Конспект лекций для специальности: Технология продукции общественного питания 2016-17



Скачать 355.45 Kb.
Дата14.08.2018
Размер355.45 Kb.
#44566
ТипКонспект лекций

ГБПОУ ПО «Великолукский механико-технологический колледж»

АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ


опорный конспект лекций

для специальности:

Технология продукции общественного питания

2016-17

Опорный конспект лекций составлен в соответствии с требованиями Государственного образовательного стандарта среднего профессионального образования к минимуму содержания по дисциплине «Аналитическая химия» для специальности: Технология продукции общественного питания.



Работа с опорным конспектом лекций способствует переходу от обычного описательного восприятия физико-химических данных к количественным представлениям, т.е. приводит к глубокому и правильному их пониманию. Это помогает профессионально разрабатывать, используя научные основы аналитической химии, подходы к технологии получения, хранения и переработки продуктов питания.

Пособие предназначено для организации аудиторной и внеаудиторной работы студентов по дисциплине «Аналитическая химия».



Аналитическая химия, её задачи и значение. Методы количественного и качественного анализа. Теория электролитической диссоциации.

Аналитическая химия – раздел химической науки, теоретически обосновывает методы качественного и количественного анализа, с помощью которых можно судить о качественном составе вещества и устанавливать количественные соотношения элементов и химических соединений данного вещества; является базой для технохимического контроля на предприятиях общественного питания.

Анализ вещества, т.е. определение химического состава вещества (или смесей веществ) проводят методами качественного и количественного исследования. Методами аналитической химии определяют качество сырья, полуфабрикатов, готовой продукции, норм вложения сырья и т.д., что позволяет наиболее рационально использовать сырье, предупреждать возникновение брака и получать продукцию наилучшего качества.

Задачей качественного анализа является выяснение качественного состава вещества, т. е. из каких элементов или ионов состоит данное вещество.

Методы качественного анализа по способу исследования делятся на химические, физико-химические и физические.

Физические методы основаны на изучении физических свойств анализируемого вещества. К этим методам относятся спектральный, рентгеноструктурный, масс- спектрометрический анализы и др. В физико-химических методах течение реакции фиксируется измерением определенного физического свойства исследуемого раствора. К этим методам относятся полярография, хроматография и др. К химическим методам относятся методы, основанные на использовании химических свойств исследуемых веществ.

Реакции химических методов могут проводиться «сухим» и «мокрым» путем.

Анализ сухим путем – химические реакции, происходящие при накаливании, сплавлении и окрашивании.

Анализ мокрым путем – химические реакции, происходящие в растворах электролитов.

Методы качественного и количественного анализа в зависимости от количества анализируемого вещества делят на : макрометод (1-2 мл раствора или 0,1 гр. вещества); полумикрометод (0,05-0,1 мл раствора или 0,1 гр. вещества); микрометод (1-2 капли раствора или 0,001 гр. вещества). Аналитическая реакция – химический процесс, направленный на определение исследуемых веществ на наличие заданных частиц.



Признаками аналитической реакции являются: выпадение или растворение осадка, изменение цвета раствора, выделение газообразного вещества, изменение окраски индикатора. При проведении аналитической реакции необходимо придерживаться определенных условий: концентрации реагирующих веществ, реакции среды, температуры. Специфическими называют аналитические реакции, аналитический эффект которых характерен только для одного иона в присутствии других ионов.

Ионы аммония, к примеру, можно обнаружить в смеси ионов, действуя на анализируемые образцы избытком раствора щелочи:



NH4Cl + KOH = NH3^ + KCl + H2O.

Выделяющийся аммиак легко обнаружить по изменению цвета индикаторной бумаги или органолептически (по запаху).

Чувствительная реакция – реакция, при помощи которой можно открыть наименьшее количество вещества или иона из наименьшего объема раствора.

При помощи специфических реакций можно открывать соответствующие ионы непосредственно в отдельных порциях исследуемого вещества. Такой способ называют «дробным».

Систематический ход анализа - это определенная последовательность выполнения аналитических реакций, при которой каждый ион обнаруживают после того, как будут обнаружены и удалены мешающие ионы.

Теория электролитической диссоциации.



Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты- проводят электрический ток, неэлектролиты- проводниками не являются. Это де-ление является условным, потому что все растворы веществ проводят электриче-ский ток, все они в той или иной мере растворяются в воде и распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свой-ства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода

http://metod.gixx.ru/src/101.bmp

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Например:

http://metod.gixx.ru/src/102.bmp

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония ( NH+ 4) и анионы кислотных остатков Например:

http://metod.gixx.ru/src/103.bmp

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоцируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:

http://metod.gixx.ru/src/104.bmp

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксидионы.

http://metod.gixx.ru/src/105.bmp

Различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты при растворении в воде диссоциируют на ионы.

1) почти все соли;

2) многие минеральные кислоты, например Н2SO4, HNO3, НСl, HBr, HI, НМnО4, НСlО3, НСlО4;

3) основания щелочных и щелочноземельных металлов.

Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы. К ним относятся:

1) почти все органические кислоты;

2) некоторые минеральные кислоты, например H2СО3, Н2S, НNO2, HClO, H2SiO3;

3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочнозе-мельных металлов), а также NH4OH, который можно изображать как гидрат аммиака NH3•H2O.

К слабым электролитам относится вода.

Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

Качественный анализ.

С помощью групповых реактивов (определенных химических веществ) из общей смеси катионов можно выделить отдельные группы катионов со сходными аналитическими свойствами – аналитические группы.

При систематическом анализе принято деление катионов и анионов на аналитические группы. В настоящее время принята классификация катионов, разработанная Н.А. Меншуткиным в 1871 г. Все существующие ныне классификации предусматривают разделение катионов на 5 или 6 аналитических групп на основании следующих их свойств:

1. На различии растворимости хлоридов, карбонатов, сульфатов или гидроксидов.

2. На амфотерных свойствах некоторых гидроксидов.

3. На способности ряда гидроксидов образовывать комплексные аммиакаты.

Вопросы для самопроверки:

1. В чем заключается задача качественного анализа?

2. Что такое аналитическая реакция? Признаки аналитической реакции.

3. Назвать способы проведения аналитической реакции.

4. Перечислить методы анализа в зависимости от количества и состояния ана-лизируемого вещества.

5. Какие условия необходимо соблюдать при проведении аналитической реакции?

6. Какие реакции называют чувствительными, какие- специфическими?

7. В чем отличие ионов от атомов и молекул?

8. Назвать сильные электролиты класса кислот и оснований.

9. Какие ионы характеризуют свойства кислот, оснований?



Лекция 2. Закон действия масс. Классификация катионов. Первая аналитическая группа катионов.

Закон действия масс. Каждая химическая реакция протекает в течение некоторого промежутка времени и имеет определенную скорость. Скорость реакции характеризуется количеством вещества, вступившего в реакцию в единицу времени, или изменением концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, от их концентрации, температуры и катализатора.

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс: скорость химической реакции при данной температуре прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ.
При систематическом анализе принято деление катионов и анионов на аналитические группы. В на-стоящее время принята классификация катионов, разработанная Н.А. Меншуткиным в 1871 г. Все существующие ныне классификации предусматривают разделение катионов на 5 или 6 аналитических групп на основании следующих их свойств:

1. На различии растворимости хлоридов, карбонатов, сульфатов или гидроксидов.

2. На амфотерных свойствах некоторых гидроксидов.

3. На способности ряда гидроксидов образовывать комплексные аммиакаты.


Таблица1. Классификация катионов на аналитические группы
http://metod.gixx.ru/src/121.bmp

Первая аналитическая группа катионов: К+, Na+, NН4+, Mg2+

Почти все соли калия, натрия, аммония и большинство солей магния хорошо растворимы в воде. Поэтому группового реактива, осаждающего все четыре катиона, нет.

Калий и натрий относятся к 1 группе периодической системы элементов и образуют сильные щелочи. Гидроксид аммония является слабым основанием, но катион аммония близок по свойствам к катиону калия и образует несколько аналогичных малорастворимых солей. Соли аммония разлагаются при нагревании и могут быть удалены прокаливанием. Гидроксид магния - слабое основание, плохо растворимое в воде. Труднорастворимы также фосфат магния и карбонат. Гидроксокарбонат магния растворяется в избытке солей аммония и при действии карбонатом аммония в присутствии хлорида аммония в осадок не выпадает. Поэтому при систематическом анализе ион магния остается в растворе с катионами 1 группы. По этой причине он и отнесен к этой группе.

При систематическом анализе катионы калия, натрия и магния обнаруживают в последнюю оче-редь, так как катионы других групп мешают их обнаружению и должны быть удалены. В водных растворах катионы 1 группы бесцветны, образуемые ими соли имеют окраску только в тех случаях, когда в их состав входят окрашенные анионы. Соли натрия окрашивают пламя в ярко- желтый, а калия- в фиолетовый цвет, соли лития окрашивают пламя в карминно- красный цвет. Соли аммония при нагревании разлагаются с выделением аммиака NH3, который чувствуется по запаху или окрашиванию влажной индикаторной бумаге в сине- зеленый цвет.

Натрий входит в состав поваренной соли, калий – морской. Ионы калия и магния являются важ-нейшими микроэлементами для нормализации сердечной деятельности.

Оценка качества природных вод включает пробы на присутствие ионов аммония. Наличие в воде аммиака и солей аммония служит признаком загрязненности, так как эти соединения образуются при гниении белков. По этой же причины реакции на ионы аммония проводят для оценки свежести мясных и рыбных продуктов.

Продукты детского и диетического питания также подвергаются обязательному исследованию на содержание натрия, калия и магния.



Вопросы для самопроверки:

1. Сформулировать закон действия масс. Какие факторы и как влияют на скорость химической реакции?

2. Можно ли каким- либо реактивом осадить все катионы первой аналитической группы? Ответ обосновать.

3. На каком свойстве аммонийных солей основано отделение иона аммония от других ионов?

4. Можно ли «сухим» методом распознать соли натрия, калия, лития? Ответ обосновать.

5. Почему при анализе питьевой воды проводят аналитические реакции на присутствие иона аммония?

6. Почему диетологи в последнее время рекомендуют заменять поваренную соль на морскую?

Лекция 3. Гидролиз солей. Вторая аналитическая группа катионов.

Вода незначительно диссоциирует по уравнению: Н2О - Н++ОН-

При этом концентрация катионов водорода и гидроксид- ионов равны и составляют 10-7 моль/ л; такую среду называют нейтральной.

Кислотную среду имеет раствор, в котором концентрация катионов водорода превышает коли-чество анионов гидроксогрупп [Н+] > [ОН-] > 10-7моль/л;

Щелочной называют среду, в которой концентрация катионов водорода меньше концентрации гидроксид- ионов: [Н+] < [ОН- ] < 10-7моль/л.

Гидролиз- процесс обменного взаимодействия веществ с водой, приводящий к их разложению.

Гиролиз может быть обратимым и необратимым процессом.

Необратимый гидролиз происходит, если один или несколько продуктов реакции удаляются из сферы реакции в виде газа или осадка.

Обратимый гидролиз – это процесс обменного взаимодействия ионов вещества с молекулами воды. В результате такого взаимодействия образуется малодиссоциирующие вещество, а водном растворе возможно появление избытка катионов водорода или гидроксид- анионов, обуславли-вающие кислотную или щелочную реакцию среды.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. В зависимо-сти от силы основания и кислоты как электролитов все соли можно разделить на четыре группы

1 группа- соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием.

Такие соли гидролизу не подвергаются, т.к. взаимодействия ионов солей с молекулами воды не происходит.

Реакция среды в водных растворах таких солей будет нейтральной.

http://metod.gixx.ru/src/131.bmp

2 группа- соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием.

Анионы кислотных остатков гидролизуются молекулами воды, накапливаются гидроксид- ионы, такой гидролиз называется гидролиз по аниону.

Реакция среды водных растворов будет щелочной.



http://metod.gixx.ru/src/132.bmp

3 группа- соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

Гидролизу подвергается ион слабого основания, данная соль гидролизуется по катиону. В рас-творе происходит накопление катионов водорода, что указывает на кислотную среду.

http://metod.gixx.ru/src/133.bmp

4 группа- соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием.

Такие соли подвергаются гидролизу полностью по катиону и аниону, проявляя нейтральную среду водного раствора

http://metod.gixx.ru/src/134.bmp

Катионы 2 группы, в отличии от катионов 1 группы, образуют малорастворимые в воде карбонаты. Поэтому их осаждают действием карбоната аммония (NН4)2СО3, который является групповым реактивом.

Осадки карбонатов кальция, бария и стронция могут быть получены и при действии на раствор карбонатами натрия и калия. Но при систематическом анализе пользоваться этими реактивами невозможно, так как вместе с ними в исследуемый раствор вводятся ионы Na+ и К+. Использование карбоната аммония оправдано тем, что ион NH4+ можно предварительно открыть дробным методом.

Из солей кальция, бария и стронция также не растворимы сульфаты, фосфаты и оксалаты. Суль-фиды этих элементов, в отличие от катионов 3,4 и 5 групп, хорошо растворимы в воде. В водных растворах катионы 2 группы бесцветны. Соли катионов 2 группы окрашивают пламя: кальция- в кирпично- красный, бария- в желто- зеленый, стронция- в карминово- красный цвета.

Соли кальция участвуют в образовании костной ткани, регулирует работу нервной системы, препятствует возникновению в организме чужеродных образований и вирусов, необходим для формирования зубной эмали, зубов, ногтей, волос; обладает противовоспалительным и антиаллергическим действием; регулирует деятельность многих ферментов; способствует выведению из организма солей тяжелых металлов.

Много кальция в молочных продуктах, рыбе, морепродуктах, в капусте, орехах, в бобовых, се-мечках. Кальций содержится в яичных желтках, в горохе, чечевице, инжире, меде, яблоках, абрикосах, черной смородине, малине, изюме, кураге, черносливе, капусте, чесноке, моркови, ежевике, вишне, апельсине, персиках, клубнике, укропе, апельсинах, сельдерее.

Барий способствует расслаблению сердечной мышцы, но в большом количестве способен вы-звать отравление организма. В организм человека поступает в водой и такими продуктами, как морепродукты, томаты, соя.



Вопросы для самопроверки:

1. Что называется гидролизом? Какие соли подвергаются гидролизу?

2. Написать уравнения гидролиза и указать среду водного раствора для солей: KBr, Li2SO3, FeI2, (NH4)SiO3.

3. Почему из всех катионов второй аналитической группы кальций играет важную роль в пита-нии? Ответ обосновать.

4. Написать уравнения реакций открытия катионов бария, кальция и магния в молекулярной и ионной формах.


Лекция 4. Комплексные соединения.

Комплексные соединения – это вещества определенного состава, состоящие из более простых, способных к самостоятельному существованию соединений. Комплексные соединения существуют как в твердом состоянии, так и в растворе, причем их образование не связано с возникновением новых электронных пар. Координационная теория комплексных соединений создана Альфредом Вернером (1839). Последователем Вернера был Лев Чугаев. Учитель проводит демонстрационный опыт образования осадка гидроксида меди(II) и растворения его в водном аммиаке. Учащиеся записывают уравнения реакций:



http://metod.gixx.ru/src/l41.bmp

На примере данного соединения рассмотрим строение комплексных соединений.



http://metod.gixx.ru/src/l42.bmp

Схема превращений:



http://metod.gixx.ru/src/l43.bmp

Запишите уравнения реакций, укажите части комплексного соединения. Учащиеся проводят опыты и записывают уравнения реакций:

АlCl3 + 3NаОН = 3NаСl + Al(ОН)3 ,

Al(ОН)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6].



Координационное число (КЧ), показывающее число лигандов вокруг комплексообразователя, зависит от радиуса атома комплексообразователя и его заряда. Координационные числа обычно четные. В таблице показаны КЧ, в скобках – встречающиеся реже.

http://metod.gixx.ru/src/l44.bmp

Названия комплексных соединений

Формула комплексного соединения читается справа налево. Ионы лигандов внутренней сферы в названии приобретают суффикс «о»: Cl– – хлоро, ОН– – гидроксо, СN– – циано. Для координированной молекулы воды используют название «аква», для молекулы аммиака – «аммин» (с двумя м).

Если комплексный ион является анионом, то его название имеет окончание «ат».



Примеры:

(NH4)2[PtCl4] – тетрахлороплатинат(II) аммония,

[Co(NH3)6]Cl3 – хлорид гексаамминкобальта(III).

Степень окисления центрального атома обозначают римской цифрой в круглых скобках.

Вопросы для самопроверки:

1. Что такое комплексные соединения? Охарактеризовать составные части комплексного соединения: внешняя и внутренняя сферы, комплексообразователь, лиганды, координаци-онное число.

2. Как произвести разделение катионов IV группы на подгруппы?

3. Как отделить катион серебра от катиона свинца? Подтвердите уравнениями реакций.

4. Как действует на ион меди гидроксид аммония? За счет каких ионов раствор окрашивается в темно-синий цвет? Подтвердите уравнениями реакций в молекулярной и ионной формах.

5. Какую роль играет серебро в организме человека и в технохимическом контроле продуктов питания?

6. Каково влияние меди и свинца на организм человека?


Лекция 5. Классификация анионов.

Классификация анионов на аналитические группы:



http://metod.gixx.ru/src/l51.bmp

Первая аналитическая группа анионов:SO42-, SO32-. S2O32-, CO32-, SiO32-, PO43-

Все анионы первой группы образуют соли бария, нерастворимые в воде, но растворимые в разбавленных кислотах ( за исключением сульфата бария).Поэтому групповым реактивом первой группы является хлорид бария в нейтральном или слабо щелочном растворе. Серебряные соли, образуемые анионами 1 группы, в отличие от 2 группы растворимы в разбавленных кислотах, а сульфат серебра даже в воде.

Большинство солей серной кислоты хорошо растворяется в воде. К нерастворимым относятся только сульфаты бария, стронция, кальция, свинца. Сульфит-ион в растворе неустойчив и постепенно окисляется до сульфат-иона. К растворимым тиосульфатам относятся соли щелочных металлов, стронция, цинка, кадмия. Из средних солей угольной кислоты растворимы только карбонаты натрия, кадмия и аммония. Соли фосфорной кислоты в основном в воде нерастворимы. Исключение составляют фосфаты щелочных металлов и аммония и дигидрофосфаты щелочноземельных металлов. Все фосфаты растворяются в минеральных кислотах, а многие (кроме фосфатов железа и аммония) также в уксусной кислоте. Из силикатов растворимы в воде лишь соли щелочных металлов метакремниевой кислоты, которые называются "растворимыми стеклами". Водные растворы этих солей вследствие гидролиза имеют сильно щелочную реакцию. Часть нерастворимых силикатов разлагается минеральными кислотами с образованием свободных кремниевых кислот. Все анионы первой группы в растворах бесцвет.

Объектами качественного анализа на присутствие анионов 1 группы являются почвы, природные воды, растения, биологические жидкости.

Реакции анионов первой группы:



http://metod.gixx.ru/src/l52.bmp

Анионы второй аналитической группы: Cl-, Br-, I-, S2-

Большинство солей, образуемых анионами второй группы, растворимы в воде.

Исключение составляют соли серебра, ртути и свинца. Групповой реактив на вторую группу анионов - нитрат серебра в присутствии азотной кислоты, который образует с анионами второй группы серебряные соли, не растворимые в воде и, в отличие от анионов первой группы, не растворимые в разбавленной азотной кислоте.

Хлорид бария, групповой реактив анионов первой группы, анионы второй группы не осаждает. Все анионы второй группы бесцветны.

Хлорид - ионы всегда присутствуют в почвах и в природных водах. Количество хлорид-ионов в питьевой воде не должно превышать 40мг на 1 литр. Многие хлориды используются в качестве удобрений: хлорид аммония и калия, сильвинит (KCI•NaCI) каинит (КСI•МgSО4•ЗН2О). Хлорид натрия (поваренная соль) обязательный компонент рациона человека и животных, является активатором многих пищеварительных ферментов. Соляная кислота, содержащаяся в желудочном соке млекопитающих, участвует в процессе переваривания белков, активируя фермент пепсин. Хлориды бария и ртути (II) применяют как сельскохозяйственные яды. Иодид-ионы содержатся в питьевой воде и продуктах питания и играют огромную роль в процессах жизнедеятельности. Большое количество йода накапливается в щитовидной железе, секретирующей йод¬содержащие гормоны. Бромиды используются в медицине как средства, успокаивающие центральную нервную систему. Сероводород образуется при разложении белковых соединений. Он очень ядовит, его вдыхание может вызвать потерю сознания и паралич дыхательного центра. Поэтому все работы с сероводородом проводятся под тягой.

Реакции анионов второй группы:

http://metod.gixx.ru/src/l53.bmp

Анионы третьей аналитической группы: NO3-, NO2-

Соли анионов третьей аналитической группы, включая бариевые и серебряные, хорошо растворимы в воде. Поэтому группового реактива на анионы этой группы нет. Для открытия нитрат- и нитрит-ионов применяют не реакции осаждения, а окислительно-восстановительные реакции, в которых эти анионы выступают как активные окислители. Нитраты образуются в большом количестве в природе в результате нитрификации, т.е. процесса биологического превращения аммиака в окисленные неорганические соединения. Этот процесс происходит в почве и воде и осуществляется бактериями - нитрификаторами. Промежуточным продуктом химических реакций окисления аммиака являются нитриты, а конечным - нитраты. В результате этого нитраты всегда содержатся в природных водах. Предельно допустимое содержание нитратов в питьевой воде составляет 20 мг/л. Содержание нитритов в питьевой воде вообще не допустимо. Однако в результате применения больших количеств аммонийных удобрений происходит накопление и нитратов и нитритов в почвах, водах и продукции растениеводства. Кроме того, нитраты широко используются в консервной и мясоперерабатывающей промышленности в качестве добавок, сохраняющих цвет продукции. Токсическое действие нитратов и нитритов обусловлено блокадой железа в железосодержащих дыхательных ферментах, что приводит к острой гипоксии тканей и может закончиться летально. Поэтому овощи, фрукты, колбасы, копчености, консервы мясные и плодоовощные подлежат обязательному анализу на содержание нитратов и нитритов.

Реакции анионов 3 группы:



http://metod.gixx.ru/src/l54.bmp

Вопросы для самопроверки:

1. Что лежит в основе разделения анионов на группы и чем каждая характеризуется?

2. Чем существенно отличается анализ катионов от анализа анионов, какую роль играют групповые реактивы?

3. Как открывается ион SO42- в присутствии других ионов первой группы? Ответ пояснить.

4. Как открыть ион Cl- ? Ответ подтвердить уравнениями реакций.

5. Расставить коэффициенты в уравнениях:



http://metod.gixx.ru/src/155.bmp
Лекция 6. Гравиметрический метод анализа.

Количественное определение вещества, основанное на точном измерении массы компонента пробы, выделенного либо в элементарном виде, либо в виде соединения определенного и постоянного состава, называется гравиметрическим (весовым) методом анализа.

Выделяют весы трех классов:

1) 3 класс- торговые весы с допустимой погрешностью до 1гр.;

2) 2 класс- технохимические (лабораторные) весы с допустимой погрешностью до 0,01гр.;

3) 1 класс- аналитические весы с допустимой погрешностью до 0,001гр.

Приступая к взвешиванию, нужно помнить, что аналитические весы представляют собой чувст-вительный физический прибор, обращение с которым требует весьма большой аккуратности и осторожности. Чтобы весы не портились и взвешивание давало точный результат, строго со-блюдайте следующие правила:

- перед каждым взвешиванием проверьте состояние весов;

- какие бы неисправности не были замечены при осмотре весов, чтобы ни случилось с ними во время работы, ни в коем случае не пытайтесь исправлять весы самостоятельно, а обязательно об-ращайтесь к преподавателю;

- не сдвигайте весы с занимаемого места;

- не ставьте на чашки весов влажных и грязных предметов;

- не взвешивайте горячих (или слишком холодных) предметов, что может вызывать изменение длины коромысла весов и привести к неправильным показаниям;

- для уменьшения влияния погрешностей взвешивания на результаты анализа все взвешивания желательно проводить на одних и тех же весах, пользуясь одним и тем же набором разновесов (гирь).

- не опирайтесь на полку, на которой установлены весы во избежание нарушения условий их работы.

Навеска- масса порции анализируемого вещества (А).

Гравиметрическое определение состоит из нескольких этапов. После отбора и растворения про-бы, содержащей анализируемое вещество, выполняются следующие операции:

1) Осаждение осадка- обычно проводят из горячих растворов, их высокая тем-пература способствует образованию крупнокристаллического осадка. Раствор осади-теля большей частью вливают небольшой струей, непрерывно помешивая.

2) Фильтрование и промывание осадка- фильтрую ч/з бумажный фильтр, а так же ч/з воронки с пористым дном.

3) Промывание осадка- промывание проводят методом декантации.

4) Высушивание осадка- проводят в сушильном шкафу в бюксах (стеклянных колбах с крышкой).

5) Прокаливание осадка- выполняют в фарфоровых тиглях, используя для это-го муфельную печь. Прокаливание проводят несколько раз, пока масса осадка не ста-нет постоянной.

Весовая форма – масса окончательно полученного осадка после операций (В).

6)Вычисление результатов осадков.

Вычисление в гравиметрическом анализе:

1. Определение влажности - содержания гигроскопической воды в анализируемом веществе ( в процентах) по формуле: X=((A-B)/A)*100% , где Х- влажность, %; А- масса навески до высушивания, г; В- масса весовой формы после высушивания, г.

2. Определение зольности - содержания неорганической части анализируемого вещества (в процентах) по формуле: X=(B/A)*100%, где Х- зольность, %; А- масса навески до прокаливания, г; В- масса весовой формы после прокаливания, г.

3. Определение содержания элемента в веществе при процедурах по формуле: X=((n*Ar*B)/(Mr*A))*100%, где Х – содержание элемента, %; n- число атомов элемента в веществе; Ar- атомная масса элемента; Mr- молекулярная масса вещества; А- масса навески, г; В- масса весовой формы, г.

Вопросы для самопроверки:

1. В чем сущность гравиметрического метода анализа?

2. Какими весами пользуются при лабораторных исследованиях?

3. Что такое навеска, весовая форма?

4. Какими операциями пользуются при весовом анализе?

5. Какими приборами и посудой пользуются при высушивании?

6. Какими приборами и посудой пользуются при прокаливании?

7. Как вычислить влажность вещества?

8. Как вычислить зольность вещества?

9. С помощью какой формулы возможно определение содержания химического элемента в исследуемом веществе?




Лекция 7. Окислительно- восстановительные реакции. Амфотерность. Третья аналитическая группа катионов.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) химические реакции, протекающие с измене-нием степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся пу-тём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.



Степень окисления (ст.ок.)- условный заряд атома элемента в веществах.

Правила определения степени окисления в веществах:

1. Степень окисления атома элемента в простом веществе равна нулю.

2. Сумма степеней окисления атомов в сложном веществе равна нулю.

3. Степень окисления фтора в любом сложном веществе всегда равна -1.

4. Степень окисления кислорода в сложных веществах равна -2, кроме оксида фтора (+2), перок-сидах (+1).

5. Степень окисления водорода с металлами равна -1, с неметаллами равна +1.

6. Степень окисления металлов главных подгрупп равна +№ группы.

7. Степень окисления неметаллов переменная: высшая равна +№ группы, низшая определяется по формуле – (8-№ группы).

8. В формуле сложного вещества лишь один элемент имеет отрицательную степень окисления, он находится на последнем месте.

В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.

Окисление — процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов.

http://metod.gixx.ru/src/171.bmp

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается.



http://metod.gixx.ru/src/172.bmp

При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит пониже ние степени окисления элемента.

Окислитель и его восстановленная форма, либо восстановитель и его окисленная форма составляет сопряжённую окислительно-восстановительную пару, а их взаимопревращения являются окислительно-восстановительными полуреакциями. В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие две сопряжённые окислительно-восстановительные пары, между которыми имеет место конкуренция за электроны, в результате чего протекают две полуреакции: одна связана с присоединением электронов, то есть восстановлением, другая — с отдачей электронов, то есть окислением.

Виды окислительно - восстановительных реакций:

1) Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ,

например: Н2S + Cl2 > S + 2HCl

2) Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества,

например: 2H2O > 2H2 + O2

3) Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель,

например: Cl2 + H2O > HClO + HCl

4) Репропорционирование — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления,



например: NH4NO3 > N2O + 2H2O.

Амфотерность — способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства.

Амфотерны гидроксиды таких элементов главных подгрупп, как бор, алюминий, галлий, мышьяк, сурьма, селен и др., таких элементов побочных подгрупп как хром, цинк, молибден, вольфрам и многих других. Обычно в химическом поведении гидроксидов преобладает или кислотный, или основный характер.

Например, гидроксид цинка Zn(OH)2, обладая кислотными свойствами выступает как цинковая кислота H2ZnO2:

Zn(OH)2+ 2HCl= ZnCl2+ 2H2O; образуется средняя соль хлорида цинка

К третьей группе относят катионы Zn2+, Al3+, Cr3+, Fe3+, Fe2+, гидроксиды которых проявляют амфотерные свойства. Групповым реактивом является водный раствор сульфида аммония (NH4)2S . Гидроксиды катионов III группы растворяются в избытке щелочи и переходят в раствор в виде комплексных ионов Zn(OH)42–, А1(ОН)4– , Сr(ОН)4– , Sn(OH)42–, Sn(OH)62– (при иной форме записи реакций эти ионы записывают соответственно ZnO22–, AlO2–, CrO2–, SnO22–, SnO32–). Эти анионы устойчивы только в сильнощелочной среде. В кислой среде ионы III группы существуют в виде гидратированных катионов Zn2+, A13+, Cr3+, Sn2+, Sn4+. Соли катионов III группы подвергаются гидролизу, при этом соли катионов А13+ и Сг3+ и очень слабых летучих кислот (сульфиды, карбонаты) гидролизуются полностью и не могут существовать в водных растворах. Хлориды, нитраты, сульфаты катионов III группы растворимы в воде. Соединения катионов Zn2+, Al3+, Sn2+, Sn4+ бесцветны, все соединения хрома окрашены в цвет соответствующего иона: CrO42– – желтого цвета, Сr2О72– – оранжевого, Сr3+ – сине-зеленого. Железо является важнейшим микроэлементом, принимает участие в дыхании, кроветворении, иммунобиологических и окислительно-восстановительных реакциях, входит в состав более 100 ферментов, является незаменимой составной частью гемоглобина и миогемоглобина. Основными источниками железа служат: крупа, печень, мясо.

Наличие микроэлемента цинка в организме человека способствует нормальному протеканию процессов развития костной ткани, стимулирует рост и деление клеток, регенерацию тканей, репродуктивную функцию, развитие мозга. Цинк содержится в яблоках, апельсинах, лимо-нах, инжире, грейпфрутах, зеленых овощах, черной смородине малине, большинстве овощей, мясе большинства морских рыб, постной говядине, молоке, очищенном рисе, хлебе.

Действие алюминия на организм до конца не выяснено, но установлено, что он способствует развитию и регенерации эпителиальной, соединительной и костной ткани. Алюминий входит в состав препаратов (Альмагель, Маалокс и др.), применяемых при гиперацидном гастрите, язвенной болезни желудка и двенадцатитиперстной кишки. Эти препараты обладают антацидной активностью (снижают кислотность желудочного сока) и обволакивающим действием, способствуя защите слизистой оболочки желудка. Однако, за счет обволакивающего действия нарушается всасывание из пищи минеральных веществ, при длительном приеме одного из препаратов может развиться недостаточность фосфора.

Не рекомендуется хранить блюда с кислой средой ( борщ, щи, свекольник, кислая капуста и др.) в алюминиевой посуде из- за химической активности алюминия.

Хром жизненно необходим организму, т.к. входит в состав всех клеток, способствует усвоению сахара, транспортировке белков, регулирует углеводный обмен, уровень холестерина в крови, нормализует работу щитовидной железы, выводит токсины и соли тяжелых металлов. Основны-ми источниками хрома являются пивные дрожжи, печень, отварной картофель в кожуре, хлеб грубого помола, свежие овощи, сыр, куриное мясо, проросшие зерна пшеницы, морепродукты, зернобобовые, яблоки, виноград, сливы, вишня, черника, облепиха, рябина и др.

Марганец принимает участие во многих жизненно важных процессах в организме: нормализация работы нервной системы, работе иммунной системы.. Содержится в зерновых (пшеница, рожь, греча, пшено, рис, овес), укропе, фасоли, горохе, малине, черной смородине, землянике, моркови, шпинате, петрушке, зеленом чае, орехах.



Вопросы для самопроверки:

1. Чем отличаются химико – аналитические свойства катионов III группы от свойств катионов I и II групп?

2. В виде каких соединений переходят в осадок катионы III группы при действии сульфида аммония (NH4)2S в присутствии гидроксида аммония NH4OH? Подтвердите уравнениями реакций.

3. Гидроксиды каких катионов обладают амфотерным характером? Какими свойствами обладает амфотерный гидроксид? Подтвердите уравнениями реакций.

4. Как отделить катион Zn2+ от катиона Al3+? Подтвердите уравнениями реакций.

5. Как отделить катион Mn2+ от катиона Al3+? Подтвердите уравнениями реакций.

6. Составить схему разделения и открытия катионов: Fe3+, Mn2+, Zn2+. При разделении предложить наименьшее количество операций.

7. Какие процессы называются окислительными и какие восстановительными? Разберите окислительно-восстановительные уравнения реакций:http://metod.gixx.ru/src/173.bmp


Лекция 8. Титриметрический (объемный) анализ. Способы выражения концентра-ции растворов. Посуда и приборы в объемном анализе.

Титриметрический анализ (объемный анализ) — метод количественного анализа, осно-ванный на измерении объема или массы реагента, требующегося для реакции с исследуемым ве-ществом, раздел аналитической химии. Титриметрический анализ широко применяется в био-химических, клинических, санитарно-гигиенических и других лабораториях в эксперименталь-ных исследованиях и для клинических анализов.

Титрированный (стандартный, рабочий) раствор- это раствор реагента с точно известной концентрацией, который используют для реакции с раствором анализируемым веществом. Титрование – процесс приливания стандартного раствора к исследуемому раствору вещества. (конец титрования, момент протекания химической реакции)- момент, Точка эквивалентности когда количества веществ соответствуют необходимому для протекания химической реакции между ними: растворение или образование осадка, изменение окраски раствора, выделение газо-образного вещества или большого количества теплоты; нередко при реакции прозрачных растворов используют индикаторы.

К реакциям, используемым при титриметрическом анализе, предъявляются следующие требования: вещества должны реагировать в строго количественных (стехиометрических) отно-шениях без побочных реакций, реакции должны протекать быстро и практически до конца; для установления точки эквивалентности необходимо применять достаточно надежные способы, влияние посторонних веществ на ход реакции должно быть исключено. Кроме того, желательно, чтобы при титриметрическом анализе реакции протекали при комнатной температуре.

Операция объемного анализа

1. Приготовление стандартного раствора.

2. Выбор индикатора.

3. Установление титра и нормальной концентрации стандартного раствора.

4. Титрование раствора, анализирующего вещества стандартным раствором.

5. Вычисление результатов анализа.

Классификация титриметрических методов анализа в зависимости от типа химической реакции:

1. Метод нейтрализации (кислотно-основное титрирование).

2. Окислительно-восстановительного титрирования (редоксеметря).

3. Метод осаждения.

4. Метод комплексообразования (комплексонометрия).

Измерительная посуда и ее назначение: бюретки- стеклянная градуированная трубка с дозатором для определения объема затраченного стандартного раствора , пипетки для забора оп-ределенного количества раствора, колбы для титрования и мерные цилиндры для отмеривания определенного объема раствора

Способы выражения концентрации растворов:

1) Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m или отношение массы рас-творенного вещества к произведению плотности раствора и объема:

http://metod.gixx.ru/src/181.bmp

2) Молярная концентрация Cм(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора (М; моль/л).http://metod.gixx.ru/src/182.bmp

где М(B) - молярная масса растворенного вещества г/моль, m(B)- масса вещества, г; V- объем раствора, л.

3) Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.



http://metod.gixx.ru/src/183.bmp

Где m - масса вещества, г; V(р)- объем растовра,л; Э- эквивалент вещества. Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту. Для сложных веществ - это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода.

Эоснования = Моснования / число замещаемых в реакции гидроксильных групп Экислоты = Мкислоты / число замещаемых в реакции атомов водорода Эсоли = Мсоли / произведение числа катионов на его заряд.



4) Титр – отношение массы растворенного вещества к объему раствора (г/мл); отношение произведения нормальной концентрации и объема раствора на 1000. http://metod.gixx.ru/src/184.bmp

Расчеты в объемном анализе: отношение объемов растворов реагирующих веществ равно обратному отношению их нормальных концентраций. http://metod.gixx.ru/src/185.bmp

Вопросы для самопроверки:

1. В чем сущность титриметрического объема?

2. Что такое титрование?

3. Что такое стандартный раствор, в чем его роль?

4. Сущность точки эквивалентности?

5. Почему при титриметрическом анализе часто используют индикаторы?

6. Какой измерительной посудой пользуются при титровании?

7. Перечислить способы выражения концентраций растворов.

8. Что такое эквивалент, способы его вычисления.
Лекция 9. Характеристика методов объемного анализа: нейтрализация, редоксиметрия.

Метод кислотно-основного титрования основан на реакциях взаимодей¬ствия между кислотами и основаниями, то есть на реакции нейтрализации: http://metod.gixx.ru/src/191.bmp

Рабочими растворами метода являются растворы сильных кислот (HCl, H2S, НNОз и др.) или сильных оснований (NaOH, КОН, Ва(ОН)2 и др.). В зависимости от титранта метод кислотно-основного титрования подразде¬ляют на ацидиметрию, если титрантом является раствор кислоты, и алкалиметрию, если титрантом является раствор основания.

Рабочие растворы в основном готовят как вторичные стандартные раство¬ры, поскольку исход-ные для их приготовления вещества не являются стан¬дaртными, а затем их стандартизуют по стандартным веществам или стандартным растворам. Согласно правилу эквивалентности титрование необходимо продолжать до тех пор, пока количество прибавленного реагента не станет эквивалентным содержанию опреде¬ляемого вещества. Наступающий в процессе титрования момент, когда количecтвo стандартного раствора реагента (титранта) становится теоретически строго эквивалентным количеству определяемого вещества согласно опреде¬ленному уравнению химической реакции, называют точкой эквивалентности.

Точку эквивалентности устанавливают различными способами, напри¬мер, по изменению окра-ски индикатора, прибавляемого в титруемый рас¬твор. Момент, при котором происходит наблюдаемое изменение цвета индикатора, называют конечной точкой титрования. Это то количе-ство титранта, которое необходимо для взаимодейcтвия с индикатором.

В методах кислотно-основного титрования для определения конечной точки титрования используют кислотно-основные индикаторы. Кислотно-основные индикаторы - это органические вещества, способные видимо и обратимо изменять свою окраску в растворе при изменении рН сре-ды. Существуют различные теории индикаторов, каждая из которых по-своему объясняет поведение кислотно-основных индикаторов в кислых и щелоч¬ных средах.

Ионная теория индикаторов. В связи с тем, что кислотно-основные индикаторы представляют собой слабые кислоты или слабые основания, любой индикатор диссоциирует в растворе со-гласно уравнению:

http://metod.gixx.ru/src/192.bmp

Окраска раствора, в котором индикатор находится в молекулярной форме (HInd), отличается от окраски раствора, в котором индикатор находится в ионной форме (Ind -). Так, молекулы фенолфталеина HInd бесцветны, а его анионы Ind - окрашены в малиновый цвет. Достаточно к раствору, содержащему фенолфталеин, прибавить 1-2 капли щелочи, как введенные ОН--ионы станут связывать катионы Н+ с образо¬ванием слабого электролита - молекул воды. При этом равновесие диссоци¬ации индикатора сместится вправо, и накопление анионов Ind- вызовет окра¬шивание раствора в малиновый цвет.

Переход одной окраски, присущей молекулярной форме кислотно-основного индикатора, в дру-гую, свойственную его ионной форме, происходит под влиянием Н+ или ОН--ионов, то есть зависит от рН раствора.

Методы окислительно-восстановительного титрования основаны на реакциях окисления- вос-становления. Их называют обычно по используемому титранту-окислителю, например, иодомет-рия, перманганатометрия, броматометрия, дихроматометрия. В этих методах в качестве стан-дартных растворов применяют соответственно I2, KMnO4, KBrO3, K2Cr2O7 и т.д.

Восстановители при этом окисляются, отдавая электроны, окислители – восстанавливаются, принимая их. Например, реакция:

http://metod.gixx.ru/src/193.bmp

которая может быть описана двумя полуреакциями:



http://metod.gixx.ru/src/194.bmp

Окисленная форма (ок.ф.) Fe3+ , принимая электрон, превращается в восстановленную (в.ф.) Fe2+



. Они составляют одну окислительно- восстановительную (редокс) пару Fe3+/ Fe2+

. В редокс паре Sn4+/ Sn2+ восстановленная форма Sn2+ превращается в окисленную Sn4+ .

В процессе титрования изменяется потенциал окислительно- восстановительной системы при изменении соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм титранта и титруе-мого вещества.

Конечную точку титрования устанавливают:

1) по исчезновению или появлению окраски титранта (например, перманганата) или титруемого вещества;

2) с помощью окислительно- восстановительных индикаторов – органических соединений, изменяющих свою окраску в результате окисления или восстановления;

3) с помощью специфических индикаторов, образующих интенсивно окрашенные соединения с одним из компонентов окислительно-восстановительной системы.

Измерение потенциала индикаторного (обычно платинового) электрода проводят относительно стандартного (нормального) водородного электрода. Стандартный окислительно- осстановительный потенциал Е0 пар, содержащих электронейтральный металл, - разность потенциалов, возникающая между металлом, опущенным в раствор соли и стандартным водородным электродом при 250 С. Потенциал выражается в вольтах и определяется опытным путем с помощью гальванических элементов. Стандартный (нормальный) окислительно-восстановительный потенциал Е0 пар, содержащих растворимые формы – разность потенциалов, возникающая между стандартным водородным и неактивным (платиновым) электродом, опущенным в раствор, содержащий окисленную и восстановленную формы одной редокс-пары при 25 градусов С.

Для количественного определения подходят только те реакции, которые:

- протекают до конца;

- проходят быстро;

- образуют продукты определенного состава;

- позволяют фиксировать точку эквивалентности;

- не вступают в побочные взаимодействия;

- являются необратимыми.

Редокс-индикаторы . В методах окисления – восстановления для определения точки эквивалентности применяют различные индикаторы и безиндикаторные методы. Используют окислительно-восстановительные индикаторы, изменяющие цвет при изменении окислительно- восстановительного потенциала системы, специфические индикаторы, изменяющие свой цвет при появлении титранта или исчезновении определяемого вещества.



Из обратимых индикаторов часто применяются следующие: дифениламин, фенилантраниловая кислота, ферроин, метиленовый синий. Специфические индикаторы применяют в ряде методов окисления- восстановления. Наиболее часто применяют крахмал – индикатор на присутствие свободного иода, в присутствии которого крахмал при комнатной температуре синеет. Иногда в качестве индикатора используют тиоцианат аммония (титрование солее железа). В точке эквива-лентности титруемый раствор из красного становится бесцветным. При использовании в качест-ве титранта раствора перманганата калия нет необходимости применят индикаторы, так как при малейшем его избытке раствор приобретает хорошо заметный розовый цвет. Метод нейтрали-зации используют для определения кислотности в кисломолочном сырье (творог), мясных полу-фабрикатах для определения свежести, готовых блюдах (кислых супах).

Перманганатометрия



При перманганатометрическом титровании в качестве титранта применяют раствор перманганата калия. Титрование можно проводить в кислой среде, нейтральной среде и щелочной среде.

http://metod.gixx.ru/src/195.bmp

В нейтральной среде перманганат калия восстанавливается до оксида марганца по полуреакции:

http://metod.gixx.ru/src/196.bmp

В анализе некоторых органических соединений используется восстановление в сильнощелочной среде по уравнению:

http://metod.gixx.ru/src/197.bmp

Растворы KMnO4 готовят обычно 0,1 или 0,05 н. Перманганат калия является сильным окислителем и изменяет свою концентрацию в присутствии самых различных восстановителей – органических примесей, аммиака. Метод перманганатометрии используют при определении количества поваренной соли в полуфабрикатах и готовых блюдах.

Иодометрия. В основе йодометрического титрования лежат реакции восстановления свободного иода до иодидионов и окисление иодид-ионов в свободный иод. В водных растворах иод находится в виде комплекса J3-с иодидионами, поэтому полуреакции с его участием имеют вид: J3- + 2e- > 3J- ; 3J- - 2e- > J3-.

Этим методом можно определять как окислители, так и восстановители. Йодометрическое титрование проводят в нейтральной среде, так как в кислой среде KJ образует кислоту HJ, которая неустойчива к воздействию света и выделяет свободный иод. В сильнощелочной среде иод взаимодействует со щелочами, образуя гипоиодиды: J3- + 2OH- - JO- + H2O.

Иодометрический метод применяют для определения содержания крахмала в муке, крупах, хлебе и других продуктах.



Вопросы для самопроверки:

1. Сущность метода нейтрализации.

2. Роль индикаторов в данном методе.

3. Сущность перманганатометрии, превращения перманганат- иона в кислой, нейтральной и щелочной средах.



4. Сущность иодометрии.

Скачать 355.45 Kb.

Поделитесь с Вашими друзьями:




База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2022
обратиться к администрации

    Главная страница