методичка

4в. Сульфиды при обработке минеральными кислотами выделяют сероводород, который может быть определен по почернению бумажки, - смоченной раствором ацетата свинца: берут 4-5 капель исследуемого раствора, приливают такое же количество 2N раствора соляной или серной кислоты. Отверстие пробирки накрывают фильтровальной бумажкой, смоченной раствором ацетата свинца. Присутствие сульфидиона определяется почернением бумажки вследствие образования сульфида свинца:

Сульфид-ион мешает определению ионов-окислителей, поэтому его переводят в сульфат-ион:

Анализ смеси анионов III аналитической группы.

Эта группа анионов не содержит группового реагента.

Для обнаружения нитрит-иона проводят окислительно-восстановительные реакции:

1а. В пробирку помещают 2-3 капли раствора иодида калия, подкисляют его 3 каплями 2N раствора серной кислоты, добавляют 2-3 капли свежеприготовленного раствора крахмала или органического растворителя (толуола, хлороформа). К этой смеси прибавляют 5 капель исследуемого раствора. В присутствии нитрит-иона крахмал синеет, а органический растворитель принимает розовую окраску вследствие выделяющегося свободного иода:

1б. В пробирку поместить 2 капли раствора перманганата калия, подкислить его 3-мя каплями 2N серной кислоты и прилить 4-5 капель исследуемого раствора. В присутствии нитрит-иона происходит обесцвечивание перманганата калия:

Нитрит-ион мешает обнаружению нитрат-иона и некоторых других. Поэтому от него освобождаются кипячением исследуемого раствора с твердым хлоридом аммония до прекращения выделения пузырьков газа:

2а. Для обнаружения нитрат-иона проводят реакцию с дифениламином: на предметное стекло помещают 3 капли дифениламина, 1 каплю концентрированной серной кислоты и 1 каплю исследуемого раствора.

21

Смесь. перемешивают стеклянной палочкой. Появление интенсивно-синего окрашивания указывает на присутствие аниона NO3-.

2б. В пробирку поместить 5 капель раствора сульфата железа (II), 2 капли исследуемого раствора и осторожно по стенке добавлять концентрированный раствор серной кислоты. Выделяющий оксид азота (II) взаимодействует с избытком FeSО4, давая соединение [Fe(NO)]SO4 бурого цвета.

За. Для обнаружения ацетат-иона можно использовать реакцию с минеральными кислотами: хлороводородной или серной. Берут 5 капель исследуемого раствора, приливают такое же количество 6N раствора НС1. Образующуюся уксусную кислоту можно определить по запаху:

3б. С хлоридом железа III ацетат-иона образует основную соль краснобурого цвета. Взять 5 капель исследуемого раствора, прилить 3 капли раствора FeCl3. В присутствии ацетат-иона образуется красно-бурый осадок:

Схема анализа смеси анионов трех аналитических групп:

1. Провести пробу на принадлежность анионов к той или иной группе с помощью групповых реагентов. Если пробы окажутся отрицательными, значит анионы относятся к III аналитической группе, у которой групповой реагент отсутствует. Прежде чем выполнять качественные реакции на анионы, провести предварительные испытания на анионы-восстановители и окислители.

2а. Испытания на анионы восстановители (сульфит, бромид, сульфид, иодид и нитрит-ионы) проводят с перманганатом калия в кислой среде. Берут 4-5 капель исследуемого раствора, подкисляют 2-мя каплями 2N раствора серной кислоты. К полученной смеси приливают 1 каплю разбавленного раствора перманганата калия. Обесцвечивание раствора указывает на присутствие анионов-восстановителей.

2б. Испытание на ионы-окислители (нитрит, нитрат, хромат-ионы) проводят с раствором иодида калия. Берут 4 капли исследуемого раствора, подкисляют двумя каплями 2N раствора серной кислоты, приливают 2 капли органического растворителя (толуол или хлороформ) и 2 капли раствора иодида калия. Смесь тщательно перемешивают. Окрашивание растворителя в розовый цвет указывает на присутствие анионовокислителей.

После проведения предварительных испытаний приступают к обнаружению отдельных анионов из их смеси.

Анализ сухой соли.

22

В работе следует установить формулу соли, для этого определяется катион и анион. Полученную соль обычно делят на три части: одна идет на определение катиона, вторая - аниона, а третья - для повторения исследования.

Исследуемую соль переводят в раствор. Поэтому анализ начинают с определения растворимости соли в воде и кислотах. На кончике микрошпателя перенести соль в пробирку, прилить 12 - 15 капель дистиллированной воды, перемешать стеклянной палочкой. Если соль в воде не растворяется или растворяется плохо, пробирку нагревают на водяной бане. Если соль в воде не растворяется, проверить ее растворимость в кислотах. Для этого берут такое же количество соли, добавляют 10-12 капель 2N раствора хлороводородной кислоты, нагревают. Если проба отрицательна, проверяют растворение последовательно в следующих кислотах: в 2N растворе азотной кислоты, в концентрированной азотной кислоте, в концентрированной хлороводородной, в уксусной и далее в растворе аммиака. В этих кислотах и аммиаке не растворяется сульфат бария. Поэтому берут на кончике микрошпателя исследуемую соль, помещают в тигель, приливают 1,5 - 2мл насыщенного раствора соды, кипятят 5-6 мин. Раствор с осадком переливают в пробирку, центрифугируют, разделяют осадок и центрифугат. В осадке определяют катион Ва2+, в центрифугате - анион SO42- , используя качественные реакции на эти ионы.

Подобрав растворитель для исследуемого вещества, приступают к анализу.

В начале открывают катион. Действием групповых реагентов (НС1, H2SO4, NaOH, NH4OH) определяют принадлежность катиона к одной из аналитических групп. Для этого берут 5-6 капель исследуемого раствора и приливают 3-4 капли группового реагента. Вначале испытывают действие хлороводородной кислоты, затем серной. Если пробы на катионы I и II групп отрицательны, берут такое же количество исследуемого раствора, приливают 3-4 капли 2N раствора щелочи.

Появление осадка говорит о присутствии катиона III, IV или V групп. Осадок центрифугированием отделяют от раствора, приливают избыток раствора щелочи. Если он растворяется, значит катион относится к III группе. Если растворения не происходит, катион может принадлежать IV или V аналитическим группам. Для дальнейшего исследования берут 4-5

капель исследуемого раствора,				приливают	3-4	капли	2N	раствора
аммиака.	Выпавший		осадок	свидетельствует		о наличии катиона IV
или V группы. Если он растворяется в избытке аммиака значит он
относится к		V группе катионов. Если при действии групповых						реагентов
осадок	не	выпадает,	значит	катион	из VI аналитической группы,

которая группового реагента не имеет.

Определив принадлежность катиона к определенной аналитической группы, его определяют с помощью частных реакций.

После обнаружения катиона, приступают к открытию аниона. Проводят с помощью групповых реагентов пробу на принадлежность аниона к той или

23

иной аналитической группе (ВаС12, AgNO3). Если осадки с этими веществами не образуются, значит анион относится к III аналитической группе. Далее проводят предварительные испытания на присутствие анионоввосстановителей и окислителей. После этого анионы определяют, используя частные реакции на анионы.

5. Список литературы

Обязательная:

Глинка Н.Л. Общая химия. - М.: Интеграл-пресс, 2008. Угай Я.А. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2000. Т.1.

Глинка Н.Л. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: Интеграл-пресс, 2008.

Воробьева Л.Д., Никольский В.М. Аналитическая химия. Качественный анализ. Учебно-методическое пособие по дисциплине блока ЕН для студентов 1 курса.

Дополнительно:

Общая химия. /Под ред. Соколовской Е.М. – М.: Изд-во МГУ, 1989. Васильев В.П. Аналитическая химия. – М.: Высшая школа, 1989. Т.1,

Т.2.

Васильева З.Г. и др. Лабораторный практикум по общей химии. – Л.,

1990.

Золотов Ю.А. Фадеев В.И., Иванов В.М. и др. Основы аналитической химии. – М.: Высшая школа, 1999, Т. 1,2.

Алексеев В.Н. Качественный анализ. – М.: Химия, 1972.

Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. – М.: Химия, 1979. Пономарев В.Д. Аналитическая химия. – М.: Медицина, 1979. Комплексные соединения. Учебно-методическое пособие. – Тверь: Изд-

во ТвГУ, 2001.

Методическая литература и литература в помощь самостоятельной работе студента:

Андреева Г.И., Никольский В.М., Щербакова Т.А. Основные законы и понятия химии. Учебно-методическое пособие (для самостоятельной работы студентов). Тверь, 2005.

Андреева Г.И., Никольский В.М., Щербакова Т.А. Растворы. Часть 1.

Методические указания к лабораторным работам	по химическим
дисциплинам блока ЕН для студентов 1 курса. Тверь, 2006.

Андреева Г.И., Лапшин С.В., Никольский В.М., Щербакова Т.А. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Часть 2. Учебнометодические материалы для студентов 1 курса. Тверь, 2006.

Андреева Г.И., Лапшин С.В., Никольский В.М., Щербакова Т.А. Растворы электролитов. Гидролиз солей. Часть 3. Методические указания к лабораторным работам для студентов 1 курса. Тверь, 2001.

24

Андреева Г.И., Лапшин С.В., Никольский В.М., Щербакова Т.А. Растворы электролитов. Равновесие гетерогенных систем. Произведение растворимости. Часть 4. Методические указания к лабораторным работам для студентов 1 курса. Тверь, 2001.

Никольский В.М. Химические методы анализа объектов окружающей среды. Часть 1. Методические указания к лабораторным работам. Тверь,

1999.

Методические рекомендации по организации самостоятельной работы студентов.

Одной из форм обучения студентов является самостоятельная работа. При самостоятельном изучении курса общей и аналитической химии рекомендуется придерживаться следующего плана:

Ознакомиться с основными положениями программы;

Изучить разделы учебника, относящиеся к данной теме;

Изучить основные положения и понятия химии, а формулировки законов, математические зависимости и важнейшие химические реакции в изучаемой теме законспектировать;

Трудные понятия выписать отдельно с целью выяснения их сущности при консультации с преподавателем;

Выполнить заданные упражнения;

Ответить на вопросы для самоподготовки;

Решение задач и упражнений следует осуществлять с использованием рекомендованных сборника задач Н.Л. Глинки и методических пособий, материалов и указаний, разработанных на кафедре, где имеются решения типовых задач по всем основным разделам курса общей и аналитической химии.

Банк контрольных вопросов и заданий для самостоятельной подготовки по курсу «Общая и аналитическая химия».

Тема 1. Основные законы и понятия химии.

1.Атомно-молекулярное учение.

2.Атомная гипотеза.

3.Закон сохранения массы (Ломоносов, Лавуазье, Эйнштейн).

25

4.Атом, молекула. Ar, Mr.

5.Простое вещество и химический элемент.

6.Закон постоянства состава (Пруст).

7.Соединения переменного состава.

8.Газовое состояние.

9.Закон объемных отношений.

10.Закон Авогадро. Постоянная Авогадро.

11.Определение молекулярных масс веществ, находящихся в газообразном состоянии. (Лабораторная работа: «Определение молярной массы CO2»).

12.Уравнение Менделеева-Клапейрона.

13.Парциальное давление газа.

14.Закон парциальных давлений Дальтона.

15.Эквивалент и валентность.

16.Эквивалент. Молярная масса эквивалента. Закон эквивалентов.

17.Определение эквивалентной массы простого вещества. (Лабораторная работа: «Опреление эквивалентной массы магния»).

18.Валентность. Определение. Различные единицы валентности. Связь между валентностью, молярной м мольной массой эквивалента простого вещества.

19.Эквивалент и молярная масса эквивалента сложного вещества.

20.Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.

21.Металлы и неметаллы.

22.Бинарные соединения (оксиды, галиды, нитриды, карбиды, гидриды).

23.Гидроксиды.

24.Кислоты.

25.Соли.

Учебник [1] Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл-пресс, 2002. стр. 14-43.

Задачник [2] Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл-пресс, 2002. № 1-5, 62, 63, 80-84, 88-90.

Тема 2. Строение атома. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева.

26

1.История развития учения о строении атома, открытие электрона, рентгеновских лучей, явления радиоактивности.

2.Опыты Резерфорда по рассеянию α-частиц. Атомная модель Резерфорда, ее несостоятельность.

3.Теория Бора-Зиммерфельда.

4.Исходные представления квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм электрона, уравнение Луи де Бройля, уравнение Планка, принцип неопределенности Гейзенберга.

5.Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Строение атомных орбиталей. Принцип несовместимости Паули.

6.Порядок размещения электронов в атоме (электронные формулы). Правило Клечковского. Принцип наименьшей энергии. Правило Гунда. Электронная структура атомов и периодическая система.

7.Химическая связь и строение молекул.

8.Ионная связь. Ее направленность, ненасыщенность. Энергия ионизации, сродство к электрону. Электроотрицательность.

9.ковалентная связь: метод валентных связей, обменный механизм. Полярная и неполярная связь. Характеристики ковалентной связи: энергия, кратность, длина связи, дипольный момент. Напрвленность ковалентной связи. σ и π-связи. Гибридизация атомных орбиталей. Донорно-акцепторный механизм образования связи.

10.Водородная связь.

11.Металлическая связь.

[1]стр. 67-95, 110-147.

Тема 3. Термодинамика и термохимия.

1.Предмет и метод термодинамики.

2.Основные термодинамические понятия: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, энергия Гиббса. Направленность химического процесса.

3.Первый, второй и третий законы термодинамики.

4.Энергетика химических превращений: экзо- и эндотермические реакции, тепловой эффект реакции. Закон Гесса и его следствие.

[1]стр. 158-161, 187-192.

[2]№ 300, 303, 308, 309.

Тема 4. Кинетика и химическое равновесие.

27

1.Скорость химической реакции. Зависимость скорости реакции от природы химических веществ, концентрации (закон действующих масс), температуры (температурный коэффициент скорости реакции).

2.Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Ферментативный катализ.

3.Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

[1]стр. 163-179.

[2]№ 332, 334, 352, 354 ,363, 364.

Тема 5. Растворы.

1.Растворы, характеристики истинных растворов низкомолекулярных соединений. Внутреннее строение растворов (физическая и химическая теории).

2.Вода как растворитель, ее физические свойства. Жесткость воды, ее определение и устранение.

3.Растворимость в воде жидких. Твердых и газообразных веществ. Закон Генри-Дальтона.

4.Способы выражения концентрации растворов: массовая доля, молярная, нормальная (эквивалентная), моляльная, титр.

5.Свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля.

6.Диффузия и осмос. Закон Вант-Гоффа.

7.Водные растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации.

8.Изотонический коэффициент, его физический смысл.

9.Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.

10.Сильные электролиты. Активность, ее связь с концентрацией.

11.Ионное произведение воды. Водородный показатель.

12.Буферные смеси, механизм их действия. Буферная емкость.

13.Произведение растворимости.

14.Гидролиз солей. Степень гидролиза. Константа гидролиза. Влияние условий на протекание гидролиза.

[1]стр. 208, 215-220, 223-249.

[2]№ 391-396, 414-418, 463, 473, 477, 487-489, 502, 536-539, 559-564, 580-590.

28

Тема 6. Окислительно-восстановительные реакции. Основы электрохимии.

1.Понятие валентности и степени окисления. Важнейшие окислители и восстановители. Типы ОВР. Подбор коэффициентов в ОВР методом полуреакций.

2.Электролиз. Законы электролиза. Электролиз расплавов и растворов с инертным и растворимым анодом. Использование электролиза в технике.

[1]стр. 256-262, 285-289.

[2]№ 627-629, 632, 686-690.

Тема 7. Комплексные соединения.

1.Основные положения координационной теории.

2.Номенклатура комплексных соединений.

3.Природа химической связи в комплексных соединениях.

4.Изомерия комплексных соединений.

5.Получение и химические свойства комплексных соединений.

6.Применение комплексных соединений.

[1]стр. 256-262, 285-289. [2] № 627-629, 632, 686-690.

Тема 8. Общие свойства металлов и неметаллов.

Уметь сравнивать свойства элементов в зависимости от их положения в ПСХЭ.

[2] № 787, 808, 841, 859, 878, 879, 918, 944, 965, 970, 989, 1019, 1057, 1069, 1092, 1101.

Тема 9. Качественный анализ.

1.Требования, предъявляемые к аналитическим реакциям.

2.Деление катионов и анионов на аналитические группы с помощью групповых реагентов.

Тема 10. Количественный анализ.

1. Методы количественного анализа: гравиметрический, титриметрический.

2. Расчеты в количественном анализе.

7. Требования к рейтинг-контролю.

1 семестр.

1 модуль

50 баллов

29

Тема: основные понятия и законы химии. Основные
термодинамические функции и термохимические расчеты.
Лабораторные работы №1, №2, №3:
Выполнение	1 балл×3=3
Оформление	1 балл×3=3
Защита	2 балла×3=6
ИТОГО:	12	баллов
Самостоятельная работа	4	балла
Посещаемость	4	балла
Рубежный контроль (тестирование)
Основные законы и понятия химии	10	баллов
Термохимические и термодинамические расчеты	10	баллов
Всего	50 баллов
2 модуль
Тема: Растворы.
Лабораторные работы №4, №5, №6, №7, №8, №9	12	баллов
Самостоятельная работа	5 баллов
Посещаемость	4	балла
Рубежный контроль (тесты)	16 балла
Способы выражения состава растворов	2	балла
Гидролиз солей	2	балла
Произведение растворимости	2	балла
Реферат по теме «Растворы»	7 баллов
Всего	50 баллов
ИТОГО:	100 баллов
Зачет
2 семестр
1 модуль	30	баллов
30