексообразователи и лиганды, дентатность
лиганда, координационное число комплексообразователя. Константа нестойкости комплексного иона.
Вариант 1
1. Какой комплексный ион более устойчив: [Ag(CN)2]- или
[Cu(CN)2]-? Приведите значения соответствующих констант.
2. Вычислив значение константы равновесия реакции, установите
возможность протекания реакции:
K3[FeF6] + 6KSCN  ?
3. Найти концентрацию ионов Cu2+ в 0,2 М растворе [Cu(NH3)4]Cl2
в присутствии 0,2 М NH3.
4. Найти массу ионов Hg2+ в 120 л 0,5 М раствора K2[HgI4] в присутствии 0,02 М KI.
Вариант 2
1. Какой комплексный ион более устойчив: [Zn(NH3)4]2+ или
[Cu(NH3)4]2+? Приведите значения соответствующих констант.
82
2. Вычислив значение константы равновесия реакции, установите
возможность протекания реакции:
[Ag(NH3)2]NO3 + 2KСN  ?
3. Найти концентрацию ионов Fe3+ в 0,2 М растворе K3[FeF6] в
присутствии 0,01 М KF.
4. Найти массу ионов Ni2+ в 20 л 0,6 М раствора K2[Ni(CN)4] в присутствии 0,01 М KCN.
Вариант 3
1. Какой комплексный ион более устойчив: [Ag(NO2)2]- или
[Ag(CN)2]-? Приведите значения соответствующих констант.
2. Вычислив значение константы равновесия реакции, установите
возможность протекания реакции:
FeCl3 + 3KSCN  ?
3. Найти концентрацию ионов Fe2+ в 0,3 М растворе K4[Fe(CN)6] в
присутствии 0,01 М KCN.
4. Найти массу ионов Zn2+ в 80 л 0,8 М растворе K2[Zn(OH)4] при
рН=12.
Вариант 4
1. Какой комплексный ион более устойчив: [HgBr4]2- или
[Hg(CN)4]2-? Приведите значения соответствующих констант.
2. Вычислив значение константы равновесия реакции, установите
возможность протекания реакции:
K2[Hg(CN)4] + 4KI  ?
3. Найти концентрацию ионов Ag+ в 0,4 М растворе [Ag(NH3)2]Cl в
присутствии 0,3 М NH3.
4. Найти массу ионов Sn2+ в 70 л 0,4 М растворе K4[SnCl6] в присутствии 0,01 М KCl.
Вариант 5
1. Какой комплексный ион более устойчив: [FeCl3] или
[Fe(SCN)3]? Приведите значения соответствующих констант.
2. Вычислив значение константы равновесия реакции, установите
возможность протекания реакции:
[Zn(NH3)4](NO3)2 + 4KCN  ?
83
3. Найти концентрацию ионов Hg2+ в 0,2 М растворе K2[HgBr4] в
присутствии 0,3 М KBr.
4. Найти массу ионов Fe2+ в 20 л 0,5М растворе K4[Fe(CN)6] в присутствии 0,001 М KCN.
Вариант 6
1. Какой комплексный ион более устойчив: [Ag(NH3)2]+ или
[Ag(NO2)2]-? Приведите значения соответствующих констант.
2. Вычислив значение константы равновесия реакции, установите
возможность протекания реакции:
K3[FeF6]3- + 6KCN  ?
3. Найти концентрацию ионов Pd2+ в 0,4 М растворе Na2[PdCl4] в
присутствии 0,2 М KCl.
4. Найти массу ионов Fe3+ в 40 л 0,6 М раствора K3[FeF6] в присутствии 0,1 М KF.
Вариант 7
1. Какой комплексный ион более устойчив: [FeF6]3- или
[Fe(SCN)3]? Приведите значения соответствующих констант.
2. Вычислив значение константы равновесия реакции, установите
возможность протекания реакции:
K[Cu(CN)2] + AgNO3  ?
3. Найти концентрацию ионов Hg2+ в 0,5 М растворе K2[HgI4] в
присутствии 0,01 М KI.
4. Найти массу ионов Ag+ в 60 л 0,8 М раствора K2[Ag(CN)2] в
присутствии 0,4 М KCN.
Вариант 8
1. Какой комплексный ион более устойчив: [Be(OH)4]2- или
[Zn(OH)4]2-? Приведите значения соответствующих констант.
2. Вычислив значение константы равновесия реакции, установите
возможность протекания реакции: K2[HgBr4] + 4KCN  ?
3. Найти концентрацию ионов Hg2+ в 0,2 М растворе K2[Hg(SCN)4]
в присутствии 0,2 М KSCN.
4. Найти массу ионов Cu2+ в 25 л 0,6 М растворе [Cu(NH3)4](NO3)2
в присутствии 0,3 М NH3.
84
Тема 5. КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ
Классификация катионов и анионов на аналитические
группы. Дробный и систематический ход анализа. Групповые и
специфические реагенты.
Вариант 1
1. Какой ион следует определять первым: ион Са2+ или ион Ba2+?
Ответ поясните.
2. При действии нитрата бария на неизвестный раствор получили
белый кристаллический осадок. Как установить, что в растворе
находится ион PO43-?
3. Хлориды каких катионов не растворимы в воде?
4. Предложите схему анализа раствора, содержащего следующие
ионы: Ca2+; Ba2+; Cl-. Напишите уравнения аналитических реакций и укажите условия их проведения.
Вариант 2
1. Почему осадок ВаСrО4 растворяется в соляной кислоте и не растворяется в уксусной кислоте?
2. Как можно обнаружить ион NO3- в растворе?
3. Сульфаты каких катионов не растворимы в воде?
4. Предложите схему анализа раствора, содержащего следующие
ионы: K+; Al3+; SO42-. Напишите уравнения аналитических реакций и укажите условия их проведения.
Вариант 3
1. Почему при обнаружении катионов необходимо удалить из раствора ионы NH4+? Как выполняется это отделение?
2. Объясните, почему нельзя открыть ион Сl- действием АgNO3 в
присутствии NH4ОН.
3. Раствор имеет зеленый цвет. Какие ионы могут быть в растворе?
85
4. Предложите схему анализа раствора, содержащего следующие
ионы: Pb2+; Hg22+; NO3-. Напишите уравнения аналитических
реакций и укажите условия их проведения.
Вариант 4
1. Какой ион следует определять первым: ион NH4+ или ион К+?
Ответ поясните.
2. При действии нитрата бария на неизвестный раствор получили
белый кристаллический осадок. Как установить, что в растворе
находится ион CO32-?
3. Имеется бесцветный раствор. Какие ионы не могут присутствовать в растворе?
4. Предложите схему анализа раствора, содержащего следующие
ионы: K+; NH4+; PO43-. Напишите уравнения аналитических реакций и укажите условия их проведения.
Вариант 5
1. Почему в случае проведения аналитической реакции открытия
иона Со2+ используют кристаллический реактив (NH4SCN) и
добавляют изоамиловый спирт?
2. Как можно обнаружить ион Cu2+ в присутствии иона Fe3+?
3. Какие анионы не могут присутствовать в сильнокислом растворе?
4. Предложите схему анализа раствора, содержащего следующие
ионы: Ni2+; Mn2+; Cl-. Напишите уравнения аналитических реакций и укажите условия их проведения.
Вариант 6
1. Какие ионы мешают открытию иона Со2+? Как можно открыть
ион Со2+ в их присутствии?
2. Почему осадок ВаСО3 растворяется в СН3СООН и не растворяется в Н2SO4?
3. Какие катионы не могут присутствовать в сильнощелочных растворах?
86
4. Предложите схему анализа раствора, содержащего следующие
ионы: Сu2+; Fe3+; SO42-. Напишите уравнения аналитических реакций и укажите условия их проведения.
Вариант 7
1. Почему нельзя открыть ион Ва2+ действием хромата калия в солянокислой среде?
2. Зачем при открытии ионов Са2+ необходимо добавлять этиловый
спирт?
3. Гидроксиды каких катионов растворяются в избытке раствора
гидроксида калия?
4. Предложите схему анализа раствора, содержащего следующие
ионы: Ва2+; Cr3+; NO3-. Напишите уравнения аналитических реакций и укажите условия их проведения.
Вариант 8
1. Почему при определении иона Мn2+ необходимо добавлять
HNO3? Напишите уравнение аналитической реакции
2. При действии нитрата бария на неизвестный раствор получили
белый кристаллический осадок. Как установить, что в растворе
находится ион SO42-?
3. Гидроксиды каких катионов не растворяются в избытке раствора гидроксида калия, но растворяются в избытке раствора аммиака?
4. Предложите схему анализа раствора, содержащего следующие
ионы: Со2+; Fe3+; Cl-. Напишите аналитические реакции и укажите условия их проведения.
87
Тема 6. ОБЪЕМНЫЙ АНАЛИЗ. КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ
ТИТРОВАНИЕ
Массовая доля вещества в растворе. Молярная концентрация. Эквивалент. Молярная концентрация эквивалентов. Закон эквивалентов для растворов. Титр раствора, титр раствора по определяемому веществу. Кривые титрования. Индикаторы. Метод потенциометрии.
Вариант 1
1. Из 0,28 г КОН приготовили 200 мл раствора. Найти молярную
концентрацию эквивалентов вещества в растворе и его титр по
H2SO4.
2. На титрование 50,0 мл раствора NaOH идет 22,5 мл 0,1600 н
раствора HCl. Найти молярную концентрацию эквивалентов
NaOH в растворе.
3. В каком интервале рН (>7, <7, =7) лежит точка эквивалентности
в случае титрования: NaOH + HNO3? Какие индикаторы можно
использовать для данного титрования?
4. На титрование 55 мл жесткой воды пошло 3,4 мл 0,1234 н раствора соляной кислоты. Найти временную жесткость воды.
Вариант 2
1. Из 0,40 г NaОН приготовили 1000 мл раствора. Найти молярную
концентрацию эквивалентов вещества в растворе и его титр.
2. На титрование 10,0 мл раствора серной кислоты идет 4,9 мл
0,1120 н раствора гидроксида калия. Найти молярную концентрацию эквивалентов серной кислоты в растворе.
3. В каком интервале рН (>7, <7, =7) лежит точка эквивалентности
в случае титрования: H2SO4 + KOH? Какие индикаторы можно
использовать для данного титрования?
4. На титрование 25 мл жесткой воды пошло 2,0 мл 0,1012 н раствора соляной кислоты. Найти временную жесткость воды.
88
Вариант 3
1. Для 0,0520 н раствора Na2CO3 найти титр раствора по Na2CO3 и
титр раствора по HCl.
2. На титрование 35 мл раствора H2SO4 идет 10,8 мл 0,1468 н раствора KOH. Найти молярную концентрацию эквивалентов
H2SO4 в растворе.
3. В каком интервале рН (>7, <7, =7) лежит точка эквивалентности
в случае титрования: HNO3 + NH3H2O? Какие индикаторы
можно использовать для данного титрования?
4. На титрование 75 мл жесткой воды пошло 5,6 мл 0,0972 н раствора соляной кислоты. Найти временную жесткость воды.
Вариант 4
1. Для раствора соляной кислоты с титром 0,005426 г/мл найти
молярную концентрацию эквивалентов хлороводорода в растворе и его титр по Na2CO3.
2. На титрование 25,0 мл раствора серной кислоты идет 11,2 мл
0,1240 н раствора гидроксида калия. Найти молярную концентрацию эквивалентов серной кислоты в растворе.
3. В каком интервале рН (>7, <7, =7) лежит точка эквивалентности
в случае титрования: CH3COOH + NaOH? Какие индикаторы
можно использовать для данного титрования?
4. На титрование 45,0 мл жесткой воды пошло 6,1 мл 0,1212 н раствора соляной кислоты. Найти временную жесткость воды.
Вариант 5
1. Для раствора 0,0520 н раствора HNO3 найти титр раствора по
HNO3 и титр раствора по Ca(OH)2.
2. На титрование 15 мл раствора Na2CO3 идет 5,8 мл 0,0512 н раствора HCl. Найти молярную концентрацию эквивалентов
Na2CO3 в растворе.
3. В каком интервале рН (>7, <7, =7) лежит точка эквивалентности
в случае титрования раствора азотистой кислоты раствором
гидроксида натрия? Какой индикатор можно использовать для
данного титрования?
89
4. На титрование 25,0 мл жесткой воды пошло 7,2 мл 0,1120 н раствора соляной кислоты. Найти временную жесткость воды.
Вариант 6
1. Из 0,6000 г NaOH приготовили 500 мл раствора. Найти молярную концентрацию эквивалента NaOH в растворе и его титр.
2. На титрование 20,0 мл раствора NaOH идет 12,5 мл 0,1200 н
раствора H2SO4. Найти молярную концентрацию эквивалентов
NaOH в растворе.
3. В каком интервале рН (>7, <7, =7) лежит точка эквивалентности
в случае титрования: NH3H2O + HNO3? Какие индикаторы
можно использовать для данного титрования?
4. На титрование 20 мл жесткой воды пошло 3,1 мл 0,1240 н раствора соляной кислоты. Найти временную жесткость воды.
Вариант 7
1. Для раствора гидроксида калия с титром 0,005600 г/мл найти
молярную концентрацию эквивалентов КОН в растворе и его
титр по Н2SO4.
2. На титрование 45 мл раствора Na2CO3 идет 16,8 мл 0,0872 н раствора H2SO4. Найти молярную концентрацию эквивалентов
Na2CO3 в растворе.
3. В каком интервале рН (>7, <7, =7) лежит точка эквивалентности
в случае титрования HNO3 + NaOH? Какие индикаторы можно
использовать для данного титрования?
4. На титрование 50 мл жесткой воды пошло 5,4 мл 0,1450 н раствора соляной кислоты. Найти временную жесткость воды.
Вариант 8
1. В 250 мл раствора содержится 0,9800 г Н2SO4. Найти молярную
концентрацию эквивалента Н2SO4 в растворе и его титр.
2. На титрование 40,0 мл раствора HCl идет 25,0 мл 0,1120 н раствора KOH. Найти молярную концентрацию эквивалентов HCl
в растворе.
90
3. В каком интервале рН (>7, <7, =7) лежит точка эквивалентности
в случае титрования: NaOH + CH3COOH? Какие индикаторы
можно использовать для данного титрования?
4. На титрование 200 мл жесткой воды пошло 14,2 мл 0,1000 н
раствора соляной кислоты. Найти временную жесткость воды.
Тема 7. КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЯ
Комплексонометрия. Трилонометрия – рабочие растворы,
индикаторы, условия проведения реакции. Молярная масса эквивалентов трилона Б и определяемых солей металлов. Временная,
постоянная и общая жесткость воды.
Вариант 1
1. Вычислите концентрацию ионов Нg2+ в 0,2 M растворе
К2[Hg(SCN)4] в присутствии 0,5 М КSСN.
2. Выполните расчет константы равновесия и установите, возможно ли протекание следующей реакции:
[Fe(SCN)3] + F- 
3. На титрование 40,0 мл жесткой воды пошло 2,9 мл 0,1234 н раствора трилона Б. Найти постоянную жесткость воды, если временная жесткость воды равна 5,6 ммоль/л.
4. На титрование 10,0 мл раствора MgCl2 пошло 3,3 мл 0,1212 н
раствора трилона Б. Найти массу ионов Mg2+ в 1200 мл раствора.
Вариант 2
1. Вычислите концентрацию ионов Сu2+ в 0,8 М растворе
[Сu(NH3)4]Cl2 в присутствии 0,1 М NН3.
2. Выполните расчет константы равновесия и установите, возможно ли протекание следующей реакции:
AgСl + NH3 
3. На титрование 120,0 мл жесткой воды пошло 14,4 мл 0,0728 н
раствора трилона Б. Найти постоянную жесткость воды, если
временная жесткость воды равна 3,6 ммоль/л.
91
4. На титрование 30,0 мл раствора SrCl2 пошло 9,2 мл 0,1488 н
раствора трилона Б. Найти массу ионов Sr2+ в 1100 мл раствора.
Вариант 3
1. Вычислите концентрацию Аg+ и в 0,6 М растворе K[Ag(CN)2] в
присутствии 0,4 М KCN.
2. Выполните расчет константы равновесия и установите, возможно ли протекание следующей реакции:
AgBr + NH3 
3. На титрование 25,0 мл жесткой воды пошло 5,6 мл 0,0824 н раствора трилона Б. Найти постоянную жесткость воды, если временная жесткость воды равна 6,8 ммоль/л.
4. На титрование 25,0 мл раствора FeCl3 пошло 15,2 мл 0,0500 н
раствора трилона Б. Найти массу ионов Fe3+ в 200 мл раствора.
Вариант 4
1. Вычислите концентрацию Аg+ в 0,2 М растворе [Аg(NH3)2]NO3,
содержащем избыток 0,5 М NH3.
2. Выполните расчет константы равновесия и установите, возможно ли протекание следующей реакции:
[HgBr4]2- + CN- 
3. На титрование 200,0 мл жесткой воды пошло 18,6 мл 0,0972 н
раствора трилона Б. Найти постоянную жесткость воды, если
временная жесткость воды равна 4,2 ммоль/л.
4. На титрование 100 мл раствора CaCl2 пошло 8,4 мл 0,0840 н
раствора трилона Б. Найти массу ионов Ca2+ в 1600 мл раствора.
Вариант 5
1. Вычислите концентрацию ионов Cu+ в 0,5 М растворе
K[Cu(CN)2] в присутствии 0,2 М KCN.
2. Выполните расчет константы равновесия и установите, возможно ли протекание следующей реакции
[Ag(NH3)2]+ + I- 
3. На титрование 125,0 мл жесткой воды пошло 25,6 мл 0,0794 н
раствора трилона Б. Найти постоянную жесткость воды, если
временная жесткость воды равна 6,4 ммоль/л.
92
4. На титрование 50,0 мл раствора AlCl3 пошло 25,8 мл 0,0552 н
раствора трилона Б. Найти массу ионов Al3+ в 600 мл раствора.
Вариант 6
1. Вычислите концентрацию Fe3+ и в 0,2 М растворе K3[FeF6] в
присутствии 0,1 М KF.
2. Выполните расчет константы равновесия и установите, возможно ли протекание следующей реакции:
[Fe(CN)6]3- + SCN- 
3. На титрование 50,0 мл жесткой воды пошло 6,2 мл 0,0525 н раствора трилона Б. Найти постоянную жесткость воды, если временная жесткость воды равна 2,4 ммоль/л.
4. На титрование 25 мл раствора FeCl3 пошло 14,5 мл 0,0500 н раствора трилона Б. Найти массу ионов Fe3+ в 400 мл раствора.
Вариант 7
1. Вычислите концентрацию Fe2+ и в 0,6 М растворе K4[Fe(CN)6] в
присутствии 0,1 М KCN.
2. Выполните расчет константы равновесия и установите, возможно ли протекание следующей реакции:
[Cu(NH3)4]2+ + CN- 
3. На титрование 40,0 мл жесткой воды пошло 6,8 мл 0,0820 н раствора трилона Б. Найти постоянную жесткость воды, если временная жесткость воды равна 3,8 ммоль/л.
4. На титрование 20 мл раствора MgSO4 пошло 10,8 мл 0,0500 н
раствора трилона Б. Найти массу ионов Mg2+ в 500 мл раствора.
Вариант 8
1. Вычислите концентрацию Zn2+ в 0,3 М растворе K2[Zn(OH)4],
содержащем 0,2 М KOH.
2. Выполните расчет константы равновесия и установите, возможно ли протекание следующей реакции:
CuS + NH3H2O 
3. На титрование 80,0 мл жесткой воды пошло 4,8 мл 0,1234 н раствора трилона Б. Найти постоянную жесткость воды, если временная жесткость воды равна 2,8 ммоль/л.
93
4. На титрование 30 мл раствора NiCl2 пошло 12,4 мл 0,0500 н раствора трилона Б. Найти массу ионов Ni2+ в 600 мл раствора.
Тема 8. ОКСИДИМЕТРИЯ
Условие протекания окислительно-восстановительных реакций. Определение молярной концентрации эквивалентов окислителей и восстановителей. Заместительное титрование. Обратное
титрование. Перманганатометрия – рабочие растворы, индикаторы. Иодометрия – рабочие растворы, индикаторы.
Вариант 1
1. Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
поставьте коэффициенты и вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя:
KMnO4 + H2SO4 + KI 
2. Можно ли с помощью Sn4+ окислить Mn2+ до MnO4- в кислой
среде? Ответ подтвердите расчетом ЭДС соответствующей реакции.
3. К 20 мл раствора KClO3 прилили 25 мл 0,1246 н раствора
Н2С2О4, избыток которого оттитровали 8,2 мл 0,1184 н раствора
KMnO4. Найти массу KClO3 в исходном растворе.
4. К раствору K2Cr2O7 добавили избыток раствора иодида калия.
Выделившийся иод оттитровали 14,8 мл 0,0840 н раствора тиосульфата натрия. Найти массу K2Cr2O7 в исходном растворе.
Вариант 2
1. Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
поставьте коэффициенты и вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя:
K2Cr2O7 + H2SO4 + NaNO2 
2. KMnO4 можно получить по реакции K2MnO4 с хлором в щелочной среде. Можно ли вместо хлора использовать пероксид во-
94
дорода? Ответ подтвердите расчетом ЭДС соответствующей
реакции.
3. К 15 мл раствора KClO3 прилили 100 мл 0,1000 н раствора
Н2С2О4, избыток которого оттитровали 50,2 мл 0,0800 н раствора KMnO4. Найти массу KClO3 в исходном растворе.
4. К раствору CuSO4 добавили избыток раствора иодида калия.
Выделившийся иод оттитровали 4,8 мл 0,1524 н раствора тиосульфата натрия. Найти массу CuSO4 в исходном растворе.
Вариант 3
1. Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
поставьте коэффициенты и вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя:
KMnO4 + H2SO4 + NaNO2 
2. Можно ли с помощью Br2 окислить Na3[Cr(OH)6] до Na2CrO4 в
щелочной среде? Ответ подтвердите расчетом ЭДС соответствующей реакции.
3. К 42 мл раствора K2Cr2O7 прилили в кислой среде 50 мл 0,1480
н раствора KI, избыток которого оттитровали в кислой среде
21,4 мл 0,0962 н раствора KMnO4. Найти массу K2Cr2O7 в исходном растворе.
4. К раствору KMnO4 добавили в кислой среде избыток раствора
иодида калия. Выделившийся иод оттитровали 24,8 мл 0,0972 н
раствора тиосульфата натрия. Найти массу KMnO4 в исходном
растворе.
Вариант 4
1. Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
поставьте коэффициенты и вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя:
K2Cr2O7 + H2SO4 + KI 
2. Можно ли с помощью H2O2 окислить Na3[Cr(OH)6] до Na2CrO4 в
щелочной среде? Ответ подтвердите расчетом ЭДС соответствующей реакции.
3. К 35 мл раствора K2Cr2O7 прилили в кислой среде 75 мл 0,1278
н раствора KI, избыток которого оттитровали в кислой среде
95
12,4 мл 0,1196 н раствора KMnO4. Найти массу K2Cr2O7 в исходном растворе.
4. К раствору FeCl3 добавили избыток раствора иодида калия. Выделившийся иод оттитровали 12,8 мл 0,1108 н раствора тиосульфата натрия. Найти массу FeCl3 в исходном растворе.
Вариант 5
1. Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
поставьте коэффициенты и вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя:
KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 
2. KMnO4 можно получить по реакции K2MnO4 с хлором в щелочной среде. Можно ли вместо хлора использовать иод? Ответ
подтвердите расчетом ЭДС соответствующей реакции.
3. К 30 мл раствора KClO3 прилили 25 мл 0,1424 н раствора FeCl2.
Избыток FeCl2 оттитровали в кислой среде 4,2 мл 0,0872 н раствора KMnO4. Найти массу KClO3 в исходном растворе.
4. К раствору KMnO4 добавили в кислой среде избыток раствора
иодида калия. Выделившийся иод оттитровали 17,2 мл 0,1234 н
раствора тиосульфата натрия. Найти массу KMnO4 в исходном
растворе.
Вариант 6
1. Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
поставьте коэффициенты и вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя:
KMnO4 + H2O + K2S  S + …
2. KMnO4 можно получить по реакции K2MnO4 с хлором в щелочной среде. Можно ли вместо хлора использовать бром? Ответ
подтвердите расчетом ЭДС соответствующей реакции.
3. К 15 мл раствора K2Cr2O7 прилили 15 мл 0,1200 н раствора
FeSO4 в кислой среде. Избыток FeSO4 оттитровали 5,2 мл
0,0642 н раствора KMnO4. Найти массу K2Cr2O7 в исходном
растворе.
4. К раствору K2Cr2O7 добавили в кислой среде избыток раствора
иодида калия. Выделившийся иод оттитровали 14,8 мл 0,0648 н
96
раствора тиосульфата натрия. Найти массу K2Cr2O7 в исходном
растворе.
Вариант 7
1. Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
поставьте коэффициенты и вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя:
K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4 
2. Можно ли с помощью H2S восстановить Fe3+ до Fe2+ в кислой
среде? Ответ подтвердите расчетом ЭДС соответствующей реакции.
3. К 30 мл раствора KClO3 прилили 15 мл 0,1369 н раствора
Н2С2О4, избыток которого оттитровали 9,4 мл 0,0672 н раствора
KMnO4. Найти массу KClO3 в исходном растворе.
4. К раствору FeCl3 добавили избыток раствора иодида калия. Выделившийся иод оттитровали 4,6 мл 0,0888 н раствора тиосульфата натрия. Найти массу FeCl3 в исходном растворе.
Вариант 8
1. Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции,
поставьте коэффициенты и вычислите молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя:
KMnO4 + H2SO4 + K2SO3
2. Составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции
и определите возможность ее протекания:
SnСl2 + KMnO4 + HCl 
3. К 62 мл раствора K2Cr2O7 прилили в кислой среде 150 мл 0,0872
н раствора KI, избыток которого оттитровали в кислой среде
40,8 мл 0,0728 н раствора KMnO4. Найти массу K2Cr2O7 в исходном растворе.
4. К раствору CuSO4 добавили избыток раствора иодида калия.
Выделившийся иод оттитровали 15,4 мл 0,1412 н раствора тиосульфата натрия. Найти массу CuSO4 в исходном растворе.
97
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1. Константы диссоциации некоторых слабых
электролитов при 25оС
Название
Азотистая кислота
Муравьиная кислота
Сернистая кислота
Сероводородная кислота
Угольная кислота
Уксусная кислота
Хромовая кислота
Фосфорная кислота
Фтороводородная к-та
Циановодородная к-та
Щавелевая кислота
Гидроксид аммония
Гидроксид алюминия
Гидроксид железа (III)
Гидроксид меди (II)
Гидроксид свинца (II)
Гидроксид хрома (III)
Гидроксид цинка
К1
К2
К1
К2
К1
К2
К1
K2
К1
К2
К3
К1
К2
К3
К2
К3
К2
К1
К2
К3
К2
Формула
HNO2
HCOOH
H2SO3
H2S
H2CO3
CH3COOH
H2CrO4
H3PO4
HF
HCN
H2C2O4
NH3H2O
Al(OH)3
Fe(OH)3
Cu(OH)2
Pb(OH)2
Cr(OH)3
Zn(OH)2
К
6,910-4
1,810-4
1,410-2
6,210-8
1,010-7
2,510-13
4,510-7
4,810-11
1,7410-5
1,1.10
3,2.10-7
7,110-3
6,210-8
1,310-12
6,210-4
5,010-10
5,610-2
5,410-5
1,7610-5
1,410-9
1,810-11
1,310-12
1,010-6
9,610-4
3,010-8
1,610-8
2,010-6
pK
3,16
3,75
1,85
7,20
6,99
12,60
6,35
10,32
4,76
-1
6,5
2,15
7,21
11,89
3,21
9,30
1,25
4,27
4,755
8,85
10,74
11,89
6,00
3,02
7,52
7,80
5,70
98
Таблица 2. Значения коэффициентов активности ионов в зависимости от зарядов этих ионов и ионной силы раствора
Ионная сила
0,0001
0,0002
0,0005
0,001
0,002
0,005
0,01
0,02
0,05
0,1
0,2
0,3
0,5
1
0,99
0,98
0,97
0,96
0,95
0,92
0,89
0,87
0,84
0,81
0,80
0,81
0,84
Заряды ионов
2
0,95
0,94
0,90
0,86
0,81
0,72
0,63
0,57
0,50
0,44
0,41
0,42
0,50
3
0,90
0,87
0,80
0,73
0,64
0,51
0,39
0,28
0,21
0,16
0,14
0,14
0,21
Таблица 3. Массовая доля и молярная концентрация соляной
кислоты в зависимости от плотности раствора
ρ, г/мл
ω, %
С,
ρ, г/мл
ω, %
С,
моль/л
моль/л
1,00
0,360
0,0987
1,10
20,39
6,15
1,01
2,36
0,655
1,11
22,33
6,80
1,02
4,39
1,23
1,12
24,25
7,45
1,03
6,43
1,82
1,13
26,20
8,12
1,04
8,49
2,42
1,14
28,18
8,81
1,05
10,52
3,03
1,15
30,14
9,51
1,06
12,51
3,64
1,16
32,14
10,22
1,07
14,49
4,25
1,17
34,18
10,97
1,08
16,47
4,88
1,18
36,23
11,73
1,09
18,43
5,51
1,19
38,32
12,50
99
Таблица 4. Константы растворимости некоторых малорастворимых электролитов при 25оС.
Электролит
AgBr
Ag2CO3
AgCl
Ag2CrO4
AgI
Ag3PO4
Ag2S
Al(OH)3
BaCO3
BaC2O4
BaCrO4
BaSO4
CaCO3
CaC2O4
CaCrO4
CaSO4
CdS
Cr(OH)3
CuS
Cu2S
Cu(OH)2
Fe(OH)2
Ks
5,310-13
1,210-12
1,810-10
1,110-12
8,310-17
1,310-20
6,310-50
110-32
4,010-10
1,110-7
1,210-10
1,110-10
3,810-9
2,310-9
7,110-4
2,510-5
7,910-27
6,310-31
6,310-36
2,510-48
2,210-20
8,010-16
Электролит
Fe(OH)3
FeS
HgS (черн)
Mn(OH)2
MnS
Mg(OH)2
Ni(OH)2
NiS
PbBr2
PbCl2
PbCrO4
PbF2
PbI2
Pb(OH)2
PbSO4
Sb2S3
Sn(OH)2
SnS
SrCO3
SrSO4
Zn(OH)2
ZnS
Ks
6,310-38
5,010-18
1,610-51
1,910-13
2,510-10
7,110-12
2,510-15
1,010-24
9,110-6
1,610-5
1,810-14
2,710-8
1,110-9
1,110-20
2,310-7
1,010-30
6,310-27
1,010-25
1,110-10
2,310-7
7,110-18
1,610-24
Таблица 5. Стандартные окислительно-восстановительные
потенциалы
Элемент
Уравнение полуреакции
Ео, В
3+
Al
Al + 3ē  Al
-1,66
3+
Bi
Bi + 3ē  Bi
+0,22
100
Продолжение таблицы 5
>+1,8
NaBiO3 + 4H + 2ē  BiO + Na+ + 2H2O
Br2 + 2ē  2Br
+1,09
Cl2 + 2ē  2Cl+1,36
3+
2+
Cr + ē  Cr
-0,41
Cr2O72- + 14H+ + 6ē  2Cr3+ + 7H2O
+1,33
2-0,13
CrO4 + 4H2O + 3ē  Cr(OH)3 + 5OH
Fe3+ +1ē  Fe2+
+0,77
3+
Fe +3ē  Fe
-0,04
Fe2+ +2ē  Fe
-0,44
Fe(OH)3 +1ē  Fe(OH)2 + OH
-0,56
+0,54
I2 + 2ē  2I+
2+
MnO4 + 8H + 5ē  Mn + 4H2O
+1,51
MnO4- + 2H2O + 3ē  MnO2 + 4OH+0,59
MnO4- + 1ē  MnO42+0,56
+
2+
MnO2 + 4H + 3ē  Mn + 2H2O
+1,23
NO3- + 3H+ + 2ē  HNO2 + H2O
+0,94
+
+0,80
NO3 + 2H + ē  NO2 + H2O
+0,96
NO3- + 4H+ + 3ē  NO + 2H2O
+
+
NO3 + 10H + 8ē  NH4 + 3H2O
+0,87
HNO2 + H+ + 1ē  NO + H2O
+0,99
+
+1,23
O2 + 4H + 4ē  2H2O
+0,68
O2 + 2H+ + 2ē  H2O2
-0,08
O2 + H2O + 2ē  HO2 + OH
+
H2O2 + 2H + 2ē  2H2O
+1,77
HO2- + H2O + 2ē  3OH+0,88
2-0,46
S + 2ē  S
+
+0,14
S + 2H + 2ē  H2S
2+
SO4 + 4H + 2ē  H2SO3 + H2O
+0,17
SO42- + H2O+ 2ē  SO32- + 2OH-0,93
Sn4+ 2ē  Sn2+
+0,15
+
Br
Cl
Cr
Fe
I
Mn
N
O
S
Sn
+
101
Таблица 6. Константы нестойкости комплексных ионов в водных растворах при 25 оС.
Схема диссоциации комплексного иона
Кнестойкости
[Ag(CN)2]-  Ag+ + 2CN1,410-20
[Ag(NH3)2]+  Ag+ + 2NH3
5,710-8
+
[Ag(NO2)2]  Ag + 2NO2
1,310-3
[Ag(S2O3)2]3-  Ag+ + 2S2O322,510-14
22+
[Be(OH)4]  Be + 4OH
1,010-15
2+
2+
[Co(NH3)6]  Cu + 6NH3
7,810-6
[Cr(OH)4]-  Cr3+ + 4OH1,010-30
22+
[CuCl4]  Cu + 4Cl
6,310-6
[Cu(CN)2]-  Cu+ + 2CN1,010-24
2+
2+
[Cu(NH3)4]  Cu + 4NH3
2,110-13
3+
[FeCl3]  Fe + 3Cl
7,410-2
[Fe(CN)6]4-  Fe2+ + 6CN1,410-37
33+
[Fe(CN)6]  Fe + 6CN
1,510-44
[FeF6]3-  Fe3+ +6F1,010-16
3+
[Fe(SCN)3]  Fe + 3SCN
2,910-5
22+
[HgBr4]  Hg + 4Br
1,010-21
[Hg(CN)4]2-  Hg2+ + 4CN4,010-42
22+
[HgI4]  Hg + 4I
1,410-30
[Hg(SCN)4]2-  Hg2+ + 4SCN8,010-22
22+
[Ni(CN)4]  Ni + 4CN
4,010-31
2+
2+
[Ni(NH3)4]  Ni + 4NH3
3,410-8
[PdCl4]2-  Pd2+ + 4Cl3,210-16
22+
[PtCl4]  Pt + 4Cl
1,010-16
[SnCl6]4-  Sn2+ + 6Cl5,110-11
2+
[Sn(OH)3]  Sn + 3OH
4,010-26
24+
[Sn(OH)6]  Sn + 6OH
1,010-63
[Zn(CN)4]2-  Zn2+ + 4CN2,410-20
2+
2+
[Zn(NH3)4]  Zn + 4NH3
2,010-9
[Zn(OH)4]2-  Zn2+ + 4OH2,010-18
102
СОДЕРЖАНИЕ
Стр.
КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ
3
Лабораторная работа № 1 АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
КАТИОНОВ I АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
7
Лабораторная работа № 2 АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
КАТИОНОВ П АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
9
Лабораторная работа № 3 АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
КАТИОНОВ Ш АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
13
Лабораторная работа № 4 АНАЛИЗ СМЕСИ КАТИОНОВ
I - Ш АНАЛИТИЧЕСКИХ ГРУПП
15
Лабораторная работа № 5 АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
КАТИОНОВ IV АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
18
Лабораторная работа № 6 АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
КАТИОНОВ V АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
21
Лабораторная работа № 7 АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
КАТИОНОВ VI АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
24
Лабораторная работа № 8 АНАЛИЗ СМЕСИ КАТИОНОВ
IV – VI ГРУПП
27
АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ АНИОНОВ
28
Лабораторная работа № 9 АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
АНИОНОВ I АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
29
Лабораторная работа № 10 АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
АНИОНОВ П АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
32
Лабораторная работа № 11 АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
АНИОНОВ Ш АНАЛИТИЧЕСКОЙ ГРУППЫ
34
КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ
37
Лабораторная работа № 1 ПРИГОТОВЛЕНИЕ И
СТАНДАРТИЗАЦИЯ РАСТВОРА HCl
44
Лабораторная работа № 2 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ГИДРОКАРБОНАТНОЙ (ВРЕМЕННОЙ) ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ
47
103
Лабораторная работа № 3 ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ
ЩЕЛОЧИ И СОДЫ В РАСТВОРЕ ПРИ СОВМЕСТНОМ ИХ
ПРИСУТСТВИИ
48
Лабораторная работа № 4 СТАНДАРТИЗАЦИЯ РАСТВОРА
ТРИЛОНА Б
52
Лабораторная работа № 5 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЩЕЙ
ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ
52
Лабораторная работа № 6 СТАНДАРТИЗАЦИЯ РАБОЧЕГО
РАСТВОРА ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ KMnO4
56
Лабораторная работа № 7 ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ
ЖЕЛЕЗА В РАСТВОРЕ СОЛИ МОРА
58
Лабораторная работа № 8 СТАНДАРТИЗАЦИЯ РАСТВОРА
ТИОСУЛЬФАТА НАТРИЯ, Na2S2O3
60
Лабораторная работа № 9 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ИОДА ПО
ТИОСУЛЬФАТУ НАТРИЯ
63
Лабораторная работа № 10 ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ
МЕДИ В РАСТВОРЕ СУЛЬФАТА МЕДИ
63
ФОТОКОЛОРИМЕТРИЯ
65
Лабораторная работа № 11 ОПРЕДЕЛЕНИЕ МЕДИ (II)
67
Лабораторная работа №12 ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКОЕ
ТИТРОВАНИЕ РАСТВОРА NaOH
71
ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
73
Тема 1. ДИССОЦИАЦИЯ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
73
Тема 2. ДИССОЦИАЦИЯ СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
76
Тема 3. РАВНОВЕСИЯ В ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМАХ
79
Тема 4. ДИССОЦИАЦИЯ КОМПЛЕКСНЫХ ИОНОВ
81
Тема 5. КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ
84
Тема 6. ОБЪЕМНЫЙ АНАЛИЗ. КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ
ТИТРОВАНИЕ
87
Тема 7. КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЯ
90
Тема 8. ОКСИДИМЕТРИЯ
93
ПРИЛОЖЕНИЕ
97