С.К. Пискарёва - Аналитическая химия (1110124), страница 19
Текст из файла (страница 19)
Предварительно определяют рН раствора с помощью набора индикаторов или универсальной индикаторной бумаги, после чего приступают к обнаружению катионов (табл. 2). Таблица 2. Реактивы дли обнаружении катионов ! аналитической группы Реактивы ХаНСьНьоь ХН4НС4НьОь белый кристалли ческий осадок Х' (С ' (Х~з)ь] К(БЬ(ОН)ь] (ХН„)зХа(Со. (ХО,').] желтый кристал- ли некий осадок Ха(БЬ(ОН)ь] белый крис- НБЬОз белый аморфный осадок МБ(БЬ(ОН)ь]з белый кристаллический осадок таллический осадок мй(он), белый аморфный осадок ХНз запах аммиака, посинение влажной лакмусовой бумаги ХаОН или КОН Ха НРО„+ + ХИ„С1+ +ХН„ОН 1)оз.
(СНзСОО), МяХНьроь" бНзО белый кристаллический осадок Фиолетовый цвет Окрашивание пла- мени 81 КнсьньОь белый крис- таллический осадок К,Ха(Со. (Хоз)ь] желтый крис- таллический осадок Ха11О . .(сн,соо), зелсноватожелтый кристаллический осадок Желтый цвет 1. Обнаружение монов )ЧН+.
К 2 — -3 каплям раствора смеси катионов ! группы добавляют 3 — 4 капли 2 н. раствора )ч)аОН и нагревают на водяной бане. Запах аммиака и посинение влажной лакмусовой бумаги указывают на присутствие в растворе )х)Н,+-ионов. Их можно также обнаружить реактивом Несслера. 2. Обнаружение ионов Мйг+. К 2 — 3 каплям раствора катионов 1 группы добавляют 2--3 капли 2 и.
раствора НС! до кислой реакции, 2 — 3 капли )з)агНРО и затем по каплям, при энергичном встряхивании, 2 и. раствор )ь)Н,„ОН. Добавление ведут при перемеши ванин палочкой до получения неисчезающего осадка или до запаха аммиака, т. е. щелочной реакции (проба на лакмус). При наличии магния образуется характерный белый кристаллический осадок фосфата мапгия- -аммония М8)з)Н,,РО„,.
3. Удаление ионов )ЧНе+. Переносят в фарфоровый титель 15 капель раствора катионов 1 группы. Раствор упаривают„а сухой остаток прокаливают до полного прекращения выделения белого дыма. Палочкой берут крупинку сухого остатка на стеклянную пластинку, растворяют в кашзе воды и проверяют полноту удаления )х)Н+-ионов с реактивом Несслера. Если )ь)Не -ионы еще присутствуют, то продолжают прокаливать сухой остаток. После полного удаления )ЧНс+-ионов тигель охлаждают и растворяют сухой остаток , в 8 — 10 каплях дистиллированной воды.
Если образуется нерастворимый осадок основного хлорида магния МЕОНС1, то раствор переносят в коническую пробирку, центрифугируют и отбрасывают осадок. В центрифугате обнаруживают К+- и )х)а+-ионы. 4. Обнаружение ионов К'. К 2- — 3 каплям раствора, полученного после удаления )з)Не-ионов, добавляют 2--3 капли раствора )с)аз (Со()х)Ог)е]. При наличии калия образуется желтый кристаллическни осадок Кг)з(а(Со()з)Ог)е]. 5. Удаление ионов Мйг+. К 3 — 4 каплям раствора, полученного гюсле удаления )ч)Н+-ионов, добавляют 6 — 8 капель 2 и. раствора КОН (до щелочной среды) и нагревают на водяной бане.
Полученный аморфный осадок Мя(ОН)г отделяют от раствора центрифугированием н отбрасывают. 6. Нейтрализация распюра. Раствор, полученный после отделения осадка Мя(ОН)г, переносят в тигель и нейтрализуют 2 н. раствором НС) до кислой среды (проба с лакмусом). 7. Удаление избытка НС!. Полученный раствор упаривают досуха и прокаливают 2 — 3 мин. При этом избыток НС! испаряется. Затем тигель охлаждают, а сухой остаток растворяют в 3 — 4 каплях дистиллированной воды. Полученный прозрачный раствор переносят в пробирку. Если раствор мутный, то муть отделяют на центрифуге, а прозрачный раствор переносят в чистую пробирку для обнаружения ионов )х(а".
8. Обнаружение ионов )Ча+. К прозрачному раствору добавляют 3- 4 капли раствора К18Ь(ОН)е]. Пробирку охлаждают под краном при одновременном потирании стенок пробирки стеклянной палочкой. При наличии натрия выпадает небольшой белый кристаллический осадок )з)а [БЬ(ОН)~]. С помощью диоксоуранацетата ионы )ь)а можно обнаружить, не удаляя магний. Правилыюсть вывода о присутствии в растворе ионов К+ и )з)а+ можно проверить по окрашиванию пламени (см, й 2, и.
5 и З 3, и, 4 данной главы). Анализ катионов первой аналитической группы приведен на схеме 1. Схема 1. Ход янвлизв снеси квтпонов ! внвлнтпческой группы Раствор смеси катионов 1 группы Раствор: ионы К+, Нв+, Мйгг Оселок: следы Мконс), не исслед- уетсяя Обнаружение ионов К' действием Наз. !Со(!с!Ог)е1 Удаление ионов МК~' действием избытка КОН Нейтрвлизвция раствором НС! Растворение сухого остатка ГЛАВА 4 ВТОРАЯ АНАЛИТИЧЕСКАЯ ГРУППА КАТИОНОВ $1. ЗНАЧЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ В АНАЛИЗЕ Химическое равновесие является состоянием наибольшей устойчивости. К этому состоянию стремится любая химическая система путем изменения концентраций реагирующих веществ.
кз Обнаружение 1чн2-ионов пгелочью при нагрсввнии нли реактивом Нес- слсрв Обнаружение Мй~ "-ионов действием НС! и НвгНРОс в присутствии 1ЧН ОН Удвленнс 1ЧН2-ионов выпвриввнием рвствора и проквливвнисм до полного удаления НН . Растворение сухого осгвткв в воде и кон- центрироввние Удаление избытка НС1 выпариванием и проквливвнисм Обнвружение ионов Нв+ действием К!ЗЦОН) 1 Аналитическая практика постоянно связана с химическим равновесием, с необходимостью создания условий, которые позволили бы сдвинуть установившееся равновесие в нужном направлении и довести до конца используемую реакцию. Все случаи химического равновесия подразделяют на гомогенное и гетерогенное равновесие (см.
гл. 1, ч 7). Качественная характеристика направления смещения равновесия объясняется принципом Ле Шателье (см. гл. 1, 9 1!). Количественная характеристика химического равновесия определяется константой химического равновесия (см. гл. 1, 8 1О). Практика неорганического анализа прежде всего связана с ионными равновесиями. Константу равновесия в этом случае называют константой электролитической диеголиаяии. Прибавление к слабому электролиту сильного электролита с одноименным ионом нарушает равновесие. Используя уравнение константы диссоциации, можно определить изменение концентрации того или иного иона в этом случае (см.
гл. 4, 8 4). Большинство реакций гидролиза (см. гл. 1, 8 15) являются, обратимыми и также могут быть охарактеризованы константой, равновесия. Константу равновесия для гидролиза солей называют ' константой гидролиза. Знание константы гидролиза позволяет управлять этим процессом. Опираясь на обратимость процесса диссоциации воды, можно характеризовать количественно кислотность и щелочность среды. Эта величина получила название водородного показателя (см.л гл. 5, 8' 2).
Количественная характеристика кислотности или щелочности среды имеет во многих случаях решающее значение при проведении реакций. Многие аналитические реакции можно осуществить только при определенной кислотности или щелоч- ности среды. Большое число комплексных соединений является электролитами. В их растворах наблюдаются ионные равновесия. Для анализа важное значение имеет диссоциация комплексных ионов, которая протекает по типу диссоциацни слабого электролита. Константу: динамического равновесия, характеризующую прочность комплекса, называют константой устойчивости комплексного иона. Она является мерой устойчивости комплекса. Зная числовое значение этих констант, можно определить„какие комплексные реактивы,1 подходят для определения того или иного иона (см.
гл. 5, 8 7). Применяя основной закон химического равновесия — закон действующих масс — к гетерогенным системам, В. Г. Нернст в 1889 г. сформулировал правило произведения растворимости (см. гл. 4, 8 6), которое используют при решении задач, связанных с осаждением ионов в виде малорастворимых соединений, а также с растворением малорастворимых осадков. Осаждение ионов и переведение их в раствор являются важнейшими операциями как качественного, так и количественного анализа.
8 2 РАВНОВЕСИЯ В ГОМОГЕННОЙ СИСТЕМЕ. КОНСТАНТА ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ Рассмотрим динамическое равновесие в водных растворах слабых электролитов на примере азотистой кислоты. Ее диссоциация (ионизация) идет по схеме: НИОз Н'+ХОз Применив к этой реакции закон действующих масс, получим выражение для константы электролитической диссоциации: [н") [но, ) жэз "-= [нхо,)' где [Н 1 и [)з)Оз ) — равновесные молярные концентрации Н+- и )з[Оз -ионов; [НХОз] — моляриая равновесная концентрация НХОз. КонстантУ РавновесиЯ Ки„,з„называют в данном слУчае константой электролитической диссоциации или константой диссоциации.
Она характеризует состояние диссоциации. Чем больше данная величина, тем больше диссоциация данного электролита. Чем больше константа диссоциацни, тем больше сила данного электролита. Константа диссоциации азотистой кислоты Кин»,— — 4,5.10 ~, соответствующая константа для уксусной кислоты Кснс,юи — — 1,8.10 '. Следовательно, уксусная кислота является более слабым электролитом, чем азотистая.
Указанные константы относятся к водным растворам. В водном растворе не могут существовать свободные протоны, поэтому уравнение константы характеризует ие диссоциацию уксусной кислоты: СНзСООН Н + СНзСОО а процесс, который учитывает наличие гидратированных протонов, т. е. НзО+-ионов (гидроксониевых ионов): СНзСООН+НзОззНзО +СНзСОО С учетом этого уравнения константа равновесия примет вид [н о+Исн соо ) [сн сОюн) Величину К, называют константой кислотной диссоциации. 8 3.
ЗАВисимОсть между кОнстхнтОЙ элеи"ГРОлитическОЙ ДИССОЦИАЦИИ И СТЕПЕНЬЮ ДИССОЦИАЦИИ Слабые электролиты можно охарактеризовать константой кислотной или основной электролитической диссоциации и степенью электролитической диссоциацни (см. гл. 1, 8 12). Если в уравнение константы ввести степени электролитической диссоциации, то можно найти зависимость между этими величинами. 85 ее вывести для бинарных электролитов, т. е. Наиболее легко ее таких, которые при диссоциация дают два иона. П сть электролит К1Ап диссоциирует по уравнению усть К!АпМКГ" +Ап М н ю концентрацию электролита обо т обозначим через с, а стеолярну — Тогда концентрации в момент пень диссоциация в через Гх.
ог равновесия будут для ионов [К!']=[Ап ]=си, для недиссоциированных молекул [К!Ап] = (1 — а) с. Напишем уравнение константы диссоциации дл я слабого бинарного электролита К1Ап: [К!'] [Аи" ] [КГАЛ] Подставим в это уравнение значение концентраций ионов и недиссоциированных молекул в момент равновесия: сасп (! — и) с После сокращения получим си~ — =К.
à — и Если степень диссоциация Га мала, д „"- „з ~- По то анное равенство можно ь более простым и удобным для расчетов ссГ = . о заменить вычислить степень диссоцнпоследним двум ур авнениям можно в н ля любой концентрации злеацин по константе диссоциацин для лю а и зная а также определить константу диссоциации, ктролита, а так а ию створа.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
