Специфические реакции анионов I аналитической группы

Ко II аналитической группе относятся анионы, образующие осадки с групповым реактивом – серебра нитратом в азотнокислой среде.

С анионами второй аналитической группы серебра нитрат в азотнокислой среде образует осадки:

KCl + AgNO₃ → AgCl↓+ KNO₃ KBr + AgNO₃ → AgBr↓+ KNO₃

Cl‾ + Ag⁺ → AgCl↓ Br‾+ Ag⁺ → AgBr↓

KI + AgNO₃ → AgI↓+ KNO₃ NH₄CNS + AgNO₃ → AgCNS↓+ NH₄NO₃

I‾ + Ag⁺ → AgI↓ CNS‾ + Ag⁺ → AgCNS↓

Отношение выпавших осадков к раствору NH₄OH:

Серебра хлорид хорошо растворяется в концентрированном аммиаке, серебра бромид и серебра роданид растворяются в избытке концентрированного аммиака:

AgCl + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]Cl + 2 H₂O

AgCl + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl‾ + 2 H₂O

AgBr + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]Br + 2 H₂O

AgBr + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Br‾ + 2 H₂O

AgCNS + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]CNS + 2 H₂O

AgCNS + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]⁺ + CNS‾ + 2 H₂O,

а серебра иодид практически не растворяется, даже при большом избытке NH₄OH.

Специфические реакции анионов II аналитической группы

Реакции хлорид-иона (Cl‾)

AgNO₃ + NaCl →AgCl↓ + NaNO₃

Ag⁺ + Cl‾ →AgCl↓

AgCl + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]Cl + 2 H₂O

AgCl + 2 NH₄OH → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl‾ + 2 H₂O

[Ag(NH₃)₂]Cl + KI + 2 H₂O → AgI↓ + 2 NH₄OH + KCl

[Ag(NH₃)₂]⁺ + I‾ + 2 H₂O → AgI↓ + 2 NH₄OH

[Ag(NH₃)₂]Cl + 2 HNO₃ → AgCl↓ + 2 NH₄NO₃

[Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl‾+ 2 H⁺ → AgCl↓ + 2 NH₄⁺

Реакции иодид-иона (I‾)

Pb(NO₃)₂ + 2 KI → PbI₂↓ + 2 KNO₃

Pb²⁺ + 2 I‾ → PbI₂↓

Осадок растворим в горячей воде в уксусной среде. После охлаждения выпадают красивые золотистые кристаллы свинца (II) иодида.

Реакции роданид-иона (CNS‾)

FeCl₃ + 3 KCNS ↔ Fe(CNS)₃ + 3 KCl

Fe³⁺ + CNS‾∙↔ Fe(CNS)₃

При взаимодействии катионов меди (II) с аммония роданидом NH₄CNS образуется черный осадок:

CuSO₄ + 2 NH₄CNS → Cu(CNS)₂↓ + (NH₄)₂SO₄

Cu²⁺ + 2 CNS‾→ Cu(CNS)₂↓

Осадок постепенно белеет вследствие его разложения:

2 Cu(CNS)₂ → 2 CuCNS↓ + (CNS)₂ (родан)

3. При взаимодействии катионов кобальта (II) с насыщенным раствором аммония роданида NH₄CNS образуется комплексное соединение лилового цвета. При добавлении амилового спирта на поверхность раствора всплывает интенсивно-синий спиртовой слой, окраска которого обусловлена наличием недиссоциированных молекул (NH₄)₂[Co(CNS)₄]:

CoCl₂ + 4 NH₄CNS → (NH₄)₂[Co(CNS)₄] + 2 NH₄Cl

Co²⁺ + 4 CNS‾ → [Co(CNS)₄]²‾

39. Третья аналитическая группа анионов. Характерные и специфические реакции анионов NO3ˉ, NO2ˉ, CH3COOˉ.

2. Титриметрический (объемный) анализ. Титриметрический анализ основан на точном измерении количества реактива, затраченного на реакцию с определяемым компонентом. Реактив берется в виде раствора определенной концентрации — титрованный раствор. Момент, когда реактив будет прибавлен в количестве, эквивалентном содержанию определяемого компонента, т. е. момент окончания реакции определяется различными способами. При титровании приливают количество реактива, эквивалентное количеству определяемого вещества. Зная объем и точную концентрацию раствора, пошедшего на реакцию с определяемым веществом, рассчитывают количество определяемого вещества.

Титриметрический анализ дает менее точные результаты, чем гравиметрический, но важным его преимуществом является большая скорость выполнения анализа. В зависимости от типа реакций, протекающих в процессе титрования, титриметрический анализ делят на три группы: методы кислотно-основного титрования, методы редоксиметрии и методы осаждения и комплексообразования.

3. Методы фотометрии. В этом методе количество вещества определяют по интенсивности окраски раствора. Для этого используют так называемые цветные реакции, т. е. реакции, сопровождающиеся изменением окраски раствора. Оценку интенсивности окраски раствора производят визуально или с помощью соответствующих приборов.

Титриметрическим или объемным называют метод количественного анализа, основанный на измерении количества реагента, требующегося для завершения 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 продолжают до тех пор, пока его количество не станет эквивалентным количеству реагирующего с ним определяемого вещества А.

Количественные определения с помощью объемного метода выполняются очень быстро. Время, требуемое для завершения анализа, измеряется минутами, что позволяет осуществлять экспресс-анализ.

К реакциям, используемым в титриметрическом анализе, предъявляют определенные требования:

1) реакция должна быть практически необратимой (К > 10⁸);

2) реакция должна протекать в строгом соответствии с уравнением химической реакции, без побочных продуктов;

3) реакция должна протекать достаточно быстро;

4) должен существовать надежный способ фиксирования точки эквивалентности. Фиксирование точки эквивалентности может осуществляться химическими (использование индикатора) и физико-химическими методами (потенциометрически, кондуктометрически, фотокалориметрически и т.д.).

Методы анализа (общая х-ка):

• Химические (гравиметрические, титриметрические, кинетические, биохимические)
• Электрохимические (потенциометрия, кулонометрия, вольтамперометрия, кондуктометрия, электрогравиметрия)
• Спектроскопические (атомная и молекулярная спектрометрия, радиоспектроскопическая)
• Масс-спектрометрические
• Термические
• Биологические
• Методы анализа, основанные на радиоактивности

41. Способы выражения состава растворов: массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента, моляльная концентрация, молярная доля, объёмная доля, титр.

Молярная концентрация равна количеству вещества (в молях), содержащегося в одном литре раствора. Она обозначается С_М и рассчитывается как отношение химического количества растворенного вещества (моль) Х к объему V раствора в литрах:

где m (Х) – масса растворенного вещества, г

М (Х) – молярная масса, г/моль

V – объем раствора, л.

Если объем V раствора измеряют в миллилитрах, то формула для расчета молярной концентрации имеет вид:

Молярная концентрация эквивалента (нормальность или нормальная концентрация) равна количеству вещества эквивалента (моль), содержащегося в одном литре раствора. Она обозначается С_н рассчитывается как отношение химического количества эквивалента растворенного вещества Х к объему раствора в литрах:

или, выразив в знаменателе молярную массу эквивалента через молярную массу вещества и фактор эквивалентности его в реакции по уравнению, получим:

В современных методах анализа широко используется разновидность массовой концентрации – титр.

Титр равен массе вещества (г), содержащейся в 1 мл раствора. Титр обозначается Т (Х) и рассчитывается, как отношение массы вещества Х к объему раствора V (мл):

Можно установить связь между молярной концентрацией и титром:

Взаимосвязь молярной концентрацией раствора и его массовой долей описывается уравнением: ,

где ρ – плотность раствора, г/мл;

w (Х) – массовая доля растворенного вещества, %

Удобно использовать формулу, связывающую между собой молярную и нормальную концентрации:

В тех случаях, когда речь идет об отношении массы (или объема, или химического количества вещества) компонента к массе (или объему, или количеству вещества) всей системы, термин "концентрация" не употребляют. А говорят о «доле» – массовой, объемной или молярной. И выражают эту долю либо дробью, либо в процентах, принимая систему за 1 или за 100%.

Для обозначения доли компонента приняты следующие греческие буквы: массовая доля – ω (омега), объемная доля – φ (фи), молярная доля – χ (хи).

где m (Х) и m – массы компонента и масса всей системы

V (Х) и V – объемы компонента и объем всей системы

ν (Х) и Σ ν – количества вещества компонента и сумма всех количеств веществ всей системы.

Моляльность раствора – равна количеству вещества (моль) растворенного в 1 кг растворителя. Она обозначается С_m и рассчитывается по формуле:

42. Закон эквивалентов и его применение в количественном анализе. Способы определения точки эквивалентности. Способы приготовления рабочих растворов. Способы титрования: прямое, обратное, косвенное.

Химическим эквивалентом называется некая реальная или условная частица, которая может присоединять или высвобождать один ион водорода в кислотно-основных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях.

Важнейшей характеристикой химического эквивалента является молярная масса эквивалента вещества, выраженная в г/моль.

Молярная масса эквивалента вещества (г/моль) – это масса 1 моль эквивалента вещества, рассчитываемая по формуле:

,

где f_э − фактор эквивалентности, определяемый из уравнения химической реакции.

Фактор эквивалентности f_э(Х) – число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности рассчитывается по уравнению:

, где Z – суммарный заряд обменивающихся ионов для кислотно-основных реакций или число принятых или отданных электронов для окислительно-восстановительных реакций.

Закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом и образуются в результате химических реакций в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Для условной химической реакции аА + bВ → сС + dD:

ν_Э (A) = ν_Э (B) = ν_Э (C) = ν_Э (D),

где ν_Э – химическое количество эквивалента вещества, моль

ν_Э = =>

Титрование – это процесс постепенного добавления титранта к анализируемой пробе, продолжающийся до точки эквивалентности.

Точка эквивалентности (момент эквивалентности) – это момент, когда количество вещества эквивалента в добавленном растворе титранта становится равным количеству анализируемого вещества.

Титрант – это раствор точно известной концентрации, применяемый для титрования.

Существует два способа приготовления титрантов: