Сборник основных формул по химии для ВУЗов - М. Рябов

Уравнения реакций:

Ag+ + CI¯ = AgCl↓

AgCl↓ + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O

[Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgCl↓ + 2NH4NO3

Наблюдения: белый осадок, растворим в NH4OH, образуется в HNO3.

1. Реактив, условия: разбавленные растворы кислот, фильтровальная бумага, смоченная ацетатом свинца РЬ2(CH3COО)2.

Уравнения реакций:

S2- + 2Н+ = H2S↑

H2S↑ + Pb2+ + 2CH3COО¯ = PbS↓ + 2CH3COOH

Наблюдения: резкий запах, почернение фильтровальной бумаги, смоченной ацетатом свинца.

2. Реактив, условия: соли сурьмы(III), Sb2S3

Уравнение реакции:

3S2- + 2Sb3+ = Sb2S3↓

Наблюдения: оранжевый осадок.

3. Реактив, условия: соли кадмия(II), Cd(NO3)2

Уравнение реакции: S2- + Cd2+ = CdS↓

Наблюдения: желтый осадок.

3.3. III аналитическая группа

Реактив, условия: дифениламин (C6H5)2NH в H2SO4 (конц.)

Наблюдения: темно-синее окрашивание на стенках пробирки.

Реактив, условия: дифениламин (C6H5)2NH в H2SO4 (конц.)

Наблюдения: темно-синее окрашивание на стенках пробирки.

1. Реактив, условия: Н2O2, эфир. Уравнение реакции:

VO3¯ + Н2O2 = VO4¯ + Н2O

Наблюдения: окрашивание органической фазы в оранжевый цвет.

2. Реактив, условия: лигнин (газетная бумага)

Наблюдения: лигнин, содержащийся в газетной бумаге, восстанавливает ион VO3¯ до низших степеней окисления, которые окрашивают газетную бумагу в черно-зеленый цвет.

Реактив, условия: H2SO4 (конц.)

Уравнение реакции:

CH3COО¯ + Н+ = CH3COOH

Наблюдения: запах уксуса.

4. Количественный анализ

4.1. Титриметрический (объемный) анализ

Молярная концентрация сэ = nэ/V, где nэ – количество вещества эквивалентов, моль; V– объем раствора, л; единица измерения концентрации – моль/л.

Количество вещества эквивалента (nэ) nэ = m/Mэ = cэ V, где m – масса вещества, г; Mэ – молярная масса эквивалента, г/моль, V – объем раствора, л.

Закон эквивалентов: nэ(А) = nэ(В) или

Титр – количество граммов растворенного вещества, содержащегося в 1 мл раствора.

Титр по определяемому веществу – количество граммов определяемого вещества, которое реагирует с 1 мл титранта.

Прямое титрование – простейший прием титрования, заключающийся в том, что к определенному объему раствора определяемого вещества (А) по каплям приливают титрант (рабочий раствор) вещества (В).

Обратное титрование – процесс титрования, при котором к определенному объему раствора определяемого вещества (А) приливают точно известный объем титранта (В1), взятого в избытке. Избыток не вошедшего в реакцию вещества (В1) оттитровывают раствором другого титранта (В2) точно известной концентрации.

Заместительное титрование. Процесс титрования, при котором к определяемому веществу (А) прибавляют вспомогательное вещество (Р), реагирующее с ним с выделением эквивалентного количества нового вещества (А1), которое оттитровывают соответствующим титрантом (В). Таким образом, вместо непосредственного титрования определяемого вещества (А) титруют его заместитель (А1). Так как количества A и A1 эквивалентны, то количество вещества эквивалента определяемого вещества nэ(А) равно количеству вещества эквивалента титранта nэ(В):

4.2. Метод нейтрализации

Уравнение реакции: Н+ + OH¯ → Н2O или Н3O+ + OH¯ → 2Н2O.

Основные титранты (рабочие растворы): растворы сильных кислот (HCl или H2SO4) и сильных оснований (NaOH или KOH).

Установочные вещества (или первичные стандарты): тетраборат натрия Na2B4O7 × 10 Н2O, карбонат натрия Na2CO3, щавелевая кислота Н2С2O4 • 2Н2O, янтарная кислота Н2С4Н4O4.

Индикаторы: кислотно-основные индикаторы (см. таблицу).

Характеристики некоторых индикаторов приведены в таблице.

Титрование сильной кислоты сильным основанием

HCl + NaOH → NaCl + Н2O

Н+ + OH¯ → Н2O

В точке эквивалентности образуется соль сильной кислоты и сильного основания, которая не подвергается гидролизу. Реакция среды будет нейтральной (рН = 7). В данном случае индикатором может служить лакмус.

Титрование слабой кислоты сильным основанием

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + Н2O

CH3COOH + OH¯ – > CHgCOO¯ + Н2O

Образующаяся соль слабой кислоты и сильного основания в растворе подвергается гидролизу:

CH3COO¯ + HOH → CH3COOH + OH¯

Точка эквивалентности в этом случае будет находиться в щелочной среде, поэтому следует применять индикатор, меняющий окраску при рН < 7, например фенолфталеин.

Титрование слабого основания сильной кислотой

NH4OH + HCl → NH4Cl + Н2O

NH4OH + Н+ → NH4+ + Н2O

Образующаяся соль в растворе подвергается гидролизу:

NH4+ + HOH → NH4OH + Н+

Точка эквивалентности будет находиться в кислой среде, поэтому можно применять индикатор, меняющий свою окраску при рН < 7, например метилоранж.

4.3. Метод комплексонометрии

Комплексонометрия – титриметриче-ский метод анализа, основанный на реакциях комплексообразования определяемых ионов металлов с некоторыми органическими веществами, в частности с комплексонами.

Комплексоны – аминополикарбоновые кислоты и их производные (соли).

В титриметрическом анализе широко используется один из представителей класса комплексонов – динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (Ма2Н2ЭДТА). Этот комплексон часто называют также трилоном Б или комплексном III:

Трилон Б со многими катионами металлов образует прочные, растворимые в воде внутрикомплексные соединения (хелаты). При образовании хелата катионы металла замещают два атома водорода в карбоксильных группах трилона Б и образуют координационные связи с участием атомов азота аминогрупп.

Уравнение реакции: Ме2+ + Н2ЭДТА2- → [МеЭДТА]2- + 2Н+

Основные титранты (рабочие растворы): трилон Б, MgSO4, CaCl2

Установочные вещества (или первичные стандарты): MgSO4, CaCl2

Индикаторы: металлохромные индикаторы, эриохром черный Т

При рН = 7-11 анион этого индикатора (HInd2-) имеет синюю окраску. С катионами металлов (Са2+, Mg2+, Zn2+ и др.) в слабощелочном растворе в присутствии аммиачного буфера (рН = 8-10) он образует комплексные соединения винно-красного цвета по схеме:

При титровании исследуемого раствора трилоном Б:

Константы нестойкости комплексов равны соответственно:

Kн([CaInd]¯) = 3,9 • 10-6

Kн([СаЭДТА]2-) = 2,7 • 10-11

Kн([MgInd]¯) = 1,0 •1 0-7

Kн([MgЭДTA]2-) = 2,0 • 10-9

4.4. Жесткость воды. Определение жесткости воды

Гидрокарбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде бикарбонатов кальция и магния: Са(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Она почти полностью устраняется при кипячении воды, так как растворимые гидрокарбонаты при этом разлагаются с образованием нерастворимых карбонатов кальция и магния и гидроксо-карбонатов магния:

Са(HCO3)2 = CaCO3↓ + CO2↑ + H2O

Mg(HCO3)2 = MgCO3↓ + CO2↑ + H2O

2Mg(HCO3)2 = (MgOH)2CO3↓ + 3CO2↑ + H2O

Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней преимущественно сульфатов и хлоридов кальция и магния и при кипячении не устраняется.