Аналитична Химия 1

[ROCK]

ТЕМА 1

ПРЕДМЕТ НА АНАЛИТИЧНАТА ХИМИЯ И ХИМИЧНИЯ АНАЛИЗ.

АХ – всякакъв мвтод на анализ (химични и физични свойства)

Първоначално развити са химичните методи за анализ. По-правилно наименование химичен метод на анализ.

Възниква в края на 16-ти век. Обектите на анализ, ако са в твърдо състояние са били превръщани в разтвори ( разредени ж определено количество вещество) и тогава подлежат на анализ. Тогава ж разтвора преминават йоните на веществото и претегя ( тегловен анализ). Друг анализ – Внася се реагент в определено количество и заедно с изследваното вещество те реагират. Това е точен метод на изчисляване обема на реагента. Това е обемен метод на анлиз ( титриметричен анализ – титриметрия) Гей – Аюсак имал задачата да анализира Ag. Той го разтворил в HNO3 и се получава AgNO3 и добавя NaCl  AgCl (Бяла утайика) докато спре образуването на утайка. По концентрацията и обаема на NaCl се определя количеството AgCl.

Тгловният анализ в днешно време почти не се използва защтото е много бавен , с много операции, точно претегляне. Обемният анализ е претърпял голямо развитие ( съвременни апарати за анализ – Много точни ! )

ДЕФИНИЦИА ЗА АХ.

През 1992 започва кнпания от германско списание за АХ „днешно определение”. ДЕФИНИЦИЯТА Е : АХ е научна дисциплина, което развива и прилага методи, инструменти и стратегии за получаване на информация относно състава и природата (материята) на веществото в пространството и времето. Под състав се разбира две неща:

-качествен състав (качествен анализ)

-количествен състав (количествен анализ)

Под природа се разбира какво представлява веществото: дали е киселина или снова, дали е редъуктор, силна или слаба киселина и др.

Инструменти на АХ са апарати.

Под стратегия да разбираме начина, подхода към анализ (бързина, точнос) и да се подберат такива методи, апарати и средства , за да се изпълни дадена задача.

АНАЛИТИЧНАТА ХИМИЯ И ДРУГИТЕ НАУКИ

Има връзка с Органичната хиния, Неорганичната химия, Биология, Фармация, Медицина. Има приложение за анализ на околната срега – почва вода, въздух (екология), стопанския живот, промишлеността, селското стопанство. В промишлен анализ се прави във всяко едно производство. Всяко едно производство на вход и на изход се подлага на анализ. Всички стоки в това число и вносните се анализират. АХ има приложение в историята, архиологията, датиране ( по полупериода на разпадане на С ).

КЛАСИФИКАЦИА НА АНАЛИТИЧНИТЕ МЕТОДИ

1.Химични методи

2.Инструментални (физични методи) методи.

От друга гледна точна методите са количествен и качествен. Химичните методи за анализ са тегловен и абемен ( титриметричен ) метод.

Титиметричните методи се разделят на 3 вида: Директен анализ, Остатъчно (обратимо) титруване, косвено титруване.

_____1.doc

[ROCK]

TEMA 2

КАЧЕСТВЕН АНАЛИЗ – ОСНОВНИ ПОЛОЖЕНИЯ

Задачата която се поставя пти пълен анализ на един обрзец, е да се установи нехожият химичен състав, т.е от какви компоненти е изграден той.

Много по чести са изискванията за т.нар.частичен анализ, при който се цели да се установи присъствието или отцъствието на един или няколко компонента в анализирата прова.Така например подобен анализ може да установи съдържали се никел в дадена сплав и др.

В зависимост от това дали качественият анализ цели установяването на елементите, функционалните друпи или съединения, влизащи в състава на анализирания образец, той бива елементен, функционален или молекулен анализ. Функционалният анализ представлява едно по общо характеризиране на типа съединения, влизащи в изследваната проба, например мастен алдехид и т.н. Пълното характеризиране при молекулния анализ се свежда до идентифицирания туп съединения, например ацеталдехид, калциев карбонат, фенол.

В много случаи при анализа се налага да се идентифицират и отделни фази (най-често твърди), изграждащи една сложна хетерогенна система. Подобни задачи съставляват предмет на т.нар фазов анализ.

Качественият анализ може да се различава и по това, какви компоненти на пробата анализът се стреми да открие – главни, второстепенни или следи.

Качественият анализ не неорганични и органични вещества се пазличава съществено поради спецификата в свойствата на тези вещества. Въпреки, че рязка граница между двете вещества няма, все пак съществуват значителни разлики я някои техни основни свойства, твърде твърде съществени за начина по който ще се извърши анализът – устойчивост при загряване, летливост, разтворимост в различни тупове разтворители, отнасяне спрямо химични агенти като киселини, икислители и др.

Средства и касификация на качествения анализ –

За решаването на своите сложни и многообразни задачи качественият анализ използва разнообразни по характер сбойства на веществата – химични и физични.Използването на химичните свойства за целите на качествения анализ се основава на способноста на веществата да встъпват в определени взаимодействия със съответните химични агенти. Подобно химично взаимодействие, по резълтата от което може да се съди за присъствието на определено вещество, се нарича аналитична реакция, а веществото с което се действа – реактив. Характерно свойство по което се преценява наличието на търсеното вещество, може да бъде промяна на оцветяването (Поява на цветно съединение или обезцветяване на реактива), образуване на утайка, отделяне на газ със специфичен мириз или други типични свойства, получаване на продукт с характерникристални форми. Така ако разтвор съдържащ Fe3+ , се действа с разтвор на тиоцианат се получава червено оцветяване сължащо се на образуваните тиоцианатни комплекси на желязо(III). Водни разтвори на багриолото фуксин в кисела среда се обезцвеява в присъствие на сулфити. Тези две реакции представляват типични примери за цветни аналитични реакции. При прибавяне на разтворими хлориди към разтвор на сребърна сол се получава бяла утайка от AgCl , която се разтваря в амоняк. Тази утаечна реакция се използва широко за доказване присъствито на Ag+ в рзтвоти.

В някой случаи търсеното вещество може да не взаимодейства непосредствено с реактива, а да се доказва по неговото влияние върху определен химичен процес. Такива са например калориметричните аналитични реакции, при които за доказване на веществата се използват техните каталитични свойства. Повечето аналитични реакции се извършват в разтвори. Те представляват на т. нар. Мокър анализ. Най-често мокрият анализ на неорганични вещества, които обикновенно представляват силни електролити, се свежда до системно методично изследване състава на разтвора по отношение на катиони и аниони. За целта катионите и анионите последователно се разделят чрез подходящи операции на групи от няколко йона с близки свойства, като след това във всяка група се доказва присъствието или отсъцтвието на същите/я йони. Тази разновидност на мокрия анализ се нарича систематичен качествен анализ за разлика от дробния анализ, който позволява доказванео на един йон, без да е необходимо той предварително да се отделя от останалите компоненти на системата. Дробния анализ се използва, когато се извършва не пълен а частичен анализ ( при търсене на един или няколко компонента в системата а не когато се цели установяването на всички нейни съставки).

При сухия анализ се изучава отнасянето на веществата при загряване в заварена в единия край стъклена тръбичка, пи загряване върху бъглен сами, както и в смес със сода, при стапяне с NaNH4.HPO4.4H2O или с Na2B4O7.10H2O и се наблюдава цветът на стъкловидната перла, получена при окислителни или редукционни условия. В зависимост от количеството на анализираната проба методите на качествения анализ, както и на аналитичните методи въобше се раделят на макро-, полумикро-, микро- и ултромикро методи. Най-широко приложение в качествения анализ са намерили полумикрометодите, тъй като те позволяват да се извършва със сравнително малко количество (0,01 – 0,1 г ) при несложнаекспипиментална техника.

Много широко се използва и техниката на т.нар капков анализ.

Тук аналитичните реакции се извуршват с капка от разтвора, нанесен във вдлъбнината на специална капкова плочка, където се добавя и капка от реактива.Цветните какпоки реакции успешно се изпълняват и при нанасяне на капка от разтвора бърху филтърна хартия, където след изсушаване се се добавя и капка и капка от реактива.

При реакции, които след еодят до образуване на вещества с характерни кристални форми, реакцията се извършва на предметно стъкло и полъчените кристали се наблюдават под микроскоп.

Подобни аналитични реакции се наричат микрокристалоскопски преакции.

Основни характеристики на аналитичната реакция.—От първостепенно значение за преценка на приложимостта на една аналитична реакция е нейната чувствителност, т.е възможността, която тя дава за откриване на много малки количества от търсеното вещество. Мярка за чувствителност на реакцията е т.нар откриваем минимум т.е минималното количество вещество, което все още може сигурно да се открие с помоща на съответната реакция.

Най-често m се използва в микрограмове. За да се получи точна представа за чувствителноста на дадена реакция, наред с откриваемия минимум трябва да се посочи и пределната концентрация Clim .

Тя представлява най-малката концентрация (изразена като 1г вещество, разредено в съответния брой милилитри от разтворителя), при която все още може да бъде открито търсеното вещество с дадената реакция. Твърде често наред с тази величина се използва и нейната реципрочна стойност, което се нарича пределно разреждане Wlim.

Един от начините за изразяване на чувствителността на на реакцията е т.нар експонен на чувствителността, който се дефинира като pD= -lgA където А е пределната концентрация, изразена в мг/мл. Друга основна характеристика на аналитичната реакция е нейната специфичност. Специфична реакция се нарича тази, което при определени условия е характерна само за определен вид йони или молекули и следователно може да се използва за тяхното откриване в рисъствие на други вещвства. Груповите реакции са аналитични реакции, присъщи на по-голяма група от йони.

TEMA_2.doc

[ROCK]

TEMA 3

ОСНОВНИ ПОНЯТИЯ В АНАЛИТИЧНАТА ХИМИЯ

[Количества на веществата, молна маса

Количество на веществото – измерва се с mol (молове). Мола е такова количество на веществото в една система, която съдържа толкова структурни единици колкото атоми има в 12С

nx – от номер или брой ( number )

Х – индекс, който дефинира коя е стуктърната единица на веществото ( атом, мол и др. )

Пряко свързано с количеството молна маса – Mx. Под молна маса се разбира масата на 1 mol от веществото.

Мх = mx(g)/nx(mol)=g(mol) (kg/mol) – в промиплеността

Mc = 12, MFe = 55,85

Концентрацията на разтвора [количество разтворено вещество в единица обем

( моловете разтворено вещество е единица обем – моларна комцентрациа)

Сх = nx/V mol/dm3

1dm3 = 1L = 1000cm3 = 1000ml

Едномоларен разтвор на HCL – 1 mol HCL в 1dm3 oт разтвора

МHCL = 36g/mol

1mol HCL = 36g HCL

0,1 M = 3,6 g HCL

Нормална концентрация (еквивалентна канцентрация) количеството на вещвеството се измерва в еквиваленти. Единицата не е мол, а еквивалент.

Ceqx = neq/V , mol/dm3 (еквиваленти).

Еквивалента зависи от естесвото на вещесвото и вида на Хим.реакция (ХР). За вещества – киселини или основи – еквивалента е структурна единица която е способна да участва в ХР с 1 р+ (протон).

Киселината отдава протон, основата го приема. Еквивалент за основа и киселина е такава единица което мже да отдаде ( за киселината ) или да приеме (за основата) 1р+ . Еквивалента на HCL е самата молекула. Следователно С = молна концентрация. H2SO4 – еквивалента = половината от М/ma, MH2SO4 = 98g/mol. молната маса на еквивалента на H2SO4 - 98/2 = 49 g/mol.

За еднонормален партвор = 49 g H2SO4

За еднонормален разтвор на H2SO4 е необходим двунормален разтвор на H2SO4 .

MnO-4 + 5e- + 8H+ = Mn2+ + 4H2O

MKMnO4 = 158, 04 g/mol

MeqKMnO4 = 158,04/5 = mol/dm3

H3PO4 + NaOH = H2PO4 + H2O = M

H3PO4 +3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O = 1/3 M

Численото изразяване на резултатите от анализа.

От запшиса трябва да проличи с каква точност се извършва анализа. Аналитичната везна дава грешка = 0,0001 – 0,0002 g

1,9763, 21,14cm3 = 0,02114 dm3, 0,1 N разтвор на HCL

Ceq = 1,9763.20,00.1000/21,4.190,3.100,00 = 0,982514 (Значеща цифра се брои без нулата до четвъртата значеща цифра.

TEMA_3.doc

[ROCK]

TEMA 4

ХИМИЧНО РАВНОВЕСИЕ В РАЗТВОРИ.

V1

A + B C+D

V2

Всяка една реакция може да се разглежда като равновесна реакция. Основен е занона за действие на масите - скоростта на една реакция е ≈ наконцвнтрацията на веществата. Скоростта на реакцята – извършеното взаимодействие за единиза време

V1= K1 [A]. V2 = K2 [A]. V-скорост

Първоначално скорста V1 е > , но с натрупване на веществата С и D V2 >, до достигане на павновесно състояние. Непрекъснато се върви надясно, след това наляво, но концнтрациите остават постонни.

V1 = V2 – Равновесие се постига когато и от две страни се на реакцията павни количества от веществата.

K1 [A]. = K2 [A].

[C].[D] / [A]. = K1/K2 = Kc – равновесна константа ; с – концентрация

Равновесната константа е константа при дадена температура (t) и налягане (р).

Когато реакциите са екзотермични при ниска температура се намялява скороста и намалява павновестната константа и обратното , ако са ендотермични при увеличаване на температурата (t) се увеличава скоростта на равновесната константа.

Равновесната константа не зависи от концентрацията на разтвора и то за разредени разтвори. За концентрирани разтвоти закона за действие на масите не се изпълнява.

АКТИВНОСТ НА ВЕЩЕСТВАТА

а. – а = f.C – Ефективната концентрация , к’ не съответства на аналитината концентация.

f – коефициент на активност, f = 1

При по-големи концентрации на разтвора коефициента е по-малък от 1. Ако f<1 => a<0

Ka = aC . aD / aA . aB = [C] fC . [D]fC / [A] fA . fB = Kc. fC .fD/ fA.fB

В разтворите съсществува електростатично взаимодействие. За да се определи f е въведено понятието йонна сила на разтвора Йонна сила на разтвора се обозначава с I.

n

I = ½ ∑Ci . Zi2

i=1

От това какви вещесва и каква е тяхната концентрация се изчислява йонната сила на разтвора.

Ъравнвние на Дебай Хюкел.

lgf = - o,5 . Zi √I / 1+ √I

a= f.C

TEMA_4.doc

[ROCK]

TEMA 5

КИСЕЛИННО-ОСНОВНИ РАВНОВЕСИЯ.ПРОТОЛИТНА ТЕОРЯ НА Б-ЛАУРИ. ВОДАТА КАТО ПРОТОЛИТ - АВТОПРОТОЛИЗА НА ВОДАТА. ВОДОРОДЕН ЕКСПОНЕНТ рН-скали.

В края на миналия век Аренус развива първата концепция за кисели и основи. Според нея киселините са вещвства които във воден разтвор отделят водородни йони, а основите – хидроксилни йони. Най-характерно за тази теория е това, че от една страна, съществуването на киселинии основи се ограничава само с водни разтвори, а от друга – че отнасянията на киселините основите се свързват с определени йони, които отделят – водорни, респективно хидроксилни йони. Теорията счита. Че процесът на отделяне на тези характерни йони, които обуслвят своствана на киселините и соновите, става спонтанно, без активно участие на разтворителя в него. Киселинно основните взаимодействия в теорията на Аренус се свежда до процеса H+ + OH- H2O

През 1923г. Двама изследователи Бройнстед и Лаури, незажисино един от друг предложили основните положения на една нова теория, известна като протолитната теория, която развилаи разширила в значителна степен представите за киселини и основи. Съгласно тази теория киселини са всички вешества, които могат да отцепят вдородни йони, т.е протони , а основи – веществата които, са способни да присъедини към себе си протони.

Киселини например са HCL, NH4+,HCO3-, които отдават протони:

HCL H+ + CL-

NH4+ H+ + NH3

HCO3- H+ + CO32-

A основи OH-, NH3, C6H5NH2

OH- + H+ H2O

NH3 + H+ NH4+

C6H5NH2 +H+ C6H5NH2+

Теорията на Брйонстед—Лаури определя киселините и основите според тяхното поведение спрямо един и същ партнйор – протон, киселините като протондонори, а основите – като протонакцептори. Тозо обща база позволява двете групи вещества да бъдат обединени под общото название протолити, а процесите на тяхното взаимодеиствие се означават като протолитни равновесия или протолиза.

За разлика от предствите на Аренус теорията на Брйонстед—Лаури не свързва киселинното респективно и основното действие непременно с водна среда, поради което може да се приближи и към други разтворители.

Една много съществена разлика между двете теории се отнася до връзката между киселити и основи. Докато теорията на Аренус разглежда двете групи вещества като независими една от друга, според представите на Брйонстед—Лаури те са неразривно сързани: отделянето на протон от киселината HB води до образуването на основата B-, която се нарича прегната основа на HB . HB H+ + B- - изразява и обратна зависимост, че проявата на основното действие, т.е свързването на протон, е винаги съпроводено с получаване на съответната спрегната киселина..

Киселината по Брйонстед може да бъде неутрална малекула, ктион или анион, но винаги със заряд с +1 по висок от този на съответната спрегната основа. Основата също може да бъде неътрална молекула или йон, чиито положителен заряд е с единица по нисък от този на спрегнатата киселина.Друго основно различие между двете теории се отнася до начина, по който се проявява действието на една киселина или сонова. Аренус разглезда дисоциацията на протон от киселина HB като спонтанно протичащ процес. Според теорията на Брйонстед, за да действа основата А, по-силна от B-, която е в състояние да откъсне протона от киселината. Следователно отделянето на протона от киселината не ства спонтанно а, под въздействието на основата А. Както се вижда, споед Брйонстед—Лаури и от тази гледна точка няма смисъл да се говори поотделно за киселинно или основно действие при аден процес, а винаги за едно киселинно-основни взаимодействие, което по същество представлява съперничеството между двеоснови B- и A HB+A B- + HA+ Мярка за степента, в която е протекло киселинно-основното взаимодействие, е равновесната константа на процеса, харечена протолизна киселина:

Kpr = αB- .αHA+ / αHB . αA

5.1. Автопротолиза.Йонно произведение на водата

Амфипротонните разтворители могат да действат като киселини, и като онови т.е да отдават или да приемат протони. Поради това при тях е поради това при тях е възможно протичането на процес, известен като автопротолиза , при които една молекула от веществото действа катокиселина, а друга -- като основа, например: H2O + H2O H3O+ +OH-

CH3OH + CH3OH CH3OH2+ + CH3O-

Или в общ вид SH +SH SH2+ + S-

Йоните получени от ратвора, се наричат съответно лиониеви SH2+ , или лианти S-

Равновесната константа К=αSH2+ . αS- / α2SH

K SH =αSH2 +αS- Където K SH представляваоавтопротолизната константа на разтеорителя SH.

За водата константата на автопротолиза при 220С е

КW= αH3O+ . αOH- = 1,00 .10-14 Както всички равновесни константи, и автопротолизните константи зависят от температурата. От зраза следва,че на H3O+ и OH- във воден разтвор са свързани помежду си и не могат да бъдат варирани независимо една от друга.

5.2 Водороден експонент и PH – скали в различни разтворители.

Водороден експонент – При разредени ратвори накиселини концентрациите на хидроксониевите йони са много ниски. За да се избегне работата с такива малки величини, а също и по ред други съображения за удобство Сйоренсен е предложил да се използва като мярка за киселинността на един разтвор т.нар водороден експонент, дефиниран от него като pH = lg [H3O+]. От на съвременна гледна точка, по-правилно е вмвсто концентрацията на в този израз да влиза активността на хидроксониевите йони, т.е като pH = -lgαH3O+.

За чиста вода, автопртолизната константа водата, αH3O+ = αOH- = -1.10-7 М и следователно pH=7,0. Във водни разтвори на киселини αH3O+ се повишава над 1.10-7 М и pH<7, като при αH3O+ = 1 съгласно дефиницията pH=0. Във водни разтвпри на основи αOH- се повишава над1.10-7 М, αH3O+ < 1.10-7 М и pH>7. За αOH- =1 М αH3O+ =1.10-14 М и pH=14. Следователно при изменение киселинноста на един разтвор от αH3O+ = 1 М до αOH- =1 , pH се изменя в интервала от 0 до 14 .

По аналогичен начин се дефинира функцията на pOH:

pOH= - lgαOH- ; а от израза за автопротолизна константа на водата следва, че pH+pOH=14.

pH – скала за разтворителите. – Автопротолизата на един амфипротонен разтвпрител в общия случай се представя като SH +SH SH2+ + S- с автопротолизна константа K SH =αSH2 +αS- , а действието на протолита HB като киселина в този разтворител като HB +SH SH2+ + B--

По аналогичен начин с водните разтвори, където pH = -lgαH3O+, и тук може да се въведе като мярка за киселинноста в дадения разтворител отрицателният десетичен логаритъм от активността на лиониевия йон SH2+ : pH = -lgαSH2+. При αSH2+ =1, pH=0. Ако намаляваме киселинността в този разтвор, т.е намаляваме αSH2+ , в съответствие с pH = -lgαSH2 ще расте αS- и при αS- =1 αSH2+ =KSH .Следователно скалата на pH ще обхваща от pH=0 до pH=pKSH. Така за водата с КW=1.10-14, както се видя pH-скалата е с обхват от 0 до 14, за етанола КC2H5OH=8.10-20 pKC2H5OH=19,1 pH-скалата ще бъде от 0 до 19,1.

Колкото по-голяма е автопротолизната константа KSH на разтворителя, т.е колкото по-силно са изразени амфипротонните му свойства, толкова по-малка е неговата pH—скала и обратното – при малки стойности на KSH pH—скалата се увеличава.

CHOOH, pKCHOOH=6,1

HF, pKHF=9,7

H2O, pKW=14,00

CH3OH, pKCH3OH=16,7

C2H5OH, pKC2H5OH=19,1

NH3, pKNH3=32,7

10 20 30 pKSH

pH—скали на разтвпрители

TEMA_5.doc

[ROCK]

ТЕМА 9

БУФЕРНИ РАЗТВОРИ

Водни разтвори на слаб протолит (киселина или основа) и негов спрегнат протолит променя назначително pH при разреждане или довка на силен протолит (основа или киселина). Такива разтвори, които проявяват тенденция да запазват постоянна pH-стойност при опити за промяна на концентрацията на H3O+ в системата, се наричат буферни разтвори.Пример: Буферен разтвор, съставен от слаба киселина HB и хейнаа цол с алкален метал MB.

pH = pKa + lg CMB / CHB

Ако към разтвора се прибави силна киселина, която повишава концентрацията на H3O- в системата, то вследствие наличието на вободната спрегната основа B-, получена при разтварянето на солта МB, протича процесът

B- + H3O+ HB+H2O който води до поницаване концентрацията на H3O+ . Ако към разтвора се добави силна основа А, вследствие присъствието на свободна киселина HB протича процесът HB + A B-+HA+ който също води до понижаване на концентрация на свободната основа.

Както се вижда добавката на силна киселина H3O+ към разтвора, понижава концентрацията на B- и повишава концентрацията на HB в системата. Следоателно новата стойност на pH на разтвора която се установява след добавянето на силна киселина, ще се дава с израза pH = pKa + lg CMB – [H3O+] / CHB + [H3O+]. След добавяне на синла основа А към бъферния разтвор pH на разтвора ще бъде

pH = pKa + lg CMB + [А] / CHB - [А].

буферен капацитет.

Бъферните разтвори намират широко шполижение в аналитичната практика за поддържане на определена стойност на pH. Един буферен разтвор е толкова по-добър колкото по-голяма е степен се съпротивлява на опита за промяна на киселинността му, т.е колкото по малко променя pH при прибавяне на силна основа или киселина. Мярка за тази съпротивляемост на бъфера се т.нап буферен капацитет.

Под бъферен капацитет β на един бъферен разтвор се рабира броя на моловете n на силна от силна кселина HA, които, добавени към 1л от разтвора, променят неговата pH стойност с единица, т.е β= n / ∆pH . Може да се докаже, че буферният капацитет на разтвор от слаба киселина HB и нейната сол MB, е максимален за стойност на pH=pKa, т.е когато CMB = CHB.

За да се приготви бъфер с оределена стойност на pH и висок бъферен капацитет, трябва да се използва киселина, чието pKa е възможно близко до желаната pH стойност. Уравненията pH = pKa + lg CMB – [H3O+] / CHB + [H3O+] и pH = pKa + lg CMB + [А] / CHB - [А] показват обаче, че колкото CMB и CHB за по-големи по абсолютна стойност, толкова по-малко ще се променя втория член на тези уравнения и следователно буферния капацитет на разтвора ще е по-голям. Това има важно значение за приготвяне на на бъ=уфери в аналитичната практика.

_____9.doc

[ROCK]

TEMA 10

ОБЕМЕН (ТИТРИМЕТРИЧЕН) АНАЛИЗ

Определение и основни понятия.

Ппинципът на обемния анализ накратко се свежда до следното.

Към претеглена проба от анализираното вещество, разтворено в подходящ разтворител, или към точно отмерен обем, ако веществото е в разтвор, се прибавя разтвор на реактив с точно ъстановена концентрация, докато определяемият компонент се изразходва практически изцяло при определена реакция с реактива.

Количеството на определяемият компонент се пресмята от израсходвания обем на реактива, като се познава концентрацията и стехиометрията на реакцията. Тази реакция се натича титруване а прибавения реактив се нарича титрант. Моментът от процеса на титруване, в който количеството на прибавения пипрант е точно еквивалентно на количеството на определяемото вещество се нарича еквивалентен пункт.

Начините по който се определя достигането на еквивалентия пункт – при едно титруване са твърде разнообразни.

Най-често става визуално, по рязкото изменение на някое видимо характерно свойство на системата определяемо вещество – титрант или, което е по-честия случай, на специално внесено за целта вещество, наречено индикатор. На тази основа почиват инструменталните методи за определяне не еквивалентния пункт.

Ако двете вещества могат да реагират помежду си споредняколко стехиометрични уравнения, например :

H3PO4 + OH- = H2PO4 H2O

H3PO4 + 2OH- =HPO2-4 +2H2O

H3PO4 + 3OH- = PO3-4 + 3H2O В такива случаи пеи един и същ процес на титруване може да се наблюдава и повече от един еквивалентен пункт. Физичното свойство, което се измерва в този дял на количественият анализ и което води до намиране на количествена характеристика, е обемът , откъдето идва и названието на метода – обемен анализ.

Стандартен разтвор – Разтвор имащ известна концентрация на активното вещество или точно установен титър:

1.Първичен стандартен разтвор – приготвен чрез директно разтваряне на точно определено първично стандартно вещество в определ обем.

2.Вторичен стандартен разтвор – ратвор, концентрацията (титъра) на който е установен чрез стандартизиране или е приготвен по известно тегло на вторично стандартно вещество.

Крайна точка на титруване – Момента, в който считаме, че титруването е завършено. Този момент се определя по изменението на някое характерно свойство на системата и следва да бъде възможно по-близп до еквивалентния пункт.

Изисквания към реакциите, използвани в обемния анализ.

 Стехиометричното ъравнение, по което протича реакцията, трябва да бъде известно. Добавеният титрант трябва да се изразходва само за взаимодействие с определяем компонент и да не встъпва в цтанични неконтролирани реакции.

 Взаимодеиствието между реагиращите вещества трябва да протича до край, титрантът да се цвурзва с определяемия компонент, като равновесието в системета е изтеглено практически изцяло към реакционните продукти.

 Използваната реакция трябва да бъде достатъчно бърз, за да може внесеният титрант незабавно да се свързва с еквивалентното количество от определяемото вещество.

 Реакцитята трябва да позволява точното и удобно определяне на еквивалентния пункт, т.е на момента, когато титрантът и определяемият компонент присъстват в еквивалентни количества.

Класификация на обемните методи –

Най-широко използваната класификация в обемния анализ пазделя титриметричните методи на две групи.

I.Обемни методи, основани на реакции на обем или свързване на йон, които се разделят на :

а/ киселинно-основен обемен анализ (протонометрия).

б/утаечен обемен анализ.

в/комплескометричен анализ.

Обемни методи, оновани на реакции на електронен пренос т.е на окислително-редукционни реакции.

За киселинно-основен H3O+ + OH- 2H2O

За утаечен обемен анализ. Ag+ + Cl- AgCl

Kомплескометричните методи почиват на реакции на образуване на стабилни комплекси, като Ag+ + 2CN Ag(CN)2

I I. Наред с тази основна класификация, групираща обемните методи според характера на реакциите, на които те се основават, в парктиката често се използва и разделяне на обемните методи според типа вещества, използвани като титранти – каориметрия, ацидиметрия, агренометрия, комплексонометрия, хроматометрия, перганометрия, йодометрия и т.н.

I I I. По начина на изпълнение н титруването могат да се различат нетоди на пряко титруване и методи на остатъчно или обратно титруване. При първите определяемото вещество се титрува директно с разтвор на титрант с позната концентрация (Стандартен разтвор).При остаъчно титруване към анализираната проба се прибавя определен обем от титранта, взет в излишък, така че след пълното свързване на определямия компонент в разтвора да остане остане свободен титрант, който се титрува с друг разтвор с познатаконцентрация. Разликата между първоначалното прибавения обем от титранта и останалия нереагирал излишък от него показва обема, изразходен за свързване на определяемия компонент.

Изчисления в обения анализ – Количеството компонент в обамния анализ се пресмята, като се има в предвид, че определяемото вещество и титрантът взаимодействат в строго определени съотношения, отразени в стехиометрично ъравнение на използваната реакция. В зависимост от типа на реакцията и партнйорите, с които реагира, един мол от определяемото вещество може да взаимодейства с различни брой моловеот други вещества.

В обемния анализ е по удобно да се работи с еквивалентни тегла. Еквивалентните тегла са средство за привеждане броя на моловете, с което всеки реагент участва в определена реакция, към един и същ стандарт и по този начин тези молни количества да бъдат приведени в съсответствие едно с друго.При протолитните бзаимодействия грамеквивалент от един протолит представлява теглото на протолита изразено г рамове, което приема или отдава един грамйон протони пти конкретна реакция, протичаща в системата . При процеса H2SO4 + 2OH- 2H2O + SO2-4 еквивалентното тегло на сярната киселина е равно на половината от нейното молекулно тегло, а при проц

HCl + HO- H2O + Cl- един грамеквивалент от солната киселина е равена на един граммол.

Това показва, еквивалентното тегло на съответното вещество не е хаактерна за него константа, както молекулното тегло, а зависи от реакцията, в която той участва. Молекулата фосфорна киселина например може да отдаде един, два или три протона в зависимост от това с колко мола, и то от каква основа взаимодейства.

При утаечните и комплексообразувателните процеси грамеквивалентът на един участник в процеса се изразява по аналогичен начин, като еквивалентно тегло зависи от стехиометрията на реакцията.

При окислително-редукционни процеси грамеквивалент на един окислител или редуктор е равен на граммол или грамйон от веществптп, разделен на броя на елекртоните, които една молекула (йон) от него пиема или отдава при разглежданата реакция.

Единиците на концентрация използвани най-често в обемния анализ са: моларност – брой на праммолове в един литър от развора(М), нормалност – брой грамеквивалент в един литър , титър – грамовете от един милилитър (г/мл) и фактор (F) е безразмерна, представлява отношението между нормалността на един разтвор и най-близката закръглена нормалност, означавана с долен индекс, например F0,1 .Факторът показва на колко милимитра от разтвор със закръглена нормалност отговаря един милилитър от използвания разтвор.

TEMA_10.doc

[ROCK]

TEMA 22

КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЧНО ОПРЕДЕЛЯНЕ НА ВОДАТА.

Общата твърдост на водата се обуславя от разтворвните в нея халоген карбонати, хлориди и сулфати на калция и магнезия. Може да се изрази по различен начин. Един немски градус представлява еквивалентното на един грам CaO количество на калциеви и магнезиеви соли, съдържашо се в 100 l .

Определянето се основава на директно титруване на калций и магнезий при индикатор ериохромчерно T при рН 10.

Хеобходими реактиви

1. 0,025 М разтвор на комплексон ІІІ;

2.Амонячен бъферен разтвор, съдържащ в 1 литър 54г. NH4Cl и 350г. 25%-ен разтвор на NH3

3.Tвърд индикаор – смес ериохромчерно Т с NH4Cl (1:100).

Разтворът-задача се получава във мерителна колба от 250cm3. Колвата се полива до марката с дестилирана бода, сместа се хомогенизира и се отпипетват 3 проби по 50cm3, които се пренасят в ерленмайерови колби. Прибавя се 5 cm3 амонячна буферна смес, 20-30мг. индикатор, нагрява се до 500С и се титрува от бюрета 10cm3 с комплексон ІІІ до преминаване на виненочервения цвят в синйозелен.

Твърдоста на водата в немски радуси Н0 се изчислява по формулата

Н0=CTVТMCaO.100 000 / 1000 . ω,g CaO / 100 l , където

CT – е моларноста на комплексон ІІІ, mol/l;

VТ – е изразходваното количестви комплексон ІІІ, cm3 ;

MCaO -- молната маса на CaO, g/mol ‘

ω—взетата за анализ проба, cm3

TEMA_22.doc

[ROCK]

ТЕМА 23

КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЧНО ОПРЕДЕЛЯНЕ НА БИСМУТ (ІІІ) И ОЛОВО (ІІ)

Това определяне е от особен интерес за аналитиците. С комплексон ІІІ тези метали образуват комплекси с твърде различна стабилност. Условните стабилитетни константи на двата комплекса се изчисляват като се имат пред вид стойностите на стабилитетните константи на оловния и бисмутов комплексонат и α—коефициентите на транични реакции на Y4-, Pb2+, Bi3+ .

За точно комплексонометрично определяне, условната стабилитетна константа трябва да е по-голяма от 107 . При подходящ избор на pH това може да се постигне и титруването да се проведе в присъствие на Bi3+, в присъствие на Pb2+ а след повишаване на pH до 5,5 да се определят и оловните катиони. И при двете титрувания се използва индикатор ксиленолоранж, който образува с тези катиони червеновиолетови комплекси. Цветът на свободния индикатор при тези условия е жълт.

При pH=2 и наличие в разтвора на 0,1 mol/l Pb2+ , изчисляваме условната стабилитетна констант на BiY. Освен в основната реакция Y4- встъпва в странични с H+ и Pb2+ .

Условната стабилитетна константа на бисмутовия комплексонат е

lgβ’BiY = lgβBiY - lgαBi(OH) – lgαY(H,Pb) = 27,9 – 0,5 – 17 = 10,4

Следователно при рН=2 може да се извърши точно определяне на бисмутовия катион.

При рН=5,5

lgβ’PbY = lgβPbY – lgαY(H) – lgαY(OH) = 18 – 5,7 =12,3 което показва, че определението ще бъде направено събсем точно.

Необходими реактиви.

1.0,025 М разтвор на комплексон ІІІ;

2.20%-ен разтвор на утропин;

3.0,1%-ен разтвор на ксиленолоранж в 50% алкофол

Разтворът-задача, подкислен с такова количество HNO3, че при разреждане до 100cm3 има рН=2, се получава в мерителна колба от 100cm3. Колбата се долива до марката, сместа се хомогенизира и се отпипетват 3 проби по 20cm3. Поставят се в ерлемайерови, прибавя се 5-6 капри разтвор на ксиленолоранж и се титрува с изходен разтвор на комплексон ІІІ, кодато червеновиолетовото оцветяване премине в жълто, отчита се обемът на изразходвания комплексон І І І и се означава с V1.

След това бюретата се долива до нулево деление. Към титрувание жълт разтвор се прибавя

8-10cm3 разтвор на утропин. При тези условия рН на разтвора се повишава до 5-6 и се оцветява във вилвтово в следствие на образуването на комплекса между оловните катиони и ксиленолоранж. После оловото се титрува със същия ратвор на на комплексон ІІІ, докато биолетовото оцветяване премине в жълто. Повторно изразходвания комплексон ІІІ се означава с V2 . По същия начин се извършва определянето и в останалите две проби.

Съдържанието на бисмут и олово се изчислява mA=CTVTMAVОБЩ / 1000 . VA

_____23.doc

[ROCK]

TEMA 28

ПРИГОТВЯНЕ НА СТАНДАРТЕН РАЗТВОР ОТ KMnO4 И ОПРЕДЕЛЯНЕ НА ТО1НАТА МУ КОНЦЕНТАЦИЯ.

Стандартен разтвор на KMnO4 не може да се приготви чрез директно разтваряне на твърд реактив, тъй катотой съдържа примеси, главно MnO2 . Освен това при разтваряне в дестилирана бода, част от KMnO4 се редуцира до MnO от неизбежното съдържащите се в нея частици от органичен произход и други редуктори, при което концентрацията на разтвора в първите дни след приготвянето му се изменя значително. Приготя се приблизително 0,1N разтвор, а точната му концентрация се определя 7-8 дни по късно. През това жвреме внесените с водата редукционно действащи вещества се окисляват и разтвора не се променя повече. Той не трябва да се смесва с нови порции вода и не бива да влиза в контакт с каучук, филтърна хартия, и др. с редукционно действие.

Разтворът от KMnO4 трябва да се съхранява на тъмно, а отделеният MnO2 да се отстрани тъй като катализика по нататъшното фотохимично разпадане на перманганата:

4KMnO4 - + 2 2H2O 4 KMnO2 + 3O2 + 4OH-

В чаша от 400cm3 се притегля на техническа везна около 1.6г. кристален KMnO4 и се заливат с 200-300cm3 гореща вода. Разтворът разбърква няколко минути до пълното разтваряне на кристалите и се прехвърля в тъмно реактивно с шлифована затушалка, където общиятобем се довежда до 500cm3. След една седмица отделеният MnO2 се филтрува през шотов филтър (васт от разтвора се използва да исплакване на филтъра, смукателното шише и реактивното стъкло, ако същите предварително не са изшушени).

Toчна концентрация на филтрувания разтвор се определя с титроустановител – прекристализирана оксалова киселина ( или натриев оксалат), при което протича реакцията :

2MnO-4 + 5C2O42- + 16H+ = 2 Mn2+ + 10CO2 + 8H2O

C2O42- - 2e- = 2CO2 5

Mn-4 + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O 2

Титроустановителят се разтваря в 50-60 cm3 бода, долива се до марката и се хомогенизира. Към всяка от труте проби отпипетени в ерленмайерови колби по 20cm3 се прибавя по 20cm3 2N H2SO4. Разтворът във всяка проба се нагрява преди титруването на водна баня до 60-70 0С ( при по висока температура H2C2O4 се разлага).Тутруването се извършва с бюрета с кран и на горещо, за да се ъвеличи скоростта на реакцията.Прибавянето на всяка следваща капка от изходния разтвор на KMnO4 трябва да става след пълното обезцветяване на предходната. В началото на титируванетое бавно, но с натрупване на Mn2+ (продут на реакцията действащ каталитично) скоростта се повишава. В края на титруването първата излишна капка KMnO4 оцветява трайно ( в продължение на една две минути) разтвора в бледорозов цвят.

При по-продължително стоене, разтворът се обезцветява, туй като излишният KMnO4 окислява Мn2+ до Mn2:

2Мn-4 + 3Mn2+ + 4 OH- 5MnO2 + 2H2O Хормалноста на разтвора се изчислява по формулата:

Ceq = mst . Vst . 1000 / VT . Meqst . Vобщ

TEMA_28.doc

[ROCK]

Ако има мнго правописни грешки извинявам се .

йо - да се чете като ер малък о в тема 5 - Брйонстед-Лаури

[ROCK]

ТЕМА 29

ОПРЕДЕЛЯНЕ НА ОБЩОТО СЪДЪРЖАНИЕ НА ЖЕЛЯЗОТО В РАЗТВОР ПО МЕТОДА НА ЦИНЕРМАН – PАЙХАРД

Перганометричното определяне на желязо се основава на предварително редуциране наличинире Fe3+ до Fe2+ с подходящ редуктор след което Fe2+ в разтвора се тутруват дитектно с разтвор на KMnO4. Изследваният разтвор се трябва да съсдържа дръги редуктори освен Fe2+ .

По метода на Цинерман – Раихард редукцията на Fe3+ со Fe2+ се постига с разтвор на SnCl2 , които се прибавя в малък излишък, за да се осигури пълното протичане на процеса:

2Fe3+ + Sn2+ 2Fe2+ + Sn4+

Fe3+ + e = Fe2+ .2

Sn2+ - 2e = Sn4+ .1

Излисъкът от SnCl2 се отстранява с HgCl2 в резултат на реакцията:

SnCl2 + HgCl2 SnCl4 + Hg2Cl2

При умерен излишък на SnCl2 се поличава малка по количество утайка от HgCl2 , която реагира съвсем бавно с KMnO4 и не влияе бърху установяването на еквивалентната точка. При наличие на голям излишък от SnCl2 или при бавно бавно прибавяне на HgCl2 , може да се получи финно диспергиран живак, който пречи на по-нататъшното определяне. Отделения живак катализира окислението на Hg2Cl2 oт KMnO4 и самият той се окислява:

Hg2Cl2 + SnCl2 SnCl4 + 2Hg

Hg2Cl2 + SnCl2 SnCl4 + Hg

Ако при прибавянето на HgCl2 не се получи ътайка от Hg2Cl2, това показва, че не е прибавен необходимия излишък от SnCl2 и Fe3+ не са редуцирани напълно.

Взаимодействието на Fe3+ с KMnO4 протича по уравнението:

5Fe2+ + Mn-4 + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O

Fe2+ - e = Fe3+ .5

MnO-4 + 5e +8H = Mn2+ + 4H2O .1

Особеност на определянетое, че се извършва в присъствие на флоридни йони. Те се съдържат обикновенно в анализираната проба – за разтваряне на желязосъфържащи образци най-често се озползва солна киселина.

От дръга страна, за правилното дозиране на SnCl2, е необходимо средата да бъде солнокисела. Изследваната проба се докислява със HCl и загрява, при което се образъва слабодисоцииращи се ферифлоридни комплекси, оцветяващи разтвора в интензивно жълт цвят. Края на редукцията се установява по обезцветяването на разтвора – Fe2+ са безцветни и не образуват хлоридни комплекси. Директното окисление на хлоридите от KMnO4 протича мнофо бавно. При тутриването на Fe2+ с KMnO4 в солнокисела среда, обаче, се получава завишени резултати и отклонениеята нарастват с увеличаване на концентрацията на HCl.Установено, е че това се дължи на индуцираното окисление на хлоридите. При редукция на MnO-4 от Fe2+ се образува активна междинна форма Mn3+, окисляваща лесно хлоридните йони до Cl2.

Заотстраняване на тези усложнения се пеибавя Райхардова смес, съдържаща MnSo4, H3PO4 и H2SO4. С внасянето на Mn2+ се понижава окислителния потенциал на двойката Mn3+./Mn2+ И се предотвратява окислението на Cl-. Про това окислението на Fe2+ протича достатъчно бързо. До същия ефект води присъствието на PO3-4 и от части SO 2-4, образуващи с Mn3+ стабилни комплекси.Освен това H3PO4 свързва получаваните при окислението Fe3+ в стабилните и безцветни ферифосфатни комплекси, което улеснява установяването на еквивалентната точка.

След като се пробави Райнхардовата смес се титрува със стандартен разтвор на KMnO4 до бледорозово оцветяване, устойчиво в продължение на 30сек ( след к.т.т. МнО4- започват да се редуцират от HgCl2 и Mn2+ ) количеството на Fe3+ (Fe2+) в изследвания разтвор се изчислява по формилата : mA=Ceq . VT / 1000 . MeqA, g

mFe = C 1/5KMnO4 . VKMnO4 .MFe / 1000,g

_____29.doc

[ROCK]

TEMA 30

ЙОДОМЕТРИЯ. ОПРЕДЕЛЯНЕ НА ОКИСЛИТЕН И РЕДУКТОР И КИСЕЛИНИ. ЪСЛОВИЯ ЗА ИЗВЪРШВАНЕ НА НА ЙОДОМЕТРИЧНИТЕ ОПРДЕЛЯНИЯ.

Йодометрията е под раздел на редоскиметрията, при който се използва окислително действие на йода и редукционните свойства на йодидния йон:

J2 + e = 2J-

Стандартния окислително-редукционен потенциал на системата заема средно място в таблицата за стандартните електродни потенциали. Това обстоятелство позволява йодометрично да се определят окислители, принадлежащи на редокси двойки с по големи стойности на стандартния потенциал и редуктори на редокси системи с Е0 по-ниски от 0,54V

J2 + редуктор <=> 2J- + окислител.

С йод се определят редуктори като S2O2-3, SО2-3, S2-, Sn2+, AsO3-3, и различни органични съединения. Някой редуктори, например S2O2-3, Sn2+, AsO3-3, се титруват директно:

J + Sn2+ = 2J- + Sn4+.

По-често се прилага остаъчния метод, като към редуктора се внася излишък от йод и нереагиралото колчество йод се титрува с разтвор на Na2S2O3.

Окислители като Mno-4, Cr2O2-7, JO-3, BrO-3, Ce (IV) I др. се определят косвено

( метод на заместването), което се оставя да взаимодейства с калиев йодид и полученото, еквивалнтно на окислителя, количество йод се титрува с разтвор на Na2S2O3:

2Mn-4 + 10J- +16+ = 2Mn2+ + 5J-2 + 8H2O.

Йодометрично могат да се анализират киселини на база реакцията :

J-3 + 5J- + 6H+ = 3J2 + 3H2O.

Основна реакция в йодо метрията е взаимодействието на йода с тиосулфата. За разлика от други окислители които окисляват тиосилфата до политионови киселини или сулфат, йодът окислява тиосилфата до тетратионат:

J2 + 2S2O2-3 = 2J- + S4O2-6

Индикатор е йодометрията е сорбялата, с тазтвора на която йодът дава неинтензивно синю оцветяване.

Условия за извършване на йодометричните определяния – За правилното провеждане на йодометричнен анализ е необходимо съобразяване с ред изисквания.

1. Йодът е тбърдо бещество, в разтвор на калиев йодид разтворимоста на йода значително се увеличава вселдствие на комплексообразуване: J2 + J- <=> J-3. Системата J-3/3J- не се различава по свойства от тази на J2/2J- . За това под обозначението „разтвор на йод” ще се разбира разтвор на йод във воден разтвор на калиев йодид.

2. Йодът има голям парен натиск. За избягване загубите от летливоста на йода, определенията се провеждат в колба със запушалка, наречена „колба за йодно число”. Внасянето на излишък от калиев йодид в определена степен намалява летливоста на йода.

3. Окислително-редукционните взаимодействия в йодометрията, с изключение на директните титрувания, протичат с малка скорост, за обезпечаване на количествено протичане на процесите, се налага изчакване на необходимото взаимодействие време, обикновенно 10-15 мин.

4. Йодометричното определяне не трябва да се извършват в аклакна среда, тъй като пти рН>9 частично протича процеса” J2 + 2OH- = JO- + J- + H2O. Поличеният хипойодид реагира с тиосулфата, но го окислява до сулфат, а освен това хипойодидът се дава цветно съединение със скорбяла.

5. В силно кисела среда също протича процес: S2O2-3 + H+ = HSO-3 + S. Желателно е тиосулфатът да се прибавя на малки порции, за да се избягнат локален излипък на тиосулфат и получаване на грешка от странична реакция.

6. При определяне на окислител в кисела среда е възможно окисление на калиевия йодид от кислорода на бъздуха и този в разтвора, водешо до получаване на допулнително количество йод и завишени резултати от анализа.

7. При титруване на разтвора на йод за индикатор първоначално служи самия цвят на йода, който в зависимост от концентрацията е жълт до тъмнокафяв. В процеса на титруване, с намалението на концентрацията на йода, цветът избледнява. Скорбялният разтвор следва да се прибави малко преди края на титруването, когато цветът на разтвора стане светложълт. Счита се, че синюото оцветяване се дължи на взаимодействието на йода със съдържащото се в скорбялата вещество амилоза, при което се получава адсорбционно съединение с недефиниран състав. Бнасянето на индикатор в началото на титруването води до адцорбиране на големи количества йод и реакцията с тиосулфата не протича гладко, а освен това е възможно окисление на сорбялата от йода. В еквивалентния пункт цветния преход е много рязък поради високата чувствителност на реакцията. Иаползва се прясно приготвен разтвор на скорбяла. Престоялият разтвор дава червенокафяво или виолетово оцветяване. Различното оцветяване може да се дължи на търговската макра на използваната скорбяла, съдържаща продукти, а не амилоза.

TEMA_30.doc

[ROCK]

TEMA 31

ПРИГОТВЯНЕ НА 0,1 НОРМАЛЕН РАЗТВОР НА НАТРИЕВ ТИОСУЛФАТ.

За приготвянето на тиосилфат се използва солта Na2S2.5H2O , която при стоене на въздуха суби кристалната си вода, но може да се получи в чист вид чрез прекристализиране. Независимо от това, стандартен разтвор не може да се молучи чрез директно разтваряне на притегленото количество тиосулфат. Причината да е така е изменението на концентрацията на тиосулфата от действието на разтворителя във водата СО2 и О2. С СО2 протича реакцията :

S2O2-3 + CO2 + H2O = HCO-3 + S

В резултат накоето редукционния капацитет на туосулфата се увеличава, понеже получените HSO-3 се окисляват от йода се до S4O2-6 а до SO2-4:

HSO-3 + J2 + H2O = SO-24 + 2J- + 3H+

В тази реакция HSO-3 – йон отдава два електрона, докато при взаимодействието с йода дава S2O2-3 – йона отдават два електрона. Присъстващия в разтвора кислород окислява HSO-3 :

2HSO-3 + O2 = 2SO2-4 + 2H+

От което концентрацията на тиосулфата намалява.

Процесите в разтвора на тиосулфата протичат бавно. След около 7-10 дни концентрацията се изменя повече, ако се избегне контактуването на разтвора с въздуха. Промяна концентарията на тиосилфата настъпва и от развитието на тиобактерии в разтвора, което се предотвратява с добавяне на HgJ2.

За определяне на различни вещества: K2Gr2O7, KJO3, KBrO3, K3Fe(CN)6 – първични стандарти, разтвор на KMnO4 – вторичен стандарт. В практиката най-често се използва K2Cr2O7. Определянето е случай на йодометрично титруване на окислители:

Cr2O72- + 6J- + 14H+ = 2Cr3+ + 3J3 + 7H2O

2Cr+6 + 6e = 2Cr3+ .1

2J- 2e = J2 .3

J2 + 2S2O2-3 = 2J- + S4O2-6

J2 + 2e = 2J- .1

2S2O2-3 – 2e = S4O2-6 .1

TEMA_31.doc

[ROCK]

TEMA 27

ПЕРГАНОМЕТРИЯ.

Перганометрията е под раздел за редоскиметрията, който се основата на окислението на KMnO4. в кисела среда MnO-4 има силно исразена склонност да приема електрони, при което се редуцира до Mn2+ по уравнението:

Mn-4 + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O

Поради високия окислителен потенциал на двойката, с KMnO4 в кисела среда могат се титруват директно като килни редуктори, така и вещества с по-слабо исразени редукционни свойства. Перганометрично могат да се определят и окислители чрез остатъчно титруване (PbO2, MnO2) или след предварителна редукция на определяемия компонент до пониска валентна степен (Fe3+). Индиферентни йони ( Ca2+, Zn2+ и др. ) могат да се определят косвено, чрез утаяване с С2О2-4, разтваряне на утайката в киселина и титруване на получената Н2С2О4.

Съгласно ъаравнението на Нернст, окислителният потенциал дава двпйката

MnO-4 + 8H+ / Mn2+ + 4H2O зависи силно от рН на средата:

Е=Е0 + 0,059/n lg [MnO-4] / [Mn2+] . [H+]8

В процеса на окислението се изразходват голямо количество водородни йони. Намаляването на тяхната концентрация в разтвора води до понижаване стойностите на Е и е предпоставка за протичането на странични процеси. Затова към определяемия разтвор се прибавя по голямо от стехиметрично неонходимото количество киселина. В перганометрията се подкислява с H2SO4, прибавена в достатъчен излишък ( за 20 cm3 проба – равен обем 2N H2SO4) Азотната и солната киселини не са подходящи, поради склонноста на анионът им да участва в окислително редукционни взаимодействия. В слабо кисела среда (рН>4), хеутрална или алкална среда KMnO4 се редуцира до MnO2 ( тъмно кафява утайка) и има ограничено аналитично пролижение:

Mn-4 + 2H2O + 3e <=> MnO2 + 4OH-

Скороста на взаимодействие нежду KMnO4 и пределяемия редуктор в кисела среда обикновенно е много голяма, в резултат на което прибавяната канка разтвор на KMnO4 към изследвания разтвор веднага се обезцветява ( MnO-4 има червеновиолетов цвят, а редуцираната му форма Mn2+ е безцветна). В процеса на титруването това продължава докато редуктора прореагира напълно, след което първата излишна капка от KMnO4 оцветява разтвора в бледо розов цвят. В перганометрията обикновено не е необходим специален индикатор за установяване на еквивалентната точка.

TEMA_27.doc

[ROCK]

TEMA 26

РЕДОКСИМЕТРИЯ.

Редоксиметрията е дял от обемния анализ, основаващ се на взаимодейстието между окислител и редуктори. Окислително-редукционните реакции са свързани с преразпределение на електрони между две двойки ох1/red1 и ox2/red2 и могат да се представят с израза

а ох1 +b red2 а red1+ box2 .

За да може една реакция да бъде използвана за целите на редоксиметрията, тя трябва да протича количествено, достатъчно бързо и при стехиометричен обмен на електрони. Освен тпва трябва да се ъстановява еквивалентна точка.

Окислителите и дерукторите се отличават по свочта химична активност, мярка за която е стандартбия потенциал (Е0) на една отделна редокси двойка. Един окислител е толкова по силен, колкото този потенциал е по-висок. На по-силния редуктор отговаря пониска стойност на Е0. Дадена окисредукционна реакция протича количествено, когато рализката между стандартните потенциали на участващите двойки при съорветните условия (рН, налични лиганди и др.) е достатъчно голяма, например 0,3 – 0,4 V.

В редица случаи скоростта на окиредукционните реакции е малка въпреки наличие на голяма разлика между стандартните потенциали. Това се дължи на по сложния механизъм, по който протичат тези реакции – Преразпределението на електроните между двете системи става на няколко последователни етапа, най-бавния от които определя общата скорост на реакцията. За ускоряване на бавните реакции се използва повишаване на температурата, а в случаите, когато това е недопустимо, се използват йатализатори. Ускоряване на реакции може да се постигнеи чрез увеличаване на колиречството на реагиращите вещества(остатъчно тутруване) или с изменение на рН на средата. Стехиометричният обмен на електрони между окислителя и редуктора може да бъде нарушен в някой случаи от протичането на индуцирани реакции. Това са реакции, които се извършват под влияние на основното взаимодействие. Тяхното протичане е свързано с механизма на основната реакция – някой от междинните продукти реагира в една или друга степен със странични компоненти на разтвора. Типичен пример е титруванетона Fe(ІІІ) с KMnO4 в присъствие на хлориди. В такива случаи се взема мерки за подтискане на нежеланата индуцирана реакция. Окислително-редукционният потенциал на една редокси двойка (Е) зависи от концентрацията на редуцираната и окислена форма в разтвора. Тази зависимост се дава с ъравнението на Нернст, което за 250С и йонна сила на разтвора клонящ към нула има вида:

Е = Е0 + 0,059/n lg [ox] / [red].

В процеса на титруването концентрациите на окислената и редуцирана форма на двойките се изметя непрекъснато и постеленн, поради което се изменя и общият обем потелциал на ситемата. Промяната на потенциала в зависимост от обема прибавен титрант може да се изрази графично. Общият вид на така получената титрувална крива и дължината на еквивалентната и част зависчт от разликата в стандартните потенциали на двете реагиращи двойки. Колкото по дълга е еквивалентната част от кривата на титруване, толкова по-лесно може да се реши в кой момент да спредм титруването.

За установяване на к.т.т най-често се използват редокси индикатори. Това са органични вещества с окислително-редукционни свойства, с определен стандартен потенциал (Еlnd) и различно оцветено окислена и редуцирана форма. Изхождайки от предположението, че цвета на индикатора се променя при съотношения [indox]:[indred] от 1:10 до 10:1, интервалът на превръщане (ΔЕInd) може да се изчисли от израза, изваден на база уравнението на Нернст ΔЕInd = E0Ind ± / 0,06/n ,

Съгласно който ΔЕInd<0,12V. Еквивалентната част на титруваната крива трябва да превишава тази стойност.

Освен редоски индикатори, в окислително-редукционния обеман анализ се използват и специфични ( за даден метод) реактиви. Това са вещества, образуващи с един от участниците в реакцията съдединение с характерен цвят (например скорбялата в йодометрията). За установяване на к.т.т в перганомертията се използва цвена на стандартния раствор от KMnO4.

В зависимост ор веществата, използвани като титранти, в редоксиметрията са обособени няколко подраздела : Перганометрия, йодометрия, хроматометрия, братометрия, цериметрия и др. Всеки от тях има свои характерни особености и приложение в аналитичната практика.

Йодометрият.

Метод на редоксиметрията, основан на окислителното действие на йода и на редукционното действие на йодния анион. Свободният йод се определя чрез титруване с натриев тиосулфат и индикатор нишесте. Приложение - за определяне на мед, хлор, сероводород, водороден пероксид и др.

Перганометрия.

Метод на редоксиметрията; титрува се със стандартен разтвор на калиев перманганат KMnO4. Директно се определят редуктори, а по остатъчния метод - окислители. За индикатор служи цветът на KMnO4 (малиненочервен).

TEMA_26.doc

[ROCK]

TEMA 11

КИСЕЛИННО-ОСНОВЕН ОБЕМЕН АНАЛИЗ ( ПРОТОНОМЕТРИЯ)

Киселинно-основният обемен анализ почива на реакции на взаимодействие между протолити – киселини и основи, които в най-обш вид могат да се представят като HB + A HA+ + B- т.е като пренос на прото между двете основи – B- и A. За взаимодействията между киселини и основи често се използва и традиционния термин неутрализация, поради което и разделът от обемния анализ, основан на подобни реакции се нарича неутрализационен анализ. Понятията неутрализация и неутрализационен анализ не са особенно удачни, тъй като взаимодействието между еквивалентни количества от киселина и основа води до неутрална реакция на средата само когато реагират водни разтвори на силни киселини и основи и протолитното взаимодействие в същност се свежда до процеса.

Н3О+ ОН- 2Н2О . Ето защо много по-удачно може да се счита названието протономертия, което отразява факта, че този раздел почива на реакции на обмен на протонимежду определяемо вещество и титранта. В зависимост от това, какви вещества се като итранти, протонометрията се разделя на два големи дяла : алкалиметрия, при която титрантите са основа, а определяемите вещесвта – киселини, и ацидиметрия, при която се определят оноснови сизползване на киселини като титранти. Протолитните взаимодейстия отговарят на изисквания, предявявани към реакциите, изпозващи в обемния анализ, по отношение на стехиометия, бързина, протичане до край. Свързването на Н3О- и ОН- в разтвор според Н3О+ ОН- 2Н2О се извършва за време от порядъка на 10-11 сек. При титруване на определен протолит в зависимост от стойноста на Ка’ респ. Кb, винаги могат да се оидберат подходящ титран и среда, за да протече реакцията до край. Що се отнася до пределянето на еквивалентния пунк, най-голямо приложение я този дял на обемния анализ намурат визуалните методи, основани на използването на киселинно-основни индикатори – вещества, кото променят цвета си при достигане на определена стойност на протонната активност. Наред с тях обаче в редица случаи се използват и някои физикофимични, най-често потенциометрични методи за нализ.

Киселинно-основни индикатори

Киселинно-основният индикатор е разторимо ораганично съединение, което във воден разтвор се отнася кати слаб протолит – киселина или основа, чиито цвят се разлчава този на съответната спрегната основа или киселина. Ако означим с HIn индикатор, представляваш слаба киселина, във воден разтвор съшествува павновесието: HIn + H2O In- + H3О+ като киселината НIn и спрегнатата и основа In- се рзличават по оцветяване. Както седва от уравнвнието, в кисела среда преобладава формата HIn, която се нарича кисела форма на индикатора, а в основна среда – формата In-, основна форма на индикатора. Към този тип киселинни индикатори спада например широко употребявания фенолфталеин.

Ако индикаторът е слаба основа, във воден разтвор той ъчаства в равновесния процес: In + H2O HIn+ + OH- и следователно в този случай киселинната форма ще бъде HIn+, a онобната – In. Индикаторът метил оранж е типичен представител на основен индикатор.

Индикатори, на които само една то двете форми е оцветена, се натичат едноцвени индикатори за разлика от двуцветните, при които и двете форми са обагрени, но в различен цвят. Основното изискване към индикаторите е те да бъдат интензинвно оцветени така, че дори при много ниски концентрации от подядъка на 10-4 – 10-5 М да багрят достатъчно отчетливо титрувания разтвор. Това изискване се налага от факта, че индикаторите са протолити, за чието превръщане от една в друга форма се консумира известно количество основа или киселина от разтвора което трябва да бъде минимално, за да не се отрази на съществено бърху

резултатите.

Равновесията HIn + H2O In- + H3О+ и In + H2O HIn+ + OH- могат да се обединят в едно Ina + H2O Inb + H3O+

кисела форма основна форма

Равновесната константа на процеса се нарича константа на индикатора, което, представена като концентрационна константа има вида

КIn = [inb].[ H3O+] / [ina].

Индикаторен експонент pKIn – pH= pKln

Тъй като различните индикатори се отличават по сила като протолити, т.е имат различни стойности на pKIn, от уравнението pH= pKln следбва, че те ще променят цвета си при различни стойности на рН в зависимост от стойността на КIn респ. pKIn след логаритмуване добива вида pH= pKln + lg . [inb] / [ina] , което показва, че при промяна на рН на разтвора се мени и съотношението между кисела и основна форма на индикатора.

Човешкото око не е в състовние да улови всяка промяна в монцентрациите на цветните форми и на тяхното съптношение. Физиолозите се установили, че ако се смесват две различно обагрени вещества с приблизително еднакъв интензитет на оцветяване окото рстава да раличава присъствието на единиа компонент , когато концентрацията на дръгиа стане 10 пъти по-голяма. Следователно, ако индикаторът се намира изцяло в кисела форма и към разтвора се прибави основа, първата забележима промяна в цвета на индикатора ще постъпи, когато отношението [inb] : [ina] стане 1:10. Ако добавянето на сонова продължи, това отношение ще нараства при рН=рКIn двете форми ще рисъстват в еднакви концентрации. При следващо повишаване повишаване на рН в разтвора все повече ще преобладава цветът на основната форма и окото ще престане да забелязва промени в цвета при стойности на съотношението [inb] : [ina] >10:1. Това разглеждане показва, че промените в цветана индикатора се забелязват в областа на рН, заключена между рКIn + lg 1/10 и pKIN + lg10 т.e в интервала pH= pKln ± 1.

Този интервал от около 2 рН-единици, вкойто индикаторът променя своя цвят се нарича интервал на превръщане на съответния индикатор.

Стойноста на рН, при които обикновенно се извършва титруването,се нарича експонента на титруването.

TEMA_11.doc

[ROCK]

TEMA 18

ОПРЕДЕЛЯНЕ КОЛИЧЕСТВОТО НА НАТРИЕВ КАРБОНАТ В РАЗТВОР.

Разтворът съдържащнатриев карбонат се получава в мерителна колба от 100cm3. разрежда се до марката с дестилирана вода . Отпипетват 20cm3 от този разтвор в ерленмайерова колба. Добавя се 1-2 капки метилоранж за индикатор. Титрува се с 0,1 нормален разтвор на HCl. В крайната точка на титруване цвета на разтвора преминава от жълт към червен (луков) цвят. Количеството NaCO3 в дадената проба от разтвора mNaCO3 се изчислява по формула.

Реакции:

CO2-3 + H3O+ HCO-3 + H2O

HCO-3 + H3O+ H2CO3 + H2O

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3

mNa2CO3 = Ceq . VHCl . MeqNa2CO3 . VM.K / 1000 . Vпр ,g

Ceq – e концентрацията на разтвора на солната киселина, mol eq/dm3

VHC – e oбемът на солната киселина

meqNa2CO3 = 52,9950g/moleq ≈ 53 – e молната маса на еквивалента на NaCO3;

VM.K -- е обемът на мерителната колба

Vпр – е обемът на пробата, отпипетирана от мерителната колба = 20cm3

Извършват се 3 последователни титрувания на разтвора на карбоната. Взема се среднотоаритметичната стойност от три хармонични резултата от титуванията.

TEMA_18.doc

[ROCK]

TEMA 19

ОПРЕДЕЛЯНЕ ПРОЦЕНТНОТО СЪДЪРЖАНИЕ НА АЛКАЛОЗЕМЕН КАРБОНАТ.

Алкалоземните кардонати ( бариев, стронциев, калциев, магнезиев) са малкоразтворими във вода, поради което титруването им не може да се осъществи директно. Те обаче се разтварят в киселини и това дава възможност титруването им да се осъществи по остатъчен метод. За целта претеглената на аналитична везна (АВ) проба от карбонара се разтваря в точно определен обем от стандартния разтвор на HCl, взет в излишък. Излишъкът от първия стандартен разтвор се титрува със стандартен разтвор на NaOH . по разликата се намира количеството на солната киселина, което съответства на съдържащата се в пробата корбонат. При извършване на определянето протичат следните реакции:

NaCO3 + 2 H3O+ = Me2+ + H2CO3 + 2H2O

HCl + NaOH = NaCl + H2O

От тук се вижда, че в края на титруването разтворът е наситен на CO2 и следователно ще има рН – 3,9. Така, че титруването на излишната HCl с NaOH се извършва при индикатор метиоранж.

Хеодходими реактиви:

1.Стандартен разтвор на 0,1N HCl

2. Стандартен разтвор на 0,1N NaOH

3.Mетилоранж 0,1%-ен воден разтвор.

Към претеглената проба в ерленмайерова колба се провавя фолпипета 50cm3 0,1N NaOH, нагрява се слабо до пълно разтваряне на (ако не необходимо колбата се покрива с часобниково стъкло), офлажда се и се прибавя 1-2 капки метилоранж. Червено оцветеният разтвор се титрува със стандартен разтвор на NaOH до преминаване на оцветяването бледооранжево. Обикновенно се анализират две успоредни проби.

Процентното съдържание на карбонат в изходната проба (чистотата на карбоната) се изчислява по формула за пстатъчно титруване:

%МеBaCO3 = CHCl . 50 – CnaOH . VNaOH) .MeCO3 / 1000 W . 100

TEMA_19.doc

[ROCK]

TEMA 17

ПРИГОТВЯНЕ НА РАЗТВОРИ ЗА НЕУТРАЛИЗАЦИОНЕН АНАЛИЗ.

За на неутрализационния обемен анлиза се използват стандартни разтвпти на HCl и NaOН, както и разтвори на индикатори и някой други вещества. Най-широко използваните индикатори са метилоранж и фенолфралейнът. Първият се прилага под формата на 0,1%-ен разтвор, а втория – като 0,1%-ен разтвор в 60% етилов алкохол. Концентираната солна киселина няма точно определено и постоянно съфържание на хлоповодород, поради което от нея не може директно да се приготви стандартен разтвор. Последният се приготвя с приблизителна концентация 0,1 mol/l , която се определя след това точно с помоща ма титроустановител Na2B4O7.10H2O или безводен Na2CO3.

За един литър 0,1М HCl са необходими3,65g хлороводород. Като се има в предвид, че концентрираната HCl, съдържа средно 37% HCl може да се изчисли количеството от нея необнодимо за приготвяне на разтвора: x = 100 .3,65 / 37 ≈ 9,9g конц.HCl. Тегленето на концентрираната солна киселина не е ъдобно поради което се измерва съответния обеам, равен на 9,9/1,19 ≈ 8,9cm3.

С мерителен цилиндър се отмерват 8,5-9 cm3 конц. HCl и се долива до 1 литър в реактивно стъкло с дестилирана вода. Разтворът се разклаща добре, за да се хомогенизира, след което концентрацията мъ се ипределя с един от посочение титроустановители.

Във воден разтвор тетраборатния йон В4О2-7 участва в равновесието

В4О2-7 + Н2О НВО2 + Н2О или по обшото сехиометрично уравнение”

В4О2-7 + 2HCl + H2O = 2NaCl + 4HBO2

Tитроустановителят трябва да се титрува при индикатор с интервал на превръщане в областа на рН от 4 до 6,2. Най-подходящ е метилротът но титруването може да се извурши и при индикатор метилоранж.Разтворът на титроустановителят се приготвя с концентация С1/2Nа2B4О7.10H2О = 0,1 mol/l . 2Nа2B4О7.10H2О се получава в чист вид чрез двукратно прекристализиране из воден разтвор, така че 0,1 N разтвор от него може да да се приготви директно в рерителна колба от 100cm3. От стехиометричното уравнение се вижда, че еквивалентът на титроустановителя е С1/2Nа2B4О7,от което пък следва, че необходимото количество титроустановител (mst) за приготвяне на 100cm3 0,1N разтвор е mst = пизмерени приблизително на техническа везна в чисто сухо тегловно тегло се претегля на аналитична везна. Чрез фуниика се прехвърля в мерителна колба от 100cm3. фунйката се изплава над колната която после се изплаква около 70cm3 гореща вода а тегловното стъкло се телиги още веднъж. В студена вода бораксът се разтваря бавно. Разбурква се енергично, докато се разтвори цялата претеглена проба.

Във воден разтвор натриеният карбонат се отнася като двупотопна основа и взаимодеиствнието му със солна киселина се изразява с уравненията:

СО2-3 + Н2О+ НСО-3 + Н2О,

НСО-3 + Н2О Н2СО3 + Н2О.

Титруването може да се извурши на два етапа. Най-подходящ ондикатор за титруването на NaCO3 по първа степен е фенолфталейнът, а по втората – метилоранжът. При определяне концентражията на солната киселина титруването става по сумарна реакция. NaCO3 + 2HCL = 2NaCl + H2CO3 при индикатор метилоранж. За титруването се приготвя разтвор на NaCO3 с С1/2 NaCO3 = 0,1 mol/l. За директно приготвяне на 100cm3 0,1 N , чрез отсипване на претеглят на аналитична везна се претеглят около 0,53g сушен при около 200 0С прекристализиран Na2CO3. Разтворът се полива до марката и се хомогенизира и от него се отпипетират в 3 ерленмайерови проби по 20cm3. Към всяка прова се прибавя 1-2 капки разтвор на метилоранж и се титрува с разтвора на HCl.

От двата титроустановителя предимство има натриевият тетр борат, тък като неговата маса е почтни 4 пъти по-голяма от тази на Na2CO3. Освен това индикаторната грешка пти титруването му е е по-малка. Недостик на боракса е склонноста му да губи част от кристализационната си вода. Идвата титроустановителя трябва да се сухраняват грижливо.

За проготвянето на 500cm3 0,1N NaOH, които се съдържат в 4g 50%-ен разтвор или 4/1,25=2,7cm3 50%-на NaOН. Около 3cm3 50%-на NaOН се отмерва с мерителен цилиндър и се разрежда с вода до 500cm3 в реактивно стъкло е каучуковазапишалка. Рзтворът на NaOH не трябва да влиза в съприкосновение с шлифовани стъклени повърхности. Като титроуатановител за определяне концентрацията на ратвор от NaOH се исползва оскасолва кислина (първичен стандарт) Стандарттния разтвор на HCl може дапослужи за същата цел (вторичен стандарт)

Титраването на оксаловата киселина неможе да се извърши на степени, тъй като степенните й константти на киселинност имат близки стойности. Взаимодействието й с NaOH протича по реакцията:

H2C2O4 + 2NaOH = Na2C2O4 + 2H2O

Изчисляването на граничните стойности на еквивалентната час на тутруваната крива показва те са 7,3 и 10,0 и че най-подходящ индикатор е фелфталейнът. Розовото оцветяване на фенолфталейнът, показващо появата на първия излишък от NaOH се задържа около 30 сек, след което изчезва поради това, че алкалният разтвор абсорбира СО2 и стойностите на рН на средата се понижават. Ако при титруването се исползва стандартен разтвор на NaOH, който не съдържа Na2CO3, вличнието на CO2 не се отразява бърху резултата от анализа, защото разтворът става алкален едва в края на титруването, когато е прибавено повече количество NaOH . От уравнението на взаимодействието се вижда, че еквивалентът на оксаловата киселина е ½ Н2С2О2 . 2Н2О. Около 0,63g за 100cm3 0.1N H2C2O2 се претегля на аналитична везна чрез описване, разтворят се, разтворът се долива до марката и се хомогенизара. Отпипетват се 3 проби по 20cm3, към всяка се прибавя по 5-6 капки фенолфталейн и се титрува с разтвора на NaOH до бледоворозово оцветяване.

Взаимодействието на NaOH с HCl протича по уравнението: NaOH + HCl = NaCl + H2O.

При 0,1N разтвори еквивалентната част на кривата обхваща 6 рН-единици – от 4 до 10, така, че могат да се използват както метилоранж така и фенолфталейнът. На практика определянето на концентрацията се извършва по следния начин: Отпипетват се 3-4 проби по 20cm3, прибавят се по 1-2 капки метилоранж и се титрува с приготвения разтвор на NaOH до преминаване на червения цвят в бледооранжев. Отчита се обемът. От следвашата капка на NaOH разтворът трябва да стане жълт. Получените резултати се иползват за изчисление нормалноста на NaOH по формулата:

СNaOH = CHl . VHCl / VNaOH , mol/l

TEMA_17.doc

[ellie1398]

Ей...здравейте. Химици...знам, че темата е стара, но исках да ви попитам как да различим NCl от KCl ???

Редактирано 6, 2012 от ellie1398

[Joro-01]

Ha вкус. Много по-солен е, чак предизвиква неприятно /болезнено/ усещане

НЕ ПРАВЕТЕ ТОВА!!!

Редактирано 6, 2012 от Joro-01

[Last roman]

Ha вкус. Много по-солен е, чак предизвиква неприятно /болезнено/ усещане

НЕ ПРАВЕТЕ ТОВА!!!

бе я дай по-добре с някоя качествена реакция.

[kravolok]

бе я дай по-добре с някоя качествена реакция.

Не съм сигурен дали може с качествена реакция да се различи NaCl or KCl. Някакъв физичен метод трябва да бъде използван най-вероятно. Иначе, за разделянето им може да се ползва фракционна кристализация - метод основаващ се на различната разтворимост.

[mitaca]

Само с една надали, щото са от една аналитична група (и то без групов утаител - най-гадните катиони ), но с поредица може, но ръководството не ми е под ръка. Другия начин за който се сещам е поднасяне в пламъка на горелка (свещ). Калия го оцветява във виолетово, натрия в жълто.