Все мы постоянно сталкиваемся с химическим анализом. Например, в поликлинике или, увы, в больнице. Если подумать, то другие примеры анализа придут сами. Чтобы вода из водопровода была пригодна для питья, ее состав тщательно контролируют. Определяют кислотность почвы. Оценивают содержание сахара в крови диабетиков. А обнаружение паров алкоголя в воздухе, выдыхаемом водителем? А контроль концентрации хлора в плавательном бассейне? Все это примеры важных и нужных химических анализов.

Делаются подобные анализы миллионами. В принципе, массовые испытания такого рода могут делать и не очень квалифицированные люди. Но при одном очевидном условии: нужно иметь соответствующие методы и средства для анализа (под средствами здесь понимаются вовсе не деньги, а приборы, реактивы, посуда и т.д.). А вот методы и средства придумывают, разрабатывают специалисты уже совсем другого уровня, ученые-аналитики. Этих специалистов готовят лучшие вузы.

Кафедра аналитической химии МГУ – один из самых известных центров такой подготовки. Но она еще и крупный научный центр, где ведутся очень интересные исследования. Кафедра популярна среди студентов химического факультета. Спрос на выпускников-аналитиков весьма велик.

Среди сотрудников кафедры – заведующий кафедрой, академик Ю.А. Золотов, заместитель заведующего, член-корреспондент РАН О.А. Шпигун, еще восемь профессоров. Все они – ведущие ученые в своих областях, широко известные специалисты. При кафедре работает Аналитический центр факультета, Всероссийская Эколого-аналитическая ассоциация, три малых предприятия, совместные лаборатории с приборостроительными фирмами. Кафедра ведет преподавание аналитической химии на 8 факультетах.

Но самое главное, самое интересное – это решаемые на кафедре научные проблемы. Здесь успешно разрабатываются оригинальные методы химического анализа, решаются задачи анализа экологических, биомедицинских, технических объектов. В лаборатории много современных приборов, на которых работают дипломники и аспиранты, а часто и студенты младших курсов, не говоря уже о кадровых сотрудниках.

Разве не любопытно создать методы, позволяющие обнаружить вредные элементы в природной воде, разделить на отдельные компоненты сложнейшие смеси органических соединений или диагностировать легочные заболевания по составу выдыхаемого воздуха? Многое на кафедре делается по химическому анализу разного рода материалов, особенно полупроводниковых.

Группы ученых, возглавляемые молодыми докторами и кандидатами наук, работают на переднем крае науки, в деловой, творческой, доброжелательной обстановке.

«Кафедра аналитической химии Утверждено методической комиссией кафедры аналитической химии А.В.Иванов МЕТОДИЧЕСКОЕ РУКОВОДСТВО ПО КАЧЕСТВЕННОМУ И КОЛИЧЕСТВЕННОМУ...»

Московский государственный университет имени М.В. Ломоносова

Химический факультет

Кафедра аналитической химии

Утверждено методической комиссией

кафедры аналитической химии

А.В.Иванов

МЕТОДИЧЕСКОЕ РУКОВОДСТВО

ПО КАЧЕСТВЕННОМУ И КОЛИЧЕСТВЕННОМУ

АНАЛИЗУ

ДЛЯ СТУДЕНТОВ 2 КУРСА ГЕОГРАФИЧЕСКОГО

ФАКУЛЬТЕТА

Под редакцией профессора В.М.Иванова Москва 2001 Введение Методическое руководство предназначено в качестве пособия к практическим занятиям по курсу "Качественный и количественный анализ" для студентов 2 курса географического факультета, специализирующихся на кафедре географии почв. Программа дисциплины "Качественный и количественный анализ для географического факультета МГУ" ставит целью изучение теоретических основ химических (титриметрических и гравиметрических) и инструментальных (спектроскопических и электрохимических) методов анализа и ознакомление с возможностями их практического применения. Методическое руководство состоит из трех частей, первая включает календарный план лекций и практических занятий и вопросы к коллоквиумам. Приведена шкала рейтинговой оценки знаний по позициям, предусмотренным учебным планом. Вторая часть содержит методики проведения качественных реакций отдельных катионов и анионов, третья Количественный анализ" - включает методики гравиметрического и титриметрического определения ряда элементов в чистых растворах и в реальных объектах. Кратко изложены теоретические основы методов. Все предлагаемые методики проверены лаборантами и инженерами кафедры аналитической химии химического факультета МГУ.

Первая часть пособия составлена при участии профессора, д.х.н.

Т.Н.Шеховцовой.

Замечания и пожелания преподавателей и студентов будут восприняты автором с глубокой благодарностью.

I. ПРОГРАММА КУРСА

Календарный план занятий включает 14 лекций, 16 практических занятий, 3 рубежные контрольные работы (в лекционные часы) и 3 коллоквиума. По окончании семестра предусмотрен экзамен.

План лекций и контрольных работ Лекция 1 Предмет и методы аналитической химии. Химическое равновесие.

Факторы, влияющие на химическое равновесие.

Константы равновесия.

Лекция 2 Кислотно-основное равновесие.

Лекция 3 Расчет рН в различных системах Лекция 4 Химическое равновесие в гетерогенной системе.

Лекция 5 Расчет условий растворения и осаждения осадков. Расчет произведения растворимости по данным о растворимости.

I рубежная контрольная работа "Кислотно-основное равновесие и равновесие в гетерогенной системе".

Лекция 6 Реакции комплексообразования. Комплексные соединения.

Лекция 7 Органические реагенты в аналитической химии.

Лекция 8 Равновесие в окислительно-восстановительных реакциях.

Расчет окислительно-восстановительных потенциалов.

Направление реакций окисления-восстановления.

Лекция 9 Гравиметрический метод анализа II рубежная контрольная работа "Окислительно-восстановительные реакции и реакции комплексообразования".

Лекция 10 Титриметрические методы анализа, их применение. Кислотноосновное титрование.

Лекция 11 Комплексонометрическое и окислительно-восстановительное титрование.

Лекция 12 Метрологические основы аналитической химии. Статистическая обработка результатов анализа.

III рубежная контрольная работа "Титриметрические методы анализа, метрологические основы аналитической химии".

Лекция 13 Введение в спектроскопические методы анализа.

Лекция 14. Введение в электрохимические методы анализа.

План практических занятий

Занятие 1 Вводная беседа по качественному анализу. Качественные реакции катионов I-III групп: К+, Na+, NH4+, Mg2+, Ba2+, Ca2+, Pb2+ и анионов: SO42-, CO32-, Cl-, NO3-, PO43Качественные реакции катионов IV - VI групп: Al3+, Cr3+, Zn2+, Fe2+, Занятие 2 Fe3+, Mn2+, Co2+, Ni2+, Cd2+, Cu2+.

Домашнее задание: расчет констант равновесия.

Разделение смеси катионов методом бумажной хроматографии. Беседа Занятие 3 по схемам качественного анализа.

Домашнее задание: расчет рН в растворах кислот, оснований, амфолитов и в буферных смесях.

Занятие 4 Контрольное задание №1: анализ смеси катионов I-VI групп и анионов (раствор).

Домашнее задание: расчет растворимости малорастворимых соединений, образование осадков.

Контрольное задание №2: анализ твердой смеси катионов и анионов Занятия 5, или природного объекта.

Занятие 7 Коллоквиум №1: Химическое равновесие. Кислотноосновное равновесие. Равновесие в гетерогенной системе.

Занятия 8- Вводная беседа по гравиметрии.

10 Контрольное задание №3: определение сульфат-ионов в смеси сульфата натрия и хлорида натрия.

Домашнее задание: реакции комплексообразования;

расчет окислительно-восстановительных потенциалов.

Занятие 11 Вводная беседа по кислотно-основному титрованию.

Приготовление растворов - первичного стандартного раствора карбоната натрия (Na2CO3) и вторичных стандартных растворов - хлороводородной кислоты (HCl) и гидроксида натрия (NaOH). Стандартизация HCl и NaOH.

Занятие 12 Контрольное задание №4: определение HCl.

Домашнее задание: построение кривых титрования.

Занятие 13 Вводная беседа по комплексонометрическому титрованию.

Контрольное задание №5 - комплексонометрическое определение кальция и магния при совместном присутствии.

Занятие 14 Коллоквиум №2. Реакции комплексообразования.

Органические реагенты. Кислотно-основное и комплексометрическое титрование.

Занятие 15 Вводная беседа по окислительно-восстановительному равновесию и титрованию. Приготовление первичного стандартного раствора дихромата калия (K2Cr2O7) или щавелевой кислоты (H2C2O4) и вторичного стандартного раствора перманганата калия (КМnO4).

Контрольное задание №6: определение железа или окисляемости воды Занятие 16 Вводная беседа по методу пламенной фотометрии. Определение калия и натрия.

Коллоквиум №3. Окислительно-восстановительные реакции.

–  –  –

Химическое равновесие в гомогенной системе. Основные его типы:

кислотно-основное, равновесия комплексообразования и окислениявосстановления. Факторы, влияющие на химическое равновесие: концентрации реагирующих веществ, природа растворителя, ионная сила раствора, температура.

Активность и коэффициент активности. Общая и равновесная концентрации.

Конкурирующие реакции, коэффициент конкурирующей реакции.

Термодинамическая, реальная и условная константы равновесия.

Кислотно-основное равновесие. Современные представления о кислотах и основаниях. Основные положения теории Бренстеда-Лоури. Кислотно-основные сопряженные пары. Влияние природы растворителя на силу кислот и оснований.

Константа автопротолиза. Нивелирующий и дифференцирующий эффекты растворителя. Буферные растворы. Расчет рН водных растворов сильных и слабых кислот и оснований, амфолитов, буферных растворов.

Химическое равновесие в гетерогенной системе. Основные типы химического равновесия в гетерогенной системе: жидкость-твердая фаза (растворосадок), жидкость-жидкость. Константа равновесия реакции осаждениярастворения (произведение растворимости). Термодинамическая, реальная и условная константы равновесия. Условия осаждения и растворения осадков. Расчет растворимости осадков в различных условиях.

Коллоквиум №2.

Реакции комплексообразования. Органические реагенты.

Кислотно-основное и комплексометрическое титрование.

Комплексные соединения и органические реагенты. Типы и свойства комплексных соединений, используемых в аналитической химии. Ступенчатое комплексообразование. Термодинамическая и кинетическая устойчивость комплексных соединений. Влияние комплексообразования на растворимость соединений и окислительно-восстановительный потенциал системы.

Теоретические основы взаимодействия органических реагентов с неорганическими ионами. Функционально-аналитические группы. Теория аналогий взаимодействия ионов металлов с неорганическими реагентами типа H2O, NH3, H2S и кислород-, азот-, серосодержащими органическими реагентами. Хелаты, внутрикомплексные соединения. Использование комплексных соединений в анализе для обнаружения, разделения, маскирования и определения ионов.

Титриметрические методы анализа. Способы титрования: прямое, обратное, вытеснительное, косвенное. Кислотно-основное титрование. Требования, предъявляемые к реакциям в кислотно-основном титровании. Кривые титрования, точка эквивалентности, конечная точка титрования. Индикаторы. Первичные и вторичные стандарты, рабочие растворы. Построение кривых титрования, выбор индикатора, погрешность титрования. Примеры практического применения кислотно-основного титрования - определение HCl, NaOH, Na2CO3.

Комплексометрическое титрование. Требования к реакциям комплексообразования, применяемым в титриметрии. Применение аминополикарбоновых кислот. Металлохромные индикаторы и требования к ним.

Построение кривых титрования.

Коллоквиум №3.

Окислительно-восстановительные реакции.

Практическое применение в титриметрии. Инструментальные методы анализа.

Окислительно-восстановительные реакции. Обратимые окислительновосстановительные системы и их потенциалы. Равновесный электродный потенциал. Уравнение Нернста. Стандартные и формальные окислительновосстановительные потенциалы. Влияние различных факторов на формальный потенциал: рН раствора, ионной силы раствора, процессов комплексообразования и образования осадков, концентрации комплексообразующих веществ и осадителей. Константа равновесия окислительно-восстановительных реакций и направление реакций окисления-восстановления.

Окислительно-восстановительное титрование. Построение кривых титрования. Способы фиксирования конечной точки титрования в окислительновосстановительном титровании. Методы: перманганатометрический, иодометрический, дихроматометрический.

Спектроскопические методы анализа. Основные характеристики электромагнитного излучения (длина волны, частота, волновое число, интенсивность). Спектры атомов. Методы атомно-эмиссионной и атомноабсорбционной спектроскопии. Спектры молекул. Закон Бугера-Ламберта-Бера.

Способы определения концентрации веществ. Спектрофотометрический и люминесцентный методы.

Электрохимические методы. Электрохимическая ячейка, индикаторный электрод и электрод сравнения. Ионометрия, потенциометрическое титрование.

Кулонометрия: прямая и кулонометрическое титрование; закон Фарадея.

Классическая вольтамперометрия. Кондуктометрия: прямая и кондуктометрическое титрование, возможности контроля в потоке.

Литература

1. Основы аналитической химии. В 2-х тт. П/ред. Ю.А.Золотова. М.: Высш. школа, 2000.

2. Основы аналитической химии. Практическое руководство. П/ред. Ю.А.Золотова.

М.: Высш. школа, 2001.

3. Методы обнаружения и разделения элементов. Практическое руководство.

П/ред. И.П.Алимарина. М.: МГУ, 1984.

4. Белявская Т.А. Практическое руководство по гравиметрии и титриметрии. М.:

5. Дорохова Е.Н., Николаева Е.Р., Шеховцова Т.Н. Аналитическая химия (методические указания). М.: МГУ, 1988.

6. Справочное пособие по аналитической химии. П/ред. И.П.Алимарина и Н.Н.Ушаковой. М.: МГУ, 1975.

7. Ушакова Н.Н. Курс аналитической химии для почвоведов. М.: МГУ, 1984.

8. Дорохова Е.Н., Прохорова Г.В. Задачи и вопросы по аналитической химии. М.:

Мир, 1984 или М.: Академсервис, 1997.

–  –  –

1. Аналитические реакции катионов I группы.

Реакции ионов калия.

1. Гидротартрат натрия NaHC4H4O6. К 3-4 каплям раствора соли К+ в пробирке добавляют 3-4 капли раствора NaHC4H4O6.Перемешивают содержимое пробирки стеклянной палочкой, если осадок не выпадает сразу - слегка потирают палочкой стенки пробирки. Белый кристаллический осадок гидротартрата калия растворим в горячей воде, в сильных кислотах, щелочах, нерастворим в уксусной кислоте.

2. Гексанитрокобальтат натрия Na3. К капле раствора соли К+ при рН 4-5 добавляют 1-2 капли реагента и, если осадок сразу не выпадает, дают раствору постоять или слегка нагревают на водяной бане. Выпадает ярко-желтый кристаллический осадок, растворимый в сильных кислотах, но нерастворимый в уксусной кислоте. При действии щелочей осадок разлагается с образованием темно-бурого осадка.

3. Микрокристаллоскопическая реакция с гекcанитрокупратом свинца Na2PbCu(NO2)6. На предметное стекло помещают каплю раствора соли К+, рядом помещают каплю раствора Na2PbCu(NO2)6 ("реагент на К+") и соединяют капли стеклянной палочкой. Дают постоять, после чего рассматривают под микроскопом образовавшиеся кристаллы кубической формы.

4. Окрашивание пламени. Летучие соли К+ (например, KCl) окрашивают пламя горелки в бледно-фиолетовый цвет. В спектроскопе прямого зрения наблюдают темно-красную линию при 769 нм. Лучше рассматривать пламя через синее стекло или раствор индиго - в этих условиях можно обнаружить калий в присутствии натрия, т.к. синее стекло или раствор индиго поглощают желтый цвет натрия.

Реакции ионов натрия.

1. Антимонат калия K. К 2-3 каплям раствора соли Na+ прибавляют 2-3 капли раствора K и потирают стенки пробирки стеклянной палочкой при охлаждении пробирки под струей воды. Оставляют раствор на некоторое время и убеждаются, что осадок кристаллический: закрыв пробирку резиновой пробкой, ее переворачивают. На стенках будут заметны крупные кристаллы кубической формы. Осадок разлагается под действием кислот, растворяется в щелочах.

Реакция малочувствительна.

2. Микрокристаллоскопическая реакция с цинкуранилацетатом Zn(UO2)3(CH3COO)8. На предметное стекло помещают каплю раствора соли Na+, рядом помещают каплю раствора Zn(UO2)3(CH3COO)8 и соединяют стеклянной палочкой капли. Дают постоять и рассматривают образовавшиеся кристаллы под микроскопом.

3. Окрашивание пламени. Летучие соли Na+ (например, NaCl) окрашивают пламя горелки в желтый цвет. В спектроскопе прямого зрения наблюдают желтую линию при 590 нм.

Реакции ионов аммония.

1. Сильные щелочи. Реакцию выполняют в газовой камере. На предметное стекло помещают стеклянный цилиндр, внутрь которого вносят 1-2 капли раствора соли NH4+ и 1-2 капли 2 М раствора NaOH или KOH, следя за тем, чтобы раствор щелочи не попал на верхний край цилиндра. Накрывают цилиндр другим предметным стеклом, прикрепив к его внутренней стороне влажную индикаторную бумагу (универсальную индикаторную или лакмусовую) или фильтровальную бумагу, смоченную раствором Hg2(NO3)2. Наблюдают изменение окраски индикаторной бумаги.

2. Реагент Несслера K2. К 1-2 каплям раствора соли NH4+ в пробирке прибавляют 1-2 капли реагента Несслера. Образуется оранжевый осадок.

Реакции ионов магния.

1. Сильные щелочи. К 2 каплям раствора соли Mg2+ прибавляют 1-2 капли раствора NaOH. Выпадает белый аморфный осадок, растворимый в кислотах и солях аммония. Реакция может быть использована для отделения Mg2+ от других катионов 1 группы, поскольку их гидроксиды растворимы в воде.

2. Гидрофосфат натрия Na2HPO4. К 1-2 каплям раствора соли Mg2+ в пробирке прибавляют 2-3 капли 2 М раствора HCl и 1-2 капли раствора Na2HPO4. После этого прибавляют по каплям 2 М раствор NH3, перемешивая содержимое пробирки после каждой капли, до отчетливого запаха или слабощелочной реакции по фенолфталеину (рН~9). Выпадает белый кристаллический осадок, растворимый в сильных кислотах и в уксусной кислоте.

3. Хинализарин. К 1-2 каплям раствора соли Mg2+ прибавляют каплю раствора хинализарина и 2 капли 30%-ного раствора NaOH. Образуется осадок синего цвета.

4. Микрокристаллоскопическая реакция. На предметное стекло помещают 1 каплю раствора соли Mg2+, рядом наносят каплю раствора реагента - смеси Na2HPO4, NH4Cl, NH3. Стеклянной палочкой соединяют капли и рассматривают образовавшиеся кристаллы под микроскопом.

2. Аналитические реакции катионов II группы.

Реакции ионов бария.

1. Дихромат калия K2Cr2O7. К 1-2 каплям раствора соли Ba2+ в пробирке добавляют 3-4 капли раствора CH3COONa и 1-2 капли раствора K2Cr2O7.

Выпадает желтый кристаллический осадок BaCrO4, нерастворимый в уксусной кислоте, растворимый в сильных кислотах. Реакцию применяют для отделения ионов Ba2+ от других катионов II группы.

2. Серная кислота H2SO4. К 1-2 каплям раствора соли Ba2+ добавляют 2-3 капли разбавленной серной кислоты. Выпадает белый кристаллический осадок, нерастворимый в кислотах. Для переведения BaSO4 в раствор его переводят в BaCO3, проводя многократную обработку BaSO4 насыщенным раствором Na2CO3, каждый раз сливая жидкость с осадка, который затем растворяют в кислоте.

3. Окрашивание пламени. Летучие соли Ba2+ окрашивают пламя горелки в желто-зеленый цвет. В спектроскопе прямого зрения наблюдают группу зеленых линий в области длин волн 510-580 нм.

Реакции ионов кальция.

1. Оксалат аммония (NH4)2C2O4. К 2-3 каплям раствора соли Ca2+ добавляют 2-3 капли раствора (NH4)2C2O4. Выпадает белый кристаллический осадок, растворимый в сильных кислотах, но нерастворимый в уксусной кислоте.

2. Микрокристаллоскопическая реакция. На предметное стекло наносят каплю раствора соли Са2+, рядом помещают каплю раствора H2SO4 (1:4). Стеклянной палочкой соединяют капли, дают постоять и рассматривают образовавшиеся игольчатые кристаллы под микроскопом (главным образом по краям капли).

3. Окрашивание пламени. Летучие соли Са2+ окрашивают пламя горелки в кирпично-красный цвет. В спектроскопе прямого зрения наблюдают зеленую линию при 554 нм и красную линию при 622 нм. Линии расположены симметрично относительно линии натрия при 590 нм.

3. Аналитические реакции катионов III группы.

Реакции ионов свинца.

1. Дихромат калия K2Cr2O7. К 1-2 каплям раствора соли Pb2+ в пробирке добавляют 2-3 капли 2 М раствора CH3COOH, 2-3 капли раствора CH3COONa и 2капли раствора K2Cr2O7. Выпадает желтый осадок PbCrO4. Центрифугируют, отделяют осадок от раствора и к осадку добавляют 2-3 капли 2 М раствора NaOH.

Осадок растворяется. Эта реакция позволяет отличить PbCrO4 от BaCrO4, который нерастворим в NaOH.

2. Соляная кислота HCl. К 3-4 каплям раствора соли Pb2+ в пробирке добавляют 3капли разбавленной HCl. Выпадает белый осадок, растворимый в щелочах, а также в избытке HCl или хлоридов щелочных металлов. PbCl2 хорошо растворим в воде, особенно при нагревании, что используют при отделении его от AgCl и Hg2Cl2.

3. Иодид калия KI. К 1-2 каплям раствора соли Pb2+ в пробирке добавляют 1-2 капли раствора KI. Выпадает желтый осадок. В пробирку добавляют несколько капель воды и 2 М раствора CH3COOH, нагревают, при этом осадок растворяется.

Погружают пробирку в холодную воду и наблюдают выпадение золотистых кристаллов ("золотой дождь").

4. Серная кислота H2SO4. К 2-3 каплям раствора соли Pb2+ добавляют 3-4 капли разбавленной H2SO4, выпадает белый осадок, растворимый в растворах сильных щелочей или в концентрированных растворах CH3COONH4 или C4H4O6(NH4)2.

4. Аналитические реакции катионов IV группы.

Реакции ионов алюминия.

1. Щелочи или аммиак. К 3-4 каплям раствора соли Al3+ осторожно по каплям прибавляют 2 М раствор щелочи до образования белого аморфного осадка гидроксида алюминия Al2O3.mH2O. При добавлении избытка щелочи осадок растворяется. Если добавить твердый NH4Cl и нагреть, вновь образуется осадок гидроксида алюминия.

2. Ализариновый красный. 1). На фильтровальную наносят 1 каплю раствора соли Al3+, прикасаясь к бумаге кончиком капилляра, 1 каплю ализаринового красного и обрабатывают пятно газообразным аммиаком, помещая бумагу над отверстием склянки с концентрированным раствором аммиака. Образуется фиолетовое пятно.

Фиолетовый цвет представляет окраску ализарина, принимаемую им в щелочной среде. Бумагу осторожно высушивают, держа высоко над пламенем горелки. При этом аммиак улетучивается, и фиолетовая окраска ализарина переходит в желтую, не мешающую наблюдению красной окраски алюминиевого лака.

Реакция применяется для дробного обнаружения Al3+ в присутствии других катионов. Для этого на фильтровальную бумагу наносят каплю раствора K4 и только затем в центр влажного пятна помещают каплю раствора соли Al3+. Мешающие реакции катионы, например, Fe3+, дают малорастворимые гексацианоферраты(II) и остаются, таким образом, в центре пятна. Ионы Al3+, не осаждаемые K4, диффундируют на периферию пятна, где и могут быть обнаружены по реакции с ализариновым красным в присутствии аммиака.

2). В пробирке к 1-2 каплям раствора соли Al3+ прибавляют 2-3 капли раствора ализарина в раствор NH3 до щелочной реакции. Содержимое пробирки нагревают на водяной бане. Выпадает красный хлопьевидный осадок.

3. Алюминон. К 2 каплям раствора соли Al3+ прибавляют 1-2 капли раствора алюминона и нагревают на водяной бане. Затем прибавляют раствор NH3 (до появления запаха) и 2-3 капли (NH4)2CO3. Образуются красные хлопья алюминиевого лака.

Реакции ионов хрома(III).

1. Едкие щелочи. К 2-3 каплям раствора соли Cr3+ прибавляют 2-3 капли 2 М раствора NaOH. Выпадает серо-зеленый осадок. Осадок растворим в кислотах и щелочах.

2. Пероксид водорода H2O2. К 2-3 каплям раствора соли Cr3+ прибавляют 4-5 капель 2 М раствора NaOH, 2-3 капли 3%-ного раствора H2O2 и нагревают несколько минут до тех пор, пока зеленая окраска раствора не перейдет в желтую.

Раствор сохраняют для дальнейших опытов (обнаружение CrO42-).

3. Персульфат аммония (NH4)2S2O8. К 5-6 каплям раствора (NH4)2S2O8 прибавляют по 1 капле 1 М раствора H2SO4 и AgNO3 (катализатор). В полученную окислительную смесь вводят 2-3 капли раствора Cr2(SO4)3 или Cr(NO3)3 и нагревают. Раствор окрашивается в желто-оранжевый цвет. Его сохраняют для дальнейших опытов (Cr2O72-).

4. Этилендиаминтетраацетат натрия (ЭДТА). К 3-4 каплям раствора соли Cr3+ прибавляют 3-5 капель 30%-ного раствора CH3COOH, 12-15 капель раствора ЭДТА (избыток ЭДТА обязателен), проверяют рН раствора (рН 4-5) и нагревают на водяной бане. В присутствии Cr3+ появляется фиолетовое окрашивание.

Реакции ионов Cr(VI).

1. Образование надхромовой кислоты H2CrO6. В пробирку помещают 5-6 капель раствора хромата, полученного ранее. Кипячением на водяной бане удаляют избыток H2O2, пробирку охлаждают под струей водопроводной воды. К раствору прибавляют несколько капель эфира, 1 каплю 3%-ного раствора H2O2 и по каплям при встряхивании H2SO4 (1:4). Образующееся пероксидное соединение хрома экстрагируется эфиром, эфирный слой окрашивается в синий цвет.

Реакции ионов цинка.

1. Едкие щелочи. К 2-3 каплям раствора соли Zn2+ прибавляют 2-3 капли 2 М раствора NaOH, выпадает белый осадок, растворимый в кислотах, щелочах и солях аммония (отличие от гидроксида алюминия).

2. Тетрароданомеркуриат аммония (NH4)2 образует с растворами солей Zn2+ белый кристаллический осадок Zn. Обычно реакцию проводят в присутствии небольшого количества соли Co2+. Роль Zn2+ заключается в том, что образуемый им осадок Zn ускоряет - как затравка выпадение синего осадка Co, который в отсутствие Zn может не выпадать часами (образование пересыщенного раствора).

В пробирке к 1-2 каплям соли Co2+ прибавляют 1-2 капли воды и 3-4 капли (NH4)2. Стенки пробирки потирают стеклянной палочкой, при этом не должен появиться синий осадок. Затем в ту же пробирку добавляют каплю раствора соли Zn2+ и снова потирают стенки стеклянной палочкой. При этом образуются смешанные кристаллы обоих соединений, окрашенные в бледноголубой или темно-синий цвет, в зависимости от количества Co2+.

3. Сероводород и растворимые сульфиды. К 1-2 каплям раствора соли Zn2+ прибавляют 1-2 капли сероводородной воды (или каплю Na2S). Выпадает белый осадок, растворимый в сильных кислотах.

4. Микрокристаллоскопическая реакция. На предметное стекло помещают каплю раствора соли Zn2+, рядом помещают каплю реагента (NH4)2 и капли соединяют стеклянной палочкой. Рассматривают под микроскопом характерные дендриты.

5. Реакции катионов V группы.

Реакции ионов железа(II).

1. Гексацианоферрат(III) калия K3. К 1-2 каплям раствора соли Fe2+ прибавляют 1-2 капли раствора реагента. Образуется темно-синий осадок ("берлинская лазурь").

Реакции ионов железа(III).

1. Гексацианоферрат(II) калия K4. К 1-2 каплям раствора соли Fe3+ прибавляют 1-2 капли реагента. Наблюдают образование темно-синего осадка "берлинской лазури".

2. Тиоцианат аммония (калия) NH4SCN. К 1-2 каплям раствора соли Fe3+ прибавляют несколько капель раствора NH4SCN (или KSCN). Возникает темнокрасное окрашивание.

Реакции ионов марганца.

1. Действие сильных окислителей.

а). Оксид свинца(IV) PbO2. В пробирку помещают немного порошка PbO2, 4-5 капель 6 М раствора HNO3, каплю раствора соли Mn2+ и нагревают. Через 1-2 мин центрифугируют и, не отделяя осадка, рассматривают окраску раствора. Раствор окрашивается в малиново-фиолетовый цвет.

б). Персульфат аммония (NH4)2S2O8. К 5-6 каплям раствора (NH4)2S2O8 прибавляют каплю 2 М раствора H2SO4, 1-2 капли концентрированной H3PO4 (для предотвращения разложения перманганат-ионов), 1-2 капли раствора AgNO3 (катализатор) и нагревают. В нагретую окислительную смесь вносят при помощи стеклянного шпателя минимальное количество раствора соли Mn2+, перемешивают и наблюдают малиново-фиолетовую окраску раствора.

в). Висмутат натрия NaBiO3. К 1-2 каплям раствора соли Mn2+ прибавляют 3-4 капли 6 М раствора HNO3 и 5-6 капель воды, после чего вносят в раствор стеклянным шпателем немного порошка NaBiO3. Перемешав, центрифугируют избыток реагента и наблюдают малиновое окрашивание раствора.

2. Пиридилазонафтол (ПАН). К 2-3 каплям раствора соли Mn2+ прибавляют 5-7 капель воды, 4-5 капель 0,1%-ного этанольного раствора ПАН, NH3 до рН 10 и экстрагируют хлороформом. Органическая фаза окрашивается в красный цвет.

6. Реакции катионов VI группы.

Реакции ионов кобальта.

1. Тиоцианат аммония (калия) NH4SCN. К 2-3 каплям раствора соли Co2+ прибавляют твердый NH4SCN (КSCN), твердый NH4F для связывания Fe3+ в устойчивый бесцветный комплекс, 5-7 капель изоамилового спирта и встряхивают.

Слой изоамилового спирта окрашивается в синий цвет.

2. Аммиак NH3. К 1-2 каплям раствора соли Co2+ прибавляют 3-4 капли раствора NH3. Выпадает синий осадок основной соли кобальта, который при большом избытке NH3 растворяется с образованием комплексного соединения грязножелтого цвета.

3. Гидроксид натрия NaOH. К 2-3 каплям раствора соли Co2+ прибавляют 2-3 капли 2 М большого раствора NaOH, выпадает синий осадок. Осадок растворяется в минеральных кислотах.

4. Микрокристаллоскопическая реакция. На предметное стекло помещают каплю раствора соли Co2+, рядом помещают каплю раствора реагента (NH4)2, соединяют капли стеклянной палочкой и рассматривают образовавшиеся яркосиние кристаллы под микроскопом.

Реакции ионов никеля.

1. Диметилглиоксим. В пробирке к 1-2 каплям раствора соли Ni2+ прибавляют 1-2 капли раствора диметилглиоксима и 1-2 капли 2 М NH3. Выпадает характерный ало-красный осадок.

2. Аммиак NH3. К 1-2 каплям раствора соли Ni2+ в пробирке по каплям прибавляют раствор NH3 до образования раствора синего цвета.

3. Гидроксид натрия NаOH. К 2-3 каплям раствора соли Ni2+ прибавляют 2-3 капли 2 М раствора NaOH, выпадает зеленый осадок, растворимый в кислотах.

Реакции ионов меди.

1. Аммиак NH3. К 1-2 каплям раствора соли Cu2+ прибавляют по каплям раствор NH3. Выпадает зеленый осадок основной соли переменного состава, легко растворимый в избытке NH3 с образованием комплексного соединения синего цвета.

2. Гексацианоферрат(II) калия K4. К 1-2 каплям раствора соли Cu2+ (рН

7) прибавляют 1-2 капли раствора K4. Выпадает красно-бурый осадок.

3. Иодид калия KI. К 2-3 каплям раствора соли Cu2+ прибавляют 1 каплю 1 М раствора H2SO4 и 5-6 капель 5%-ного раствора KI, выпадает белый осадок.

Вследствие выделения иода суспензия имеет желтую окраску.

Реакции ионов кадмия.

1. Сероводород или сульфид натрия Na2S. К 1-2 каплям раствора соли Cd2+ прибавляют 1 каплю раствора Na2S, выпадает желтый осадок.

2. Дифенилкарбазид. На фильтровальную бумагу наносят 1 каплю насыщенного раствора дифенилкарбазида, каплю раствора соли Cd2+ и держат ее 2-3 мин над концентрированным раствором NH3. Появляется сине-фиолетовое окрашивание. В присутствии мешающих ионов к этанольному раствору дифенилкарбазида предварительно добавляют твердые KSCN и KI.

7. Реакции анионов Реакции сульфат-ионов.

1. Хлорид бария BaCl2. К 1-2 каплям раствора SO42- прибавляют 2-3 капли раствора BaCl2. Выпадает белый кристаллический осадок, нерастворимый в кислотах. Этим осадок BaSO4 отличается от солей Ba2+ со всеми другими анионами, чем и пользуются при обнаружении SO42-.

Реакции карбонат-ионов.

1. Кислоты. Реакции проводят в приборе для обнаружения газов. В пробирку помещают немного карбоната (сухой препарат) или 5-6 капель раствора CaCO3, приливают 5-6 капель 2 М раствора HCl. Закрывают пробкой с газоотводной трубкой, второй конец которой опущен в пробирку с известковой водой [насыщенный раствор Ca(OH)2] и наблюдают помутнение известковой воды.

Реакции хлорид-ионов.

1. Нитрат серебра AgNO3. К 2-3 каплям раствора Cl- прибавляют 2-3 капли раствора AgNO3. Выпадает белый творожистый осадок. AgCl нерастворим в HNO3; легко растворяется при действии веществ, способных связывать Ag+ в комплекс, например, NH3; (NH4)2CO3 (отличие от AgBr, AgI); KCN, Na2S2O3.

Реакции нитрат-ионов.

1. Сульфат железа(II) FeSO4. В каплю исследуемого раствора NO3-, помещенную на капельную пластинку или на часовое стекло, вносят небольшой кристалл FeSO4, прибавляют каплю концентрированного раствора H2SO4, вокруг кристалла появляется бурое кольцо.

2. Алюминий или цинк. В пробирку с 3-4 каплями раствора NO3- прибавляют 3-4 капли 2 М раствора NaOH и вносят 1-2 кусочка металлического алюминия или цинка. Пробирку закрывают не очень плотно ватой, поверх которой помещают влажную красную лакмусовую бумагу и нагревают на водяной бане. Лакмусовая бумага синеет.

3. Дифениламин (C6H5)2NH. На тщательно вымытое и досуха вытертое часовое стекло или в фарфоровую чашечку помещают 2-3 капли раствора дифениламина в концентрированной H2SO4. (Если раствор синеет, стекло или чашечка были недостаточно чистыми). Вносят туда же на кончике чистой стеклянной палочки очень немного исследуемого раствора NO3- и перемешивают. Появляется интенсивно-синяя окраска.

Реакции фосфат-ионов.

1. Молибденовая жидкость (раствор (NH4)2MoO4 в HNO3). К 1-2 каплям раствора PO43- прибавляют 8-10 капель молибденовой жидкости и слегка нагревают до 40оС. Выпадает желтый кристаллический осадок, нерастворимый в HNO3, легко растворимый в едких щелочах и NH3.

III. КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

Определение количества вещества основано на физическом измерении какого-либо физического или химического свойства этого вещества, являющегося функцией его массы или концентрации. Существует много методов количественного анализа.

Их можно подразделить на две группы:

1) методы, основанные на непосредственном измерении массы определяемого вещества, то есть основанные на непосредственном взвешивании на весах;

2) косвенные методы определения массы, основанные на измерении тех или иных свойств, связанных с массой определяемого компонента.

В зависимости от измеряемых свойств методы количественного анализа подразделяют на химические, физико-химические и физические. К химическим методам относят гравиметрию и титриметрию с визуальной индикацией конечной точки титрования.

1. Гравиметрические методы Гравиметрия является наиболее простым и точным, хотя довольно продолжительным методом анализа. Сущность гравиметрии заключается в том, что определяемую составную часть анализируемого вещества изолируют либо в чистом виде, либо в виде соединения определенного состава, которое затем взвешивают. Гравиметрические методы подразделяют на методы отгонки и методы осаждения. Наибольшее значение имеют методы осаждения. В этих методах определяемый компонент выделяют в осадок в виде малорастворимого соединения, которое после соответствующей обработки (отделение от раствора, промывание, высушивание или прокаливание) взвешивают. При осаждении всегда нужно брать некоторый избыток осадителя. Для получения чистых, однородных по дисперсности, возможно крупнокристаллических осадков (если вещество кристаллическое), или хорошо скоагулированных осадков (если вещество аморфное) необходимо соблюдать ряд правил. Состав вещества, подлежащего взвешиванию (гравиметрическая форма), должен строго отвечать определенной химической формуле.

Гравиметрическое определение серной кислоты в растворе Определение серной кислоты или сульфата основано на образовании кристаллического осадка BaSO4 по реакции:

SO42- + Ba2+ = BaSO4 Осаждаемая форма - BaSO4. Осадок выделяют из нагретого слабокислого раствора.

Прокаливают осадок при температуре около 800oС (газовая горелка).

Гравиметрическая форма - BaSO4.

Реагенты Соляная кислота, HCl, 2 М раствор.

Хлорид бария, BaCl2. 2H2O, 5%-ный раствор.

Нитрат серебра, AgNO3, 1%-ный раствор.

Азотная кислота, HNO3, 2 М раствор.

Выполнение определения. Раствор H2SO4, полученный от преподавателя в стакане емк. 300 мл, предварительно вымытом до абсолютной стекаемости, разбавляют дистиллированной водой до 100-150 мл, прибавляют к раствору 2-3 мл 2 М НСl, нагревают раствор почти до кипения и приливают к нему по каплям из бюретки рассчитанный объем раствора хлорида бария. Количество осадителя рассчитывают с учетом 10%-ного избытка. Во время прибавления осадителя раствор перемешивают стеклянной палочкой. Дают осадку собраться на дне стакана и проверяют полноту осаждения, прибавив несколько капель осадителя.

Если полнота осаждения не достигнута, прибавляют еще несколько миллилитров раствора хлорида бария. Вынимают палочку из стакана, закрывают стакан часовым стеклом (можно чистым листом бумаги) и оставляют стоять не менее 12 ч.

Созревание осадка можно ускорить, если перед осаждением добавить в исследуемый раствор 2 - 3 мл 1%-ного раствора пикриновой кислоты. В этом случае раствор с осадком достаточно оставить перед фильтрованием на 1 - 2 ч в теплом месте (например, на водяной бане).

Осадок фильтруют на фильтре "синяя лента", сливая сначала на фильтр прозрачную жидкость и собирая фильтрат в чистый стакан. Первые порции фильтрата полезно проверить на полноту осаждения. Когда большая часть прозрачной жидкости пройдет сквозь фильтр, а осадок почти весь останется в стакане, где проводили осаждение, выливают фильтрат и ставят под воронку пустой стакан. Затем переносят осадок на фильтр небольшими порциями холодной дистиллированной воды из промывалки. Частицы осадка, приставшие к стенкам стакана, снимают палочкой с резиновым наконечником. Кусочком влажного фильтра тщательно протирают стеклянную палочку, и затем этот кусочек фильтра помещают в воронку. Можно протереть стакан изнутри кусочком влажного фильтра. Когда весь осадок будет перенесен на фильтр, его на фильтре промывают 3 - 4 раза холодной водой порциями по 10 - 15 мл. Последние промывные воды проверяют на полноту промывания раствором AgNO3 в среде 2 М HNO3 (допустима лишь слабая опалесценция). Затем воронку с фильтром помещают на несколько минут в сушильный шкаф, подсушивают фильтр с осадком и, согнув края фильтра к центру, помещают слегка влажный фильтр с осадком в доведенный до постоянной массы фарфоровый тигель (чистый пустой тигель прокаливают на полном пламени газовой горелки). Вставляют тигель в треугольник и, держа его высоко над маленьким пламенем горелки, досушивают фильтр и обугливают его.

Когда обугливание закончится, увеличивают пламя горелки, опускают треугольник с тиглем, дают выгореть углю, после чего прокаливают осадок на полном пламени горелки 10 - 15 мин. По охлаждении в эксикаторе тигель с осадком взвешивают.

Повторяют 10-минутные прокаливания до достижения постоянной массы (±0,2 мг).

Рассчитывают содержание H2SO4 в растворе:

–  –  –

В титриметрическом анализе количество химических веществ определяют чаще всего путем точного измерения объемов растворов двух веществ, вступающих между собой в определенную реакцию. В отличие от гравиметрии реагент берут в количестве, эквивалентном определяемому веществу. Методы титриметрического анализа можно классифицировать по характеру химической реакции, лежащей в основе определения веществ. Эти реакции относятся к различным типам - реакциям соединения ионов и реакциям окислениявосстановления. В соответствии с этим титриметрические определения подразделяют на следующие основные методы: метод кислотно-основного титрования, методы комплексометрического и осадительного титрования, методы окислительно-восстановительного титрования.

Некоторые общие указания к работе

1. После того, как бюретки или пипетки будут тщательно вымыты, перед наполнением их следует ополоснуть (2-3 раза по 5 мл) тем раствором, которым их будут наполнять.

2. Титровать каждый раствор следует не менее трех раз. Разброс результатов трех титрований не должен превышать 0,1 мл.

3. При определении объема капли бюретки наполняют ее до нуля дистиллированной водой, выпускают 100 капель (капли должны капать равномерно со скоростью 2 - 3 в секунду) и замечают на бюретке объем (отсчет проводят не ранее, чем через 30 с после выливания воды). Полученный объем делят на 100. Определение повторяют не менее трех раз, каждый раз вычисляя объем капли до 0,001 мл. Расхождения между тремя определениями не должны превышать 0,01 мл.

Расчеты в титриметрическом анализе Вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах (n1 = n2).

Эквивалент - условная или реальная частица, которая может присоединять, высвобождать, замещать один протон в кислотно-основных реакциях или быть эквивалентна одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Если определяемое вещество А реагирует с титрантом В по уравнению:

аА + вВ = cC + dD, то из этого уравнения следует, что одна частица А эквивалентна в/а частицам вещества В. Отношение в/а называют фактором эквивалентности и обозначают fэкв.

Например, для кислотно-основной реакции H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 fэкв(H3PO4) = 1, а для реакции:

H3PO4 + 2 NaOH = Na2HPO4 + 2 H2O fэкв(H3PO4) = 1/2.

В окислительно-восстановительной полуреакции:

MnO4- + 8 H+ + 5 e = Mn2+ + 5 H2O fэкв(KMnO4) = 1/5, но в полуреакции:

MnO4- + 4 H+ + 3 e = MnO(OH)2 + H2O fэкв(KMnO4) = 1/3.

Молекулярной массой эквивалента вещества называют массу одного моля эквивалента этого вещества, которая равна произведению фактора эквивалентности на молекулярную массу вещества.

Так как число эквивалентов веществ, вступающих к реакцию, равно n = сVx10-3, где с - молярная концентрация, а V объем, то для двух стехиометрически реагирующих веществ справедливо равенство:

Если молярная концентрация одного вещества известна, то, измеряя объемы реагирующих веществ, можно рассчитать неизвестную концентрацию второго вещества.

Молярная концентрация с - отношение числа молей растворенного вещества к объему. Например, с(1/2 H2SO4) = 0,1 моль/л или с(1/2 H2SO4) = 0,1 М; это означает, что в 1 л раствора содержится 6,02.10-23x0,1 условных частиц 1/2 H2SO4 или в 1 л растворено 4,9 г H2SO4.

Например, раствор Ва(ОН)2 стандартизовали по 0,1280 М раствору НСl. Для титрования 46,25 мл раствора кислоты потребовалось 31,76 мл раствора основания.

Следовательно, c(1/2 Ba(OH)2) = (46,25 x 0,1280)/31,76 = 0,1864 M и m = с x М x f экв = 0,1864 x 171,34 x 1/2 = 15,97 г/л.

В реакциях комплексообразования для вещества довольно трудно определить понятие "молекулярная масса эквивалента". В данном случае обычно исходят из стехиометрии реакции. Например, в комплексонометрии независимо от заряда катиона реакции протекают по уравнению Mn2+ + H2Y2- = MY(n - 4)+ + 2 H+, то есть с образованием комплексов состава 1:1. Поэтому для компонентов, участвующих в данной реакции, молекулярные массы эквивалентов равны молекулярным массам.

–  –  –

Приготовление первичного стандарта (Na2СО3) и рабочих растворов (0,1 M HCl и 0,1 М NaOH) Рассчитывают навеску Na2СО3 с точностью до 0,0001 г для приготовления 250 мл 0,1000 М раствора. На технических весах в весовом стаканчике взвешивают близкое к рассчитанному количество Na2СО3 и уточняют массу стаканчика с навеской на аналитических весах. Через сухую воронку переносят Na2СО3 в мерную колбу емк. 250 мл, а стаканчик взвешивают на аналитических весах и навеску находят по разности. Воронку промывают дистиллированной водой, растворяют соду в небольшом количестве дистиллированной воды, после чего доводят раствор до метки и тщательно перемешивают. Рабочие растворы - 0,1 М HCl и 0,1 М NaOH - готовят в бутылях, содержащих 2 л дистиллированной воды, внося с помощью мерного цилиндра рассчитанные количества конц.HCl (пл. 1,19) и 2 М раствора NaOH соответственно. Растворы тщательно перемешивают, закрывают бутыли сифонами и приклеивают этикетку. В случае раствора NaOH сифон закрывают хлоридкальциевой трубкой.

Стандартизация соляной кислоты по карбонату натрия Ион CO32- является основанием, способным последовательно присоединять протоны:

CO32- + H+ = HCO3HCO3- + H+ = H2CO3 Титровать кислотой можно либо до образования в растворе НСО3- (NaHCO3), либо до Н2СО3. В первом случае оттитровывают половину карбоната натрия, во втором

Весь карбонат натрия. Естественно, что если титруют до NаНСО3 (рН этого раствора равен 8,34, поэтому титрование проводят в присутствии фенолфталеина в качестве индикатора), то для расчета количества Na2СО3 в исследуемом растворе нужно удвоить число миллилитров соляной кислоты, пошедшей на титрование.

Если титруют до Н2СO3 (рН раствора равен 4,25), то, применяя в качестве индикатора метиловый оранжевый, оттитровывают весь карбонат натрия Реагенты Соляная кислота, HCl, 0,1 М раствор.

Карбонат натрия, Na2CO3, 0,1 М (1/2 Na2CO3) раствор.

Индикатор метиловый оранжевый, 0,1%-ный водный раствор.

Выполнение определения. В бюретку наливают раствор соляной кислоты.

Отбирают пипеткой 10 мл раствора карбоната натрия, переносят в коническую колбу для титрования емк. 100 мл, добавляют 20 мл дистиллированной воды и 1 каплю метилового оранжевого и титруют соляной кислотой до изменения окраски раствора из желтой в оранжевую.

При титровании с метиловым оранжевым удобно пользоваться свидетелем, то есть раствором, который имеет окраску, до которой следует титровать исследуемый раствор. Для приготовления свидетеля в коническую колбу для.титрования емк.100 мл вносят мерным цилиндром 40 мл дистиллированной воды, одну каплю метилового оранжевого и 1 - 2 капли 0,1 М раствора кислоты до появления оранжевой окраски.

Стандартизация раствора гидроксида натрия по соляной кислоте Благодаря большому скачку рН на кривой титрования и тому, что точка эквивалентности соответствует рН 7, сильные кислоты можно титровать сильными основаниями с индикаторами, значения рТ которых лежат как при рН 7, так и при рН 7.

Реагенты Соляная кислота, НСl, 0,1 М раствор.

Гидроксид натрия, NаОН, 0,1 М раствор.

Выполнение определения. 1. Титрование с метиловым оранжевым. В тщательно вымытую и затем ополоснутую раствором гидроксида натрия бюретку наливают раствор гидроксида натрия и закрывают бюретку хлоридкальциевой трубкой. Ополоснув пипетку раствором соляной кислоты, отбирают пипеткой 10 мл этого раствора и переносят в коническую колбу для титрования емк.100 мл, добавляют сюда же мерным цилиндром 20 мл дистиллированной воды, 1 каплю метилового оранжевого и титруют раствором гидроксида натрия до изменения окраски раствора из красной через оранжевую в чисто-желтую. Титруют не менее трех раз. Результаты трех титрований должны отличаться друг от друга не более, чем на 0,1 мл.

2. Титрование с фенолфталеином. В колбу для титрования помещают пипеткой 10 мл раствора соляной кислоты, 2 - 3 капли фенолфталеина и титруют раствором гидроксида натрия до бледно-розовой окраски, устойчивой в течение 30 с. Титровать нужно по возможности быстро, раствор не следует перемешивать слишком интенсивно во избежание поглощения раствором СО2 из воздуха.

Определение хлороводородной кислоты Реагенты Гидроксид натрия, NаОН, 0,1 М раствор.

Индикаторы: метиловый оранжевый, 0,1%-ный водный раствор; или фенолфталеин, 0,1%-ный раствор в 60%-ном этаноле.

Выполнение определения. Полученный от преподавателя раствор в мерной колбе доводят до метки дистиллированной водой, тщательно перемешивают, отбирают пипеткой аликвотную часть (10 мл) и переносят в коническую колбу для титрования. Добавляют 1-2 капли индикатора, и титруют раствором NaOH из бюретки, закрытой хлоридкальциевой трубкой. до изменения окраски индикатора (см. "Стандартизация гидроксида натрия по соляной кислоте").

Рассчитывают содержание HCl в растворе по формуле:

–  –  –

Комплексонометрическое титрование основано на реакциях образования комплексов ионов металлов с аминополикарбоновыми кислотами (комплексонами). Из многочисленных аминополикарбоновых кислот наиболее часто используют этилендиаминтетрауксусную кислоту (Н4Y) HOOC H2C CH2 COOH N CH2 CH2 N НOOC H2C CH2 COOН Вследствие низкой растворимости в воде сама кислота не подходит для приготовления раствора титранта. Для этого обычно используют дигидрат ее двунатриевой соли Nа2Н2Y.2Н2O (ЭДТА). Эту соль можно получить добавлением к суспензии кислоты гидроксида натрия до рН ~ 5. В большинстве случаев для приготовления раствора ЭДТА используют коммерческий препарат, а затем раствор стандартизуют. Можно также использовать фиксанал ЭДТА.

Реакции взаимодействия катионов с различным зарядом с ЭДТА в растворе можно представить уравнениями:

Ca2+ + H2Y2- = CaY2- + 2 H+ Bi3+ + H2Y2- = BiY- + 2 H+ Th4+ + H2Y2- = ThY + 2 H+ Видно, что независимо от заряда катиона образуются комплексы с соотношением компонентов 1:1. Следовательно, молекулярная масса эквивалента ЭДТА и определяемого иона металла равны их молекулярным массам. Степень протекания реакции зависит от рН и константы устойчивости комплексоната.

Катионы, образующие устойчивые комплексонаты, например, Fе(III), могут быть оттитрованы в кислых растворах. Ионы Са2+, Мg2+ и другие, образующие сравнительно менее устойчивые комплексонаты, титруют при рН 9 и выше.

Конечную точку титрования определяют с помощью металлоиндикаторов хромофорных органических веществ, образующих с ионами металлов интенсивно окрашенные комплексы.

Определение кальция и магния при совместном присутствии Константы устойчивости комплексонатов кальция и магния различаются на 2 порядка (логарифмы констант устойчивости равны 10,7 и 8,7 для кальция и магния соответственно при 20о С и ионной силе 0,1). Поэтому эти ионы нельзя оттитровать раздельно, используя только различие в константах устойчивости комплексонатов. При рНопт ~ 9 - 10 в качестве металлоиндикатора используют эриохромовый черный Т. При этих условиях определяют сумму кальция и магния.

В другой аликвотной части создают рН 12, вводя NаОН, при этом магний осаждается в виде гидроксида, его не отфильтровывают, и в растворе определяют комплексонометрически кальций в присутствии мурексида, флуорексона или кальциона, являющихся металлоиндикаторами на кальций. Магний определяют по разности.

Метод пригоден для определения жесткости воды. Следы тяжелых металлов титруются совместно с кальцием и магнием; поэтому их маскируют перед титрованием цианидом калия или осаждают сульфидом натрия либо диэтилдитиокарбаминатом натрия. Практически все ионы, присутствующие в воде, можно замаскировать цианидом калия и триэтаноламином; не маскируются щелочные металлы, кальций и магний.

1,0 мл 0,0100 М раствора ЭДТА эквивалентен содержанию 0,408 мг Са;

0,561 мг СаО; 0,243 мг Мg; 0,403 мг МgО.

Реагенты ЭДТА, 0,05 М раствор.

Аммиачный буферный раствор с рН 10 (67 г NH4Cl и 570 мл 25%-ного NH3 в 1 л раствора).

NаОН или КОН, 2 М растворы.

Металлоиндикаторы: эриохромовый черный Т; мурексид (вместо мурексида можно использовать флуорексон или кальцион), (смеси с хлоридом натрия в соотношении 1:100).

Выполнение определения.1. Определение суммы кальция и магния.

Отбирают пипеткой 10 мл анализируемого раствора из мерной колбы емк.100 мл в коническую колбу для титрования емк.100 мл, прибавляют 2 - 3 мл буферного раствора с рН 10, 15 мл воды, перемешивают и прибавляют на кончике шпателя 20

30 мг смеси эриохромового черного Т и хлорида натрия. Перемешивают до полного растворения индикаторной смеси и титруют раствором ЭДТА до изменения окраски раствора из винно-красной в синюю.

2. Определение кальция. Отбирают пипеткой 10 мл анализируемого раствора в коническую колбу емк.100 мл, прибавляют 2 - 3 мл растворов NаОН или КОН, разбавляют водой примерно до 25 мл, вводят 20 - 30 мг индикаторных смесей мурексида, флуорексона или кальциона с хлоридом натрия и титруют раствором ЭДТА до изменения окраски раствора от одной капли раствора ЭДТА.

Изменение окраски в конечной точке титрования зависит от выбранного металлоиндикатора. При использовании мурексида окраска изменяется из розовой в лилово-фиолетовую; при использовании флуорексона - из желтой с зеленой флуоресценцией в бесцветную или розоватую с резким уменьшением интенсивности флуоресценции; при использовании кальциона - из бледно-желтой в оранжевую. В последнем случае щелочную среду создают только 2 М раствором КОН.

3. Определение магния. Объем титранта, израсходованный на титрование магния, вычисляют по разности объемов ЭДТА, пошедшей на титрование при рН 10 и при рН 12.

a cV MV m= CaO EDTA EDTA k

–  –  –

2.3. Окислительно-восстановительное титрование Используемые методы основаны на реакциях окисления-восстановления. Их называют обычно по применяемому титранту, например, дихроматометрия, иодометрия, перманганатометрия, броматометрия. В этих методах в качестве титрованных растворов применяют соответственно К2Сr2O7, I2, КМnО4, КВrО3 и т.п.

2.3.1. Дихроматометрия

В дихроматометрии первичным стандартом является дихромат калия. Его можно приготовить по точной навеске, так как он легко очищается перекристаллизацией из водного раствора и долго сохраняет концентрацию постоянной.

В кислой среде дихромат является сильным окислителем и применяется для определения восстановителей, сам он восстанавливается до хрома(III):

Cr2O72- + 14 H+ + 6e = 2 Cr3+ + 7 H2O Еo(Cr2O72-/2 Cr3+) = 1,33 В При титровании дихроматом калия применяют окислительновосстановительные индикаторы - дифениламин, дифенилбензидин и т.п.

Определение железа(II)

Титрование железа(II) основано на реакции:

6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+ = 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O В процессе титрования повышается концентрация ионов железа(III) и потенциал системы Fе3+/Fе2+ возрастает, что приводит к преждевременному окислению индикатора дифениламина. Если прибавить к титруемому раствору фосфорную кислоту, то окраска индикатора резко изменяется в конечной точке титрования.

Фосфорная кислота понижает окислительно-восстановительный потенциал системы Fе3+/Fе2+, образуя устойчивый комплекс с ионами железа(III).

Растворы солей железа(II) часто содержат ионы железа(III), поэтому перед титрованием ионы железа(III) необходимо восстановить. Для восстановления применяют металлы (цинк, кадмий и др.), SnCl2, Н2S, SO2 и другие восстановители.

Реагенты Дихромат калия, K2Cr2O7, 0,05 М (1/6 K2Cr2O7) раствор.

Соляная кислота, HCl, концентрированная c пл. 1,17.

Серная кислота, H2SO4, концентрированная с пл.1,84.

Фосфорная кислота, Н3РО4, концентрированная с пл.1,7.

Цинк металлический, гранулированный.

Индикатор дифениламин, 1%-ный раствор в конц.Н2SО4.

Выполнение определения. Аликвотную часть раствора 10 мл пипеткой переносят в коническую колбу для титрования емк. 100 мл, добавляют 5 мл конц.

НСl. Закрывают колбу маленькой воронкой, вносят 3 - 4 гранулы металлического цинка и нагревают на песочной бане (реакция должна идти не очень бурно) до обесцвечивания раствора и полного растворения цинка. Охлаждают под струей холодной воды, добавляют 3 - 4 мл Н2SО4, охлаждают, добавляют 5 мл Н3РО4, 15

20 мл дистиллированной воды, 2 капли раствора дифениламина и титруют раствором дихромата калия до появления синей окраски.

Находят содержание по формуле:

–  –  –

В сильнокислой среде перманганат-ионы обладают высоким окислительновосстановительным потенциалом, восстанавливаясь до Мп2+, и их применяют для определения многих восстановителей:

MnO4- + 5 e + 8 H+ = Mn2+ + 4 H2O Eo(MnO4-/Mn2+) = 1,51 B.

При титровании перманганатом, как правило, не применяют индикаторы, так как реагент сам окрашен и является чувствительным индикатором: 0,1 мл 0,01 М раствора КМпО4 окрашивает 100 мл воды в бледно-розовый цвет.

Стандартный раствор Nа2С2О4 готовят либо по навеске (точность до 0,0001 г), либо из фиксанала. Рабочий раствор КМпО4 готовят в бутыли, содержащей 2 л дистиллированной воды, разбавлением рассчитанного количества 1 М раствора;

полученный раствор тщательно перемешивают и закрывают сифоном с хлоридкальциевой трубкой.

Стандартизация раствора перманганата калия по оксалату натрия Реакция между оксалат-ионами и перманганат-ионами протекает сложно и не описывается часто приводимым уравнением:

5 C2O42- + 2 MnO4- + 16 H+ = 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2, хотя исходные и конечные продукты соответствуют приведенным в написанном уравнении. В действительности реакция протекает в несколько стадий, и для ее начала необходимо присутствие в растворе хотя бы следов Мп2+:

MnO4- + MnC2O4 = MnO42- + MnC2O4+

Манганат-ион в кислом растворе быстро диспропорционирует:

Mn(VI) + Mn(II) = 2 Mn(IV) Mn(IV) + Mn(II) = 2 Mn(III) Марганец(III) образует оксалатные комплексы состава Мп(С2О4)n(3-2n)+, где n = 1, 2, 3; они медленно разлагаются с образованием Мп(II) и СО2. Таким образом, пока в растворе не накопится в достаточных концентрациях марганец(II), реакция между МпО4- и С2О42- протекает очень медленно. Когда же концентрация марганца(II) достигает определенной величины, реакция начинает протекать с большой скоростью.

Серная кислота, Н2SО4, 2 М раствор.

Выполнение определения. В колбу для титрования емк.100 мл наливают 20 мл Н2SО4 и нагревают до 80 - 90oС. В горячий раствор пипеткой вносят 10 мл раствора оксалата натрия и титруют раствором перманганата, причем в начале титрования следующую каплю раствора КМпО4 прибавляют лишь после того, как совершенно исчезла окраска от предыдущей капли. Затем, увеличив скорость титрования, титруют до появления бледно-розовой окраски, устойчивой в течение 30 с.

Перманганатометрическое определение окисляемости воды (или водной вытяжки из почвы) Окисляемость воды или почвы обусловлена присутствием воднорастворимых органических веществ, способных к окислению. Окисляемость воды или водной вытяжки из почв определяют косвенным окислительновосстановительным титрованием, для чего оттитровывают избыток окислителя, непрореагировавшего с органическими веществами. Так, органические вещества окисляют перманганатом в кислой среде, избыток перманганата вводят в реакцию с оксалатом натрия, а его избыток оттитровывают перманганатом калия. Заметное выделение оксида марганца(IV) мешает непосредственному оттитровыванию избытка перманганата точным объемом оксалата натрия.

Реагенты Перманганат калия, КМпО4, 0,05 М (1/5 КМпО4) раствор.

Оксалат натрия, Nа2С2О4, 0,05 М (1/2 Nа2С2О4) раствор.

Серная кислота, H2SO4, 1 М раствор.

Выполнение определения. Аликвотную часть анализируемого раствора (10 мл) переносят в коническую колбу для титрования, добавляют 20 мл серной кислоты, нагревают до 70-80оС и из бюретки вводят 10 мл стандартного раствора КМпО4. Раствор должен при этом оставаться окрашенным. Если раствор обесветился, следует добавить еще 5 мл раствора КМпО4. В нагретый раствор

–  –  –

где c1 - концентрация раствора 1/5 КМпО4, М c2 - концентрация раствора 1/2 Nа2С2О4, М V1 - объем раствора КМпО4, добавленный к аликвотной части, мл, V2 - объем раствора КМпО4, пошедшего на титрование избытка Nа2С2О4, мл, V3 - объем добавленного стандартного раствора Nа2С2О4, мл.

Иногда окисляемость выражают в углеродных единицах: 3n(моль)/1000 (г).

–  –  –

Пояснительная записка Пояснительная записка Рабочая программа по алгебре составлена на основе федерального компонента государственного стандарта основного общего образования. Данная рабочая программа ориентирована на учащихся 7 9 классов, обучающихся по УМК А.Г. Мордк...»

«Московская олимпиада по физике, 2015/2016, нулевой тур, заочное задание (декабрь), 10-й класс Заочное задание (декабрь) состоит из пяти задач. За решение каждой задачи участник получает до 4 баллов по результатам автоматической проверки ответов и до 6 баллов на основании проверки развёрнутого ответа. Всего участник может пол...»

«Г.Я. Мартыненко Язык последовательностей Фибоначчи 1. Введение Числовые последовательности Фибоначчи могут рассматриваться не только как математический, но и как семиотический и даже эстетический объект, причем рефлексия таких последовательностей может осуществляться с использованием методов, присущим гуманитарн...»

Диссертации на соискание ученой степени кандидата физико-математически...» ПРОИЗВОДНЫЕ ФУЛЛЕРЕНОВ С60 И С70 02.00.03 – органическая химия ДИССЕРТАЦИЯ на соискание учёной степени кандидата химических наук Научный руководитель: кандидат химических наук Трошин Павел Ана...»

2017 www.сайт - «Бесплатная электронная библиотека - разные матриалы»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам , мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.

Все мы постоянно сталкиваемся с химическим анализом. Например, в поликлинике или, увы, в больнице. Если подумать, то другие примеры анализа придут сами. Чтобы вода из водопровода была пригодна для питья, её состав тщательно контролируют. Определяют кислотность почвы. Оценивают содержание сахара в крови диабетиков. А обнаружение паров алкоголя в воздухе, выдыхаемом водителем? А контроль концентрации хлора в плавательном бассейне? Всё это примеры важных и нужных химических анализов.

Делаются подобные анализы миллионами. В принципе, массовые испытания такого рода могут делать и не очень квалифицированные люди. Но при одном очевидном условии: нужно иметь соответствующие методы и средства для анализа (под средствами здесь понимаются вовсе не деньги, а приборы, реактивы, посуда и т.д.). А вот методы и средства придумывают, разрабатывают специалисты уже совсем другого уровня, ученые-аналитики. Этих специалистов готовят лучшие вузы.

Кафедра аналитической химии МГУ – один из самых известных центров такой подготовки. Но она еще и крупный научный центр, где ведутся очень интересные исследования. Кафедра популярна среди студентов химического факультета. Спрос на выпускников-аналитиков весьма велик.

Среди сотрудников кафедры – заведующий кафедрой, академик Ю.А. Золотов, заместитель заведующего, член-корреспондент РАН О.А. Шпигун, еще восемь профессоров. Все они – ведущие ученые в своих областях, широко известные специалисты. При кафедре работает Аналитический центр факультета, Всероссийская Эколого-аналитическая ассоциация, три малых предприятия, совместные лаборатории с приборостроительными фирмами. Кафедра ведет преподавание аналитической химии на 8 факультетах.

Но самое главное, самое интересное – это решаемые на кафедре научные проблемы. Здесь успешно разрабатываются оригинальные методы химического анализа, решаются задачи анализа экологических, биомедицинских, технических объектов. В лаборатории много современных приборов, на которых работают дипломники и аспиранты, а часто и студенты младших курсов, не говоря уже о кадровых сотрудниках.

Разве не любопытно создать методы, позволяющие обнаружить вредные элементы в природной воде, разделить на отдельные компоненты сложнейшие смеси органических соединений или диагностировать легочные заболевания по составу выдыхаемого воздуха? Многое на кафедре делается по химическому анализу разного рода материалов, особенно полупроводниковых.

Группы ученых, возглавляемые молодыми докторами и кандидатами наук, работают на переднем крае науки, в деловой, творческой, доброжелательной обстановке.

Заведующий кафедрой: академик

Коллектив кафедры включает 80 сотрудников, в том числе 17 докторов и 30 кандидатов наук. На кафедре работает шесть научно-исследовательских лабораторий и практикум по аналитической химии.

Ежегодно публикуется около 100 статей в отечественных и международных (около 20 %) журналах, более 120 тезисов докладов. Сотрудники кафедры выступают с докладами (более 100 в год) на российских и международных (около 30%) конференциях.

Курс аналитической химии на химическом факультете изучается в 3-4 семестре (2 курс), включает в себя лекции, семинары, занятия на практике. По окончании 3 семестра сдается зачетная задача, по окончании курса (4 семестр) - экзамен и защита курсовой работы. По результатам рейтинга имеется возможность получить "автомат" - отлично и хорошо.

Из истории кафедры

В связи с реформой высшей школы 13 августа 1929 года было принято постановление СНК СССР о реорганизации химических отделений физико-математических факультетов университетов в самостоятельные химические факультеты. Фактически химический факультет был оформлен в 1930 году и в числе первых пяти кафедр в него вошла кафедра аналитической химии. Заведующим кафедры стал проф. А.Е. Успенский, который заведовал кафедрой до 1931 года. В рамках кафедры была образована лаборатория аналитической химии, заведующим которой стал доцент Е.С. Пржевальский.

На кафедре аналитической химии работали многие выдающиеся ученые. Профессор К.Л. Маляров, занимавшийся микроанализом еще в восстановительный период и в первые годы индустриализации. Микроанализом занимались также Е.С. Пржевальский и В.М. Пешкова. С 1934 года Пешкова начала исследования по применению в аналитической практике новых органических реагентов (в частности она разработала методику количественного определения никеля по реакции с диметилглиоксимом). З.Ф. Шахова расширила исследования по применению комплексных соединений в химическом анализе. В.М. Шалфеев вел исследования по электроанализу.

В полной мере учебная и научная работа на кафедре развернулась после переезда в 1953 году в новое здание. На заведование кафедрой был приглашен И.П. Алимарин. С 1989 г. заведующим кафедры стал Ю.А. Золотов. Ю.А. Золотов – признанный специалист в области аналитической химии и экстракции металлов. Им введено (1977) понятие о гибридных методах анализах. В 1972 г. присуждена Государственная премия за разработку теории и новых физико-химических методов анализа высокочистых металлов, полупроводниковых материалов и химических реактивов. Первым в стране в 1980-е годы он развернул работы по ионной хроматографии (наиболее важный результат - использование амфотерных аминокислот в качестве элюентов (1985) и снижение предела обнаружения за счет использования
кондуктометрического детектора).

Заведующие кафедрой:
1929-1931 – проф. А.Е.Успенский
1933-1953 – проф. Е.С.Пржевальский
1953-1989 – акад. И.П.Алимарин
с 1989 – акад. Ю.А.Золотов

Лаборатории кафедры:

Лаборатория концентрирования
академик, проф. Ю.А. Золотов

группа в.н.с. Г.И. Цизина
группа проф. Е.И. Моросановой
группа проф. С.Г. Дмитриенко
группа в.н.с. И.В. Плетнева

Лаборатория хроматографии
член-корр. РАН, проф. О.А. Шпигун

группа доц. Е.Н. Шаповаловой
группа в.н.с. А.В. Пирогова
группа в.н.с. А.В. Смоленкова
учебная работа лаборатории хроматографии

Лаборатория спектроскопических методов анализа
д.х.н., проф. М.А. Проскурнин

группа доц. А.Г. Борзенко
группа проф. В.М. Иванова
группа ст.н.с. Н.В. Алова
группа проф. М.А. Проскурнина
группа доц. А.В. Гармаша

Лаборатория электрохимических методов
д.х.н., проф. А.А. Карякин

группа проф. А.А. Карякина
группа доц. А.И. Каменева
группа доц. Н.В. Шведене

Лаборатория кинетических методов анализа
д.х.н., проф. Т.Н. Шеховцова

группа проф. Т.Н. Шеховцовой
группа в.н.с. М.К. Беклемишева

Академик Ю.А.Золотов

О КАФЕДРЕ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Кафедра была создана вместе с химическим факультетом в 1929 г. на базе лаборатории органической и аналитической химии физико-математического факультета, которая существовала в Московском университете с 1884 г. Кафедрой заведовали: в 1929 - 1931 гг. - профессор А.Е. Успенский, в 1931- 1953 гг. - профессор Е.С. Пржевальский, в 1953- 1989 гг. - академик И.П. Алимарин. С 1989 г. кафедрой заведует академик Ю.А. Золотов.
В настоящее время в коллективе кафедры свыше 80 сотрудников (6 докторов, 42 кандидата наук).

Предистория

В учебные курсы вопросы химического анализа вводили по крайней мере на протяжении всего 19-го века. В 1827 г. сотрудник университета А.А. Иовский выпустил книгу "Химические уравнения с описанием различных способов определять количественное содержание химических веществ". Аналитическую химию до революции преподавали в университете выдающиеся химики: В.В. Марковников, М.М. Коновалов, И.А. Каблуков, Н.М. Кижнер, Н.А. Шилов, Н.Д. Зелинский. Однако подготовка профессиональных химиков-аналитиков начата была позднее, первая дипломная работа по аналитической химии была защищена в 1928 г. В.В. Ипатьевым.

Научное обслуживание в области химического анализа осуществлялось с первых лет существования Московского университета; первая химическая лаборатория открылась в 1760 г. В конце 18-го века много внимания уделялось обнаружению и определению драгоценных металлов ("пробирной химии"), затем - анализу минеральных вод (Ф. Шмидт, 1807-1882). Во второй половине 19-го столетия в университете стали часто делать анализы для промышленности, главным образом по заказам московских фабрикантов.

Из работ более позднего периода, которые уже можно считать научными, следует отметить анализ мочи (книга В.С. Гулевича, 1901 г.). После революции немало усилий было затрачено на анализ химических реактивов, производство которых налаживалось в стране. Эти работы проводились длительное время в сотрудничестве с Институтом реактивов (ИРЕА). На исследованиях по аналитической химии чистых реактивов, в которых нужно было определять примеси, выросли будущие ведущие сотрудники кафедры - Е.С. Пржевальский, В.М. Пешкова и другие. Профессор К.Л. Маляров проводил работы по микрохимии и аналити-ческой гидрохимии.

В конце 20-х годов, когда создавалась кафедра, аналитическая химия использовала преимущественно химические ("мокрые") методы - гравиметрические (тогда они назывались весовыми), титриметрические (объемные), классические методы газового анализа. В весьма небольшом масштабе применялись некоторые физико-химические и физические методы - кондуктометрия, потенциометрия, колориметрия, спектральный анализ. Правда, уже были известны масс-спектроскопия, полярография, микрометоды органического элементного анализа (Нобелевская премия 1923 г. австрийскому ученому Ф. Преглю), даже хроматография, но они не имели широкого применения.

Очень существенно, что в конце прошлого - начале нынешнего столетия сформировался теоретический базис "растворной", "мокрой" аналитической химии. Начало было положено В. Оствальдом в его книге (1894 г.) "Научные основы аналитической химии". Этот теоретический фундамент базировался главным образом на учении о химическом равновесии в растворах (закон действия масс, электролитическая диссоциация, произведение растворимости и т.д.).

Из истории кафедры

После образования кафедры химический факультет, весь универ-ситет, да и вся система высшей школы в СССР подвергались некоторое время разным перестройкам и реорганизациям. Однако в предвоенные годы положение стабилизировалось.

Важное место на кафедре в предвоенные, военные и первые послевоенные годы занимал ее заведующий Евгений Степанович Пржевальский, который некоторое время был также деканом химического факультета и директором существовавшего до 1953 г. Научно-исследова-тельского института химии Московского университета. Другие ведущие сотрудники и преподаватели тех времен - В.М. Пешкова, Н.В. Костин (тоже был деканом), П.К. Агасян. Преподавательская работа была поставлена хорошо, в научном же отношении кафедра, возможно, не занимала тогда передового места.

В 1953 г. заведовать кафедрой был приглашен профессор Иван Павлович Алимарин, ставший впоследствии академиком. Под его руко-водством, а Иван Павлович был в должности заведующего 36 лет, кафедра стала одним из ведущих центров исследований в области аналитической химии.

Академик Алимарин (1903- 1989) был наиболее известным в нашей стране ученым-аналитиком. Он внес вклад в анализ минерального сырья, радиохимические аналитические методы, новые методы разделения веществ; много внимания уделял органическим аналитическим реаген-там. И.П.Алимарин длительное время руководил Научным советом АН СССР по аналитической химии, был главным редактором "Журнала аналитической химии", работал в Международном союзе теоретической и прикладной химии. Академика избрали своим почетным доктором три зарубежных университета, он был иностранным членом академии наук Финляндии (см. книгу: Иван Павлович Алимарин. Статьи. Воспоминания. Материалы. М.: Наука, 1992).

Основные направления научных работ кафедры в 50- 80 гг. - определение примесей в неорганических веществах, в том числе высокочистых; органические аналитические реагенты; экстракция ионов металлов; ионообменная, затем экстракционная хроматография; полярография, потенциометрия; атомно-эмиссионный анализ, позднее лазерная спектрометрия, кинетические методы, отчасти газовый анализ.

Известность имели работы профессоров А.И. Бусева, В.М. Пешковой, В.М. Иванова и др. по органическим аналитическим реагентам, профессора П.К. Агасяна, доцентов Е.Н. Виноградовой, З.А. Галлай по электрохимическим методам, доцента Н.И. Тарасевича по спектральному анализу. Профессора Ю.Я. Кузяков, Н.Е. Кузьменко и Ф.А. Гимельфарб, возглавлявшие после Н.И. Тарасевича лабораторию спектроскопических методов, привнесли - каждый - что-то новое в эту область.

Было издано немало учебных пособий и руководств.

Выпускники кафедры занимали и занимают ведущие позиции в исследовательских институтах, вузах, отчасти на предприятиях страны; кое-кто из выпускников работает и за рубежом.

Аналитическая химия наших дней

В настоящее время аналитическая химия как область науки перестает быть только частью химии, она превращается в крупную самостоятельную мегадисциплину. Связано это в основном с мощным расширением арсенала методов анализа, среди которых химические, физические, биологические. Развивается новая общая теория, включающая, например, метрологию анализа.

Резко возросли возможности химического анализа в части чувствительности и быстроты. Многие методы позволяют одновременно определять несколько десятков компонентов. Обычными становятся анализы без разрушения анализируемого образца, на большом расстоянии, в потоке, в отдельной микроскопической точке или на поверхности. Математизация и компьютеризация значительно расширили возможности известных методов и позволили создать принципиально новые.

Аналитическая химия, аналитическая служба решают, или должны решать, множество жизненно важных задач в государстве и обществе. Это контроль производственных процессов, диагностика в медицине (анализ крови, мочи и т.д.), мониторинг объектов окружающей среды, обеспечение нужд военных, криминалистов, археологов.

Основные направления исследований на кафедре

Если говорить об объектах анализа, о сфере приложения методов и средств химического анализа, то сейчас на первом месте объекты окружающей среды, прежде всего воды. Многие исследования кафедры нацелены на создание новых и эффективных способов оценки качества воды, методов определения примесей в природных или сточных водах. Уделяется внимание и другим объектам - биологическим, технологическим и прочим; например, разрабатываются способы анализа полупро-водниковых веществ.

На кафедре представлены практически все современные методы анализа. Основные развиваемые методы - сорбционное и экстракционное концентрирование неорганических и органических микро- и ультрамикро-компонентов, включая методы, осуществляемые автоматически в потоке; хроматографические методы разделения веществ и их определения с различными детекторами, включая масс-спектрометрические (жидкостная, в том числе ионная, газовая хроматография); спектроскопические методы анализа - спектрофотометрические в видимой и ультрафиолетовой областях спектра, включая отражательный вариант; люминесцентные; термолинзовая спектрометрия и др.; электрохимические методы, особенно вольтамперометрия и прямая потенциометрия (ионоселективные электроды); кинетические и ферментативные методы.

Кафедра неплохо оснащена оборудованием. В общем практикуме более двухсот приборов, в спецпрактикумах - около ста. Парк приборов научных лабораторий очень разнообразен и богат. Так, среди спектральных приборов - лазерные установки для термолинзовых измерений фирмы Когерент (США), электронный спектрометр фирмы Лейболд (Германия), рентгенофлуоресцентные анализаторы Спарк и Спектроскан (Россия), лазерный микрозондовый анализатор ЛАММА (Германия) и др. Кафедра имеет прекрасное хроматографическое оборудование, например капиллярные газовые хроматографы, хроматомассоспектрометр, сверх-критический флюидный хроматограф, ионные хроматографы двух фирм, различные жидкостные хроматографы. На современном уровне и электро-химические приборы - вольтамперометрический анализатор, полярографы и другие, например установки для электрохимических исследований производства США и Швейцарии. В числе других инструментов для химического анализа - сверхкритический флюидный экстрактор (Италия), прибор для капиллярного электрофореза (США) и изотахофореза (Словакия-Россия).

Некоторые научные проблемы, решаемые на кафедре

Рассмотрим в качестве примера несколько выполняемых на кафедре работ более детально.

Тест-методы. На протяжении столетий, со времен алхимиков, химический анализ осуществлялся в лабораториях. И сейчас сотни тысяч, миллионы анализов проводятся в условиях аналитических лабораторий, причем теперь не только химических. Однако в последнее время положение меняется: химический анализ постепенно перемещается к тем местам, где находится анализируемый объект - в поле, в цех, аэропорт, к постели больного, даже в обычные квартиры. Дело в том, что существуют огромные потребности во внелабораторном анализе, и в том, что теперь появляются возможности создавать эффективные средства такого анализа "на месте". К числу таких средств принадлежат и средства для тест-методов химического анализа.

Тест-методы анализа - это экспрессные, простые и относительно дешевые приемы обнаружения и определения веществ, обычно не требующие существенной подготовки пробы, использования сложных стационарных приборов, лабораторного оборудования и вообще условий лаборатории, а главное - не требующие квалифицированного персонала.

На кафедре разрабатываются чисто химические и ферментатив-ные тест-методы. Специально подобранные реакции и реагенты используются в "готовых" формах - на индикаторных бумажках, в виде таблеток, порошков, индикаторных трубок и т.д. По интенсивности или тону появляющейся при анализе окраски или по длине окрашенного слоя в трубке можно обнаружить и количественно определить нужный компо-нент. Возможна не только визуальная регистрация, но и с использованием простейших приборчиков карманного типа.

Например, создан исключительно чувствительный ферментатив-ный метод определения ртути, особенно в объектах окружающей среды. Или можно назвать серию работ, в которых предложены индикаторные трубки для определения в природных и питьевых водах других тяжелых токсичных металлов. Еще одно простое средство - таблетки из пенополиуретана (поролона), на которые заранее наносятся аналитические реагенты или которые могут сорбировать образовавшиеся окрашенные продукты реакции из раствора. Появление или изменение окраски на таблетках сравнивается со шкалой. Можно определять фенолы, поверхностно-активные вещества, ряд ионов металлов.

Способы осуществления тест-методов, как уже говорилось, очень просты. Однако эта простота недешево дается: ее достижение требует хорошей науки для создания соответствующих средств. Тут, как всегда, действует правило обратной пропорциональности: для разработки наибо-лее простого и эффективного тест-средства нужно вложить максимум творческой энергии, изобретательности, знаний, да и немало средств.

Новые подходы к определению органических токсикантов в объектах окружающей среды. В природных водах нормируется содержание более тысячи веществ, среди которых немало токсичных и канцерогенных. Если концентрация вещества нормируется, ее нужно контролировать. Это означает, что должны быть надежные методы такого контроля на все эти вещества и соответствующие средства - приборы, реактивы, стандартные образцы и т.д. Это почти нереальная задача - уж очень велик перечень "контролируемых" компонентов. И действительно, в реальной практике анализ проводят максимум на 100- 150 веществ, а обычно на меньшее число компонентов.

Как же быть?

На кафедре развивается идея изменения самой методологии анализа. Речь идет об отказе от попыток следовать подходу "каждому веществу - своя методика" в пользу систематического анализа с широким использованием обобщенных показателей. Например, такими обобщен-ными показателями могут быть содержание органических хлора, фосфора или серы в анализируемом объекте. Бессмысленно испытывать воду порознь на десятки возможных токсичных хлорорганических соединений, если первичный эксперимент показал, что органического хлора в пробе вообще нет. Создаются новые методы такого "валового" анализа, причем весьма чувствительные.

Лучший метод определения анионов. Таким методом является ионная хроматография. Кафедра была первым центром в бывшем СССР, где начали развивать этот эффективный способ анализа. Сейчас соответствующая лаборатория имеет большой парк самых современных ионных хроматографов. Разрабатываются ускоренные методы одновре-менного определения 10- 12 анионов, одновременного определения катионов и анионов в объектах окружающей среды, в пищевых продуктах и других образцах. Сложилась школа специалистов по ионной хроматографии, проведен первый отечественный симпозиум по этому методу, написаны книги.

Ионоселективные электроды (ИСЭ). Особенностью работ кафедры в этом направлении является создание ИСЭ на органические вещества с использованием комплексообразования по схеме "гость-хозяин", или "ключ-замок".

Рентгенофлуоресцентный анализ с концентрированием. РФА - замечательный метод. Он позволяет определять одновременно большое число элементов, за исключением элементов начала периодической системы, причем без разрушения анализируемого образца. Но метод не очень чувствителен, трудно определять концентрации ниже 0,01 процента. На помощь приходит сорбционное концентрирование на целлюлозных фильтрах, причем к целлюлозе привиты комплексообразующие атомные группировки. Пределы обнаружения при этом очень значительно снижаются, метод рентгенофлуоресцентной спектрометрии приобретает новое звучание.

Использование ферментов. Иммобилизованные ферменты - особые и весьма эффективные аналитические реагенты: они обеспечивают высокую селективность взаимодействия с определяемыми компонентами. С использованием фермента пероксидазы создан очень чувствительный и избирательный метод определения ртути.

Термолинзовая спектроскопия. Установка, используемая в этом методе, занимает много места и отнюдь не проста в использовании. Однако хлопоты по созданию установки и поддержанию ее в рабочем состоянии вполне оправданы: по сравнению с обычной спектрофото-метрией пределы обнаружения веществ можно снизить на 2- 3 порядка!

Микроволновая пробоподготовка и другие применения микро-волнового излучения. Очень интересно, что такое излучение позволяет существенно ускорить многие медленно протекающие химико-аналитические реакции. Примером могут служить реакции комплексо-образования платиновых металлов: известно, что эти металлы часто образуют кинетически инертные комплексы, замещение лигандов в них проходит очень замедленно. В микроволновой печи картина резко меняется; это имеет большое значение для практики анализа.

Учебно-методическая работа

Сотрудники кафедры преподают аналитическую химию студен-там химического, геологического, географического, биологического, почвенного факультетов, факультета фундаментальной медицины, Высшего химического колледжа РАН, Высшего колледжа наук о материалах, а также учащимся школ с химическим уклоном. Это огромная и очень ответственная работа, на ней выросли прекрасные, знающие свое дело преподаватели, среди которых немало молодых. Практикум по аналитической химии - один из лучших на химическом факультете, студенты с интересом выполняют многочисленные учебные задачи, курсовые работы, участвуют в ежегодно проводимых олимпиадах по аналитической химии. В течение года через общий практикум проходит около тысячи студентов химического и смежных факультетов, через спецпрактикумы - свыше пятидесяти студентов 4-го и 5-го курсов химического факультета.

Общий курс аналитической химии, читаемый студентам 2-го курса химического факультета, сопровождается семинарами и обшир-ными, насыщенными и весьма интересными лабораторными работами. В 1999 г. вторым изданием вышел двухтомный учебник, написанный сотрудниками кафедры, - "Основы аналитической химии". Постоянно издаются разнообразные пособия, руководства, задачники.

Многие студенты химического факультета выбирают аналити-ческую химию в качестве области специализации; по числу принимаемых студентов кафедра занимает одно из первых мест на факультете (от 20 до 40 третьекурсников ежегодно). Подготовка специалистов-аналитиков включает прослушивание большого числа спецкурсов, выполнение практических работ, выступления на семинарах и конференциях. Студенты получают хорошую подготовку по методам концентрирования веществ, по спектроскопическим, электрохимическим, хроматографическим и другим методам анализа, в деталях знакомятся с метрологией химического анализа, слушают лекции по общим вопросам аналитической химии.

В аспирантуру кафедры ежегодно поступает 10- 15 выпускников МГУ и других вузов. Для аспирантов читаются специальные курсы, в том числе курсы по выбору.

Кафедра ежегодно присуждает аспирантам и студентам премию или стипендию имени И.П. Алимарина.

Внешние связи кафедры

Кафедра тесно сотрудничает с институтами Российской академии наук, особенно с Институтом общей и неорганической химии им. Н.С. Курнакова и Институтом геохимии и аналитической химии им. В.И. Вернадского. В 1996 г. создан Научно-учебный центр по анали-тической химии Московского государственного университета им. М.В. Ломоносова и Российской академии наук; центр базируется на кафедре.

Кафедра является также базой Всероссийской экологоаналити-ческой ассоциации "Экоаналитика"; через ассоциацию осуществляются многочисленные контакты в области анализа объектов окружающей среды. Кафедра, например, активно участвовала в выполнении проектов по программе "Экологическая безопасность России" и других экологических программах, выступает одним из организаторов всероссийских конференций по анализу объектов окружающей среды.

Проводятся многочисленные совместные научные работы с рядом отраслевых исследовательских институтов и вузов России. Так, например, на протяжении длительного времени кафедра плотно сотрудничает с НПО "Буревестник" (Санкт-Петербург) в области рентгеноспектрального и электрохимического оборудования.

Международные связи осуществляются по нескольким направле-ниям. Есть совместные исследовательские проекты, выполняемые в рамках программы ИНТАС, а также на базе двусторонних соглашений. Реализуются договоры с приборостроительными фирмами, в результате чего кафедра получает возможность иметь современные приборы, не покупая их. Можно назвать контакты с фирмами "Карло Эрба" (Италия) и "Биотроник" (Германия) в области хроматографии и хромато- масс-спектрометрии, с фирмой "Майлстоун" (Италия) в области микроволновой техники, с фирмой "Интертех" (США) по спектроскопическим приборам.

В 1995 г. кафедра провела V Международный симпозиум по кинетическим методам анализа, в 1997 г. – Международный конгресс по аналитической химии.

ЗОЛОТОВ ЮРИЙ АЛЕКСАНДРОВИЧ (р. 1932). Заведующий кафедрой аналитической химии (с 1989), действительный член РАН (1987), профессор (1970), доктор химических наук (1966). Директор Института общей и неорганической химии РАН (с 1989), зав.лабораторией аналитической химии платиновых металлов этого института. Президент Российского химического общества им. Д.И. Менделеева (1991- 1995).

Области научных исследований. Экстракция неорганических соединений, концентрирование микроэлементов, проточный анализ, тест-методы анализа. Методологические проблемы аналитической химии.

Основные научные достижения. Развил теорию экстракции хелатов металлов и комплексных кислот; обнаружил, исследовал и использовал на практике явление подавления экстракции одного элемента другим; предложил ряд новых эффективных экстрагентов; создал большое число экстракционных методов разделения сложных смесей элементов для целей аналитической химии и радиохимии. Разработал общую методологию концентрирования микроэлементов, предложил ряд методов концентрирования и использовал их при анализе веществ высокой чистоты, геологических объектов и объектов окружающей среды; совместно с сотрудниками создал новые сорбенты для целей концентрирования. Ввел понятие о гибридных методах анализа (1975), разработал большое число таких методов. Сформировал широкое научное направление - создание тест-методов и соответствующих средств химического анализа. Организовал исследования по ионной хроматографии и проточно-инжекционному анализу.

Заведующий кафедрой является членом нескольких между-народных организаций, входил или входит в состав редакционных советов основных международных журналов по аналитической химии, пригла-шается докладчиком на международные конференции.