5.3 Представление о химическом анализе

Анализ – это процедура получения опытным путём данных о химическом составе и строении вещества. Полный анализ включает в себя качественный, количественный и структурный анализ веществ.

Качественный анализ – это установление химического состава анализируемого объекта путём идентификации и обнаружения в нём тех или иных компонентов.

Количественный анализ – это определение количественного содержания компонентов в анализируемом объекте.

Структурный анализ – это установление химического и пространственного строения вещества.

Методы, используемые в анализе, должны иметь аналитический сигнал.

Аналитический сигнал – это наблюдаемые в процессе анализа изменяющиеся параметры, дающие информацию о качественном, количественном составе вещества и его структуре (изменение температуры, окраски, выделение осадка или газа, появление характерных спектральных полос и сигналов и т. д.)

Методы анализа подразделяются на химические, электрохимические, спектральные, хроматографические, термические и др.

Химические методы основаны на химических реакциях между анализируемым веществом и анализируемым реагентом.

Аналитическими реагентами (или реактивами) называются вещества, вступающие в реакцию с анализируемыми веществами с появлением соответствующего аналитического сигнала.

В основе химических методов анализа могут лежать реакции следующих типов:

− обменного разложения (электролитическая диссоциация, нейтрализация, гидролиз, комплексообразование и др.);

− окислительно-восстановительные реакции (ОВР), в том числе и электрохимические реакции.

При проведении химического анализа в тех случаях, когда реакция не даёт собственного аналитического сигнала, в реакционную среду добавляют индикатор.

Индикатор – это вещество, способное вступать в реакцию с анализируемым веществом или реагентом с образованием соединения определенной окраски. Например, индикаторы кислотно-основного типа изменяют окраску в зависимости от рН среды (см. табл. А.4, прил. А), т. е указывают на избыток в реакционной среде кислоты или основания.

С помощью индикатора фиксируется полный расход одного из реагирующих веществ, т.е. момент завершения реакции, называемый точкой эквивалентности. Точка эквивалентности указывает на то, что вещества прореагировали в количествах, пропорциональных их эквивалентам (по закону эквивалентов).

Химические методы широко используются в количественном анализе с помощью приёма титрования.

Титриметрия – это метод количественного определения анализируемого вещества по объёму раствора реактива известной концентрации, называемого титрантом, израсходованного на реакцию с определенным объёмом раствора исследуемого вещества. Раствор реактива, концентрация которого известна, называют стандартным раствором.

Титрование – это прибавление к точно отмеренному объёму раствора анализируемого вещества объёма раствора реагента, затраченного на реакцию до достижения точки эквивалентности. Когда израсходованное количество титранта оказывается эквивалентным количеству определяемого (или титруемого) вещества, реакция заканчивается, и этот момент называют точкой эквивалентности. В этот момент в соответствии с законом эквивалентов достигается равенство: V₁ · С¹_н = V₂ · С²_н.

Практически по аналитическому сигналу (переход окраски индикатора) фиксируют точку конца реакции, которая приближенно соответствует точке эквивалентности.

Для количественного определения концентрации исследуемого раствора с применением метода титрования используется следствие из закона эквивалентов для реакций в растворах: объёмы растворов веществ, затраченные на реакцию, обратно пропорциональны нормальным концентрациям этих растворов: V₁/V₂ = С¹_н/С²_н.

Лабораторная работа № 5.1 Определение водородного показателя природных и сточных вод с помощью индикаторов (капельный метод, с элементами УИРС)

Цель работы: ознакомление с процессами электролитической диссоциации, водородным показателем и различными способами его аналитического определения.

Реактивы: образцы исследуемых вод № 1, № 2, № 3; индикаторы – метилоранж (0,02 %-ный водный раствор), лакмус (0,02 %-ный спиртовой раствор), фенолфталеин (1 %-ный спиртовой раствор); универсальная индикаторная бумага.

Посуда и оборудование: пробирки на 10 см³ (3 шт.), пипетка.

Методика проведения опыта. В три пробирки налейте по 3 см³ воды из данного образца и в каждую добавьте по три капли одного из индикаторов: лакмус, фенолфталеин, метилоранж. Взболтайте содержимое пробирок для равномерного распределения окраски индикаторов. Наблюдаемую окраску сравните с эталонной окраской индикаторов в средах с различными значениями рН. Полученные результаты внесите в таблицу 1.9, помещенную в лабораторный журнал в графу «наблюдения».

Для проверки правильности полученных результатов возьмите полоску универсальной индикаторной бумаги и пипеткой нанесите на нее 2 капли исследуемой воды, выдержите 2 мин. Появившуюся окраску смоченной индикаторной бумаги сравните со стандартной шкалой соответствующих значений рН. Если окраска индикаторной бумаги, смоченной водой, не совпадает точно с окраской шкалы, то возьмите среднее значение рН между двумя приближающимися по цвету полосами стандартной шкалы.

Отмеченное значение рН стандартной шкалы, соответствующее окраске для исследуемой воды, запишите в таблицу 1.9. Сопоставьте значения рН, установленные с помощью индикаторов и универсальной индикаторной бумаги.

Сделайте выводы, отметив в них: область значений рН, название аналитического метода, использованного для определения рН исследуемой воды, возможные классы растворенных в ней веществ (кислоты, основания, гидролизуемые или негидролизуемые соли), а также возможность использования данной воды без соответствующей очистки. Приведите примеры веществ, растворение которых могло обусловить значение рН используемой воды, и уравнения их соответствующих реакций в воде.

Таблица 1.9 – Значения рН образцов воды, определенные различными способами

Лабораторная работа № 5.2 Гидролиз солей и установление типа соли по значению водородного показателя (рН) гидролизата (капельный метод, с элементами УИРС)

Цель работы: ознакомиться с реакциями гидролиза солей, научиться составлять ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза, по значению рН гидролизата устанавливать тип растворенной соли, а также прогнозировать влияние растворимых солей на показатели рН среды.

Реактивы: зашифрованные образцы трех кристаллических солей, дистиллированная вода, универсальная индикаторная бумага.

Посуда: пробирки на 15 см³ (3 шт.), пипетки.

Методика проведения опыта. Даны формулы трех солей и их зашифрованные образцы 1, 2, 3. По значению рН, возникающего при растворении этих солей, необходимо определить, какая из солей находится в каждом образце.

В пробирку налейте 8-10 см³ дистиллированной воды и растворите одну лопаточку исследуемого образца соли № 1.

Возьмите полоску универсальной индикаторной бумаги и нанесите на неё пипеткой 1-2 капли полученного раствора из пробирки и выдержите 1-2 минуты. Окраску индикаторной бумаги, смоченной исследуемым раствором, сравните со стандартной шкалой значений рН. Значение рН стандартной шкалы, с которым совпал по цвету исследуемый образец, запишите в лабораторный журнал в графу наблюдений.

Аналогичным образом исследуйте образцы солей № 2 и № 3.

Напишите уравнения электролитической диссоциации каждой соли из вашего варианта, определите ион от слабого электролита.

Составьте краткое ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза каждой данной соли с участием только одной молекулы воды и на основании его напишите молекулярное уравнение. Укажите в этих уравнениях под веществами силу электролитов. Сопоставьте полученные опытные данные с ожидаемым при гидролизе значением рН раствора (на основании кратких ионно-молекулярных уравнений).

На основании полученных данных определите наличие в выданных образцах солей временной и постоянной жёсткости и укажите их формулы.

Напишите вывод, в котором укажите (используя экспериментально определенные и прогнозируемые значения рН растворов), какая соль из данного набора присутствует в растворе каждого исследованного образца, и объясните почему. Укажите, почему изученные реакции гидролиза обратимы и название их обратной реакции.

В выводах отразите также, какие по составу соли жесткости подвергаются гидролизу, а какие – нет и почему, и как это влияет на качество воды.

Лабораторная работа № 5.3 Строение, классы и реакции неорганических соединений в растворах электролитов и их использование в химическом анализе (капельный метод, с элементами УИРС)

Цель работы: ознакомление с химическими свойствами неорганических соединений, разновидностями и условиями протекания их реакций в растворах электролитов, с возможностями использования этих реакций в химическом анализе.

Опыт 1. Реакции с образованием осадков, их использование для определения присутствия катионов металлов в воде (УИРС)

Реактивы: 3 %-ные водные растворы солей свинца (II), железа (III), меди, бария; иодида калия, сульфата натрия; 2Н раствор NaOH; образцы воды № 1, № 2 и № 3.

Посуда и принадлежности: предметные стёкла (6 шт.), пипетки на 2 см³ (6 шт.)

Методики проведения опытов.

Опыт 1.1 Пользуясь предложенными реактивами, подберите растворы веществ для реакций, выражаемых краткими ионно-молеку-лярными уравнениями:

Pb²⁺ + 2 I⁻ = PbI₂↓;

Fe³⁺ + 3 OH⁻ = Fe (OH)₃↓;

Cu²⁺ + 2 OH⁻ = Cu (OH)₂↓;

Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓.

Осуществите эти качественные реакции. Для этого на предметные стекла в четыре разные точки пипетками нанесите по 1 капле растворов указанных пар реагентов и отметьте, что наблюдаете в каждом случае при смешивании растворов (образование осадка, изменение окраски).

Составьте полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения этих реакций с указанием силы электролитов (под молекулами веществ) и наблюдаемых аналитических сигналов.

Напишите вывод, в котором объясните причину протекания и обратимость или необратимость данных реакций, возможность их использования в химическом анализе и название соответствующего метода анализа, какую роль эти реакции могут иметь для определения качества воды.

Опыт 1.2 (УИРС) В природной и в сточных водах могут быть токсичные примеси, например, ионы тяжелых металлов. Содержание некоторых примесей в воде можно определить с помощью качественных реакций.

Проверьте образцы природной воды №1, №2, №3 на содержание в них ионов Pb²⁺ и Fe³⁺.

На предметное стекло, в две точки, нанесите пипеткой по 1 капле воды из образца № 1. Затем добавьте по 1 капле растворов следующих аналитических реактивов: в одну точку – раствор иодида калия, в другую точку – раствор гидроксида натрия. Отметьте наблюдения.

Аналогичным образом исследуйте образцы природной воды № 2 и № 3. Напишите уравнения прошедших реакций.

В выводах объясните причину быстрого прохождения наблюдаемых реакций. Укажите, обратимы или необратимы эти реакции и почему, что в них является аналитическим сигналом. Какие примеси обнаружены в образцах воды с помощью этих реакций?

Опыт 2. Необратимые реакции обмена в растворах электролитов (УИРС)

Реактивы: 3 %-ные водные растворы солей (CaCl₂, NiSO₄, CoCl₂, BaCl₂, CuCl₂, Na₃PO₄, Na₂SO₃, Na₂S), 2Н раствор NaOH.

Посуда и принадлежности: предметные стёкла (2 шт.), пипетки на 2 см³ (2 шт.).

Методика проведения опыта. Подберите пары из числа данных реагентов, между которыми возможны необратимые реакции. Составьте уравнения этих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном (полном и кратком) виде, указав силу электролитов и аналитические сигналы в них.

Проведите на выбор две из этих рассмотренных реакций. Для этого нанесите на предметное стекло по 1 капле двух соответствующих реагентов. Отметьте наблюдения (образование осадка, изменение окраски раствора).

В выводах укажите, почему оказались возможными рассмотренные реакции между солями и между солью и основанием, а также для обнаружения каких катионов и анионов можно их использовать и почему.

Опыт 3. Получение и определение типов нерастворимых оснований

Реактивы: 3 %-ные водные растворы солей (ZnCl₂, MgCl₂), 2H растворы NaOH и H₂SO₄.

Посуда и принадлежности: предметные стёкла (6 шт.), пипетки на 2 см³ (6 шт.).

Методика проведения опыта. На одно предметное стекло в двух местах нанесите по 2 капли раствора ZnCl₂, а на другое стекло – по 2 капли раствора MgCl₂. В каждую точку с каплями добавьте по 2 капли раствора NaOH до образования осадков. Не допускайте избытка NaOH!

Запишите наблюдения и напишите все виды уравнений реакций образования соответствующих гидроксидов на двух стеклах, указав силу электролитов.

Для определения характера образовавшихся гидроксидов на осадки на каждом стекле прикапайте в одну точку 2 капли концентрированного раствора NaOH, в другую точку – 2 капли концентрированного раствора H₂SO₄.

Отметьте в наблюдениях, в каких случаях осадки исчезли, т.е. прошли реакции. Напишите все виды уравнений тех реакций, которые имели место.

В выводах отразите, почему оказались возможными реакции данных солей со щёлочью, обратимы они или нет. Укажите, каков характер образовавшихся в этих реакциях гидроксидов, и чем это подтверждено экспериментально в проводимых опытах. Объясните, как тип этих гидроксидов связан со строением и характеристиками атомов цинка и магния.

Опыт 4. Реакции, протекающие с образованием газа

Реактивы: карбонат кальция (CaCO₃), 2H раствор HСl.

Посуда и принадлежности: предметное стекло (1 шт.), пипетка на 2 см³ (1 шт.), шпатель (1шт.).

Методика проведения опыта:

На предметное стекло поместите небольшое количество (на кончике шпателя) растертого в порошок мела, добавьте к нему 1 каплю воды и 2 капли раствора соляной кислоты (осторожно!). Отметьте, что при этом происходит. Результаты наблюдения запишите в лабораторный журнал. Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения прошедших реакций (в полном и кратком видах), обозначив силу электролитов и выделение газа.

Сделайте вывод, в каких случаях и почему в данном опыте соль реагирует с кислотой, может ли данная реакция использоваться как качественная и для чего.

Лабораторная работа № 5.4 Реакции комплексообразования и их использование в химическом анализе (капельный метод)

Цель работы: ознакомиться с реакциями комплексообразования и возможностью их применения в химическом анализе.

Истинные комплексные соединения – это соединения, в состав молекул которых входят комплексные частицы.

Большинство комплексных соединений имеет внутреннюю сферу (выделяется квадратными скобками) и внешнюю сферу. Внутренняя сфера представляет собой комплексную частицу и состоит из центрального атома или иона, называемого комплексообразователем, и скоординированных около него ионов или молекул, называемых лигандами. Согласно теории валентных связей, между комплексообразователем и лигандами возникает донорно-акцепторная химическая связь, и за счет этого валентные возможности центрального элемента расширяются. При этом роль электроноакцептора выполняют катион или атом комплексообразователя, имеющие вакантные валентные орбитали, а в роли электронодонора выступают анионы или молекулы лиганда, имеющие атомы с парами неподеленных электронов.

Число лигандов, вошедших в комплекс, называют координационным числом, которое чаще всего имеет значения 2, 4, 6 и, как правило, равно удвоенной степени окисления комплексообразователя. Чем больше радиус, заряд комплексообразователя и чем меньше радиус лиганда, тем выше координационное число.

Наибольшую способность к комплексообразованию проявляют атомы и катионы d- и f- элементов, из s-элементов – Ca, Ba, из p- элементов – Al. Наиболее устойчивые комплексы образуются в случаях, когда комплексообразователь имеет вакантные орбитали, близкие по энергии к уже заполненным или заполняющимся.

В роли лигандов выступают анионы галогенов, OH⁻, CN⁻, CO₃²⁻, C₂O₄²⁻, RCOO⁻ и другие, а также молекулы, имеющие атомы с неподеленными электронами плотностью: галогены, H₂O, NH₃, CO, R−NH₂, R−OH, H₂N(CH₂)_nNH₂, C₆H₅OH и другие.

Внешнюю сферу имеют только ионные комплексы. Ее составляют ионы, а иногда и молекулы, связанные с комплексным ионом тем или иным типом связи и расположенные на более далёком расстоянии от комплексообразователя, чем лиганды. В зависимости от характера внешней сферы различают комплексные соли, основания, кислоты.

Заряд комплексного иона представляет собой алгебраическую сумму зарядов иона комплексообразователя и лигандов. Он численно равен, но противоположен по знаку заряду внешней сферы.

Примеры: [Al(H₂O)₆]³⁺Cl₃⁻; K⁺₃[Al(OH)₆]³⁻; K⁺[Al(OH)₄(H₂O)₂]⁻;

Na⁺[Al(OH)₄]⁻; Na₂⁺[Zn(OH)₄]²⁺; CuSO₄∙5H₂O ≡≡ [Cu(H₂O)₄]²⁺SO₄²⁻∙H₂O;

K₄[Fe²⁺(CN)₆]⁴⁻ – жёлтая кровяная соль; K₃[Fe³⁺(CN)₆]³⁻ – красная кровяная соль.

Например, комплексная соль [Co(NH₃)₆]Cl₃:

комплексообразователь лиганды

↓ ↓

внутренняя сфера → [ Co (NH₃) ₆ ]³⁺ Cl₃⁻ ← внешняя сфера.

↑

координационное

число

В водных растворах комплексные соединения диссоциируют по типу сильных электролитов на ионы внутренней и внешней сфер с сохранением неизменности состава комплексного иона, такая ступень диссоциации называется первичной электролитической диссоциацией комплексного соединения.

Н₂О

Пример: K₃[Fe(CN)₆] 3 K⁺ + [Fe(CN)₆]³⁻.

Комплексная частица является очень слабым электролитом и способна к самостоятельному существованию в растворах.

Комплексные соединения играют важную роль в процессах образования природных и синтетических соединений, в методах анализа веществ, в том числе в контроле производства в различных отраслях промышленности, в ряде технологических процессов для очистки и стабилизации тех или иных продуктов, для перевода нерастворимых соединений в растворимые и т.п.

Опыт 1. Получение комплексных солей (капельный метод)

Реактивы: кристаллический роданид аммония (NH₄SCN), концентрированный раствор соли кобальта (CoSO₄).

Посуда и принадлежности: предметное стекло, пипетка на 1-2 см³, микрошпатель.

Методика проведения опыта: На предметное стекло микрошпателем поместите несколько кристаллов роданида аммония и добавьте к ним пипеткой 1 каплю концентрированного раствора CoSO₄. Отметьте в наблюдениях окраски растворов реагентов и реакционной смеси после их смешивания.

Пользуясь ниже приведенным молекулярным уравнением, составьте полное и краткое молекулярно-ионные уравнения происходящих реакций; укажите класс и названия составных частей полученного комплексного соединения:

CoSO₄ + 4 NH₄SCN = (NH₄)₂[Co(SCN)₄] + (NH₄)₂SO₄

В выводе обоснуйте возможность прохождения в данном случае реакции комплексообразования и ее использования в химическом анализе; укажите, что в ней является аналитическим сигналом.

Опыт 2. Получение комплексных оснований (капельный метод)

Реактивы: 3 %-ный водный раствор соли никеля (NiSO₄), 2Н раствор NaOH, 25 %-ный водный раствор аммиака (NH₄OH).

Посуда и принадлежности: предметное стекло, пипетка на 1 см³.

Методика проведения опыта. На предметное стекло нанесите 1 каплю раствора соли никеля и прибавьте к ней 1 каплю раствора гидроксида натрия до выпадения осадка гидроксида никеля. Отметьте наблюдения и напишите краткое ионно-молекулярное уравнение происходящей реакции.

К осадку добавьте по каплям до его растворения раствор аммиака при перемешивании стеклянной палочкой. Отметьте наблюдения.

В растворе аммиака существует равновесие:

NH₄OH NH₃ + Н₂О.

С учетом этого составьте молекулярное и ионно-молекулярные уравнения реакции комплексообразования между реагентами Ni(ОН)₂ и NH₃, в ионно-молекулярном уравнении укажите силу электролитов.

Изобразите структурную формулу образовавшегося комплексного соединения с указанием внутренней и внешних сфер, комплексообразователя и лиганда при условии, что координационное число в комплексе равно 6, укажите класс образовавшегося комплексного соединения.

В выводах отразите сущность реакции комплексообразования; укажите, почему в проведенном опыте эта реакция оказалась возможной и для каких практических целей может быть использована возможность образования комплексного основания в данных условиях.