Учебная практика "Химический анализ"

Учебная практика "Химический анализ" ...

ВВЕДЕНИЕ
1 Теоретическая часть
1.1 Общие правила работы в химической лаборатории
1.1.1 Правила техники безопасности
1.1.2 Правила противопожарной безопасности
1.1.3 Первая помощь при несчастных случаях
1.2 Экстракция
1.2.1 Экстрагирование в делительной воронке
1.2.2 Экстрагирование жидкостей в экстракторах
1.3 Растворы
1.3.1 Способы выражения содержания вещества в растворе
1.3.2 Приготовление растворов заданной процентной концентрации
1.3.3 Приготовление растворов заданной молярной и нормальной
концентрации
1.4 Объёмный анализ
1.4.1 Метод нейтрализации
1.4.2 Метод комплексонометрии
1.4.3 Оксидиметрия
1.4.3.1 Перманганатометрия
1.4.3.2 Йодометрия
1.4.4 Метод осаждения
2 Экспериментальная часть
2.1 Экстракция примесей нефтепродуктов из пробы воды
2.2 Приготовление растворов заданной концентрации
2.3 Определение содержания кристаллизационной воды в кристаллогидрате
карбоната натрия
2.4 Определение жёсткости воды
2.5 Анализ восстановителей методом перманганатометрии
2.6 Определение меди (II) в солях методом косвенного
йодометрического титрования
2.7 Определение иона хлора в поваренной соли по методу Мора
СПИСОК ЛИТЕРАТУР

Целью практики является получение студентами первичных профессиональных навыков в области аналитической химии. Проведение практики по химическому анализу предполагается после освоения студентами теоретических основ курса «Аналитическая химия».

При взвешивании стакана с навеской на технохимических весах массу следует округлить до 13 ,9 г.Навеску растворяют в небольшом объеме воды в том же стакане, в котором производилось взвешивание, затем раствор переносят в мерную колбу на 250 мл. При переливании раствора из стакана в мерную колбу в горлышко мерной колбы вставляют небольшую воронку. Стакан несколько раз ополаскивают небольшими количествами воды, которую присоединяют к раствору, после чего содержимое колбы разбавляют до метки водой.Разбавление можно вначале вести быстро, когда же уровень жидкости будет ниже метки на 0,5-1 см, добавлять воду следует по каплям, лучше всего небольшой пипеткой. Разбавление можно считать законченным, когда нижний мениск жидкости коснется метки. Затем колбу закрывают пробкой и перемешивают раствор, многократно переворачивая колбу, держа ее за горлышко правой рукой и придерживая пробку большим пальцем.1.4 ОБЪЁМНЫЙ АНАЛИЗ1.4.1 МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИВ основе метода нейтрализации лежит реакция соединения ион Н+ кислых растворов с ионами ОН" щелочных растворовН+ + ОН- = Н2OМетод , нейтрализации применяется для количественного определения кислот, щелочей, а также солей, гидролизующихся в растворе образованием кислой или щелочной среды.Рабочими растворами в этом методе являются растворы сильных кислот или сильных щелочей. Для определения щелочей чаще всего применяются 0,1 н растворы НСl или H2S04 , для определения кислот — 0,1 н растворы NaOH или КОН. Приготовить титрованные растворы указанных кислот и щелочей по навеске невозможно, так как эти вещества не отвечают требованиям, предъявляемым к исходным веществам. Поэтому титрование рабочих растворов при методе нейтрализации чаще всего бывает установленным. В качестве исходных веществ для установления титра кислот используют буру Na2B407-1ОН2О или химически чистую соду Na2C03, а для установления титра щелочей — щавелевую кислоту Н2С2О4 * 2H2O или янтарную кислоту. Н2С4Н4О4. При титровании сильной кислоты сильной щелочью (и наоборот) в точке эквивалентности среда раствора нейтральна, например: К0Н + НСl = КСl + Н20В этом случае при достижении точки эквивалентности в растворе содержится только соль сильного основания и сильной кислоты и концентрация ионов водорода равна концентрации ионов гидроксила. Показатель рН такого раствора равен 7.Однако не всегда при титровании кислот щелочами (и наоборот) точка эквивалентности совпадает с нейтральностью среды. Это объясняется гидролизом образующихся при титровании солей. При титровании слабой кислоты сильным основанием образующаяся соль, подвергавшаяся гидролизу, создает в точке эквивалентности щелочную среду; рН такого раствора > 7.В качестве индикаторов в этом методе применяют различные органические вещества, которые изменяют свою окраску в зависимости от величины рН среды. Область значений рН раствора в которой происходит заметное (видимое) изменение окраски индикатора, называется областью перехода индикатора. Например, видимое изменение окраски метилового оранжевого происходит при рН от 3,1 до 4,4. Это означает, что если к раствору щелочи, к которому прибавлены 1—2 метилового оранжевого, постепенно добавлять раствор кислоты, то метиловый оранжевый порозовеет лишь только тогда, когда рН достигнет величины 4,4. Дальнейшее прибавление кислоты (уменьшение вызывает порозовение раствора и при рН = 3,1 раствор становится розовым. Дальнейшее прибавление кислоты заметного изменения окраски не вызывает.Таким образом, при рН>4,4 метиловый оранжевый имеет желтую окраску, при рН=3,1 — розовую. В интервале же от рH=4,4 до рН=3,1 окраска его постепенно изменяется из желтой в розовую.Другой широко используемый индикатор фенолфталеин при рН=8 и в кислой среде бесцветен, в щелочной среде имеет ярко-розовую окраску. Если к раствору щелочи, к которому прибавлено 1—2 капли фенолфталеина, постепенно прибавлять кислоту (реакция нейтрализации) то уже при рН=10 ярко-розовая окраска фенолфталеина бледнеть и при рН=8 рас обесцветится.1.4.2 МЕТОД КОМПЛЕКСОНОМЕТРИИМетод комплексонометрии основан на использовании комплексона III (другие названия – трилон Б или ЭДТА). Он используется в титриметрии для определения содержания солей жесткости.Жесткость — один из технологических показателей, принятых для характеристики состава и качества природных вод. Жесткой называют воду с повышенным содержанием ионов Са2+ и Mg2+. Сумма концентраций ионов Са2+ и Mg2+ является количественной мерой жесткости воды. Измеряют жесткость числом миллимолей эквивалентов ионов жесткости (Са2+ и Mg2+) в 1 кг воды (ммоль-экв/кг). В связи с тем, что плотность воды близка к единице, жесткость можно измерять в ммоль-экв/дм3 или ммоль-экв/л.При расчетах, связанных с жесткостью воды, следует учитывать, что Э(Са2+) = 1/2 М(Са2+) и Э(Mg2+) = 1/2 M(Mg2+). Различают жесткость воды общую Gобщ,, карбонатную GK и некарбонатную Gн . В связи с тем, что в воздухе достаточно велико содержание С02 в природной воде, есть растворенный диоксид углерода. Протекает взаимодействие С02 с Н2О:С02 + Н20 = Н2С0зН2С0з = H+ + НСОз-результатом которого является образование гидрокарбонат-иона. Концентрация ионов Са2+ и Mg2+ в; воде, эквивалентная содержанию иона НСОз-, определяет карбонатную жесткость воды, а концентрация ионов Са2+ и Mg2+, эквивалентная всем прочим анионам (S04-2, Сl- и т.д.), — некарбонатную. Сумма карбонатной и некарбанатной жесткости составляет общую жесткость воды.Использование природной воды в технике требует ее предварительной очистки в том числе умягчения (снижения жесткости до определенной нормы). В настоящее время для умягчения воды широко используют ионный обмен. При контроле качества воды определяют ее жесткость. Для определения общей жесткости применяют метод комплексонометрии. В основе этого метода лежит титрование воды в присутствии аммиачного буферного, раствора (pH = 10,0) и индикатора раствором комплексона III до перехода розовой окраски в голубую. При анализе применяют один из индикаторов: кислотный хром синий К или эриохром черный Т. В присутствии ионов жесткости Са2+ и Mg2+ эти индикаторы окрашиваются в розовый цвет, в отсутствие - в голубой. Комплексов III — двузамещенная натриевая соль этилендиамин- тетрауксусной кислоты: NaOOCCH2\ /CH200Na N—СН—СН—N НООССН2/ \СН2СООНПри титровании жесткой воды раствором комплексона III образуется внутрикомплексное соединение, т.е. связываются ионы Са2+ и Mg2+. Поэтому в конце титрования индикатор изменяет окраску, раствор становится голубым. Определение карбонатной жесткости воды Gk сводится к измерению концентрации гидрокарбонат-иона и тем самым эквивалентной этим ионам концентрации ионов жесткости Са2+ и Mg2+. Анализ проводят методом нейтрализации. В основе этого метода лежит титрование воды в присутствии метилового оранжевого раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в оранжевую. Метиловый оранжевый — кислотно - основной индикатор, изменяющий свою окраску от красной при рН < 3,1 до желтой при рН > 4,4. В точке перехода метиловый оранжевый имеет оранжевую окраску. Анион НСОз- в воде гидролизуется:НСОз- + Н2О = Н2С03 + ОН-Поэтому при условии GK > 0 вода имеет щелочную реакцию среды и метиловый оранжевый в ней окрашен в желтый цвет. При титровании раствором HCl такой воды протекает реакция нейтрализации:ОН- + Н+ = Н20Ионы Н+ нейтрализуют количество ионов ОН-, эквивалентное концентрации иона НСОз-Анализ воды на жесткость предполагает обычно:а) определение общей жесткости Gобщ ;б) определение карбонатной жесткости Gк ;в) вычисление некарбонатной жесткости GH = G0бщ - GK.1.4.3 ОКСИДИМЕТРИЯМетоды оксидиметрии основаны на применении реакций окисления – восстановления. При помощи титрованных растворов окислителей определяют количественное содержание восстановителей (например, ионы Мп2+, Sn2+) в их солях. Наоборот, при помощи титрованных растворов восстановителей определяют окислители (например, ионы Fe3+, Cu2+ , хлор, бром и др.). Окислительно-восстановительным методом определяют также вещества, которые не являются в реакции ни окислителем, ни восстановителем, но реагируют с окислителем или восстановителем в стехиометрическом соотношении с образованием осадков или комплексных соединений.В зависимости от вещества, применяемого, в качестве рабочего раствора метод оксидиметрии подразделяется на несколько видов. Например, метод, основанный на реакциях с перманганатом калия, называется перманганатометрией, на реакциях с йодом — йодометрией, с бихроматом калия - хроматометрией и т. п.В качестве индикаторов в методах окисления-восстановления применяют различные органические вещества, которые сами являются окислителями или восстановителями. Кроме того, для некоторых реакций оксидиметрии подобраны специфические реактивы, изменяющие окраску в эквивалентной точке данного титрования. Например, в йодометрии таким специфическим и чувствительным реактивом является крахмал, приобретающий синюю окраску в присутствии йода.Перманганатометрическне определения выполняют без индикаторов, так как рабочий раствор КМп04 в эквивалентной точке изменяет свою окраску.Во всех случаях окислительно-восстановительных реакций окислители и восстановители реагируют между собой в количествах, соответствующих их эквивалентам.Рассмотрим, как определяются эквиваленты окислителей восстановителей.Из курса общей химии известно, что окислением называются процессы, при которых атомы или ионы отдают электроны. Атомы или ионы, отдающие электроны и тем самым увеличивающие свою положительную валентность, являются восстановителями.Присоединение электронов называется реакцией восстановления, а атомы или ионы, присоединяющие электроны и тем самым увеличивающие свою отрицательную валентность, являются окислителямиРазберем следующий пример. Окисление йода бихроматом калия протекает в кислой среде по следующей схеме:K2Cr2O7 + 6 KJ + 14 НСl = 2 СгСl3 + 8 КСl + 3 J2 + 7 Н20В этой реакции каждый ион хрома, присоединяя по 3 электрона, восстанавливается от шестивалентного до трехвалентного. В молекуле бихромата калия содержится два шестивалентных иона хрома, следовательно, одна молекула К2Сг207 (точнее ион Сг2O72-) присоединяет 6 электронов, т. е. такое количество, которое могут отдать 6 атомов водорода. Из этого следует, что 1 эквивалент К2Сr2O7 равен 1/6 моля соли. Каждый ион йода, входящий в соль KJ, при этой реакции отдает по одному электрону (такое же количество электронов, какое может отдать один атом водорода). Из этого следует, что 1 эквивалент КJ равен его молю. Таким образом, для нахождения эквивалента окислителя надо моль окислителя поделить на число электронов, полученных при реакции одной его молекулой, а для определения эквивалента восстановителя надо его моль разделить на число электронов, отданных при реакции одной молекулой восстановителя:Э = M / nгде Э—эквивалент;n — число электронов, присоединенное одной молекулой окислителя (или отданное одной молекулой восстановителя) при реакции;М - моль окислителя или восстановителя.Реакции окисления-восстановления протекают сложнее, чём реакции, применяемые в методе нейтрализации. Укажем основные особенности окислительно-восстановительных реакций:а) во многих реакциях взаимодействуют не только окислители и восстановители, но и вещества, не изменяющие своей валентности, например, кислоты, щелочи;б) реакции протекают в несколько стадий, причем каждая из этих стадий протекает с различной скоростью;в) в процессе реакции нередко образуются вещества, изменяющие ход самой реакции;г) скорость реакций ниже скорости обменных реакций;д) многие реакции обратимы.Реакции окисления-восстановления, на основе которых осуществляется количественный анализ, должны отвечать следующим требованиям:1 Окислительно-восстановительная реакция должна протекать в нужном направлении и быть практически необратимой. Направление окислительно- восстановительной реакций зависит от величины окислительно- восстановительных потенциалов реагирующих веществ. Как известно, окислительно-восстановительные потенциалы характеризуют силу, с которой атомы или ионы, являющиеся окислителями, принимают электроны, а атомы или ионы, являющиеся восстановителями, отдают электроны. Чем выше величина окислительно-восстановительного потенциала в данной паре, тем сильнее притягивает электроны окислитель и тем слабее отдает электроны восстановитель данной пары. В справочных таблицах приводятся уравнения реакций взаимодействия окислителей и восстановителей, а также указываются нормальные окислительно-восстановительные потенциалы (φ) некоторых систем.В левой части уравнений показана окисленная, а справа - восстановленная форма каждой окислительно-восстановительной пары. Окисленной формой в окислительно-восстановительных реакциях является та, где элемент имеет большую валентность, а восстановленной, где его валентность меньше. При реакциях окисленная форма является окислителем, а восстановленная форма - восстановителем. Например, в паре Мп04- / Мп2+ окислителем является Мп04-, а восстановителем — Мп2+; в паре Sn4+ / Sn2+ окислителем является Sn4+, восстановителем — Sn2+.Окислители и восстановители в справочных таблицах расположены в порядке уменьшения окислительных потенциалов сверху вниз, т.е. в порядке ослабления окислительных свойств в окисленной форме и усиления восстановительных свойств в восстановленной форме. Например, ион Сг2072- является более сильным окислителем, чем ион S4O62-. В свою очередь ион S2O32- является более сильным восстановителем, чем Сг3+.При наличии двух окислительно-восстановительных пар реакция протекает между более сильным окислителем и более сильным восстановителем. Рассмотрим это на следующем примере.Окислительный потенциал пары J2/2J- = +0,53 В, а окислительный потенциал Fe3+/Fe2+ = +0,77 В. В каком направлении пойдет реакция между ионами Fe3+, Fe2+, J- и молекулами J2?На основании величин окислительно-восстановительных потенциалов приходим к выводу, что ион Fe3+ является более сильным окислителем, чем J2, а ион J- - более сильный восстановитель, чем ион Fe2+. Следовательно, реакция пойдет в направлений: 2 Fe3+ +2 J- = 2 Fe2+ + J2 2 FeCl3 + 2 KJ = 2 FeCl2 + 2 КСl + J2Реакция окисления-восстановления пойдет в нужном направлении только в том случае, если разность потенциалов имеет положительное значение и, следовательно, электродвижущая сила реакции также имеет положительное значение. В нашем примере ЭДС реакции составляет 0,77 — 0,53 = 0,24 В.Таким образом, пользуясь значениями окислительно-восстановительных потенциалов, можно предвидеть направление течения окислительно- восстановительных реакций.Однако следует иметь в виду, что окислительно-восстановительные потенциалы зависят не только от природы элемента (от сродства атома к электрону), но и от концентрации реагирующих веществ, рН раствора и других факторов.Примером влияния рН среды на окислительно-восстановительный потенциал и, следовательно, на направление реакции может быть следующее. В кислой среде ион Мп04- является сильным окислителем (ф0 МпО4- / Мп2+ = -1,52 В). В этих условиях ион Мп04- может окислять многие ионы (восстановленную форму окислительно-восстановительных пар, имеющих окислительно-восстновительный потенциал ниже + 1,52 В), причем все реакции протекают по схеме: МпО4- + 8 H+ + 5е = Мп2+ + 4 Н20Например,5 SnCl2 + 2 КМn04 + 8 H2S04 = 4 Sn(S04)2 + SnCl4 + 2КСl + 2MnCl2 + 8 H20Окислитель Mn7+ + 5 e = Mn2+ Процесс восстановленияВосстановитель Sn2+—2e = Sn4+ Процесс окисленияИоны H+ соединяются с кислородом кислотного остатка МпО4-. Но, чтобы реакция протекала в таком направлении и быстро, добавляют большой избыток кислоты (примерно в 10—20 раз больше теоретически вычисленного количества). В щелочной среде ион МпО4- присоединяет только один электрон, превращаясь в МпО42- (ф0 МпО4- / МпО42- = + 0.56 В). В этих условиях ион МпО4- может окислять значительно меньшее число ионов, т. е. только те, у которых ф0 менее + 0,56 В. Например:2 КМп04 + K2S03 + 2 КОН = K2S04 + 2 K2Мп04 + Н202 Окислительно-восстановительные реакции, применяемые в объемном анализе, должны протекать с достаточной скоростью.При одних и тех же условиях окислительно-восстановительные реакции- протекают медленнее, чем реакции обмена. Поэтому при анализе методами оксидиметрии необходимо заботиться об ускорении реакций.Скорость реакции можно увеличить повышением температуры, концентрации реагирующих веществ, изменением рН раствора и применением катализаторов.Учитывая свойства веществ, в каждом анализе создают, условия для достижения необходимой скорости реакции. Например, титрование щавелевой кислоты перманганатом калия в кислой среде проводят в растворах, нагретых почти до кипения и при большом избытке ионов Н+. Эта же реакция ускоряется и за счет действия катализатора, роль которого выполняют ионы Мп2+, образующиеся в процессе самой реакции.Не всегда скорость реакции можно увеличивать нагреванием. Например, при реакции:Сг2072- + 6 J- + 14 Н+ = 2 Сг3+ + 3 J2 + 7Н20нагревание недопустимо, так как часть йода при этом улетучится и, следовательно, результаты титрования тиосульфатом выделившегося йода будут неверными.1.4.3.1 ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯПри объемном анализе, перманганатометрическим методом в качестве рабочего раствора применяют раствор марганцевокислого калия КМп04. Ионы Мп04- придают раствору красно-фиолетовую окраску, но при восстановлении в процессе титрования они обесцвечиваются, превращаясь в ионы Мп2+:Мп04- + 5е + 8 Н+ = Мп2+ + 4 Н20В момент, когда в растворе уже не останется восстановителя, от прибавления одной капли КМп04 титруемая смесь приобретает розовую окраску. Таким образом, точка эквивалентности фиксируется при помощи самого же рабочего раствора.Окислительно-восстановительный потенциал перманганата калия очень высок. Поэтому его можно применять в качестве окислителя для титрования почти всех веществ, способных окисляться. Особенно сильно проявляются окислительные свойства КМп04 в кислой среде. В этой среде перманганат калия окисляет многие вещества, например, щавелевую кислоту и ее соли, соли железа (Fe2+), соли NO2- (нитриты), соли CNS- (роданиды), перекись водорода и др.По методу перманганатометрии производят количественное определение не только восстановителей, но и окислителей. В последнем случае применяют обратное титрование, заключающееся в том, что к отмеренному количеству исследуемого вещества прибавляют строго определенное, но заведомо избыточное количество раствора восстановителя. Затем этот избыток титруют раствором перманганата и определяют количество восстановителя, израсходованное на реакцию с перманганатом. После этого по разности определяют количество восстановителя, прореагировавшего с исследуемым окислителем, и по закону эквивалентов рассчитывают количество определяемого окислителя.Титрованный раствор КМп04 по точной навеске приготовить нельзя. Это объясняется, во-первых, тем, что КМп04 содержит некоторое количество примесей (чаще всего Мп02), во-вторых, перманганат калия частично восстанавливается органическими веществами, присутствующими в воде. В связи с этим титр рабочего раствора КМп04 всегда устанавливают по другим веществам. Навеску КМп04 берут больше рассчитанной и готовят приблизительно 0,1 н раствор. За тем лишь спустя 7—10 дней после приготовления раствора устанавливают его титр. В лабораторной практике перманганатометрических определений концентрация КМп04 может быть меньше 0,1 н, так как одна капля даже 0,01 н КМп04 в конце титрования окрашивает 50 мл раствора в отчетливо розовый цвет. Поэтому рабочие растворы КМп04 обычно готовят двусантинормальными (0,02 н).Для установления титра КМп04 в качестве исходных веществ используются Na2C2O4 , Н2С204 * 2Н20 и др.