Задача № 6

Классификация анионов по растворимости солей бария и серебра.

Как было указано ранее, для обнаружения катионов обычно применяют качественные реакции, основанные на взаимодействии обнаруживаемых катионов с анионами и сопровождаемые образованием соединений, которые обладают характерными свойствами. Естественно предположить, что для обнаружения анионов можно применять растворы солей катионов, которые с анионами  образуют соответствующие характер­ные соединения.

Особое значение имеют реакции анионов с катионами бария и серебра, с которыми они образуют малорастворимые соли – это лежит в основе классификации анионов, по которой все анионы подразделяются на три аналитические группы.

К первой группе относятся анионы, образующие не раство­римые в воде соли бария и серебра: SO₄^2-, SO₃^2-, CO₃^2-, PO₄^3-, AsO₃^3-, AsO₄^3- и др.

Ко второй группе относятся анионы, образующие не ­растворимые в воде соли серебра: Cl^-, Br^-, I^-, S^2-.

К третьей группе относятся анионы, образующие растворимые в воде соли бария и серебра: NO₃^-, NO₂^-, CH₃COO^-.

Задача № 12

Ионы: Na⁺, Fe²⁺, CO₃^2-.

Вопросы заданий

1.  Укажите, к каким аналитическим группам относятся перечис­ленные ионы.

2. Отметьте групповые реагенты и покажите их действие на при­мере приведенных ионов.

3.  Составьте уравнения реакций обнаружения указанных ионов, от­метьте типы реакций, условия их проведения и аналитические эффекты.

Решение:

Ион Na⁺

1.  Na⁺ - катион первой аналитической группы.

2.  Групповой реагент на катионы этой группы отсутствует.

3. Уравнение реакции обнаружения аниона Na⁺:

NaCl + KH₂SbO₄  = NaH₂SbO₄↓ + KCl.

белый крист.

Условия проведения реакции: температура (15 – 20⁰ С), раствор СН₃СООNa, отсутствие ионов аммония и магния, осаждение ведут из концентрированных растворах, чтобы ускорить выпадение осадка нужно потирать стеклянной палочкой о стенки пробирки.

Аналитический эффект реакции: выпадение белого кристаллического осадка.

Тип реакции: реакция обмена.

Ион Fe²⁺

1.  Fe²⁺ - катион пятой аналитической группы.

2.  Групповой реагент на катионы этой группы - избыток NaOH (2 Н).

Уравнение реакции действия группового реагента:

2 NaOH + FeCl₂ = Fe(OH)₂↓ + 2 NaCl

салатный

3. Уравнение реакции обнаружения аниона Fe²⁺:

3 FeCl₂ + 2 K₃[Fe(CN)₆] = Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓ + 6 KCl

синий

Условия проведения реакции: температура (комнатная), раствор HCl (2 Н), отсутствие окислителей или восстановителей.

Аналитический эффект реакции: образование осадка турнбулевой сини.

Тип реакции: реакция обмена.

Ион CO₃^2-

1.  CO₃^2- - анион первой аналитической группы.

2.  Групповой реагент на анионы этой группы – раствор BaCl₂.

Уравнение реакции действия группового реагента:

Na₂СO₃ + BaCl₂ = BaСО₃↓ + 2 NaCl.

белый крист.

3. Уравнение реакции обнаружения аниона CO₃^2-:

K₂CO₃ + 2 HCl = CO₂↑ + 2 KCI + H₂O

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O

Условия проведения реакции: температура (комнатная), раствор HCl (2 Н), отсутствие сульфитов и тиосульфатов.

Аналитический эффект реакции: образование белого осадка или мути.

Тип реакции: реакция обмена и разложения.

Задача № 23

Дайте определение и рассчитайте массовую долю и массовую концентрацию растворённого вещества, его молярную и моляльную концентрации, молярную концентрацию эквивалентов и титр раство­ра на основании данных:

Формула вещества	Масса вещества, г	Масса воды, г	Плотность раствора, г/мл
H2SO4	20	597	1,02

Решение:

Раствор - это гомогенная система, состоящая из растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.

Важнейшей количественной характеристикой раствора является его концентрация, которая показывает содержание растворенного вещества в определённом количестве раствора или растворителя.

1. Определим массу раствора (m_(р-ра)):

,

где: m (В) - масса растворенного вещества В, г;

m (воды) – масса воды, г.

г.

2. Рассчитаем массовую долю растворенного вещества (ω (В)):

или 3,24%

3. Вычислим объем раствора (V), используя формулу:

,

где: ρ – плотность раствора, г/мл.

мл.

4. Определим массовую концентрацию растворённого вещества (γ (В)):

,

где: V – объем раствора, л; 604,9 мл = 0,6049 л

г/л.

5. Вычислим молярную концентрацию вещества (С (В)):

,

где: М (В) - молярная масса вещества В, г/моль; М (H₂SO₄) = 1*2 + 32 + 16*4 = = 98 г/моль.

моль/л.

6. Рассчитаем моляльную концентрацию вещества (Cm (В)):

,

где: m_р-ля – масса растворителя, в нашем случае воды, г.

моль/кг.

7. Вычислим молярную массу эквивалентов растворенного веще­ства (Мэк (В)):

,

где: Z (В) - эквивалентное число.

Z кислоты равно числу ионов Н⁺: для H₂SO₄ Z = 2.

г/моль.

8. Определим молярную концентрацию эквивалентов вещества (Сэк (В)):

моль/л.

9. Вычислим титр раствора (Т (В)):

,

г/мл.

Ответ: ω (H₂SO₄) = 0,0324; γ (H₂SO₄) = 33,06 г/л; С (H₂SO₄) = 0,337 моль/л; Cm (H₂SO₄)  =  0,342  моль/кг;   Сэк (H₂SO₄)  =  0,674  моль/л;         Т (H₂SO₄) = 0,03306г/мл.

Задача № 38

Общая характеристика метода йодометрии. Рабочие растворы метода, их приготовление и стандартизация. Индикатор метода. Осо­бенность определения окислителей.

Йодометрический метод анализа основан на окислительно-восстановительных процессах, связанных с восстановлением I₂ до I^--ионов или с окислением I^--ионов до I₂:

I₂ + 2ē ↔ 2 I^-

Стандартный потенциал пары I₂/2I^- сравнительно невелик, он равен +0,54в.

Положение пары I₂/2I^- примерно в середине таблицы окисли­тельных потенциалов показывает, что: а) существует ряд восстановителей, способных окисляться свободным йодом (имеющие Е° < +0,54 в); б) имеется также ряд окислителей, способных восстанавливаться I^--ионами (имеющие Е° > +0,54 в).

Отсюда возникает возможность двоякого использования окис­лительно-восстановительных свойств пары I₂/2I^- в титриметрическом анализе: для определения восстановителей — окислением их раствором йода и для определения окислителей — восстановлением I^--ионами.

Рассмотрим обе группы йодометрических определений.

Определение восстановителей. Если на раствор тиосульфата натрия действовать свободным йодом, то происходит реакция:

2 S₂O₃^2- + I₂ → 2 I^- + S₄O₆^2-

Из ионного уравнения реакции видно, что два тиосульфат-иона S₂O₃^2- превращаются  в один тетратионат-ион S₄O₆^-. Следовательно, два иона S₂O₃^- отдают молекуле I₂ два элек­трона согласно схеме:

2 S₂O₃^2- - 2ē ↔ S₄O₆^2-

При титровании раствора Na₂S₂O₃ раствором qода присущая qоду темно-бурая окраска моментально исчезает. Когда же весь Na₂S₂O₃ будет окислен, одна лишняя капля раствора qода окрасит титруемую жидкость в бледно-желтый цвет. Здесь, следовательно, как и в перманганатометрии, можно  титровать  без  индикатора. Однако окраска йода, получающаяся в конце титрования, слаба, и это затрудняет фиксирование точки эквивалентности. Поэтому гораздо удобнее применять в качестве индикатора чувствительный реактив на йод — раствор крахмала, образующий с йодом смешан­ное комплексно-адсорбционное соединение интенсивно синего цвета. При титровании в присутствии крахмала конец реакции определяют по появлению синей окраски, не исчезающей от одной лишней капли йода. Можно также титровать раствор йода тио­сульфатом до обесцвечивания синего раствора от одной капли по­следнего. В этом случае раствор крахмала прибавляют в самом конце титрования, когда йода останется очень мало и титруемый раствор будет иметь бледную (соломенно-желтую) окраску. Если прибавить крахмал раньше, когда йода в растворе еще много, то образующееся в большом количестве соединение йода с крахма­лом медленно реагирует с тиосульфатом, поэтому раствор легко перетитровать.

Зная нормальность раствора йода и затраченные на титрова­ние объемы растворов его и тиосульфата, можно найти нормаль­ность и титр раствора Na₂S₂O₃. Наоборот, по известной нормаль­ности или титру раствора Na₂S₂O₃ можно подсчитать нормальность и титр раствора йода.

Аналогично определяют ряд других восстановителей, способных восстанавливать I₂ до I^--иона.

Определение окислителей. Поскольку при определении восстановителей титруют раствором йода, естественно ожидать, что при определении окислителей, основанном на восстановлении их ионами I^-, придется титровать раствором KI. Однако в дейст­вительности такое титрование провести нельзя ввиду невозмож­ности фиксировать точку эквивалентности. В самом деле, при тит­ровании раствором KI какого-нибудь окислителя, например К₂Сr₂О₇:

Сr₂О₇^2- + 6 I^- + 14 Н⁺  → 3 I₂ + 2 Сr³⁺ + 7 Н₂О

конец реакции характеризовался бы прекращением образования свободного йода. Но этот момент, очевидно, заметить нельзя. Действительно, выше указывалось, что, пользуясь крахмалом в ка­честве индикатора, легко заметить момент появления в растворе I₂ (посинение) или момент его исчезновения из раствора (обес­цвечивание синего раствора), но не момент прекращения образо­вания I₂.

Поэтому в рассматриваемом случае применяют косвенный ме­тод— метод замещения. К смеси растворов иодида калия и кисло­ты (взятых в избытке) прибавляют точно отмеченный пипеткой объем раствора определяемого окислителя, например К₂Сr₂О₇.

Схема йодометрического определения окислителей такова:

а)   кислота + KI    (избыток   в   колбе) + определяемый   окис­литель, отмеренный пипеткой  (или навеска) → выделение I₂  (при стоянии);

б)    I₂ + 2 Na₂S₂O₃ →2 NaI + Na₂S₄O₆    (титрование I₂ тиосуль­фатом).

Понятно, что когда Н⁺-ионы в реакции между окислителем и KI не участвуют, подкисление раствора на стадии (а) излишне. Избы­ток же KI необходим для растворения I₂ и предупреждения его улетучивания.

По этой схеме можно йодометрически определять многие окис­лители, способные окислять I^- до I₂.

Определение кислот. Йодометрический метод применяют также для определения кислот:

IО₃^- + 5 I^- + 6 Н⁺ → 3 I₂ + 3 Н₂О

Как видно из уравнения, при реакции расходуются Н⁺-ионы и выделяется эквивалентное количество йода. Выделившийся йод оттитровывают тиосульфатом и по затраченному объему и нор­мальности раствора его вычисляют нормальность и титр соответ­ствующего раствора кислоты.

Из сказанного видно, что йодометрический метод титриметрического анализа имеет весьма широкое применение. Важным пре­имуществом его является большая точность, связанная с высокой чувствительностью применяемого индикатора — раствора крахма­ла.

Условия проведения йодометрических определений.

1. Потен­циал пары I₂/2I^- невелик, и потому многие йодометрические реак­ции обратимы и до конца не доходят; только при создании надлежащих условий они протекают практически до конца.

2.  Йод — вещество летучее,  поэтому титрование ведут на холоду. Это необходимо также и потому, что с повышением темпе­ратуры  понижается  чувствительность  крахмала   как  индикатора.

3. Йодометрическое титрование нельзя проводить в щелочной среде, так как йод реагирует со щелочами:

I₂ + 2ОН^- →  IO^- + I^- + Н₂О

Присутствие же гипоиодида IO^- недопустимо, так как, являясь более сильным окислителем, чем I₂, он окисляет тиосульфат ча­стично до сульфата. Чем больше концентрация ОН^- в растворе, тем большее коли­чество тиосульфата превращается в сульфат. Из-за этой побоч­ной реакции точное вычисление результатов анализа становится невозможным. Поэтому необходимо следить за тем, чтобы рН раствора не превышал 9.

В тех случаях, когда при реакции образуются Н⁺-ионы, для практически полного протекания ее в нужном направлении прихо­дится эти ионы связывать, что достигается прибавлением NаНСО₃.

4.  Растворимость йода в воде мала,  поэтому при йодометрических   определениях  окислителей   необходимо   применять  значи­тельный избыток KI. Это способствует растворению выделенного при реакции йода, который с KI образует нестойкий комплексный ион [I₃]^-. Кроме того, избыток KI способствует ускорению реакции меж­ду I^- и определяемым окислителем и более полному течению ее в нужном направлении.

5.  Скорость    реакции    между   определяемым   окислителем   и I^--ионами  оказывается  обычно  недостаточной.  Поэтому  к  титро­ванию выделившегося йода приступают лишь через некоторое вре­мя после прибавления окислителя.

6.   Реакционную   смесь   сохраняют   в   темноте,   так   как свет ускоряет в кислых растворах побочную реакцию окисления I^--ионов до I₂ кислородом воздуха:

4 I^- + 4 Н⁺ + О₂  ↔ 2 I₂ + 2 Н₂О

Приготовление рабочих растворов.

·                    Раствор тиосульфата. Высокая чувствительность йод-крахмаль­ной реакции обусловливает вполне отчетливое посинение 50 мл раствора от одной капли 0,01 н. раствора йода. Исходя из этого, титрованные растворы йода и тиосульфата можно готовить не 0,1 н., а 0,02 и 0,05 н.

Тиосульфат натрия Na₂S₂O₃·5H₂O представляет собой кристал­лическое вещество. Хотя при надлежащих условиях он мо­жет быть получен химически чистым, приготовлять титрованный раствор тиосульфата по точной навеске нельзя, так как тиосуль­фат не удовлетворяет всем требованиям, предъявляемым к ис­ходным веществам. Он является соединением сравнительно не­устойчивым: например, реагирует с угольной кислотой, растворен­ной в воде.

Вследствие этого нормальность раствора тиосульфата сначала несколько возрастает. Отсюда ясно, что: а) не имеет смысла брать точную навеску Na₂S₂O₃·5H₂O; б) к установке титра раствора его следует присту­пать не сразу, а через 10 дней после приготовления.

Хранить раствор Na₂S₂O₃ нужно в бутылях, защищенных от двуокиси углерода трубкой с натронной известью или аскаритом, как растворы NaOH.

В дальнейшем титр раствора Na₂S₂O₃ начинает медленно уменьшаться,  поэтому его   необходимо   периодически   проверять.

Уменьшение титра происходит вследствие: а) окисления Na₂S₂O₃ кислородом воздуха; б) разложения его микроорганизмами (тиобактериями), являю­щегося наиболее важной причиной нестойкости растворов тио­сульфата. Для предупреждения этого разложения рекомендуют в качестве антисептика прибавлять на 1 л раствора около 10 мг иодида ртути HgI₂. Следует также хорошо защищать раствор от света,  благоприятствующего  размножению  в  нем  тиобактерий.

При приготовлении раствора тиосульфата исходят из величи­ны его грамм-эквивалента, равной 248,2 г, и нормальности рас­твора   (около 0,02)   и  учитывают все  сделанные  выше  указания.

Установка титра тиосульфата описана ниже.

·                   Раствор йода. Титрованный раствор йода можно приготовить либо исходя из точной навески химически чистого кристалличе­ского йода, либо пользуясь йодом, имеющимся в продаже. В по­следнем случае титр раствора устанавливают обычно по титро­ванному раствору тиосульфата.

Рассмотрим оба указанных способа.

1. Приготовление раствора йода по точной на­веске химически чистого йода. Йод обычно содержит примеси хлора, различных соединений йода с другими галогена­ми, например IC1, IBr, IC1₃, а также гигроскопическую воду. Для очистки его пользуются тем, что давление паров твердого йода, равное атмосферному давлению, достигается при температуре более низкой, чем температура плавления йода. Поэтому, если нагревать твердый йод, он, не плавясь, обращается в пар, который конден­сируется, образуя кристаллы на более холодных частях сосуда. Этот процесс испарения твердого тела, происходящего без образо­вания жидкой фазы, называется возгонкой или сублимацией.

Для того чтобы путем сублимации очистить йод от примесей, нужно предварительно превратить их в нелетучие вещества. Для этого йод растирают в яшмовой или агатовой ступке с KI и СаО. Окись кальция поглощает воду, образуя Са(ОН)₂, тогда как KI образует с примесями галогенидов свободный йод и нелетучие соли.

Смесь йода с KI и СаО помещают в совершенно сухой стакан, накрывают его круглодонной колбой, наполненной холодной водой, и осторожно нагревают на плитке. Время от времени оседающие на холодной поверхности колбы кристаллы йода переносят стеклянной палочкой на предварительно тарированное часовое стекло и взвешивают на технических весах. Процесс сублимации продолжают до тех  пор,  пока  не  будет  получено  столько  йода, сколько необходимо для приготовления раствора его. В данном случае достаточно приготовить 250 мл 0,02 н. раствора йода. Грамм-эквивалент его равен грамм-атому, т. е. 126,9 г, поэтому потребуется навеска йода:

г

Приступая к приготовлению раствора, нужно помнить, что йод летуч и что пары его отравляют воздух лаборатории и вызывают коррозию металлических частей приборов. Поэтому пересыпание йода, возгонку и другие операции необходимо проводить под тягой. Особенно следует защищать от воздействия паров йода ана­литические весы.

Как уже указывалось, йод очень плохо растворим в воде, поэтому его растворяют в концентрированном растворе KI, с ко­торым он образует растворимый комплексный ион красно-бурого цвета [I₃]^-.

Чтобы растворение произошло достаточно легко и быстро, нужно брать по крайней мере тройное (в сравнении с массой йода) количество KI. Кроме того, при взвешивании нужно учиты­вать летучесть йода. Поэтому лучше взвешивать йод, предвари­тельно растворив его, так как йод в растворе KI менее летуч вследствие уменьшения давления паров I₂.

Обычным способом вычисляют титр и нормальность приготов­ленного раствора йода.

2. Приготовление рабочего раствора йода. Рас­твор готовят так же, с той только разницей, что взвешивают ~ 0,6 - 0,7 г йода на технических весах. Одновременно ~2—3 г KI растворяют в возможно меньшем объеме воды. В полученный рас­твор вносят навеску йода и после его растворения разбавляют водой до 250 мл. Титр устанавливают по тиосульфату, как описано ниже. Можно установить титр и по As₂O₃.

·                   Раствор крахмала. Для приготовления раствора крахмала взве­шивают 0,5 г так называемого «растворимого крахмала» и тща­тельно растирают его с несколькими миллилитрами холодной воды. Полученную пасту вливают в 100 мл кипящей воды, кипятят еще около 2 мин (пока раствор не станет прозрачным) и фильтруют горячим. Вместо фильтрования можно дать крахмалу осесть на дно сосуда и при титровании пользоваться только верхним слоем совершенно отстоявшейся жидкости.

Нужно иметь в виду, что растворы крахмала являются хоро­шим питательным субстратом для микроорганизмов и потому скоро портятся. Более устойчивый раствор крахмала можно полу­чить, прибавляя к нему (в момент приготовления) несколько мил­лиграммов HgI₂.

С каплей 0,02 н. раствора йода, прибавленной к 50 мл воды, 2—3 мл раствора крахмала должны давать синюю окраску. Если она получается не синей, а фиолетовой или буроватой, это указы­вает на непригодность крахмала в качестве индикатора.

Установка титра рабочего раствора Na₂S₂O₃.

Для установки титра раствора Na₂S₂O₃ предложено много раз­личных стандартных веществ, например твердый химически чистый йод, йодат калия КIO₃, бромат калия КВrО₃, бихромат калия К₂Сr₂О₇ и др. На практике чаще всего пользуются бихроматом калия К₂Сr₂О₇.

Хотя система Cr₂O₇^2-/Cr³⁺ соответственно более высокому стандартному  потенциалу   (E⁰ = +1,33 в)   и  способна   непосредственно окислять Na₂S₂O₃  (Е° = +0,08 в), но реакция протекает сложно, нестехиометрично и не может быть выражена одним урав­нением. Поэтому титр Na₂S₂O₃ устанавливают на основании об­щего принципа qодометрического определения окислителей, т. е. сначала действуют на смесь KI и H₂SO₄ точно измеренным объ­емом титрованного раствора К₂Сr₂О₇. При этом бихромат замещается эквивалентным количеством qода, который далее оттитровывают исследуемым раствором тиосульфата.

Приготовление титрованного раствора К₂Сr₂О₇. Пользуясь обычной методикой, берут на аналитических весах точную навеску К₂Сr₂О₇, количественно переносят ее в мерную колбу емкостью 250 мл, растворяют в воде, разбавляют раствор до метки и тщательно перемешивают, затем вычисляют нормаль­ность полученного раствора (должно быть около 0,02 н.).

Титрование. Приступая к титрованию, наполняют бюретку рас­твором Na₂S₂O₃ и устанавливают уровень жидкости в ней на нуле.

В большую коническую колбу берут мензуркой 5—7 мл 20%-ного раствора KI и 10—15 мл 2 н. раствора H₂SO₄. К полу­ченной смеси прибавляют пипеткой аликвотную часть (25,00 мл) раствора К₂Сr₂О₇ и, накрыв колбу часовым стеклом, чтобы преду­предить потери от улетучивания йода, для завершения реакции оставляют смесь на 5 мин в темноте. Затем снимают часовое стекло и ополаскивают его над колбой дистиллированной водой. Прибавляют в колбу еще около 200 мл воды и приступают к тит­рованию раствора тиосульфатом. Сначала титруют без индика­тора. Когда же окраска раствора из темно-бурой превратится в бледно-желтую (цвет соломы), прибавляют около 5 мл раствора крахмала   и   продолжают  титровать  до  перехода   синей   окраски в бледно-зеленую от одной капли раствора Na₂S₂O₃. Последние капли прибавляют медленно, каждый раз хорошо перемешивая раствор. Сделав отсчет, проверяют точность титрования, прибавив к оттитрованному раствору одну каплю титрован­ного раствора К₂Сr₂О₇. Если раствор не перетитрован, должна появиться устойчивая синяя окраска.

Точное титрование повторяют еще 2—3 раза. Из сходящихся результатов  (разность не больше 0,1 мл)  берут среднее.

Вычисление. Хотя Na₂S₂O₃ и К₂Сr₂О₇ при данном определении непосредственно друг с другом не реагируют, количества их тем не менее эквивалентны.

Пользуясь формулой , по известной нормальности раствора бихромата и по израсходованным объемам растворов вычисляют искомую нормальность раствора тиосульфата.

Если в лаборатории имеется титрованный раствор йода, при­готовленный по точной навеске химически чистого йода, полезно проверить правильность титра раствора тиосульфата натрия. Для этого измеренный объем раствора йода титруют раствором тио­сульфата. Можно было бы, конечно, устанавливать титр Na₂S₂O₃, исходя из стандартизированного раствора I₂, но это менее удобно, так как ошибки при установке обоих титров будут суммироваться.

Задача № 49

При растворении 5,4550 г анализируемого образца, содержа­щего железо, получено 250 мл раствора, на титрование 25,00 мл ко­торого затрачено 25,00 мл 0,0186 н. раствора КМnО₄. Рассчитайте T(KMnO₄ / Fe), массу и массовую долю железа в образце.

Решение:

Метод перманганатометрии основан на реакциях окисления восстановителей ионом перманганата. В нашем случае Fe²⁺ перейдет в Fe³⁺ соответственно уравнению:

Fe²⁺ + MnO₄^- + H⁺ → Fe³⁺ + Mn²⁺ + H₂O

Природа атома	Процессы	Элект-роны	Наименьшее общее кратное	Коэффици-енты
Окислитель Восстановитель	Mn+7 + 5ē → Mn+2 (вос-ние) Fe+2 - 1ē → Fe+3 (ок-ние)	1 5	5	1 5

5 Fe²⁺ + MnO₄^- + 8 H⁺ = 5 Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4 H₂O

1. Определим молярную массу эквивалентов железа:

г/моль.

2. Вычислим титр раствора КМnО₄ по определяемому веществу Fe:

 г/мл.

3. Определим молярную концентрацию эквивалентов железа:

 моль/л.

4. Вычислим массу железа в растворе:

 г.

5. Определим массовую долю железа в образце:

 или 4,77 %

Ответ: T(KMnO₄ / Fe) = 0,00104 г/мл; m (Fe) = 0,2604 г; ω (Fe) = 4,77%.

Задача № 54

Определите массу и массовую долю SO₂ во фруктовом пюре, если из его пробы массой 20,00 г приготовили раствор, на титрование которого израсходовали 25,50 мл 0,0252 н. раствора J₂.

Решение:

SO₃^2- + I₂ + H₂O → SO₄^2- + I^- + H⁺

Природа атома	Процессы	Элект-роны	Наименьшее общее кратное	Коэффи-циенты
Окислитель Восстановитель	I2 + 2ē → 2I- (восстановление) SO32- + H2O - 2ē → SO42- +  H+ (окисление)	2 2	2	1 1

SO₃^2- + I₂ + H₂O → SO₄^2- + 2 I^- + 2 H⁺

1. Определим молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя:

г/моль;

г/моль.

2. Вычислим массу йода в растворе:

г.

3. Определим массу SO₂:

г.

4. Вычислим массовую долю SO₂ во фруктовом пюре:

 или 0,103%

Ответ: m (SO₂) = 0,0206 г; ω (SO₂) = 0,103%.

Задача № 61

Рефрактометрия. Преломление света, показатель преломления, параметры, влияющие на его величину. Проведение количественного анализа методом градуировочного графика.

Рефрактометрия - (от лат. refractus - преломленный и ...метрия), совокупность методов и средств измерения показателей преломления n среды: измерение угла преломления света; измерение угла полного внутреннего отражения; интерференционный метод; фотометрический метод (зависимость коэффициента отражения света на границе двух сред от отношения n); другие методы, в т. ч. иммерсионный и теневой (измерение перепада n в неоднородных средах).

Рефракцией или преломлением света называют изменение направления луча при прохождении им границы раздела двух прозрачных сред I и II (рис.1). Угол 90°–a , образованный направлением падающего луча с нормалью, называют углом падения, угол b , образованный направлением преломленного луча с продолжением этой нормали, – углом преломления. Падающий и преломленный лучи лежат в одной плоскости.

Рис.1. Преломление светового луча на границе раздела двух сред

Способность различных веществ преломлять луч света характеризуется показателем преломления. Показатель преломления обусловлен природой вещества, его химическим строением. Показатель преломления растворов зависит от их концентрации. Это свойство широко используется в контроле производства. По показателю преломления, например, водного сахарного или спиртового растворов легко определяют их концентрацию, или по показателю преломления жира в специальном растворителе определяют содержание жира в объектах кондитерского производства.

Для измерения показателя преломления используют специальные приборы, которые называют рефрактометрами.

Показателем преломления (коэффициентом преломления) называют отношение синуса угла падения луча света к синусу угла его преломления:

sin a/sin b  = n

           Если луч света переходит из вакуума или из воздуха в другую среду, то угол падения всегда больше угла преломления. При увеличении угла падения, изменяется соотношение между долями световой энергии проходящей в другую среду и отраженной от нее. При угле падения 40⁰ и выше, луч света полностью отражается от поверхности раздела и называется углом полного внутреннего отражения. Зная угол полного внутреннего отражения, можно определить показатель преломления

n = 1/sin a'

где a'-угол полного внутреннего отражения.

В связи с тем, что показатель преломления зависит от длины волны, существуют несколько показателей преломления для одних и тех же веществ, имеющие следующие обозначения:

·                    n_D- показатель преломления желтой линии натрия (линия D)

·                    n_C-показатель преломления красной линии водорода (линия C)

·                    n_F-показатель преломления синей линии водорода (линия F)

·                    n_G -показатель преломления фиолетовой линии водорода (линия G).

         Так как показатель преломления зависит от внутреннего состояния вещества, он также зависит от температуры, давления, концентрации, природы растворителя. Поэтому для систематизации полученных результатов, принимается показатель преломления (принятых стандартными), снятый при температуре 20±0,3 ⁰С, в спектре натрия (598,3 нм). Полученный в данных условиях показатель преломления имеет обозначение n_D^{20 ,} который и используется в справочных данных основных физико-химических свойств веществ.            Обычно измерение показателя преломления проводят при температуре 20 0С. Однако, при измерениях в условиях другой температуры, вводят поправку на температуру по формуле:

n' = n²⁰ + (20-t)_*0,0002

  где n'-показатель преломления при измеряемой температуре, n - стандартный показатель преломления, t - температура, при которой проводилось измерение.

Очень часто количественный анализ проводят методом градуировочного графика. При построение градуировочного графика необходимо использовать миллиметровую бумагу. Значения концентраций откладывать на оси абсцисс, а соот­ветствующие им показания приборов (значения физических величин) - на оси ординат (обязательно пишутся единицы измерения). Масштаб по осям координат выбрать таким образом, чтобы угол наклона графика был приблизительно равен 45°. Зависимость между физической величиной, измеряемой в ме­тоде, и концентрацией раствора чаще всего изображается  прямой линией. Но вследствие некоторого разброса значений экспериментальных дан­ных, прямую линию следует провести усредненно, т.е. между точками (примерно на одинаковом расстоянии от каждой из них). Градуировочный график всегда следует подписывать.

Далее, используя построенный график, определяют содержание вещества в анализируемом растворе или образце.

Задача № 77

Для определения концентрации олова в сплаве приготовлены стандартные растворы, при анализе которых методом полярографии получены следующие данные:

С, мг/мл	0,5	1,0	1,5	2,0	2,5
h волны, мм	4,0	8,0	12,0	16,0	20,0

Определить массовую долю олова в 2,5 г пробы, если при анализе 50 мл его раствора высота полярографической волны равна 6 мм.

Решение:

1. По результатам анализа стандартных растворов строим градуировочный график в координатах h – С и по нему определяем концентрацию олова в сплаве.

2. По графику определяем, какой концентрации раствора соответствует высота полярографической волны равная  6 мм: С = 0,75 мг/мл.

3. Вычислим массу олова в 50 мл раствора:

мг или 0,0375 г.

4. Определим муссовую долю олова в 2,5 г пробы:

 или 1,5 %.

Ответ: ω (олова) = 1,5 %.

Список литературы

1.                Алексеев В.Н. Количественный анализ. – М.: «Химия», 1972.

2.                Алексеев В.Н. Теоретические основы физико-химических методов анализа. – М.: Высшая школа, 1979.

3.                Здешнева А.М. Сборник задач и упражнений по аналитической химии. – М.: Высшая школа, 1979.

4.                Крешков А.П. Основы аналитической химии. Т. 2. – М.: «Химия», 1976.

5.                Крешков А.П., Ярославцев А.А. Курс аналитической химии. Качественный анализ, книга первая. – М.: «Химия», 1975.