Аналитическая химия (часть 2). Методические указания для студентов биолого-почвенного факультета (ОЗО)

Министерство образования Российской Федерации

ГОУВПО РОСТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ для студентов биолого-почвенного факультета (ОЗО)

АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ (часть 2)

Ростов-на-Дону -2004-

Печатается по решению кафедры аналитической химии РГУ Протокол N 7 от 21 ноября 2003 г. Ответственный редактор – профессор Черновьянц М.С. Авторы: доцент Нарежная Е.В., доцент Аскалепова О.И., доцент Евлашенкова И.В.

КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ ЗАНЯТИЕ 3. КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ ТИТРОВАНИЕ Метод кислотно-основного титрования основан на применении реакции нейтрализации. Основным уравнением процесса нейтрализации в водных растворах является взаимодействие ионов водорода (или гидроксония) с ионами гидроксила, сопровождающееся образованием слабодиссоциированных молекул воды. Методы кислотно-основного титрования позволяют количественно определять кислоты (с помощью титрованных растворов щелочей), основания (с помощью титрованных растворов кислот) и другие вещества, реагирующие в стехиометрических соотношениях с кислотами и основаниями в водных растворах. 1. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАБОЧЕГО РАСТВОРА HCl Цель работы: Приготовить 500 мл 0,1 М раствора соляной кислоты из концентрированного раствора HCl. Вначале ареометром измеряют плотность раствора конц. HCl и рассчитывают объем этого раствора, необходимый для приготовления 500 мл 0,1 М раствора HCl. Например,

плотность

концентрированного

раствора

HCl

равна

1,190г/см3. Используя справочные таблицы, находим, что кислота имеет 38,32 %-ную концентрацию. 1) Рассчитаем, сколько граммов соляной кислоты должно содержаться в 500 мл 0,1 М раствора: 1000 мл ⎯

0,1 моль

1 моль ⎯ 36,5 г

500 мл ⎯

х моль

0,05 моль ⎯ х г

х = 0,05 моль

х = 1,825 г

2) Учитывая, что в 100 граммах раствора конц. HCl содержится 38,32 г соляной кислоты, вычислим, в каком объеме конц. HCl содержится 1,825 г HCl: 100 г ⎯ 38,32 г

х г ⎯ 1,825 г х = 4,76 г Перейдем к объему, используя формулу: V= m/ρ = 4,76/1,190=4,0 мл. Следовательно, для приготовления 500 мл 0,1 М раствора HCl необходимо взять пипеткой или мерной пробиркой 4 мл раствора концентрированного HCl и довести дистиллированной водой до объема 500 мл. 2. ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА HCl В качестве первичного стандарта для определения точной концентрации рабочего раствора кислоты обычно используют тетраборат натрия Na2B4O7⋅10H2O (буру). Суммарное уравнение титрования тетрабората натрия кислотой можно представить следующим уравнением: B4O72- + 2H+ + 5H2O → 4H3BO3 Выполнение определения. Берут чистую пипетку Мора на 10 мл, ополаскивают ее 0,1000 М (1/2 Na2B4O7) раствором тетрабората натрия. Наполняют пипетку этим раствором тетрабората натрия до метки и переносят в колбу для титрования на 250 мл, добавляют 2-3 капли индикатора метилового оранжевого. Бюретку перед титрованием промывают 2-3 раза небольшим количеством раствора HCl и затем заполняют ее, доводя мениск до нулевой отметки. Проверив, нет ли в капиллярной трубке (“носике”) пузырьков воздуха, начинают титровать до появления розово-малинового окрашивания от одной капли титранта. Титрование повторяют 3-4 раза и из полученных результатов берут наиболее совпадающие (разница между опытами не более 0,10 мл) и вычисляют среднюю величину объема HCl, пошедшего на титрование. Расчет: По результатам титрования вычисляют нормальную концентрацию раствора соляной кислоты: сбуры · Vбуры = сHCl · VHCl

где сбуры - молярная концентрация эквивалента (1/2 Na2B4O7) тетрабората натрия, M; Vбуры - объем тетрабората натрия, взятый для титрования, мл; VHCl - объем раствора соляной кислоты, пошедший на титрование, мл; сHCl - молярная концентрация эквивалента соляной кислоты, M; сHCl = сбуры · Vбуры / VHCl , (моль-экв/л) Пример: Если на титрование 10,0 мл 0,1000 М (1/2 Na2B4O7) раствора тетрабората натрия пошло 9,50 мл (средний объем) приготовленного раствора соляной кислоты, то концентрация HСl равна: сHCl = сбуры · Vбуры / VHCl = 10·0,1000/9,50 = 0,105 моль-экв/л 3. ОПРЕДЕЛЕНИЕ МАССЫ ГИДРОКСИДА НАТРИЯ В РАСТВОРЕ Сущность метода. Масса гидроксида натрия (или калия) определяется методом кислотно-основного титрования раствором соляной кислоты известной концентрации в присутствии индикатора метилового оранжевого. Выполнение определения. К полученному от преподавателя раствору щелочи приливают ≈10 мл дистиллированной воды, добавляют 2-3 капли индикатора метилового оранжевого и, наполнив бюретку титрованным раствором HCl, нормальную концентрацию которого определяли в предыдущей работе, проводят титрование. Опыт повторяют и берут среднее значение объема HСl, пошедшего на титрование. Если результаты двух титрований отличаются более, чем на 0,1 мл, то у преподавателя берут новую порцию контрольного раствора щелочи. Расчет. mNaOH = сHCl ⋅ МNaOH ⋅ VHCl / 1000 , где сHCl - концентрация HСl, М; МNaOH - молярная масса эквивалента NaOH, г VHCl - средний объем HCl, пошедший на титрование щелочи, мл Расчет может быть выполнен также по формуле:

mNaOH = T(HCl/ NaOH) ⋅ VHCl , где THCl/NaOH - титр раствора HCl по определяемому веществу NaOH, г/мл Т(HCl/ NaOH) = сHCl ⋅ МNaOH/ 1000 , г/мл Пример: На титрование израсходовано 7,55 мл 0,105 М раствора HCl. Расчет массы NaOH проводим по формуле: mNaOH = сHCl⋅МNaOH⋅VHCl/1000 = 0,105⋅40⋅7,55/1000 = 0,0317 г 4. ОПРЕДЕЛЕНИЕ КАРБОНАТНОЙ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ Сущность метода. Карбонатная жесткость воды (или временная жесткость), обусловленная присутствием гидрокарбонатов кальция и магния: Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2, определяется титрованием соляной кислотой при помощи индикатора метилового оранжевого HCO3- + H+ → H2CO3 → CO2 + H2O Выполнение определения. Пипеткой (или мерной колбой) емкостью 50 или 100 мл вносят в коническую колбу исследуемую воду, прибавляют к ней 1-2 капли метилового оранжевого и оттитровывают стандартным раствором соляной кислоты до перехода окраски индикатора из желтой в розовую. Титрование повторяют 2-3 раза и определяют средний объем HСl, пошедший на титрование воды. Расчет. ВЖВ = сHCl ⋅ VHCl ⋅ 1000/ VВ , ммоль/л где сHCl - концентрация титранта - раствора HСl, М; VHCl

-

объем раствора HСl, пошедший на титрование, мл;

VВ - объем воды, взятый для анализа, мл. Пример. На титрование 100 мл пробы воды израсходовано 4,75 мл 0,105 М раствора HСl. ВЖВ = 0,105⋅4,75⋅1000/100 = 5,0 ммоль/л. ЗАНЯТИЕ 4. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЕ И КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЧЕСКОЕ ТИТРОВАНИЕ

1. ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РАБОЧЕГО РАСТВОРА KMnO4 Сущность метода. В результате окислительно-восстановительного взаимодействия перманганата калия с первичным стандартом (щавелевой кислотой или щавелевокислым натрием) в кислой среде устанавливается точная концентрация рабочего раствора перманганата калия. Конечная точка титрования фиксируется по появлению розовой окраски от избыточной капли окрашенного титранта - раствора KMnO4. Суммарная реакция при титровании перманганатом калия щавелевой кислоты или ее солей может быть отражена уравнением: 5C2O42- + 2MnO4- + 16H+ → 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O В основе перманганатометрического метода лежит окислительновосстановительная

полуреакция,

стандартный

окислительно-

восстановительный потенциал которой Е0(MnO4-/Mn2+)=1,51В, что позволяет применять перманганат калия для определения восстановителей: MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O Выполнение определения. Отмеривают цилиндром 10 мл 1 М (или 10%-ного) раствора серной кислоты, наливают в колбу для титрования и нагревают до 80 оС. Затем с помощью пипетки Мора отбирают 10,00 мл 0,0500 М (1/2 Na2C2O4) раствора Na2C2O4 и вносят в колбу с нагретой серной кислотой и титруют медленно (по каплям) из бюретки перманганатом калия до появления неисчезающей бледно-розовой окраски. В начале титрования следующую каплю KMnO4 прибавляют лишь после того, как совершено исчезнет окраска от предыдущей. Затем скорость титрования увеличивают. Опыт повторяют трижды, из полученных результатов берут наиболее совпадающие (разница между опытами не более 0,10 мл) и рассчитывают средний объем перманганата, пошедший на титрование и вычисляют концентрацию KMnO4. Расчет. c(1/5 KMnO4) = c(1/2 Na2C2O4) ⋅V(Na2C2O4)/V(KMnO4), (моль-экв/л) f(KMnO4) = 1/5, f(Na2C2O4) = 1/2

Пример. На титрование 10,00 мл 0,0500 М (1/2 Na2C2O4) раствора Na2C2O4 израсходовано в среднем 10,35 мл раствора KMnO4: с(1/5 KMnO4)= c(1/2 Na2C2O4) V(Na2C2O4)/V(KMnO4) =0,050⋅10,00/10,35= = 0,0483 моль-экв/л. 2. ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЧЕСКОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕЛЕЗА (II) В РАСТВОРЕ Сущность метода. Перманганатометрическое определение массы железа основано на окислительно-восстановительном взаимодействии KMnO4 с ионами Fe(II) в кислой среде. 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H20 Выполнение определения. К полученной пробе раствора, содержащего железо (II), добавляют 50 мл воды и 10 мл 1 М (10 %) раствора H2SO4. Раствор титруют перманганатом калия до появления неисчезающей розовой окраски. Рекомендуется колбу для титрования помещать на белый лист бумаги. Проводят два параллельных титрования. Если результаты титрований отличаются более, чем на 0,1 мл, то у преподавателя берут новую порцию контрольного раствора железа. Расчет. mFe = c(1/5 KMnO4)⋅ MFe⋅ V(KMnO4) / 1000, г где с(1/5 KMnO4) - молярная концентрация эквивалента рабочего раствора перманганата калия, М; МFe – молярная масса эквивалента определяемого вещества - железа; V(KMnO4)- объем рабочего раствора перманганата калия, пошедший на титрование пробы железа, мл Пример. На титрование проб, содержащих железо (II) в среднем израсходовано 7,35 мл раствора KMnO4, концентрация которого 0,0483 моль-экв/л. Расчет массы железа проводим по формуле: mFe=с(1/5 KMnO4)⋅MFe⋅V(KMnO4)/1000=0,0483⋅55,85⋅7,35/1000= 0,0198 г

3. КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЧЕСКОЕ ТИТРОВАНИЕ Метод основан на комплексообразовании ионов металлов с этилендиаминтетрауксусной кислотой (ЭДТА) или ее динатриевой солью, которая называется комплексоном III или трилоном Б и обозначается Na2H2Y. NaOOCH2C

CH2COOH N

HOOCH2C

CH2

CH2

N CH2COONa

Состав образующихся комплексов ЭДТА с ионами металла 1:1 независимо от заряда катиона. 1. КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЧЕСКОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЩЕЙ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ Сущность метода. Общая жесткость воды обусловлена присутствующими в ней солями магния и кальция. Ионы кальция и магния определяются титрованием стандартным раствором комплексона III в присутствии аммиачного буфера и индикатора - эриохромового черного Т (ЭХЧ-Т). Выполнение определения. Отбирают пипеткой (или мерной колбой) 50 мл исследуемой воды и переносят в коническую колбу для титрования, прибавляют 15 мл аммиачного буфера, перемешивают и вносят на кончике ложечки около 0,05 г индикатора ЭХЧ-Т. Раствор перемешивают и титруют 0,0500 М раствором комплексона III до перехода красной окраски в синюю. Опыт повторяют. Определяют средний объем титранта (мл). Жесткость воды рассчитывают по формуле: Ж= c(Na2H2Y)⋅V(Na2H2Y)⋅1000/Vаликв, ммоль/л. Vаликв- объем исследуемой воды, взятый для анализа (мл). Пример. На титрование 50 мл пробы воды пошло 6,80 мл 0,0500 М раствора комплексона III. Рассчитайте жесткость воды. Ж=c(Na2H2Y)⋅V(Na2H2Y)⋅1000/Vаликв=0,0500⋅6,80⋅1000/50=6,80 ммоль/л.

2. КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЧЕСКОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ КАЛЬЦИЯ И МАГНИЯ В ВОДЕ. Сущность метода сводится к тому, что вначале определяют суммарное содержание ионов кальция и магния, титруя анализируемую пробу воды раствором комплексона III в присутствии индикатора ЭХЧ-Т. Затем находят содержание только ионов кальция, титруя пробу раствором комплексона III в присутствии индикатора мурексида. По разности этих двух определений находят содержание ионов магния. Выполнение определения. Для определения суммарного одержания магния и кальция отбирают пипеткой (или мерной колбой) 50 мл исследуемой воды и переносят в коническую колбу для титрования, прибавляют 15 мл аммиачного буфера, перемешивают и вносят на кончике ложечки около 0,05 г индикатора ЭХЧ-Т. Раствор перемешивают и титруют 0,0500 М раствором комплексона III до перехода красной окраски в синюю. Опыт повторяют. Определяют средний объем титранта (мл). Суммарное содержание кальция и магния рассчитывают по формуле: сCa+Mg= с(Na2H2Y)⋅V(Na2H2Y)⋅1000/Vаликв, ммоль/л. Vаликв- объем исследуемой воды, взятый для анализа (мл). Для определения содержания кальция отбирают пипеткой (или мерной колбой) 50 мл исследуемой воды и переносят в коническую колбу для титрования, прибавляют 3 мл 2 М раствора гидроксида натрия, перемешивают и вносят на кончике ложечки около 0,05 г индикатора мурексида. Раствор перемешивают и титруют 0,0500 М раствором комплексона III до появления сине-фиолетовой окраски, не исчезающей в течение 2-3 минут. Опыт повторяют. Определяют средний объем титранта (мл). Содержание кальция рассчитывают по формуле: сCa= с(Na2H2Y)⋅V(Na2H2Y)⋅1000/Vаликв, ммоль/л. Содержание магния в воде находят по разности двух определений. сMg = сCa+Mg - сCa, ммоль/л.

ПРОГРАММА КУРСА "АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ" Предмет аналитической химии. Качественный и количественный анализ неорганических и органических веществ. Методы аналитической химии, их характеристика и применение. Характерные реакции катионов и анионов. Аналитические группы катионов и анионов. Дробный и систематический методы анализа. Сульфидная и кислотно-основная схемы анализа. Групповой реагент и условия его применения. Требования к реакциям, используемым в аналитической химии. Чувствительность и избирательность аналитических реакций. Химическое равновесие. Закон действующих масс. Константа равновесия. Факторы, влияющие на равновесие. Сильные и слабые электролиты. Равновесия в растворах слабых и сильных электролитов. Расчёт равновесных концентраций. Степень электролитической диссоциации. Понятие о ионной силе раствора и коэффициентах активности. Современные представления о кислотно-основном равновесии. Понятие кислот и оснований. Сила кислот и оснований. Понятие рН. Расчёт значений рН в растворах сильных кислот и оснований. Расчёт значений рН в растворах слабых кислот. Расчёт значений рН в растворах слабых оснований. Буферные системы и их свойства. Буферная ёмкость. Вычисление значений рН ацетатного буфера. Вычисление значений рН аммиачного буфера. Закон действующих масс и явление гидролиза солей. Расчёт значений рН растворов солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, слабым основанием и сильной кислотой. Константа и степень гидролиза. Смещение равновесия при гидролизе. Факторы, влияющие на степень гидролиза. Усиление и подавление гидролиза. Роль гидролиза в анализе. Гетерогенное равновесие. Применение закона действующих масс к гетерогенным процессам. Произведение растворимости. Связь между растворимостью и ПР. Использование правила ПР в анализе. Условия образования

и растворения осадков. Факторы, влияющие на смещение гетерогенного равновесия. Применение процессов осаждения в анализе. Реакции комплексообразования в аналитической химии. Константа нестойкости комплекса. Использование комплексообразования для открытия, разделения и маскировки ионов. Окислительно-восстановительные реакции в аналитической химии. Стандартный и равновесный потенциал. Уравнение Нернста. Влияние различных факторов на величину окислительно-восстановительного потенциала. Задача и методы количественного анализа. Значение количественного анализа в почвоведении и агрохимии. Требования, предъявляемые к количественному анализу. Техника анализа (отбор средней пробы, взятие навески, переведение вещества в раствор). Гравиметрический анализ. Осаждаемая и весовая формы и требования, предъявляемые к ним. Влияние различных факторов на полноту осаждения. Выбор осадителя. Осадки, их образование, свойства и чистота. Требования, предъявляемые к осадкам. Влияние различных факторов на процессы осаждения. Условия образования аморфных и кристаллических осадков. Загрязнение осадков и борьба с ним. Виды соосаждения. Фильтрование и промывание осадков. Старение осадков. Расчёты в гравиметрическом анализе. Титриметрический анализ. Сущность метода. Классификация. Требования, предъявляемые к реакциям в титриметрическом анализе. Способы выражения концентрации растворов. Молярная, нормальная, процентная концентрации. Титр раствора. Вычисление массы эквивалента в различных методах титриметрического анализа. Титрование. Рабочие растворы. Первичные и вторичные стандарты. Требования, предъявляемые к первичным стандартам. Приготовление стандартных растворов HCl, KMnO4, Na2S2O3. Метод кислотно-основного титрования. Приготовление рабочих растворов. Вычисление рН в различных точках для построения кривой титрования. Выбор индикатора для установления конечной точки титрования в ме-

тоде кислотно-основного титрования. Интервал перехода окраски индикатора. Определение временной жёсткости воды методом кислотно-основного титрования. Практическое применение метода. Методы окислительно-восстановительного титрования. Классификация методов. Построение кривой титрования. Индикаторы. Перманганатометрия. Приготовление рабочих растворов метода. Первичные стандарты метода. Определение железа (условия, расчёты). Иодометрия. Приготовление рабочих растворов метода. Определение меди (условия, расчет). Комплексонометрическое титрование. ЭДТА. Построение кривой титрования. Металлохромные индикаторы. Способы комплексонометрического титрования. Применение комплексонов для определения общей жёсткости воды. Характеристика и теоретическое обоснование методов осадительного титрования. Принцип построения кривой титрования. Способы фиксирования точки эквивалентности. Индикаторы метода. Определение хлоридов. Потенциометрическое титрование и прямая потенциометрия. Электроды, используемые в методе. Потенциометрическое определение рН растворов, используемые электроды. Теоретические основы фотометрии. Основной закон светопоглощения Бугера - Ламберта - Бера. Фотометрическое определение меди. Выбор оптимальных условий, расчёты. Ошибки в количественном анализе, классификация ошибок, источники ошибок. Оценка истинного значения измеряемой величины с помощью расчёта доверительного интервала при заданной надёжности.

Характерные реакции катионов и анионов (список аналитических реакций к экзамену по аналитической химии) I аналитическая группа катионов K+ 1) винная кислота, H2C4H4O6; 2) кобальтинитрит натрия, Na3[Co(NO2)6]; 3) микрокристаллоскопическая реакция с Na2Pb[Cu(NO2)6]; Na+ 1) дигидроантимонат калия, KH2SbO4; 2) микрокристаллоскопическая реакция с уранилацетатом; NH4+ 1) NaOH или KOH; 2) реактив Несслера, K2[HgI4] в KOH; Mg2+ 1) гидрофосфат натрия, Na2HPO4; 2) оксихинолин; II аналитическая группа катионов действие группового реагента, (NH4)2CO3; Ba2+ 1) дихромат калия, K2Cr2O7; 2) серная кислота или сульфаты; Ca2+ 1) оксалат аммония, (NH4)2C2O4; 2) K4[Fe(CN)6]; Sr2+ 1) серная кислота; 2) гидрофосфат натрия, Na2HPO4; 3) гипсовая вода, CaSO4;

III аналитическая группа катионов действие группового реагента, (NH4)2S; Al3+ 1). действие ализарина 2). действие алюминона Fe3+ 1). действие роданида аммония, NH4CNS 2). действие гексацианоферрата(II) калия K4[Fe(CN)6] Fe2+ 1). действие гексацианоферрата(III) калия K3[Fe(CN)6] Cr3+ 1). окисление в щелочной среде. Mn2+ 1). окисление ионов Mn2+ до MnO4− Zn2+ 1). действие дитизона Со2+ 1). действие роданида аммония NH4CNS 2). действие α-нитрозо-β-нафтола (реактив Ильинского) Ni2+ 1). Действие диметилглиоксима IY аналитическая группа катионов действие группового реагента, H2S; Cd2+ 1) H2S; 2) NH3 ⋅H2О; Hg2+ 1) иодид калия, KJ; 2) ) хромат калия, K2CrO4;

3) металлическая медь; Cu2+ 1) NH3 ⋅H2О; 2) K4[Fe(CN)6]; 3) металлические Al, Fe, Zn; Bi3+ 1) действие воды (гидролиз); 2) иодид калия, KJ; Sb3+ 1) действие воды (гидролиз); 2) тиосульфат натрия, Na2S2O3; 3) металлическое олово; Sn2+ 1) хлорид ртути(2+), HgCl2; 2) восстановление Fe3+ до Fe2+,

K3[Fe(CN)6];

Sn4+ 1)

NH3 ⋅H2О;

2)

металлическое Fe; Y аналитическая группа катионов

действие группового реагента, HCl; Ag+ 1) NaOH или KOH; 2) хромат калия K2CrO4; 3) KBr и KI; Pb2+ 1) серная кислота или растворимые сульфаты; 2) хромат калия K2CrO4 или бихромат калия K2Cr2O7; 3) иодид калия, KI;

Hg22+ 1) иодид калия, KI; 2) хромат калия K2CrO4; 3) металлическая медь; I аналитическая группа анионов действие группового реагента, BaCl2; SO421) соли свинца, PbNO3; SO321) соли стронция, SrNO3; 2) минеральные кислоты; 3) иод, I2; 4) перманганат калия, KMnO4; S2O321) минеральные кислоты; 2) иод, I2; 3) перманганат калия, KMnO4; CO321) минеральные кислоты; PO431)

магнезиальная смесь, MgCl2 + NH4OH+ NH4Cl;

2)

молибденовая жидкость, (NH4)2MoO4 в HNO3;

SiO321) минеральные кислоты, разб.; 2) соли аммония, NH4Cl; II аналитическая группа анионов действие группового реагента, AgNO3;

Cl1) окислители, KMnO4, PbO2, KClO3; Br1) окислители, КMnO4, PbO2, KClO3; 2) фуксин; I1) соли свинца, PbNO3; 2) окислители, H2O2, КMnO4, K2Cr2O7, Cl2, Br2, 3) соли меди; S21) минеральные кислоты; 2) нитропруссид натрия, Na2[(CN)5NOS]; SCN1) соли железа Fe3+; 2) соли меди Cu2+; III аналитическая группа анионов NO31) металлическая медь; 2) FeSO4; 3) дифениламин; NO21) минеральные кислоты; 2) иодид калия в присутствии кислот; 3) КMnO4 в кислой среде; 4) реактив Грисса; CH3COO1) серная кислота, конц.; реакция этерификации.

ЛИТЕРАТУРА 1. Основы аналитической химии / Под ред. Ю.А. Золотова. М.: Высш. шк., 1999. Т. I–II. 351, 493 с. 2. Васильев В.П. Аналитическая химия. М.: Высш. шк., 1989. В 2-х Ч. 320, 384 с. 3. Пятницкий И.В., Пилипенко А.Т. Аналитическая химия. М.: Химия. 1990.Ч.1,2. 4. Дорохова Е.Н., Прохорова Г.В. Аналитическая химия. Физикохимические методы анализа. М.: Высш. шк., 1991. 256 с. 5. Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа.-М.: Химия, 1973. 6. Алексеев В.Н. Количественный анализ. -М.: Химия, 1972 7. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. - М.: Химия,1979. 8. Алимарин И.П., Ушакова Н.Н. Справочные таблицы по аналитической химии. -М.: Изд-во МГУ, 1980. 9. Аналитическая химия / Под редакцией О.М.Петрухина. М.: Химия, 1993. 397 с. 10. Дорохова Е.Н., Прохорова Г.В. Задачи и вопросы по аналитической химии. М.: Изд- во Моск. ун-та, 1984, 216 с; 1997. 189 с.