Лабораторне обладнання та лабораторний посуд

Для кількісного аналізу потрібне спеціальне лабораторне обладнання, а також лабораторний посуд.

Муфельна піч – використовується для пропалювання та сплавлення речовин. Замість неї можна застосовувати тигельну піч. В обох випадках температура нагріву сягає 800ºС.

Водяні бані – застосовують для нагрівання та випарювання рідини.

Сушильна шафа – потрібні для висушування фільтрів з осадом бюксів та різноманітних матеріалів.

Посуд, який використовують у кількісному аналізі, виготовляють зі спеціальних сортів скла, яке відрізняється стійкістю, тобто практично не реагує з кислотами та лугами. Невеликий коефіцієнт розширення цього скла обумовлює стійкість посуду до різких коливань температури.

Хімічні стакани з носиком використовують для проведення реакцій осадження, приготування розчинів, переливання рідини.

Скляні палички різної довжини з діаметром 4-6 мм. За їх допомогою перемішують розчини при осадженні речовин, переливають рідини на фільтр.

Скляні лійки з кутом 60º та верхнім діаметром 6-7 см потрібні для фільтрування.

Годинникове скло використовують при зважуванні на аналітичних терезах а також для накривання стаканів, фарфорових чашок та іншого посуду для захисту від пилу та випадкових механічних забруднень.

Скляні бюкси, тобто стаканчики з пришліфованою кришкою використовують для зберігання та зважування речовин, що змінються на повітрі (рис. 2).

Промивалка необхідна для кількісного перенесення осаду на фільтр, промивання осаду, змивання його з фільтру.

Фарфорові чашки з носиком призначені для випарювання рідин досуха з наступним висушуванням осаду.

Фарфорові тиглі застосовуються для прожарювання осаду.

Тигельні щипці використовують для перенесення предметів з печі до ексикатору чи навпаки.

Ексикатор – один з найважливіших прилад, що використовуються у кількісному аналізі (рис.3.). Це скляна судина особливої форми з пришліфованою кришкою. Усередині йог заходиться фарфорова вкладинка з отворами для тиглів. Нижня частина ексикатору заповнена водовіднимаючою речовиною. Ексикатор призначен для охолодження бюксів чи тиглів, зберігання гігроскопічних речовин, повільного висушування деяких матеріалів. Для відкриття ексикатору кришку зсувають в бік, а потім вже піднімають. При перенесенні кришку щільно прижимають пальцями.

Мірні циліндри приблизно вимірюють об’єми рідини (рис.4.).

Мірні колби використовують для приготування розчинів з точно визначеною концентрацією (рис.4.). Найбільш частіше використовуються колби з об’ємом 10, 200, 250, 500 та 1000 мл.

Піпетки потрібні для відбирання та переносу точних об’ємів розчинів з одної судини до іншої (рис.5.). Вони бувають циліндричні та з розширенням. Частіше використовують піпетки об’ємом 10 20, 25 та 50 мл.

Бюретки це циліндричні градуйовані судини з краном чи гумовим затвором (рис.5.). Великі ділення нанесені через кожен мілілітр, а дрібні через 0,1 мл. Бюретки застосовують для вимірювання об’ємів рідин при титруванні. Частіше використовують бюретки об’ємом 25 та 50 мл.

Лабораторна робота № 1

Знайомство з аналітичними терезами та процесом зважування.

Лабораторне обладнання та лабораторний посуд.

 

Мета роботи: ознайомитись з будовою аналітичних терезів та з методикою зважування; ознайомитись з лабораторним обладнанням та посудом.

Прилади та реактиви: аналітичні терези, колби мірні, піпетки, пробірки, бюретки, мірні циліндри, бюкси.

Ход роботи.

1.Включити терези.

2.Відрегулювати нульову відмітку. Для цього, не відкриваючи дверцята шафи обережно повернути до відказу диск аретиру. Електрична лампа, що вмикається автоматично, освітлює на екрані вейтографу зображення мікрошкали. Після коливань стрілки зображення мікрошкали уздовж екрану вона зупиняється. Якщо терези не навантажені, нуль шкали повинен точно співпадати з рискою на екрані. Це співпадіння досягається обертанням вінта регулювання у ту чи іншу сторону.

3.Покласти на ліву чашку терезів предмет, що зважуємо, а на праву – різноваги з коробки, що вказують ціле число грамів.

4.Закрити дверцята шафи. Для визначення десятих часток грама за допомогою зовнішнього диску послідовно наважувати рівноваги 500, 200, 100 мг. Після кожного оберту диску. Тобто при знятті чи навантаженні будь-яких рівноваг, аретирувати терези. Різноваги у соті частки граму встановлюють також за допомогою внутрішнього диску.

5.Тисячні та десятитисячні частки граму відраховувати за мікрошкалою. Для цього повернути диск аретиру до відказу та після припинення коливань стрілки, зробити відлік положення ділень за шкалою екрану. Великі ділення відповідають тисячним, а маленькі – десятитисячним часткам граму. Перед цифрами на шкалі є знаки “+” та “-”. Знак “+” показує, що зроблений відлік потрібно додати до ваги рівноваг, що містяться на чашці терезів.

6.Після закінчення зважування записати отримані результат до лабораторного журналу. Зняти з терезів предмет, що зважували, а рівноваги, щоб звільнити коромисло від дрібних різновагів, обертати дискові рукоятки до того часу, поки нерухомий покажчик не суміститься з нульовим діленнями обох дисків.

При роботі з піпетки їх занурюють у розчин та набирають за допомогою гумової груши крізь верхній отвір. Коли рівень рідини підніметься вище мітки, швидко закривають верхній отвір вказівним пальцем правої руки та виймають піпетку з розчину. Потім зайвий розчин обережно випускають поки нижній кінець меніску не співпаде з рискою, що нанесена на піпетку. У той час, коли меніск торкнеться риски, палець щільно прижимають до верхнього отвору піпетки та зупиняють витікання рідини. Після витікання рідини останню краплю видаляють торканням кінця піпетки до стінки судини.

При роботі з бюретками їх попередньо ополіскують розчином який будуть заливати. При заповненні бюретки рівень рідини знаходиться вище нульової відмітки, надлишок рідини випускають при витискуванні повітря з гумового кінця бюретки. При відмірюванні об’єму рідини у бюретці утруднюється тим, що рідина має вигнутий меніск. Тому очі при відмірюванні слід держати точно на рівні рідини.

Розглянути та намалювати у робочих зошитах лабораторний посуд. Ознайомитися з його призначенням та основами використання.

 

Контрольні питання

1. Поняття про якісний та кількісний аналіз. Їх значення для сільськогосподарського виробництва та агроекологічного контролю.

2. Аналітичні терези та техніка зважування.

3. В яких випадках терези вважають достатньо чутливими, стійкими і вірними?

4. Чому не дозволяється торкатися до неаретированих терезів?

5. Хімічний посуд (пробірки, піпетки, мірні колби, бюретки, лійки, холодильники, фарфоровий посуд).

6. Основи використання мірного посуду в аналізі.

7. Перевірка ємкості мірного посуду.

ТЕМА: ГРАВІМЕТРИЧНИЙ АНАЛІЗ

(ВАГОВИЙ АНАЛІЗ)

 

До хімічних методів відносяться – ваговий або гравіметричний, об’ємний або титриметричний, газовий. Це старі класичні методи, найдавнішим серед яких є ваговий. Він ґрунтується на зважуванні речовини у вигляді вагової форми, тобто такої, яка дуже малорозчинна у воді, має сталу хімічну формулу за якою можна визначити кількість досліджуваної складової частини. Осад з визначуваною речовиною відфільтровують, промивають, прожарюють до сталої ваги і зважують на аналітичних терезах з точністю до четвертого знаку після коми. Аналітичні терези різної конструкції дають змогу зважувати з точністю до 0,0001 г. За відомою вагою осаду обчислюють процентний вміст визначуваного елемента чи речовини в досліджуваному зразку.

Основні операції вагового аналізу

1. Подрібнення зразка і розчинення його

2. Осадження і проба на осадження

3. Фільтрування і висушування осаду

4. Прожарювання до постійної ваги

5. Зважування і розрахунки кількісного вмісту.

Вибір осаджувача. З усіх можливих осаджувачів вибираютьтакий, який давав би осад, що найбільш точно відповідає формулі. Так, для Ва²⁺ беруть SO₄^2-, а не СО₃^2- чи інші, бо він дає найбільш стійкий осад BaSO₄.

Взяття наважки. Дослідами встановлено, що наважку слід брати таку, щоб вага утвореного осаду була 0,3 – 0,5 г.

Розрахунки наважки. Розрахувати скільки потрібно BaCl₂, щоб утворений з нього осад ВаSO₄ важив біля 0,4 г?

BaCl₂*2H₂O + Н₂SO₄ = ВаSO₄ + 2 НCl + 2Н₂О.

З 244,3 г BaCl₂*2H₂O одержуємо 233,4 г ВаSO₄, а

з Х г 0,4 г

Розрахунки кількості осаджувача.

На 244,3 г BaCl₂*2H₂O потрібно 98 г 100%-ної Н₂SO₄, а

на 0,4 Х г

Для утворення великих кристалів осадження ведеться з гарячих розчинів.

Оскільки для осадження береться 2н H₂SO₄, то:

98 г H₂SO₄ міститься в 1000 мл розчину, а

0,1 Х мл

Так як осаджував частково адсорбується осадом, то для повноти осадження його беруть в 1,5 рази більше, ніж розраховано. Повноту осадження контролюють додаючи до просвітленого осаду 2-3 краплі осаджувача, який не повинен давати каламуті в місці падіння крапель.

 

Лабораторна робота № 2

Визначення вологості мінеральних добрив.

Мета роботи: визначити загальну вологість натрієвої селітри

Прилади та реактиви: аналітичні терези, тигельні щіпці сухо жарова шафа, ексикатор, шпатель, бюкс з кришкою, селітра натрієва.

 

Принцип методу базується на зважуванні наважки добрива та висушування її до постійної маси.

Ход роботи.

1.Зважування наважки. Занумерувати чистий бюкс. Помістити його разом з кришкою у сухожарову шафу з температурою 120-125°С. Через 45-60 хвилин перенести за допомогою тигельних щіпців до ексикатору бюкс разом з кришкою. Після охолодження (15-20 хв.) – зважити на аналітичних терезах. Повторити висушування 1-2 рази до постійної маси. У підготований бюкс внести 1-3 г селітри натрієвої закрити кришкою та зважити.

2.Висушування. Перше висушування триває 1,5-2 години. Після чого помістити бюкс разом з відкритою кришкою до ексикатору. Зважити бюкс із закритою кришкою через 15-20 хв.

Повторювати висушування (по 30 хв.) до постійної маси.

3.Обчислення. Зважування до висушування солі:

Вага бюкса після 1-го зважування..............................m_Б1

Вага бюкса після 2-го зважування..............................m_Б2

Постійна вага бюкса.....................................................m_Б

Вага бюкса з наважкою................................................m_Б+Н

Вага наважки.................................................................m_Н

Зважування при висушуванні солі:

Вага бюкса з наважкою після 1-го висушування..............m^'₁

Вага бюкса з наважкою після 2-го висушування..............m^'₂

Вага бюкса з наважкою після 3-го висушування..............m^'₃

Постійна вага бюкса з наважкою...................................... m^'_Б+Н

За отриманими даними розраховують вологість солі у наважки

m _Б+Н + m^'_Б+Н = m_H2O, Вміст виражають у %:

Результати досліду занести до лабораторного журналу.

 

Лабораторна робота № 3

Визначення барію в хлориді барію гравіметричним методом.

Мета роботи: визначити вміст барію у BaCl₂*2H₂O гравіметричним методом.

Прилади та реактиви: аналітичні терези, водяна баня, муфельна піч, електрична піч, сухожарова шафа, ексикатор, фарфоровий тигель з кришкою, фільтровальний папір “синя стрічка”, шпатель, лійка, скляна паличка, пробірка, піпетки (1-10мл), стакани (50-500 мл), мірні циліндри (10-500 мл). Розчини: сірчаної кислоти (2 н.), хлороводневої кислоти. (2 н.). Дистильована вода. Кристалічний BaCl₂*2H₂O.

 

Принцип методу полягає в тому, що складову частину речовини, яку визначають, відокремлюють осадженням у вигляді важкорозчинної сполуки відомого сталого складу, яку потім зважують.

 

Ход роботи.

1.Взяття наважки та її розчинення. Зважити на аналітичних терезах наважку BaCl₂*2H₂O у бюксі. Пересипати у стакан. Пустий бюкс зважити. За різницею обчислити вагу наважки.

Налити до стакану з наважкою 100-150 мл дистильованої води. Додати 2-3 мл 2н. НСl для попередження утворення колоїдних часток сульфату барію та отримання більш великих кристалів.

2.Осадження. У чистий стакан налити 30 мл дистильованої води додати 3-5 мл 2н. Н₂SO₄ (осаджувач). Обидва розчина нагріти до кипіння. Гарячий розчин сірчаної кислоти повільно, по краплям, при постійному перемішуванні скляною паличкою додають до аналізуємого розчину. Поставити стакан з рідиною та осадом на водяну баню і дати відстоятися, після чого зробити пробу на повноту осадження. По стінках стакану додати до розчину 2-3 краплі сірчаної кислоти. Якщо каламуть більш не з’являється, то повнота осадження досягнута. Якщо ні, то додати ще гарячого розчину сірчаної кислоти та дати відстоятися. Після чого залишити для “дозрівання”.

3.Фільтрування. Промивання осаду. Злити розчин над осадом крізь фільтр “синя стрічка”. Приготувати промивну рідину: до 250-300 мл дистильованої води додати 4-5 крапель 2н. Н₂SO₄, та налити 20-30 мл цієї рідини до осаду, перемішати, дати відстоятися і також злити крізь фільтр. Повторити до повного видалення іонів Сl^-. Кількісно перенести осад на фільтр, після чого промити декілька разів гарячою водою для видалення іонів SO₄^2-.

4.Висушування та прожарювання осаду. Висушити лійку з осадом у сухожаровій шафі при температурі 100-105°С. Підсушений фільтр з осадом скласти конвертиком і помістити у висушений до постійної ваги тигель (з відомою вагою), закрити кришкою і прожарити в муфельної печі до попелу сірувато-білого кольору(25-30 хв.). Перенести тигель до ексикатору для охолодження і зважити. Прожарювання (по 10-15хв.) вести до отримання постійної ваги.

Обчислення.

Вміст Ba у BaCl₂*2H₂O розрахувати у %.

 

Контрольні питання

 

1. Сучасна класифікація методів кількісного аналізу.

2. Основи гравіметричного аналізу.

3. Вимоги до осаджуваної та вагової форми осаду.

4. Умови осадження важкорозчинних речовин.

5. Підготовка речовини до гравіметричного аналізу.

6. Методика проведення вагового аналізу.

7. Розрахунки в гравіметрії.

Додатковий матеріал

- Поняття про електрогравіметрію та термогравіметричний метод аналізу.

Задачі

1. Визначте нульову точку терезів АДТ-200, якщо за оптичною шкалою, що має нуль в середині відрахування а) 0,2; 0,1; 0,3; б) -0,2; 0,0; +0,3; в) 0,5; 0,6; 0,4.

2. На обидві чашки терезів поклали рівноваги з номінальною вагою 20г. відлік за оптичною шкалою -3,0 од. Рівноваги змінили місцями і отримали відлік -2,0 од. Вартість поділу шкали 0,1 мг/ поділ. Нульова точка 0,0. визначити похибку (мг) в зв’язку з нерівноплечністю терезів.

3. При зважуванні бюксу на лівій чашці терезів АДТ-200 його врівноважили гирями 5г + 200мг + 100мг + 20мг, показання оптичної шкали +6,8мг. Визначте масу бюксу?

4. Обчислити % вологи зразку за даними: вага бюксу 9,3546 г, вага бюксу із зразком 11,9658 г, вага бюксу з наважкою після висушування 11,5824г.

5. Скільки мілілітрів 1н. Розчину BaCl_2­ необхідно для осадження іону SO₄^2-, якщо розчинено 2г мідного купоросу, що містить 5% домішок? Враховуйте надлишок.

6. Скільки мілілітрів 0,1н. Розчину НСІ необхідно для осадження срібла з наважки AgNO₃ в 0,6г?

 

 

ТЕМА: ТИТРИМЕТРИЧНИЙ АНАЛІЗ

(ОБ’ЄМНИЙ АНАЛІЗ)

Об’ємний аналіз базується на законі еквівалентів. Суть його полягає в тому, що вимірюють об’єм розчину відомої концентрації, який витрачається в реакції з певним об’ємом досліджуваного розчину. Розчин з відомою концентрацією називається титрованим (робочим). Момент закінчення реакції між титрованим та досліджуваним розчинами називається точкою еквівалентності. При досягненні якої часто змінюється забарвлення розчину. Пов’язане це з тим, що після закінчення реакції утворюється сіль. Яка гідролізуючись призводить до виникнення нового середовища з певним рН. Речовини, які змінюють своє забарвлення по-різному в кислому, лужному або нейтральному середовищі називаються індикаторами. Вони й використовуються для встановлення точки еквівалентності.

Умови проведення об’ємного аналізу.

1. Реакція між реагуючими речовинами повинна проходити швидко, кількісно і доходити до кінця.

2. В точці еквівалентності розчин або осад повинні бути забарвлені в інший колір, ніж до досягнення точки еквівалентності.

3. Концентрація робочого розчину повинна бути точно відомою.

4. Інші речовини, що присутні в розчині не повинні заважати основній реакції.

Розчини з відомою концентрацією і виготовлені з речовин з постійним хімічним складом називаються виготовленими, а ті, концентрацію яких встановлюють за титрованими називаються встановленими.

Процес доливання розчину відомої концентрації до визначуваного розчину називається титруванням.

Залежно від типу хімічних реакцій в об’ємному аналізі розрізняють наступні методи:

1. Методи, що базуються на реакціях обміну метод нейтралізації (Н⁺ + ОН^- = Н₂О), осадження (Ag⁺ + Cl^- = AgCl) – визначуваний іон кількісно переводиться робочим розчином в осад.

2. Методи оксидіметричні, що базуються на реакціях окислення-відновлення (перманганатометрія, йодометрія та ін.). Робочими розчинами в них служать титровані розчини перманганату калію та йоду.

3. Метод комплексоутворення – оснований на утворенні на утворенні комплексних іонів або молекул.

Концентрація – це кількість речовини, яка міститься в одиниці маси або об’єму розчину.

1. Відсоткова концентрація: а)ваго-вагова, показує кількість речовини, розчиненої в 100 г розчину, б)ваго-об’ємна, показує скільки г розчиненої речовини міститься в 100 мл розчину.

2. Молярна концентрація показує скільки молів речовини розчинено в 1 л розчину. Позначають, наприклад: 0,1М розчин.

3. Нормальна концентрація показує скільки еквівалентів речовини знаходиться в 1 л розчину. Позначають, наприклад: 0,1н. розчин

4. Титр – це кількість г розчиненої речовини, що міститься в 1 мл розчину.

Обчислення в об’ємному аналізі.

Речовин в розчинах реагують у кількостях, пропорційних їхнім еквівалентам у співвідношенні 1:1 (закон еквівалентів).

Якщо Р грамів речовини розчинити у 1 л розчину, то її нормальність (N) буде: 1екв 1 н

Р N, звідки:

Нормальність розчинів з встановленим титром обчислюють із співвідношення: за відомими трьома величинами обчислюють четверту – невідому.

Знаючи титр виготовленого розчину і титр 1 н розчину тієї ж самої речовини розраховують нормальність цього розчину: , бо , а . Виходячи з цього можна розрахувати Т (титр), коли відома нормальність і Т_Н. Т = N · Т_Н , або

, а г/мл, тоді Р = N · екв = T · V (1000 мл) і .

Кількість речовини (г), яка необхідна для виготовлення розчину певної нормальності і об’єму розраховують так:

А) Р = N · екв ·V л

Б) Р = Т · V мл

Лабораторна робота № 4

Приготування робочого розчину соляної кислоти.

Мета роботи: приготувати приблизно 0,1 н. розчин соляної кислоти та встановити нормальність цього розчину за вихідним розчином тетраборату натрію.

Прилади та реактиви: аналітичні терези, фільтровальний папір, шпатель, лійка, скляна паличка, піпетки (1-10мл),, мірні колби (250, 1000мл). Розчини: конц. хлороводневої кислоти, фіксанал бури, дистильована вода.

Принцип методу базується на вимірюванні об’ємів двох взаємодіючих розчинів, один з яких містить речовину, що аналізують, а у другого заздалегідь відома концентрація. Невідому концентрацію розчину, який аналізують визначають, знаючи співвідношення об’ємів реагуючих розчинів та концентрацію одного з них.

Хід роботи.

1.Приготування 250 мл приблизно 0,1 н. розчину соляної кислоти. Еквівалентна маса HCl дорівнює 35,453+1,008= 36,46г/моль. Тому у 250 мл 0,1 н. розчину її повинно міститися: 36,46 * 0,1 * 0,25 = 0,912 г.

Для приготування розчину соляної кислоти приблизно 0,1 н. концентрації використовується концентрована соляна кислота з відомою відсотковою частиною хлороводню (36%) та густиною (1,179 г/см³). Розрахуємо у якій кількості концентрованої кислоти міститься потрібне число грамів чистої HCl.

36 г HCl міститься у 100 г кислоти

0,912 г Х г

Для зручності вимірювань вагу перераховують на об’єм:

Відміряти потрібний об’єм концентрованої кислоти та довести до 250 мл дистильованою водою.

2.Приготування вихідного розчину тетраборату натрію (бури). Для виготовлення 0,1 н розчину бури використовують фіксанал. Для цього вміст фіксаналу кількісно перенести до мірної колби місткістю 1000 мл, розчинити у дистильованій воді та об’єм довести до мітки.

3.Встановлення нормальності розчину HCl по бурі. Заповнити бюретку розчином HCl до нульового ділення. До конічної колби налити 10 мл розчину бури та додати 1 кралю метилоранжу. Для зручності титрування в іншій конічній колбі приготувати “свідка”. Відміряти до неї 20 мл води, додати 1 кралю метилоранжу та 1-2 краплі HCl. Після цього титрувати розчин бури робочим розчином HCl. Титрування повторити тричі.

Обчислення.

Результати досліду занести до лабораторного журналу.

Контрольні питання

1. Загальні принципи титриметричного аналізу.

2. Методи титриметричного аналізу.

3. Способи вираження концентрації розчинів в об’ємному аналізі.

4. Приготування робочих (титрованих) розчинів.

5. Стандарт-титри.

6. Поняття про процес титрування.

7. Методика розрахунків концентрації аналізуємих розчинів.

Додатковий матеріал

- Метод соосадження (аргентометрія, роданідометрія).

Задачі

 

1. Титр розчину НСІ дорівнює 0,003592 г/мл. розрахуйте його нормальність?

2. Розрахуйте нормальність розчину Н₂С₂О₄*2Н₂О, який отримано розчиненням 1,7334г його в мірній колбі емкістю 250мл?

3. Нормальність розчину NaOH дорівнює 0,1021. Розрахуйте Т_NaOH/SO3.

4. Чому дорівнює грам-еквівалент кислот і основ в наступних реакціях:

А) H₂SO₄ + Ca(OH)₂ = CaSO₄ + 2H₂O

B) H₄P₂O₇ + 3NaOH = Na₃HP₂O₇ + 3H₂O

ТЕМА: МЕТОД НЕЙТРАЛІЗАЦІЇ

До методу нейтралізації належать усі об’ємні визначення, в основі яких лежить реакція нейтралізації: Н⁺ + ОН^- = Н₂О. При цьому можливі такі випадки кислотно-основної взаємодії:

1. між сильною кислотою і сильною основою;

2. між сильною кислотою і слабкою основою;

3. між слабкою кислотою і сильною основою;

4. між слабкою кислотою і слабкою основою.

У першому випадку в точці еквівалентності, коли кислота повністю нейтралізована лугом, реакція буде нейтральною.

У другому – в точці еквівалентності утворюється сіль сильної кислоти і слабкої основи, яка у водному розчині гідролізується. Реакція буде кислою, рН<7.

У третьому випадку титрування сильної основи слабкою кислотою утворюється сіль сильної основи і слабкої кислоти, яка у водних розчинах зазнає гідролізу. Реакція розчину буде лужною, рН>7.

У четвертому випадку під час взаємодії слабкої кислоти зі слабкою основою в в точці еквівалентності утворюється сіль, яка у водних розчинах гідролізується. У цьому випадку реакція розчину залежить від співвідношення сили кислоти й основи; якщо кислота й основа однакової сили, розчин буде нейтральним.

На практиці титрування кислот і основ можна провести в усіх випадках, крім останнього.

Щоб визначити кінець титрування використовують індикатори. Індикаторами методу нейтралізації є слабкі органічні кислоти або основи, молекулярна формула яких має інше забарвлення, ніж іонна.

Залежно від величини константи дисоціації кислотно-основні індикатори поділяють на сильні, проміжні, слабкі.

Сильні змінюють своє забарвлення в кислому середовищі (при рН<7). Прикладом сильного індикатору може бути метиловий оранжевий (метилоранж).

Слабкі індикатори змінюють своє забарвлення в слабко лужному середовищі (фенолфталеїн); індикатори проміжної сили змінюють своє забарвлення при рН≈7 (лакмус).

Колір індикатору залежить від концентрації водневих іонів у розчині. Інтервал кислотності розчину, в межах якої змінюється забарвлення індикатору називається інтервалом переходу індикатору.

У межах інтервалу переходу індикатору є значення рН, при якому спостерігається найбільш помітна оком зміна кольору індикатору. Це значення рН називається показником титрування індикатору і позначається рТ. Наприклад, для метилоранжу рТ = 4, для лакмусу – 7, для фенолфталеїну – 9.

Точка еквівалентності правильно визначена тоді, коли різниця значень рТ вибраного індикатору і рН розчину в точці еквівалентності якнайменша.

Коли сильну основу титрують сильною кислотою, тоді можна користуватися слабкими, сильними і проміжними індикаторами; коли слабкі основи титрують сильними кислотами, використовують сильні індикатори, а для титрування сильних основ слабкими кислотами користуються слабкими індикаторами.

Метод нейтралізації використовують і для визначення солей слабких кислот і сильних основ, які у водному розчині внаслідок гідролізу мають сильно лужну реакцію і тому їх титрують кислотами.

Основними робочими розчинами методу нейтралізації є розчини соляної, сірчаної, азотної кислот і розчини лугів (гідроксиди натрію і калію). Ці речовини не відповідають вимогам, які ставляться до вихідних речовин. Тому робочі розчини цих кислот і лугів приготовляють приблизної концентрації, а потім установлюють точну нормальність цих розчинів за допомогою вихідних речовин.

Для встановлення нормальності розчинів сильних кислот найчастіше використовують буру, а для встановлення нормальності розчинів лугу – щавлеву кислоту.

 

Лабораторна робота № 5

Визначення вмісту лугу у розчині.

Мета роботи: визначити вміст лугу у розчині методом кислотно-основного титрування.

Прилади та реактиви: колба мірна (100 мл), колба конічна, бюретка, піпетка (10 мл). Розчин їдкого натру або калію, метилоранж, робочий розчин 0,1н. хлороводневої кислоти.Дистильована вода.

Принцип методу: метод ґрунтується на титруванні лугу хлороводневою кислотою в присутності індикатору метилового оранжевого з утворенням в точці еквівалентності нейтральної реакції.

Ход роботи.

В мірну колбу на 100 мл відміряти для аналізу небагато розчину лугу. Довести об’єм розчину дистильованою водою до мітки та ретельно перемішати. 10,0 мл цього розчину внести до конічної колби, додати 1 краплю метилового оранжевого. Титрувати робочим розчином хлороводневої кислоти до переходу від однієї краплі жовтого забарвлення індикатору до блідо-рожевого.

Тричі провести титрування. Обчислити середнє значення. Розрахувати нормальність розчину лугу, а потім вагу її у 100 мл аналізуємого розчину.

Результати досліду занести до лабораторного журналу. Зробити висновок про вміст NaOH у розчині.

Лабораторна робота № 6

Визначення вмісту гідрокарбонату натрію в питній соді.

Мета роботи: визначити вміст гідрокарбонату натрію в питній соді методом кислотно-основного титрування.

Прилади та реактиви: терези аналітичні, колби мірні (250мл) і конічні, годинникове скло, бюретка, піпетки (5,20мл), лійка, штатив, фільтрувальний папір. Сода питна, метилоранж, робочий розчин 0,1н. хлороводневої кислоти. Дистильована вода.

 

Принцип методу: метод ґрунтується на титруванні гідрокарбонату натрію хлороводневою кислотою в присутності індикатору метилового оранжевого з протіканням наступної реакції:

NaHCO₃ + HCl = NaCl + CO₂ + H₂O

Ход роботи.

На аналітичних терезах зважують питну соду масою 2,1 г (з точністю до 0,0001г). Наважку переносять до мірної колби місткістю 250 мл, розчиняють і доводять дистильованою водою до мітки.

Відбирають у конічну колбу 25мл розчину соди і додають 1-2 краплі метилового оранжевого. Титрують 0,1н. розчином хлороводневої кислоти. Титрування проводять тричі і визначають середнє значення об’єму НСІ, що пішов на титрування.

Розрахунки проводять за наступною схемою.

Обчислюють нормальність виготовленого розчину соди.

Обчислюють масу соди в усьому розчині:

Обчислюють масову частку NaHCO₃:

Результати розрахунків записати до робочих зошитів. Зробити висновок про якість аналізованої питної соди.

 

Контрольні питання

 

1. Суть методу кислотно-основного титрування.

2. Розрахунок та будова кривих титрування кислот і основ.

3. Точка еквівалентності, її визначення.

4. Індикатори. Принцип вибору індикатору для встановлення кінцевої точки титрування.

5. Порядок титрування.

Додатковий матеріал

- Методика визначення карбонату кальцію у вапнякових добривах.

- Методика визначення азоту в органічних речовинах за К’єльдалем.

Задачі

 

1. На титрування 20,00мл розчину HNO₃ витрачено 15,00 мл 0,12н. розчину NaOH. Розрахуйте нормальність, титр і кількість азотної кислоти в 250 мл розчину?

2. В якому випадку титрування точка еквівалентності відповідає рН=7, рН<7, рН >7:

А) HNO₃ + NaOH

B) HCOOH + NaOH

C) NH₃ + HCl

D) Na₂CO₃ + HCl

E) KCN + HCl

3. Визначте тимчасову жорсткість води, якщо на титрування з метиловим оранжевим 200мл досліджуваної води використали 10,00мл розчину НСІ (Т_НСІ = 0,001760).

4. На титрування оцтової кислоти витрачено 15,2 мл 0,05н розчину лугу. Розрахувати, скільки грам оцтової кислоти міститься в цьому розчині?

 

 

ТЕМА: КОМПЛЕКСОНОМЕТРІЯ

Основою методів комплексоутворення є реакції утворення комплексних і малодисоційованих сполук. Широко використовується група органічних реактивів – комплексонів, які є похідними від імінодиоцтової кислоти.

Деякі комплексони, наприклад двонатрієва сіль етилендиамінтетраоцтової кислоти (ЕДТА), або трилон Б, утворюють з катіонами металів (свинцю, міді, кадмію, заліза, кобальту, магнію, кальцію) стійкі комплексні сполуки.

Точку еквівалентності при трилонометричному титруванні встановлюють за допомогою металохромних індикаторів – речовин, які утворюють з катіонами металів забарвлені комплексні сполуки. Розчини металохромних індикаторів мають власне забарвлення, і коли в точці еквівалентності зникає забарвлення комплексної сполуки індикатору з катіоном металу, з’являється власне забарвлення індикатору. Найбільш поширеним металохромним індикатором є еріохром чорний Т. Визначення з цим індикатором проводять в діапазоні рН=7-11. У цих умовах більша частина індикатору перебуває у вигляді аніонів HInd^2- синього кольору. Якщо до розчину солі металу додати трохи індикатору, то останній перейде в забарвлену комплексну сполуку з металом:

 

HInd^2- + Me²⁺ = MeInd^- + H⁺

синій червоний

В точці еквівалентності винно-червоний колір розчину змінюється на синій, в зв’язку зі зв’язуванням трилону з іонами MeInd^-.

Для визначення загальної жорсткості використовують метод комплексонометрії. В основі цього методу лежить титрування води у присутності аміачного буферного розчину (рН 10,0) та індикатору розчином комплексну ІІІ, який уявляє собою динатрієву сіль етилендиамінтетраоцтової кислоти:

Жорсткість – один з технологічних та екологічних показників, що використовується для характеристики складу та якості природних вод. Жорсткою називають воду з підвищеним вмістом іонів Са²⁺ та Mg²⁺. Розрізняють тимчасову (карбонатну) і постійну (некарбонатну) жорсткість води. Перша з них обумовлена присутністю гідрокарбонатів які легко розкладаються при нагріванні:

Са(НCO₃)₂ ® СаCO₃ ↓+ CO₂ + Н₂О

Mg(НCO₃)₂ ® MgCO₃ ↓+ CO₂ + Н₂О

Тому, карбонатну жорсткість і називають тимчасовою або усувною. Постійна жорсткість викликається присутністю у воді сульфатів кальцію і магнію. Вона не зникає після кип’ятіння.

Суму тимчасової та постійної жорсткості називають загальною жорсткістю. В нашій країні її характеризують числом міліграм-еквівалентів кальцію і магнію в 1 л води: м’яка вода містить < 4, середня 4-8, жорстка 8-12 і дуже жорстка > 12 мг-екв/л.

Лабораторна робота № 7

Визначення загальної жорсткості води методом комплексонометрії.

Мета роботи: визначити загальну жорсткість природної води методом комплексонометрічного титрування

Прилади та реактиви: бюретки (25 мл), піпетки (100, 50 мл), колби конічні (250 мл), воронки для бюреток. Індикатор - еріохром чорний Т (0,2% розчин в етиловому спирті). Розчини: буферний розчин (20 г хлориду амонію розчинити в дист воді, додати 100 мл 25% розчину аміаку і води до мітки в мірній колбі ємністю 1 л), ЕДТА (0,02 н. титрований: 3,7224 г ЕДТА розчинити в мірній колбі (1 л) в дист воді, розчин довести до мітки). Вода для аналізування

 

Принцип методу базується на зв’язуванні іонів Са²⁺ та Mg²⁺ при титруванні жорсткої води розчином комплексну ІІІ з утворенням внутрикомплексної сполуки. В присутності іонів жорсткості Са²⁺ та Mg²⁺ еріохром забарвлюються у червоний колір, у відсутності – у синій.

 

Ход роботи.

Заповнити бюретку титрованим розчином ЕДТА (0,02н.). Відміряти піпеткою 100 – 50 мл досліджуваної води і перенести її до конічної колби для титрування. Додати дистильованої води до загального об’єму 100 мл при необхідності та додати 5 мл буферного розчину для підтримки рН в межах 9-10 од. та 2-3 краплі еріохрому чорного, при цьому розчин забарвлюється у червоний колір. Перемішати розчин і одразу титрувати розчином ЕДТА до переходу червоного забарвлення до синього.

Титрування повторити три рази. Різниця між показниками об’єму витраченого на титрування ЕДТА не повинна перевищувати 0,05 -0,1 мл.

Результати записати в таблицю.

 

№ титрування	Об'єм води V1, мл	Об'єм розчину ЕДТА, що пішов на титрування, мл	Середній об'єм розчину ЕДТА V2, мл	Нормальність розчину ЕДТА, NЕДТА

 

Загальну жорсткість розраховують за формулою:

Зробити висновок до якого типу жорсткості відноситься досліджувана вода.

 

Контрольні питання

1. Теоретичні основи комплексоутворення.

2. Важливі комплексні сполуки в титриметричному аналізі (титранти).

3. Методи комплексометрії.

4. Комплексони і металохромні індикатори, їх вибір.

5. Методика визначення загальної жорсткості води.

Додатковий матеріал

- Основні комплексні сполуки з органічними лігандами, що використовуються в аналізі.

- Методика визначення іонів кальцію та магнію у водній витяжці з грунту методом комплексонометрії.

ТЕМА: РЕДОКСИМЕТРІЯ

Перманганатометрією називають метод об’ємного аналізу, при якому робочим розчином виступає розчин перманганату калію. Цей метод застосовується для визначення багатьох відновників: солей заліза (ІІ), солей олова (ІІ), ванадію (ІV) і т.д. В процесі титрування аналізованого розчину фіолетове забарвлення перманганату калію зникає. Проте, при досягненні точки еквівалентності перша надлишкова крапля розчину KMnO₄ забарвлює рідину, що титрується у блідо-малиновий колір. Тобто індикатором виступає сам перманганат калію. Окисна активність перманганату калію в сильно кислому середовищі значно вища, ніж в нейтральному або лужному. Тому титрування відновників проводять, як правило, в кислому середовищі, де перманганат відновлюється за рівнянням:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O

В цьому випадку еквівалент KMnO₄ буде дорівнювати 1/5 моль.

Перманганат калію – не вихідна речовина, бо містить домішки оксиду марганцю (ІV). Концентрація його розчину з часом змінюється в результаті дії світла і випадіння до осаду марганцеватистої кислоти (Н₂MnO₃), тому його нормальність встановлюють за розчином щавелевої кислоти.

 

Лабораторна робота № 8

Визначення пероксиду водню методом перманганатометрії

Мета роботи: визначити вміст пероксиду водню в пергідролі шляхом перманганатометрії.

Прилади та реактиви: аналітичні терези, скляна паличка, бюретки, піпетки (5, 10, 20 мл), колби мірні (100мл), колби конічні (250 мл), лійки для бюреток, фільтровальний папір. Розчини: розчин пергідролю (30% розчин H₂O₂), сірчаної кислоти (1:4), 0,1н. титрований розчин перманганату калію, дистильована вода.

 

Принцип методу полягає у окисленні пероксиду водню сильним окисником перманганатом калію до вільного кисню за рівнянням:

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5O₂ + 8H₂O

Пергідроль (30% розчин H₂O₂) з часом розкладається на воду і кисень. Тому визначення пероксиду водню перманганатометрією використовують для контролю якості препарату і встановлення масової частки H₂O₂ у водних розчинах.

 

Ход роботи

На аналітичних терезах зважують у бюксі з кришкою пергідроль масою 0,5 г з точністю до 0,0001 г. Переносять його кількісно до мірної колби місткістю 100 мл. Розчин у колбі доводять водою до мітки і перемішують.

Відбирають 25 мл приготованого розчину пероксиду водню до конічної колби, додають 15 мл розчину сірчаної кислоти і титрують 0,1н. розчином перманганату калію до рожевого забарвлення. Титрування повторюють тричі. Визначають середнє значення об’єму перманганату калію, що пішов на титрування. Розрахунок вмісту пероксиду водню в пергідролі проводять за формулою.

Зробити висновок про вміст пероксиду водню в пергідролі.

 

Контрольні питання

1. Класифікація методів оксидиметрії.

2. Індикатори окисно-відновного титрування.

3. Перманганатометрія. Загальна характеристика методу.

4. Іодометрія.

5. Використання перманганатометрії, йодометрії для вирішення практичних завдань у галузі агрохімії, грунтознавства та агроекології.

Додатковий матеріал

- Суть методу хроматометрії та його практичне використання.

- Методика визначення нітритів у розчині методом перманганатометрії.

 

Задачі

1. Чому дорівнюють еквіваленти окисників та відновників в реакціях:

А) 2KMnO₄ + 5KNO₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5KNO₃ + 3H₂O

B) 2KMnO₄ + 3MnSO₄ + 2H₂O = 5MnO₂ + K₂SO₄+ 2H₂SO₄

C) K₂Cr₂O₇ + 6KI + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4 K₂SO₄+ 7H₂O

2. Скільки грамів KMnO₄ необхідно взяти, щоб приготувати 1,5л 0,05н. розчину його для титрування в кислому середовищі?

3. Скільки грамів KMnO₄ необхідно взяти, щоб приготувати 2,0л 0,01н. розчину його для титрування в лужному середовищі?

4. Наважку технічного залізного купоросу в 5,7700г розчинили і довели об’єм розчину водою до 250мл. на титрування 25,00 мл розчину пішло в середньому 19,34 мл розчину KMnO₄ з титром 0,003100 г/мл. Розрахувати % вміст FeSO₄ в технічному продукті?

5. 25 мл розчину йоду від титрували 23,2 мл 0,05н розчином тіосульфату натрію. Визначити за цими даними нормальність і титр розчину йоду?

ТЕМА: ФОТОМЕТРИЧНИЙ АНАЛІЗ

Фотометричний метод базується на вибірковому поглинанні електромагнітного випромінення речовиною. Електромагнітне випромінення характеризується довжиною хвилі. В спектрофотометрії використовують ультрафіолетовий (УФ) спектр – довжина хвилі до 400 нм, видимий спектр – 400-700 нм, інфрачервоний (ІЧ) спектр – більше 700 нм. УФ та видимий спектри викликають зміну енергії валентних електронів, ІЧ спектр призводить до зміни енергії коливання молекул. Вибірковість поглинання легко спостерігається, якщо система поглинає випромінення видимої частини спектру.

Колориметрія є частиною спектрофотометричного аналізу, яка базується на утворенні або руйнуванні забарвлених сполук, де кількість продукту пропорційна інтенсивності забарвлення. В колориметричному аналізі використовуються реакції різних типів. Головним є те, що визначає мий компонент Х за допомогою реактиву R переводять в забарвлену сполуку, а інтенсивність її забарвлення порівнюють з забарвленням стандартного розчину з відомою концентрацією речовини. Коли монохроматичний пучок світла проходить крізь забарвлений розчин, частина світла поглинається, а частина проходить крізь розчин, причому інтенсивність світла зменшується. Оптична густина розчину А дорівнює логарифму відношення початкової та кінцевої інтенсивності світла.

Закон Бугера-Ламберта-Бера встановлює залежність оптичної густини забарвленого розчину від концентрації, товщини шару і молярного коефіцієнта поглинання і має такий математичний вираз:

де, e - коефіцієнт молярного коефіцієнта поглинання,

l - товщина шару забарвленого розчину,

c- концентрація забарвленого розчину.

Методи реєстрації даних можуть бути візуальними або інструментальними. Серед перших виділяють метод стандартних серій, метод колориметричного титрування, метод розведення. Але використання приладів здатних реєструвати інтенсивність світла за допомогою фотоелементів прискорює та підвищує чутливість цього методу. В фотоколориметрах використовуються світлофільтри, які здатні вибрати ту частину спектру, яка найбільш сильно поглинається забарвленим розчином.

Техніка роботи на фотоколориметрах залежно від його марки наводиться у інструкції до нього.

Лабораторна робота № 9

Визначення міді в розчинах фотометричним методом.

Мета роботи: ознайомитись з методикою фотометричного аналізу, визначити вміст Cu²⁺ в розчині за допомогою фотоколориметру.

Прилади та реактиви: колби мірні (50,1000мл), годинникове скло, аналітичні терези, піпетки (1-10мл), фотоколориметр (КФК-2), кювети (h=1см), фільтровальний папір, пробірки. Розчини: гідроксиду амонію (1:3), концентрованої сірчаної кислоти. Мідний купорос перекристалізований. Дистильована вода.

 

Принцип методу: метод ґрунтується на утворенні іонами міді і гідроксидом амонію аміачного комплексу міді Cu(NH₃)₄²⁺, що має сине забарвлення.

Ход роботи.

1. Приготування розчиннику. 10 мл розведеного (1:3) розчину NH₄OH переносять до мірної колби місткістю 50 мл, додають 1 краплю концентрованої сірчаної кислоти і доводять об’єм до мітки дистильованою водою.

2. Приготування стандартного розчину CuSO₄*5H₂O. Зважують на годинниковому склі 3,927 г хімічно чистого CuSO₄*5H₂O, переносять до колби (1000мл) і додають 5мл концентрованої сірчаної кислоти, доводять до мітки дистильованою водою. В 1мл такого розчину міститься 1мг Cu²⁺.

3. Побудова калібрувального графіку. В 6 пробірок відміряють розчини згідно з таблицею для приготування робочих розчинів.

№	V ст. розчину, мл	V NH4OH, мл	V води, мл	С (Cu2+), мг/мл
				0,5
				0,4
				0,3
				0,2
				0,1
	0,6		7,4	0,06

 

Для вимірювання робочі розчини переносять до кювет і фотометрирують проти розчиннику при червоному світлофільтрі. За даними оптичної густини будують калібрувальний графік, відкладаючи по осі абсцис концентрації іонів міді, а по осі ординат – відповідні значення оптичної густини. Якщо згадані концентрації підпорядковуються закону Бугера-Бера, то точки перетину розмістяться практично на прямій лінії (дивись зразок).

4. Визначення вмісту міді в розчині. Внести до пробірки 1 мл досліджуваного розчину (з вмістом міді від 0,01 до 0,5 мг/мл). додати 1 краплю концентрованої сірчаної кислоти. Потім по краплях внести розчин гідроксиду амонію до появи помутніння, потім ще 2 мл і довести водою до об’єму 10 мл. Розчин перемішують та фотометрирують проти розчиннику при червоному світлофільтрі. За показником оптичної густини знаходять по калібрувальному графіку вміст іонів міді (мг/мл), а домножують на 10 (об’єм розчину) і одержують його вміст в 10 мл розчину.

Контрольні питання

1. Поняття про методи абсорбційної спектроскопії.

2. Загальна характеристика фотометрії.

3. Принцип роботи фотометрічних приладів.

4. Абсолютні методи визначення речовин (метод стандартних серій, метод розведення, метод градуйованого графіку, за молярним коефіцієнтом поглинання).

5. Методика фотоколориметричного визначення вмісту іонів Fe²⁺ та Cu²⁺ в розчинах.

6. Фотометричне титрування.

Додатковий матеріал

- Поняття про нефелометричний та турбідиметричний методи.

- Загальна методика побудови калібрувальних графіків.

ТЕМА: ХРОМАТОГРАФІЧНИЙ АНАЛІЗ

Хроматографія – фізико-хімічний метод, основний принцип якого полягає у розділенні речовини.

Перевагою хроматографічного методу є те, що при його використанні речовини, як правило, хімічно не змінюються, метод придатний для розділення газоподібних та рідких речовин, сумішей речовин, близьких за хімічним складом і будовою.

Основні критерії та види хроматографії наведено у таблиці.

Будь-яка хроматографічна система базується на розподілі компонентів між двома фазами, з яких одна нерухома з великою поверхнею, а друга рухома переміщується відносно першої. В якості нерухомої фази використовується тверда речовина або рідина, що наноситься на твердій носій. Компоненти, що розділяються, разом з рухомою фазою, проходять крізь нерухому. Розділення речовин пов’язане з сорбційно-десорбційним процесом.

 

№	Критерії	Види методу	Варіанти методу
	За принципом фракціонування та фізико-хімічної взаємодії адсорбенту та речовин	Адсорбційна	На колонці
Тонкошарова
Розподільна (адсорбційна)	Газорідинна
На папері
В тонкому шарі
Гель-проникаюча
Іонообмінна	На колонці
На папері
Проникаюча	Гель-фільтрація
Гель-фільтрація в тонкому шарі
Афінна	На колонці
	За природою та розташуванням нерухомої фази	На папері
На колонці
На плівці
В тонкому шарі
В товстому шарі
	В залежності від агрегатного стану фаз	Рідинна
Газова
газорідинна
	За способом елюції	Проявна	На колонці
Фронтальна	На колонці
Витискувальна	На колонці
	За розміщенням	На колонці
Площинна	На папері
В тонкому шарі
	За напрямком руху елюенту	Низхідна
Висхідна

 

Хроматографія на папері.

В розподільній хроматографії на папері, як носій використовується спеціальний хроматографічний папір, який здатний утримувати в порах велику кількість нерухомої рідкої фази і не спроможний адсорбувати речовини, що аналізуються. Стаціонарною фазою служить вода (іноді буферні розчини), адсорбована або з’єднана на поверхні паперу; рухомою – звичайно органічний розчинник (бутанол, фенол, ацетон). У більшості випадків використовується не один розчинник, а певна система розчинників. Швидкість руху розчинених речовин у рухомій фазі різна і залежить від адсорбційних властивостей хроматографічного паперу, природи розчинника, молекулярної природи речовин. Нанесені на папір компоненти, що аналізуються, переходять у рухому фазу і внаслідок капілярності паперу переміщуються з різними швидкостями відповідно до коефіцієнту розподілення кожного з них. Чим більше розчинність компонента в органічному розчиннику, тим швидше (ближче до фронту розчинника) він буде перемішуватися, або чим більша його розчинність у воді, тим більше він буде утримуватися вологою, і тим повільніше буде рухатися.

Переміщення компоненту, що хроматографується, і визначають за величиною коефіцієнта R_f.

 

 

Рис. Схематичне зображення розділення речовин методом хроматографії на папері.

За способом аналізу хроматографія на папері поділяється на одномірну (висхідну і низхідну), двомірну та радіальну. Низхідна хроматографія потребує менше часу на її проведення, дозволяє кількісно розділити речовини з невеликими значеннями R_f.

Плями на паперових хроматограмах виявляють різними способами – за кольором, флуоресценцією, за допомогою специфічних реакції, які відбуваються після обприскування паперу спеціальними реагентами. Ідентифікують плями шляхом порівняння їх зі зразками з відомими значеннями R_f або після елюювання. Елюювання звичайно проходить кількісно і зводиться до вирізування з паперу зон, які містять плями, з наступним промиванням його відповідним розчинником.

Лабораторна робота № 10

Розділення іонів заліза і міді за допомогою хроматографії на папері.

Мета роботи: ознайомитись з методикою хроматографічного аналізу на папері та розділити іони Cu²⁺ та Fe³⁺.

Прилади та реактиви: хроматографічний папір, хроматографічна камера, скляна паличка, мікропіпетка, лінійка, олівець. Суміш розчинів: солі заліза(ІІ) і міді(ІІ). Розчинник для хроматографії: 5н. хлороводнева кислота, етиловий спирт (1:9)за об’ємом, 1н. розчин гексаціаноферату (ІІ) калію.

Принцип методу: метод базується на різній швидкості руху компонентів суміші у рухомій фазі відносно нерухомої, завдяки чому відбувається розподіл іонів заліза і міді.

Ход роботи.

1. Підготовка зразка для хроматографії. З хроматографічного паперу вирізати смужку довжиною 32 см і шириною 4 см. На відстані 8 см від краю смужки проводять олівцем стартову лінію. На середину стартової лінії вносять мікропіпеткою 0,05 мл розчину зразку, що містить катіони заліза та міді. Нанесення проводять за декілька прийомів, щоб пляма розчину при кожному нанесенні не розтікалась більше ніж на 3 мм. Наступну порцію розчину наносять після повного висихання попередньої.

2. Проведення хроматографії. Хроматографічну смужку закріпляють у лодочці для низхідної хроматографії і поміщають до хроматографічної камери. У лодочку наливають розчинник (суміш етилового спирту і 5н. хлороводневої кислоти у співвідношенні 9:1 (за об’ємом)). Розчинник попередньо наливають також на дно хроматографічної камери для насичення його парами повітря у камері. Камеру закривають кришкою і, замітив час, залишають на 3-4 години (час хроматографування встановлюють експериментально, по досягненні розчинником нижнього вільного кінця хроматограми).

3. Проявлення хроматограми. Для проявлення зон локалізації катіонів хроматограму обробляють 10% розчином K₄[Fe(CN)₆] з скляного пульверизатору. В результаті на хроматограмі проявляється синя зона Fe³⁺, обумовлена утворенням Fe₄[Fe(CN)₆] і бура зона іона Cu²⁺, обумовлена утворенням Сu₂[Fe(CN)₆].

4. Обробка результатів. Розрахуйте Rf для катіонів Fe³⁺ і Cu²⁺.

 

Контрольні питання

1. Загальні положення хроматоргафічного аналізу.

2. Основні типи хроматографічних методів.

а) молекулярно-адсорбційна;

б) розподільна (паперова);

в) тонкошарова;

г) осадова;

д) іонообмінна.

3. Методика розподілу Fe²⁺ та Cu²⁺ за допомогою хроматографії на папері.

4. Коефіцієнт руху Rf.

Додатковий матеріал

- Іонообмінна колонка, її будова.

- Газорідинна хроматографія.

 

ТЕМА: ПОТЕНЦІОМЕТРІЯ

 

Потенціометричний метод базується на залежності потенціалу електроду і фізичних та фізико-хімічних процесів, які відбуваються в розчині. Величина потенціалу залежить від складу і концентрації іонів у розчині, характеру хімічних реакцій, природи електроду та інших факторів. Вимірювання можливе при порівнянні величини потенціалу одного електроду з потенціалом іншого електроду.

Електрод, потенціал якого приймається рівним нулю має назву електрод порівняння. В якості електродів порівняння використовують каломельні та хлорсрібні електроди. Потенціал електродів порівняння не змінюється під час проведення потенціометричних вимірювань. Індикаторний електрод – це електрод, потенціал якого змінюється залежно від концентрації іонів. Індикаторні електроди поділяються на металеві та мембранні. Металеві оборотні електроди виготовлені з різних стійких до окислення металів: срібла, ртуті, свинцю, платини. Мембранні електроди поділяють на іонселективні скляні, з рідкими, твердими мембранами (селектроди) та ензимні (ферментні) електроди. Індикаторні електроди підбираються відповідно до кожної реакції.

Скляні електроди виготовляють з тонкого літієво-кальці-алюмосилікатного скла у вигляді кульки. Всередині електроду розташований електрод порівняння, занурений у розчин з фіксованим рН. Скляна мембрана являє собою електрод, котрий є оборотним стосовно іонів водню і може бути використаний для вимірювання концентрації водневих іонів. Для визначення рН розчинів використовують спеціальні скляні рН-електроди, які дещо конструктивно різняться з скляними іон селективними електродами. Поверхня рН-електродів вкрита гідратованим шаром гелю кремнієвої кислоти. Всередині вони містять хлороводневу кислоту, насичений AgCl і срібний дріт.

В лабораторних умовах застосовують прилади – іонометри (потенціометри) або рН-метри різних марок, принципова схема яких наведена на рисунку.

 

Рис. Принципова схема потенціометру.

Лабораторна робота № 11

Визначення рН розчинів за допомогою рН-метру.

 

Мета роботи: визначити рН деяких розчинів солей, кислот та основ методом потенціометрії за допомогою рН-метру. Навчитися підготовлювати прилад до роботи.

Прилади та реактиви: рН-метр (іонометр), поліетиленові пробірки, 0,05 М розчин фталевокислого калію (рН 4,0), 0,01 М розчин тетраборату натрію (рН=9,22), 1н. розчин хлороводневої кислоти, 0,1н. розчини сірчаної кислоти, оцтової кислоти, карбонату натрію, ацетату натрію, хлориду алюмінію. Вода дистильована.

 

Принцип методу базується на вимірювання величини потенціалу індикаторного електроду відносно електроду порівняння, значення якого залежить від концентрації іонів водню у розчині.

 

Ход роботи

1. Підготовка рН-метру до роботи виконується згідно з технічними вимогами приладу. Перед початком експериментальних вимірювань необхідно провести калібрування шкали і електроду за двома стандартними буферними розчинами: 0,05 М розчином кислого фталевого калію KHC₈H₄O₄ (рН = 4) і за 0,01 М розчином тетраборату натрію Na₂B₄O₇ (рН = 9,22) при 20 С.

Для цього до одної поліетиленової пробірки внести 1 н. розчин хлороводневої кислоти, а в другу – дистильовану воду. Необхідно знати, що електрод повинний бути занурений у розчин на 0,5 см вище місця виходу азбестової нитки. Рівень розчину КСІ в електроді повинний бути трохи нижче заливного отвору, але вище рівню розчину у пробірці.

Занурити скляний електрод до розчину хлороводневої кислоти і через 3-4 хвилини витягнуть його та промити дворазовим зануренням у дистильовану воду. Надлишок води видаляють з електроду обережним торканням фільтровального паперу. Після цього проводять калібрування буферними розчинами.

2. Отримати у викладача розчини і провести вимірювання рН, не забуваючи пер