Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины

Скачать 0.7 Mb.

Название	Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины
страница	2/7
Дата публикации	09.12.2014
Размер	0.7 Mb.
Тип	Учебно-методический комплекс

100-bal.ru > Химия > Учебно-методический комплекс

1 2 3 4 5 6 7

Задания для самостоятельной работы

В 0,5 л раствора содержится 4,1 г СН₃СОONa. Вычислить рН и степень гидролиза соли.
Вычислить рН раствора, полученного смешением 50 мл 0,1 М раствора КН₂РО₄ и 25 мл 0,2М К₂НРО₄.
Вычислить, какой объем раствора нитрата серебра концентрации 40 мг · мл-1 потребуется для полного осаждения хлорид-иона, содержащегося в 1 г чистого хлорида натрия.
Рассчитать рН раствора, полученного при добавлении к 500 мл 0,1 М раствора хлороводородной кислоты 8,2 г кристаллического ацетата натрия.
Рассчитать для 0,1 М раствора бензоата натрия константу гидролиза, рН и степень гидролиза.
Рассчитать равновесную концентрацию ионов меди, если в 100 мл раствора содержится 0,16 г сульфата меди(II) 0,6 г аммиака.
При какой концентрации гидроксид-ионов будет образовываться осадок гидроксида меди(II) из 0,001 М раствора [Cu(NH₃)₄]²⁺.
Вычислите степень диссоциации хлорида натрия в 0,1 М растворе.
Вычислите степень гидролиза карбоната натрия в 0,2 М растворе.
Вычислите pH 0,3 м раствора гидрокарбоната натрия.
Какова молярность 20%-ой азотной кислоты? (ρ = 1,115 г/мл).

Литература

Крешков Л.П.. Ярославцев А.А.Курс аналитической химии, т. 1-2. М:
Химия, 1975.
Крешков АЛ. Основы аналитической химии, т. 1-3. М.: Химия, 1976.
Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа.
М. .-Химия. 1972.
Логинов Н.Я., ВоскресенскийЛ.Г., Солодкин И.С. Аналитическая химия,
М.: Высшая школа , 1976.
Пилипенко А.Т., Пятницкий И.В. Аналитическая химия. т.1-2,М.:Химия,
1990.

Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.
Практическое занятие №3 (2ч.)

Тема: Буферные системы.
План:

Понятие о буферных системах.
Понятие о буферной ёмкости.
Хозяйственное и биологическое значение буферных систем.

Вопросы для обсуждения:

1. Общая (аналитическая) и активная концентрация?

2. Условная константа равновесия, их показатели (рК)?

3. Шкала рН как мера кислотности среды.

4. Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований.

5. Назовите примеры буферных растворов, охарактеризуйте механизм их действия.

7. Буферная ёмкость системы?

8. Охарактеризуйте хозяйственное и биологическое значение буферных систем.

9. Вычислите буферную ёмкость 10 мл раствора, содержащего 0,1 М СН₃СООН и СН₃COONa.

10. Вычислите буферную ёмкость 30 мл раствора, содержащего 0,1 М NH₄OH и NH₄Cl.
Задания для самостоятельной работы:

1. К 0,5 М раствору уксусной кислоты добавлена хлороводородная кислота до рН=0,5. Рассчитать степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ацетат-ионов в полученном растворе.

2. Буферный раствор содержит 0,5 моль/л гидроксида аммония и 0,25 моль/л нитрата аммония. Рассчитать рН раствора. Как изменится рН этого раствора при добавлении 1 л а) 0,2 моль хлороводородной кислоты, б)0,25 моль гидроксида натрия?

3. К 20 мл 0,1 М раствору аммиака прибавили 10 мл 1 М раствора гидроксида натрия. Рассчитать рН полученного раствора.

4. Буферный раствор содержит 0,5 моль/л уксусной кислоты и 0,25 моль/л ацетата натрия. Рассчитать рН раствора. Как измениться рН при добавлении к 1 литру этого раствора 0,25 моль хлороводородной кислоты?

5. Сколько грамм формиата калия нужно прибавить к 1 литру 2н. раствора муравьиной кислоты, чтобы получилась буферная смесь с рН равным 2.

6. Рассчитать значение рН в растворе, полученном при сливании 40 мл 0,05 М раствора уксусной кислоты и 20 мл 0,1М раствора гидроксида калия. Какова степень гидролиза соли в полученном растворе?

7. Рассчитать рН буферного раствора, полученного при сливании 1 л 0,5 М раствора гидроксида аммония и 1 л 0,5 М раствора хлорида аммония. Как изменится рН раствора при добавлении 5 мл 0,5 М раствора хлороводородной кислоты к 50 мл буферной смеси.

8. Рассчитать молярную растворимость (моль/л) и массовую растворимость (г/л) фосфата бария в 0,025 М растворе фосфата натрия.
Литература:

Логинов В.А. и др., Аналитическая химия. – М.: ВШ, 1986

Логинов В.А. и др., Сборник задач по аналитической химии. – М.: ВШ, 1986

Крешков Г.А. Основы аналитической химии. – В 3 т. – М.: ВШ, 1982.

Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.

Практическое занятие № 4(2 ч.) Тема: Титриметрические методы анализа.

План:

Общие сведения о титриметрии.

Кислотно-основное титрование.

Окислительно-восстановительное титрование.

Титрование методом осаждения.

Комплексометрическое титрование.
Вопросы для обсуждения:

1. Охарактеризуйте прямые и косвенные методы титрования.

2. Охарактеризуйте метод остатков (обратное титрование).

3. Сформулируйте закон эквивалентов в анализе.

4. Точка эквивалентности и методы ее установления?

5. Какие индикаторы применяют при титриметрическом анализе?

6. Охарактеризуйте кислотно-основное титрование.

7. Охарактеризуйте методы перманганато- и иодометрии.

8. Назовите примеры использования перманганато- и иодометрии в определении железа, нитратов, активного хлора.

9. 0,3326 г частично выветрившегося магния сульфата гептагидрата растворили в воде и оттитровали 17,29 мл раствора ЭДТА с молярной концентрацией 0,1000 моль/л. Рассчитать сколько молекул воды приходится на 1 молекулу магния сульфата в анализируемом кристаллогидрате и массовую долю магния в образце в %.

10. Вычислить молярную концентрацию эквивалента раствора нитрата серебра, если на титрование 36,48 мл его затрачено 25,63 мл раствора хлорида натрия, содержащего 58,00 г NaCl в 500 мл раствора. Рассчитать рAg и pCl в момент эквивалентности.

Задания для самостоятельной работы:

1. Сколько надо добавить раствора азотной кислоты с титром 0,006497 г · мл-1 к 500 мл раствора этой же кислоты с титром 0,005601 г · мл-1, чтобы получить точно 0,1000 н. раствор?

2. К пробе, содержащей уксусную кислоту, прибавлено 40,00 мл раствора гидроксида натрия (Т(NaOH) = 0,003901 г · мл^-1). Избыток щелочи оттитрован 19,98 мл раствора серной кислоты (Т(H₂SO₄) = 0,004903 г · мл^-1). Рассчитать количество граммов CH₃COOH в пробе.

3. Постройте кривую титрования 25 мл 0,2 н раствора бензойной кислоты 0,2 н. раствором гидроксида калия, если прибавлено 24,95; 25,05; 25,00 мл щелочи. Подберите индикатор.

4. Сколько % железа содержится в сидерите, если навеска его равна 2,000 г. После растворения в кислоте раствор разбавлен в мерной колбе до 200 мл. На титрование железа (II) на 50,00 мл этого раствора затрачивается 22,50 мл 0,1 н. раствора перманганата калия с Кн = 1,922. (Кн - поправочный коэффициент).

5. Сколько мл 0,05 н. раствора Na₂S₂O₃ потребуется на титрование йода, выделившегося после прибавления избытка KI к 50 мл раствора, взятого из мерной колбы на 500 мл, где было растворено 2 г сплава, содержащего 60 % меди?

6. К раствору арсенита натрия добавлен NaHCO₃ до рН = 9 и 25,00 мл 0,0500 н. раствора йода. Остаток йода после тщательного перемешивания оттитрован 10,20 мл раствора тиосульфата с титром по дихромату 0,002496г · мл-1 Какое количество граммов мышьяка находилось в исследуемом растворе?

7. Рассчитать область скачка на кривой титрования Fe3+ раствором Sn2+ при недостатке и избытке рабочего раствора в 0,1 %. Молярные концентрации эквивалента растворов солей железа и олова равны между собой и составляют 0,1.

8. Для определения титра раствора KMnO₄ навеску оксалата натрия Na2C2O4 массой 1,3444 г поместили в мерную колбу на 200,0 мл. На титрование 20,00 мл этого раствора затрачено 20,04 мл раствора KMnO₄. Рассчитайте: а) молярную концентрацию эквивалента KMnO₄4; б) титр KMnO₄; в) титр KMnO₄ по Na₂C₂O₄; г) поправочный коэффициент раствора KMnO₄.

9. 0,3326 г частично выветрившегося магния сульфата гептагидрата растворили в воде и оттитровали 17,29 мл раствора ЭДТА с молярной концентрацией 0,1000 моль/л.

10. Рассчитать сколько молекул воды приходится на 1 молекулу магния сульфата в анализируемом кристаллогидрате и массовую долю магния в образце в %.
Литература

Крешков Л.П.. Ярославцев А.А.Курс аналитической химии, т. 1-2. М:
Химия, 1975.
Крешков АЛ. Основы аналитической химии, т. 1-3. М.: Химия, 1976.
Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа.
М.:Химия. 1972.
Логинов Н.Я., ВоскресенскийЛ.Г., Солодкин И.С. Аналитическая химия,
М.: Высшая школа , 1976.
Меркушева С. А., Методика решения задач по аналитической химии.
Минск: Высшая школа, 1985.
Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.

Практическое занятие №5 (2ч.)

Тема: Физико-химические методы анализа.

План:

1. Электрохимические методы анализа.

2. Полярография.

3. Кулонометрическое титрование.

4. Спектральные методы анализа.

5. Хроматографические методы анализа.
Вопросы для обсуждения:

1. Охарактеризуйте потенциометрический метод анализа.

2. Электроды сравнения и индикаторные, их характеристика.

3. Прямая потенциометрия и потенциометрическое титрование.

Назовите области применения потенциометрического метода, его преимущества и недостатки.

4. Охарактеризуйте полярографический метод анализа.

5. Охарактеризуйте амперометрическое титрование с одним индикаторным электродом.

6. Назовите области применения полярографического метода, его преимущества и недостатки.

7. Охарактеризуйте кулонометрическое титрование.

8. Назовите законы Фарадея, лежащие в основе данного метода.

9. Назовите области применения кулонометрического титрования, его преимущества и недостатки.

10. Охарактеризуйте спектральные методы анализа.

11. Классификация спектральных методов?.

12. Назовите особенности абсорбционной молекулярной спектроскопии.

13. Назовите хроматографические методы анализа.

14. Охарактеризуйте основные виды хроматографии - в тонком слое, бумажная, осадочная, ионнообменная и газовая.

15. Чему равен окислительно-восстановительный потенциал пары H₃AsO₄/HAsO₂ при: а) [H+]=1 моль/л, б) рН=8. Для расчета принять [H₃AsO₄]=[ HAsO₂]. В каком случае пойдет реакция окисления иодид-ионов до свободного иода, и в каком - восстановления свободного иода.

16. Постройте кривую титрования 25 мл 0,2 н раствора бензойной кислоты 0,2 н. раствором гидроксида калия, если прибавлено 24,95; 25,05; 25,00 мл щелочи. Подберите индикатор.

Задания для самостоятельной работы:

1. Написать уравнения диссоциации комплексных ионов и рассчитать равновесную концентрацию ионов цинка в 0,01 М растворе [Zn(NH3)4]²⁺ и в 0,1 М растворе [Zn(CN)₄]²⁺. В каком растворе концентрация ионов цинка будет больше?

2. Рассчитать концентрацию бромид-ионов в 0,002 М растворе аммиачного комплекса серебра [Ag(NH₃)₂]⁺,содержащем 0,005 моль/л аммиака, которую надо создать, чтобы образовался осадок бромида серебра.

3. Рассчитать, как изменится потенциал системы Hg²⁺/Нg⁰, если к раствору, содержащему 0,1 моль/л ионов ртути (II),добавить твердый иодид калия до концентрации 0,015 моль/л.

4. При анализе на раствор, содержащий Co ²⁺, Cr ³⁺, Al ³⁺, Mn ²⁺ подействовали избытком гидроксида калия в присутствии пероксида водорода. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным методом.

5. При какой концентрации гидроксид-ионов будет образовываться осадок гидроксида меди(II) из 0,001 М раствора [Cu(NH₃)₄]²⁺.20. К 0,1 М раствору нитрата серебра, являющемуся одним из электролитов в гальваническом элементе, который состоит из пары Ag+/Ag и стандартного водородного электрода, прибавили эквивалентное количество сульфида аммония. Учитывая ПP(Ag₂S), решите, будет ли происходить изменение направления тока в элементе?

6. Cоставьте уравнения окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным методом, если на раствор содержащий а) ионы Cr ³⁺ подействовать пероксидом водорода в щелочной среде, б) ионы Cr₂O₇ ^2- подействовать пероксидом водорода в кислой среде.

7. Рассчитать окислительно-восстановительный потенциал системы Cr₂O₇^2-/Cr3+ при концентрации ионов водорода, равной а) 1 моль/л, б) 0,1 моль/л. Возможно ли окислить хлорид-ион и бромид-ион до свободных галогенов при этих значениях кислотности?

8. Рассчитать константу равновесия окислительно-восстановительной реакции. Решите вопрос о возможности течения реакции.

HNO₃+NH₄⁺=N₂+H⁺+2H₂O

Литература

Крешков Л.П.. Ярославцев А.А.Курс аналитической химии, т. 1-2. М:
Химия, 1975.

Крешков АЛ. Основы аналитической химии, т. 1-3. М.: Химия, 1976.

Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа.
М.:Химия. 1972.

Логинов Н.Я., ВоскресенскийЛ.Г., Солодкин И.С. Аналитическая химия,
М.: Высшая школа , 1976.

Меркушева С. А., Методика решения задач по аналитической химии.
Минск: Высшая школа, 1985.

Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.

1.7.2 Тематика и планы лабораторных работ
Лабораторная работа №1(2ч.)

Тема: Качественный анализ катионов первой группы.
Цель работы: изучить особенности поведения качественного анализа катионов.
К первой ( хлоридной ) группе относятся катионы Ag⁺, Pb⁺², Hg₂⁺². Групповым реактивом является 2Н раствор хлороводородной кислоты. С ионами хлора катионы группы образуют белые осадки хлоридов AgCI, PbСl, НgСl и таким образом отделяются от сложной смеси катионов.
1.1 Общая характеристика первой группы катионов.

1.1.1Степень окисления элементов.

Серебро ( 4d¹⁰ 5S¹) во всех соединениях имеет степень окисления I. Ион Ag⁺является довольно сильным окислителем и может восстановиться до свободного серебра. Галогениды серебра светочувствительны. Если осадок AgCl длительное время стоит на свету, то постепенно темнеет, т.к образуется металлическое серебро.

Об этом свойстве AgCl надо помнить во время анализа.

Свинец ( 6S²6Р² ) может иметь степень окисления +2 и +4. Но в ходе анализа приходится встречаться только с соединениями свинца ( II ).

В ионе Hg₂ - ртуть двухвалентна, а степень окисления её равна +l. Этот ион имеет состав -Hg-Hg-, поэтому в формулах индексы при химических знаках на два сокращать нельзя. Ион ртути (I) легко вступает в реакции диспропорционирования ( в щелочной среде ):

Hg₂⁺²+ 2e = 2Hg⁰

Hg₂⁺² - 2e = 2Hg⁺²,

т.е. образуется металлическая ртуть и ион Hg⁺² .

Ионы ртути (I) являются сильными окислителями, что используется в анализе для их открытия в смеси катионов первой группы.
1.1.2 Свойства гидроксидов.

Гидроксиды серебра и ртути (I) неустойчивы при обычных условиях и в момент образования распадаются на соответствующий оксид и воду:

2Ag⁺+ 2ОН^- = Ag₂O↓+ Н₂О темно-бурый

Hg₂⁺²+ 2ОН^- = Hg₂O↓+ Н₂О черный

Эти оксиды имеют основные свойства и в избытке щёлочи не растворяются. Гидроксид свинца имеет амфотерные свойства, в избытке щелочи растворяется:

Pb⁺²+ 2ОН^- = Pb(ОН)₂ - белый осадок

Pb(ОН)₂ +2ОН^- = [Рb(ОН)₄]⁺² ~ -(тетрагидроксоплюмбат (П)-ион)-бесцветный раствор.
1.1.3 Гидролиз солей.

Соли серебра и сильных кислот имеют нейтральную реакцию: гидролизу не подвергаются.

Соли ртути (1) и свинца имеют кислую реакцию в результате гидролиза по катиону:

Pb⁺² + Н₂О ~ PbОН⁺ +Н⁺

Особенно сильно подвергаются гидролизу соли ртути
1.1.4 Комплексообразование.
Серебро является d-элементом, и ион его легко вступает в комплексообразование с различными лигандами. В ходе анализа получают комплекс: Ag⁺ с аммиаком - аммиакат серебра. Он получается при действии избытка раствора аммиака на нитрат серебра, хлорид серебра и его оксид, например:

AgCI + 2NH₄OH = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2Н₂О

Ион диамминсеребра устойчив только в аммиачной среде и разлагается с выпадением белого осадка AgCl при подкислении азотной кислотой:

Сl^-+ [Аg(NH₃)₃]⁺ + 2Н⁺ = AgCl↓+ 2NH₄⁺

Эти реакции используют в анализе для отделения иона серебра из сложной смеси катионов и открытия его. Свинец является р-элементом и образует комплекс с гидроксидионом в сильнощелочной среде. Ртуть (I) (d— элемент) образует комплексы с ионом йода и аммиаком. При этом происходят реакции диспропорционирования - образуются комплексы ртути (П), в виде чёрного осадка выпадает металлическая ртуть:

Hg₂⁺² + 4I^- = [HgJ₄]^-2+Hg↓

Hg₂Cl₂ + 2NH₄OH=[Hg₂NH₂]Cl + 2H₂O + NH₄Cl

[Hg₂NH₂]Cl = Hg↓ + [HgNH₂]Cl

Все катионы первой группы бесцветны.
1.2 Техника безопасности.

Соединения свинца (особенно ртути) сильно ядовиты, а также ядовиты пары металлической ртути. В процессе работы все растворы, содержащие соединения ртути, сливать в специальный слив. После работы тщательно мыть руки с мылом. Не принимать пищу в лаборатории.
1.3 Общие реакции на катионы (I) группы.

Проделать реакции с каждым катионом первой группы и реактивами, согласно таблицам 1,2. Написать уравнения реакций, указать, что выпадает в осадок, какого цвета осадки и растворы. Для выполнения каждой реакции нужно брать в пробирку по 2-3 капли раствора соли данного катиона и приливать столько же капель реактива. Если необходим избыток реактива, то его нужно прибавить вдвое больше.

Хлориды первой группы оставить для следующих опытов.
Таблица 1

Реактив	Условия проведения реакции	Катионы
Реактив	Условия проведения реакции	Ag⁺	Pb⁺²	Hg2⁺²
2н HCl		AgCl	PbCl₂↓	Hg₂Cl₂
NaOH		Ag₂O↓	Pb(OH)₂ ↓	Hg₂O ↓
NaOH		Ag₂O ↓	[Pb(OH)₄]^-2	Hg₂O ↓
NH4OH		[Ag (NH₃)₂]⁺	Pb(OH)₂ ↓	[Hg₂ONH₂]NO₃

Таблица 2

Реактив	AgCl	PbCl₂	Hg₂Cl₂
Избыток NH₃	[Ag(NH₃)₂]⁺	Pb(OH)₂ ↓	[HgNH₂]Cl + Hg ↓

Аммиакат серебра оставить для следующей реакции.
l.4 Специфические реакции катионов первой группы.

Реакции Pb²⁺ - ионов

1. На капельной пластинке к капле анализируемого раствора добавляют каплю разбавленного раствора иодида калия. В присутствии свинца образуется жёлтый осадок, который растворяется при нагревании, а также в избытке иодида калия:

Pb²⁺ + 2 I^- → PbI₂ 
PbI₂ +H⁺ + 2 I ^- → H₂ [PbI₄ ]

2. На предметном стекле к капле раствора , содержащего ионы свинца, добавляют каплю раствора хромата калия K₂CrO₄ . Образуется жёлтый осадок:

Pb²⁺ + CrO₄ ^2- → PbCrO₄  .

3. К нескольким каплям анализируемого раствора прибавляют раствор серной кислоты. В присутствии ионов свинца образуется белый осадок:

Pb²⁺ + SO₄^2- → PbSO₄ .

4. На предметном стекле к капле раствора , содержащего ионы свинца, добавляют каплю концентрированной азотной кислоты и над асбестовой сеткой выпаривают досуха.

Хлорид свинца превращается в нитрат. Сухой остаток смачивают каплей азотной кислоты и добавляют кристаллик тиомочевины. Образуются длинные тонкие иглы, которые под микроскопом кажутся тёмными из-за большого коэффициента преломления света.
Реакции Ag⁺ - ионов

1. На предметном стекле к капле аммиачного раствора хлорида серебра прибавляют каплю концентрированной азотной кислоты. Выпадает белый творожистый осадок:

 Ag( NH₃ )₂ ⁺ + Cl^- + 2 H⁺ → AgCl + NH₄⁺ .

2. На предметном стекле к капле аммиачного раствора хлорида серебра добавляют 1 каплю 1%-го раствора иодида калия . Выпадает жёлтый осадок:

 Ag(NH ₃)₂ ⁺ + I ^- → AgI  + 2 NH₃ 

3. В двух углублениях капельной пластинки помещают по одной капле 0,1%-го раствора сульфата марганца и 0,1 н раствора перманганата калия. Протекает реакция диспропорционирования:

2 MnO₄^- + 2 H₂O +3 e^- → MnO₂ + 4 OH ^- E^o = 0,60 V

3 Mn²⁺ + 2 H₂O - 2 e^- → MnO₂ + 4 H⁺ E^o = -1,23 V

__________________________________________________________

3 Mn²⁺ + 2 MnO₄^- + 10 H₂O → 5 MnO₂ + 8 H₂O + 4H ⁺

( 8 OH ^- + 8 H⁺ )

3 MnSO₄ + 2 KMnO₄ + 2 H₂O → 5 MnO₂ + K₂SO₄ + 2 H₂SO₄ .

Затем в каждое углубление добавляют по одной капле концентрированной соляной кислоты и в одно из углублений каплю аммиачного раствора серебра.Образующийся хлорид серебра ускоряет реакцию восстановления Mn (IV) до Mn(II) :

MnO₂ + 4 HCl = MnCl₂ + 2 H₂O + Cl ₂ .

При этом наблюдается обесцвечивание раствора , которое происходит тем быстрее, чем больше в добавленной капле серебра.

4. В пробирку наливают 4-5 мл 2%-го раствора нитрата серебра, добавляют несколько капель 5-8%-го водного раствора аммиака. К полученному аммиачному раствору оксида серебра приливают несколько капель альдегида. Осторожно нагревают.

На стенках пробирки откладывается зеркальный налёт серебра:

( 0 ) (+2)

2 Ag (NH₃)₂ OH+ H--C= O → 2 Ag  + HCOONH₄ + 3 NH₃ + H₂O .

H

(В скобках показаны степени окисления углерода в альдегиде и в кислоте).

Реакции Hg₂²⁺ - ионов

1. Помещают на капельную пластинку по одной капле анализируемого раствора (при рН=7) , азотной кислоты и дифенилкарбазида. В присутствии солей ртути (I) или (II) выпадает синий осадок или появляется синее окрашивание раствора.

2. К капле анализируемого раствора добавляют хромат калия. В присутствии Hg выпадает осадок красного цвета:

Hg₂ (NO₃ )₂ + K₂ CrO₄ → Hg ₂CrO₄ + 2 KNO₃

3. К капле анализируемого раствора добавляют кристаллик иодата калия. Образуется жёлтый осадок иодата закисной ртути:

Hg₂ (NO₃ ) ₂ + 2KJO₃ → Hg₂ (JO₃ )₂  + 2 KNO₃

4. Ионы Hg₂²⁺ образуют белые осадки с оксалат- и фосфат-ионами состава:

Hg₂C₂O₄ и (Hg₂)₃(PO₄)₂ .
1.5 Анализ смеси катионов первой группы.
К смеси катионов первой группы прилить по каплям соляную кислоту до полного осаждения AgCI, PbCI₂, H₂CI₂. Осадок отделить от раствора центрифугированием.

Отделение AgCI и открытие иона Нg₂⁺².

К осадку хлоридов прилить раствор аммиака, перемешать. Отделить осадок от раствора центрифугированием. Если осадок при добавлении аммиака потемнел, то значит, присутствует ион ртути (I) (осадок сохранить).

К полученному в 1.5.2 центрифугату прибавить по каплям азотную кислоту до рН<5. В присутствии ионов серебра выпадает белая муть или осадок AgCI.

К осадку, полученному в 1.5.2, прилить концентрированной щелочи, перемешать при нагревании, центрифугировать. Слить раствор в чистую пробирку, прибавить к нему 1 каплю K₂CrO₄ и азотную кислоту до рН = 7÷5 . Выпадение жёлтого осадка PbCO₄ указывает на наличие и она свинца.

1 2 3 4 5 6 7

	Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Автор программы: Меньшакова Мария Юрьевна, к б н., доцент кафедры биологии и химии мгпу		Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Автор программы: доктор биологических наук, профессор кафедры биологии и химии мгпу н. В. Василевская
	Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Автор программы: Н. В. Василевская – доктор биологических наук, профессор кафедры биологии и химии мгпу		Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Автор программы: Н. В. Василевская, доктор биологических наук, профессор кафедры биологии и химии мгпу
	Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Автор программы: Н. В. Василевская – доктор биологических наук, профессор кафедры биологии и химии мгпу		Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Сергеева А. А., кандидат педагогических наук, доцент кафедры психологии Мурманского государственного педагогического университета...
	Учебно-методический комплекс дисциплины Английская драма от Шекспира до Шеридана (дисциплина по выбору студента): Учебно-методический комплекс дисциплины. Ооп 050300. 62...		Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Журавлева Т. Н., начальник учебно-методического центра по го и чс мурманской области
	Учебно-методический комплекс дисциплины од. 02 Основы теории изучаемого языка Стилистика Учебно-методический комплекс по предмету «Стилистика» подготовлен кандидатом филологических наук, доцентом кафедры английского языка...		Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)		Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Основная образовательная программа подготовки специалиста по специальности (специальностям)
	Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Рецензенты: д б н., профессор кафедры биологии и химии Н. В. Василевская, к б н., зав		Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Авторы программы: ассистент кафедры биологии и химии Александрова Е. Ю., к с. Х н. Ласкин П. В
	Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины Левитес Д. Г., д п н., профессор, заведующий кафедрой педагогического проектирования и образовательных технологий		Учебно-методический комплекс дисциплины Рецензенты: Короткова Т. А., кандидат педагогических наук, доцент кафедры Кимктяиж мгпу

Мгпу учебно-методический комплекс дисциплины

Задания для самостоятельной работы

Похожие: