Главная Контакты В избранное
  • Лабораторные работы "КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ"

    АвторАвтор: student  Опубликовано: 18-03-2014, 13:38  Комментариев: (0)

     

     

     

     

     

     

    Скачать:  22.zip [83,58 Kb] (cкачиваний: 185)  

     

    КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

     

     

    Содержание

     

     

    1 Введение в объёмный анализ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4

    2Лабораторная работа № 1

    Метод нейтрализации. Приготовление рабочего титрованного

    раствора кислоты. Приготовление рабочего титрованного раствора

    щелочи. Определение концентрации кислоты по щелочи . . . . . . . . . . . . 12

    3Лабораторная работа № 2

    Метод нейтрализации. Количественное определение карбонатов и

    бикарбонатов в растворе . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15

    4Лабораторная работа № 3

    Оксидиметрия. Перманганатометрия. Приготовление рабочего

    титрованного раствора перманганата калия . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .18

    5Лабораторная работа № 4

    Перманганатометрия. Определение массовой доли железа в соли

    Мора . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .21

    6Лабораторная работа № 5

    Оксидиметрия. Иодометрия. Приготовление рабочего титрованного

    раствора тиосульфата натрия. Определение массовой доли меди в

    медном купоросе методом иодометрии . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .23

    7 Лабораторная работа № 6
    Дихроматометрия . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .27

    8 Лабораторная работа № 7

    Определение железа с трилоном Б . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29

    9 Лабораторная работа № 8

    Определение содержания уксусной кислоты в уксусе . . . . . . . . . . . . . . . 30

    10 Лабораторная работа № 9

    Определение степени гидролиза методом измерения рН раствора . . . . . .32

    11 Лабораторная работа № 10

    Метод комплексообразования. Трилонометрия. Определение общей

    жёсткости воды методом комплексонометрии . . . . . . .. . . . . . . . . . . . . . . 34

    12 Лабораторная работа № 11

    Определение зольности пищевых кислот . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38

    13 Лабораторная работа № 12

    Весовой анализ. Определение массовой доли бария в хлориде бария. . . 39

    14 Требования к рабочему журналу . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42

    Список использованных источников . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. . . . . . .43

     

     

     

     

     

     

    1 Введение в объёмный анализ

     

    1. 1 характеристика и методы объёмного анализа

    1.1.1 Объёмный анализ

     

    Объемным (титриметрическим) анализом называют метод количественного химического анализа аналитической химии, основанный на точном измерении объемов растворов реагирующих между собой нацело веществ.

    Основной операцией объемного анализа является титрование – постепенное приливание одного раствора, находящегося в бюретке, к точно известному объему другого вещества, находящемуся в колбе, до точки эквивалентности. Точкой эквивалентности считают момент титрования, в который все вещество из раствора в колбе прореагирует.

    Точка эквивалентности фиксируется глазом аналитика по изменению внешнего вида (например, цвета) растворов реакционной системы или специально добавленного индикатора.

    По точно измеренным объемам растворов двух реагирующих веществ и известной концентрации одного из них рассчитывают неизвестную концентрацию другого раствора.

    Расчеты основывают на законе эквивалентов: "Вещества вступают в химические реакции друг с другом строго определенными массами их эквивалентов”.

    Например для реакции:

    А + В → С + Д

     

    выражение закона эквивалентов:

     

    m (A) /m (B) = M (1/z A)/ M (1/z B)

     

    Можно закон сформулировать упрощенно: "Количества эквивалентов прореагировавших веществ равны между собой”, что для той же реакции

     

    А + В → С + Д

     

    можно записать:

    n (1/z A) = n (1/z B)

     

     

    1.1.2 Методы объёмного анализа

     

    В зависимости от типа химической реакции, используемой в целях анализа, различают методы объемного анализа:

    - методы, основанные на применении реакций обмена (метод нейтрализации или кислотно-основное титрование; метод осаждения);

    - методы, основанные на применении реакций окисления-восстановления (оксидиметрия или редоксметрия, или окислительно-восстановительное титрование);

    - методы, основанные на применении реакций комплексообразования (комплексонометрия или комплексонометрическое титрование).

     

    1.2 Посуда объёмного анализа и правила обращения с ней

     

    Выполнение химического анализа объемным методом требует точного измерения объемов растворов. Для этой цели служит специальная мерная посуда. Измерение объемов ведется в дм3(литрах), а в лабораторных условиях часто применяют мл3 (миллилитры). Так как в большинстве учебных пособий, а также в фабричных штампах на лабораторной посуде сохраняют привычные единицы измерения объемов – литры и миллилитры, ими и будем пользоваться.

     

    1.2.1 Мерные колбы

     

    Мерные колбы представляют собой плоскодонные сосуды шарообразной или грушеобразной формы с узким длинным горлом. На горле имеется кольцевая метка, до которой нужно заполнить колбу, чтобы объем раствора был равен обозначенному на фабричном клейме.

    Наиболее часто применяют мерные колбы емкостью: 1000, 500, 250, 200, 100 и 50 мл. Объем на колбе обозначают в мл при температуре +20ºС.

    Мерные колбы применяют для приготовления известных объемов растворов точной или примерно заданной концентрации, реже – для отмеривания заданных объемов растворов или воды. Мерная колба тарируется на заполнение.

    В мерных колбах не разрешается нагревать, длительное время хранить растворы или осуществлять в них химические реакции, так как при этом стекло стенок колбы выщелачивается и объем изменяется.

     

    1.2.2 Правила обращения с мерными колбами

     

    1.2.2.1 Работать с совершенно чистой колбой.

    1.2.2.2 Колбу брать только за горло и обязательно выше метки, чтобы не изменить температуру раствора и колбы.

    1.2.2.3 Раствор или воду наливать до метки, чтобы вогнутый мениск жидкости касался кольцевой метки своей нижней частью.

    1.2.2.4 Для правильного наполнения колбу держать так, чтобы метка находилась точно на уровне глаз (в этом положении кольцевая метка видится отрезком прямой).

     

    1.2.3 Пипетки

    Пипетки представляют собой длинные стеклянные трубки малых диаметров, имеющие оттянутый носик и, возможно, расширение в средней части трубки.

    Применяются для точного отмеривания и перенесения из одного сосуда в другой небольших объемов растворов. При этом пипетки с расширением (пипетки Мора) имеют одну кольцевую метку для перенесения только одного объема раствора. Цилиндрические пипетки градуированы на мл и их доли и предназначены для перенесения разных объемов растворов (в пределах градуировки). Градуированные пипетки малого объема (1-2 мл), изготовленные из стеклянной трубки очень малого диаметра с ценой деления 0,01-0,05 мл, называются микропипетками и применяются при работе с очень малыми объемами растворов. Пипетки при изготовлении градуируются на слив, поэтому объем раствора, вылитого из пипетки, соответствуют градуировке.

     

    1.2.4 Правила обращения с пипетками

     

    1.2.4.1 Работать с совершенно чистой пипеткой.

    1.2.4.2 При высасывании воздуха из пипетки оттянутый носик должен быть до дна погружен в раствор.

    1.2.4.3 Как только раствор в пипетке поднимается выше метки, быстро вынуть верхний конец изо рта и закрыть отверстие указательным пальцем.

    1.2.4.4 Держа вертикально пипетку так, чтобы метка (нулевая метка) находилась на уровне глаз, слегка ослабить нажим указательного пальца, чтобы раствор вытекал каплями в сосуд до тех пор, пока нижний мениск коснется метки (нулевой метки). Усилить нажим указательного пальца, прекратить вытекание раствора.

    1.2.4.5 Ввести оттянутый носик пипетки в колбу или стакан, куда требуется перенести порцию раствора (не касаясь стенок сосуда), ослабить нажим указательного пальца и слить раствор или весь, или до требуемого деления.

    1.2.4.6 При сливании всего раствора нельзя выдувать из кончика пипетки удерживаемую капиллярными силами каплю раствора, так как пипетка градуирована на свободный слив.

    1.2.4.7 Осмотреть пипетку, и, если на внутренней поверхности остались капли раствора, пипетку промыть моющей смесью, водопроводной водой и дистиллированной водой, отмеривание повторить чистой пипеткой.

     

    1.2.5 Бюретки

     

    Бюретки представляют собой градуированные по высоте на мл и их доли длинные стеклянные трубки с оттянутым носиком, перед которым имеется стеклянный кран или отрезок резинового шланга, перекрываемые металлическим зажимом снаружи или стеклянным шариком внутри.

    Бюретка предназначена для титрования или для отмеривания небольших порций растворов в серийных анализах.

     

    1.2.6 Правила пользования бюретками

    1.2.6.1 Работать с совершенно чистой бюреткой.

    1.2.6.2 Бюретку укреплять в штативе строго вертикально при помощи металлических лапок или специальных зажимов.

    1.2.6.3 Перед каждым титрованием обязательно заполнять бюретку раствором до нулевого деления. При этом носик бюретки должен быть заполнен, а воронка убрана.

    1.2.6.4 При всех отсчетах по бюретке глаза наблюдателя располагать строго на уровне мениска жидкости.

    1.2.6.5 Раствор из бюретки при титровании приливать по каплям, не допуская вытекания струей. Титруемый раствор в колбе постоянно перемешивать.

    Кроме мерных колб, пипеток и бюреток в объемном анализе применяют обычную химическую посуду, а для грубых измерений используют мерные цилиндры и мензурки.

     

    1.3 Растворы в объемном анализе, их классификация, способы

    выражения и расчёта концентрации

    1.3.1 По роли в объемном анализе различают рабочий и анализируемый растворы.

    Рабочий раствор – это раствор того вещества, по концентрации которого устанавливают концентрацию анализируемого раствора.

    Растворы с известной концентрацией в весовом анализе называют титрованными, т.е. с известным титром.

    Титр – один из способов выражения концентрации растворов, показывает, сколько г (или мг) растворенного вещества содержится в 1 мг раствора. Обозначается Т, измеряется в г/мл или мг/мл. Является одним из видов массовой концентрации.

    1.3.2 По способу нахождения точной концентрации титрованные растворы делят на два типа:

    а) приготовленные;

    б) установленные.

    Приготовленнымраствором называется титрованный раствор, точная концентрация которого становится известной в процессе его приготовления по точной навеске, взятой на аналитических весах, и точному объему раствора:

     

    T (A) = m (A)/V (A), г/мл

     

    Навеску вещества рассчитывают заранее. Масса вещества, необходимая для приготовления заданного объема раствора, заданной концентрации (или масса вещества, содержащаяся в любом объеме раствора известной концентрации) прямо пропорциональна концентрации, молярной массе или молярной массе эквивалента растворенного вещества и объему раствора.

     

    г, мг;

    г, мг.

     

    Кроме титра рабочего раствора

     

    (г/мл)

     

    часто применяют в расчетах титр рабочего раствора вещества (А) по определяемому иону или веществу (Х).

    Титр рабочего раствора по определяемому иону или веществу показывает, сколько г (мг) определяемого иона или вещества (Х) взаимодействует с 1 мл рабочего титрованного раствора вещества (А). Обозначается Т(А/Х). Например, Т(KMnO4/Fe2+) показывает, сколько г взаимодействует Fe2+ взаимодействует с 1 мл рабочего титрованного раствора KMnO4;

    Т(AgNO3/Cl-) – титр рабочего раствора нитрата серебра по иону Cl-, показывает, сколько г Cl-взаимодействует с 1 мл рабочего титрованного раствора.

    Титр Т(А/Х) вычисляется:

    1)по затраченному на титрование объему рабочего раствора

     

    , г/мл,

     

    где m (Х)– масса титруемого иона или вещества, г

    V (А)– эквивалентный объем рабочего раствора, мл

    2) по концентрации рабочего титрованного раствора:

     

    ,

     

    например:

     

    (г\мл)

    (г/мл)

     

    Вещества, пригодные для получения приготовленных растворов, называется исходным и должны удовлетворять следующим требованиям:

    а) быть химически чистым,

    б) иметь определенный химический состав, выражающийся одной формулой и не изменяющийся как при хранении веществ, так и при приготовлении раствора.

    Круг таких веществ ограничен (поваренная соль; кристаллогидрат щавелевой кислоты, некоторые квасцы, бура и др.).

    Большинство же веществ в той или иной мере изменяются со временем, поэтому для получения из них растворов с точной концентрацией вначале готовят раствор примерной концентрации, а затем устанавливают его точную концентрацию путем титрования.

    Установленным раствором называется титрованный раствор, точная концентрация которого стала известной из расчетов по результатам титрования.

    Расчет ведут на основании закона эквивалентов, который в применении к веществам, взаимодействующим в растворенном состоянии, можно сформулировать так: "Объемы растворов реагирующих веществ в точке эквивалентности обратно пропорциональны нормальным концентрациям этих веществ (или молярным концентрациям эквивалентов этих веществ)”. Для реакции

     

    А + В → С + Д

     

    где V (A), V (B) – объемы рабочего и анализируемого раствора в точке эквивалентности;

    C (1/zA), C (1/zB)– нормальные концентрации рабочего и анализируемого раствора (или молярные концентрации эквивалентов этих веществ).

    Нормальная или молярная концентрация эквивалентов показывает, какое количество вещества эквивалента содержится в единице объема раствора. Измеряется в моль/л, ммоль/мл.

    Рекомендуется применять целые единицы измерения (моль/л), т.к. пропорциональные дробные величины численно с ними совпадают. Например, если имеется раствор с молярной концентрацией эквивалентов 0,1 моль/л, то его концентрация в ммоль/л также равна 0,1.

    Нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента) находится отношением количества вещества эквивалента (n моль), содержащегося в растворе, к объему, этого раствора (V л).

     

     

    или учитывая, что

     

    можно вычислить:

     

     

    1.4 Вычисления в объёмном анализе

     

    Вычисления в объемном анализе основаны на законе эквивалентов, законе сохранения массы вещества при химических реакциях, законе постоянства состава веществ. В расчетах используются числовые данные периодической системы химических эквивалентов Д.И. Менделеева или справочные таблицы относительных молекулярных масс элементов и различных формульных единиц.

     

    1.4.1 Примеры типовых задач и расчетов в объемном анализе

    1.4.1.1 Какова масса двухводного кристаллогидрата щавелевой кислоты, необходимая для приготовления 200 мл раствора с молярной концентрацией эквивалента 0,1500 моль/л? Каков титр этого раствора?

    Решение:

    1) М (Н2С2О4 · 2Н2О) = 126,07 г/моль (из справочной таблицы)

    2) Z = 2, 1/z = ½ = 0,5

    3) m (Н2С2О4· 2Н2О) = C (½Н2С2О4· 2Н2О) · M (½Н2С2О4· 2Н2О) · V (Н2С2О4)

    m (Н2С2О4· 2Н2О) = 0,1500 моль/л · ½ · 126 г/моль · 0,2 л = 1,8900 г.

    4) Т (Н2С2О4 · 2Н2О) = m (Н2С2О4 · 2Н2О)/ V (Н2С2О4)

    Т (Н2С2О4· 2Н2О) = 1,8900 г/200 мл = 0,009450 г/мл

    Ответ: m (Н2С2О4· 2Н2О) = 1,8900 г.

    Т (Н2С2О4· 2Н2О) = 0,009450 г/мл.

     

    1.4.1.2 Каковы титр и нормальная концентрация раствора серной кислоты, если на титрование 15,0 мл его затрачено 13,7 мл титрованного раствора гидроксида калия с молярной концентрацией 0,1304 моль/л?

    Решение:

    1) H2SO4+ 2 KOH → K2SO4 + 2 H2O

    Z (H2SO4) = 2, 1/z = ½ = 0,5

    Z (KOH) = 1

    По закону эквивалентов:

    V (H2SO4)/ V (KOH) = C (KOH) / C (½H2SO4)

    C (½H2SO4) = 0,1304 моль/л · 13,7 мл / 15,0 мл = 0,1191 моль/л

    2) Т(H2SO4) = С (½H2SO4) · М(½H2SO4) / 1000,

    М (½H2SO4) = ½ · 98,078 = 49, 039 г/моль

    Т (H2SO4) = 0,1191 моль/л · 49,03 г/моль/1000 мл = 0,005836 г/мл

    Ответ: C (½H2SO4) = 0,1191 моль/л

    Т (H2SO4) = 0,005836 г/мл

     

    1.4.1.3 Из навески 0,6172 г иодида калия приготовили 100 мл раствора. На титрование 15,0 мл этого раствора затрачено 25,0 мл раствора нитрата серебра, молярная концентрация которого равна 0,0204 моль/л. Вычислите массовую долю иода в иодиде калия по результатам титрования и теоретическую (для сравнения).

    Решение:

    KI + AgNO3 → AgI + KNO3

     

    1) T (AgNO3/I-) = C(AgNO3) · M(I-)/1000

    T (AgNO3/I-) = 0,0204 моль/л · 127 г/моль /1000 мл = 0,002591 г/мл

    2) m (I-) = T (AgNO3/I-) · V (AgNO3) · V1 (KI)/V2(KI)

    m (I-) = 0,002591 г/мл · 25 мл · 100 мл / 15 мл = 0,4318 г.

    3) W (I-) = m (I-) / m (KI)

    по результатам титрования:

    W (I-)прак. = 0,4318 г / 0,6172 г = 0,6996 или 69,96 %

    W (I-)теор. = М (I-) / М (KI)

    W (I-)теор. = 127 г/моль / 166 г/моль = 0,7651 или 76,51 %

    Ответ: W (I-)прак. = 0,6996 или 69,96 %

    W (I-)теор. = 0,7651 или 76,51 %

     

    1.4.2 Решить самостоятельно задачи

    1.4.2.1 Какова молярная концентрация раствора хлорида натрия, если для приготовления 500 мл раствора бала взята на аналитических весах навеска 0,5850 NaCl х.ч.? Каков титр этого раствора? Какова нормальная концентрация этого раствора?

    1.4.2.2 Какова масса сульфата меди в 2,5 л раствора с молярной концентрацией эквивалента 0,25 моль/л? Вычислите для безводной соли и пятиводного кристаллогидрата.

    1.4.2.3 Каковы титр и молярная концентрация эквивалента раствора нитрита натрия, если при титровании его в кислой среде на 10,0 мл раствора нитрита натрия затрачено 12,5 мл раствора перманганата калия, молярная концентрация эквивалента которого равна 0,0800 моль/л? При титровании протекает реакция:

     

    5NO2 - + 2MnO4- + 6H+ → 5NO3- + 2Mn2+ +3H2O

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    2 Лабораторная работа № 1

    Метод нейтрализации. Приготовление рабочего титрованного раствора кислоты. Приготовление рабочего титрованного раствора щелочи. Определение концентрации кислоты по щелочи

    2.1 Введение

     

    Метод нейтрализации или кислотно-основное титрование является одним из методов объемного химического количественного анализа аналитической химии. Основан на применении реакций нейтрализации в целях анализа. Сущность реакции нейтрализации заключается во взаимодействии протонов с гидроксид-ионами, в результате чего образуются слабодиссоциирующие молекулы:

    H+ + OH- H2O

     

    Методом нейтрализации устанавливают концентрацию растворов кислот по рабочим титрованным растворам щелочей; концентрацию растворов щелочей по рабочим титрованным растворам кислот; концентрацию растворов гидролитически кислых солей (11) по рабочим титрованным растворам щелочей; концентрацию гидролитически щелочных солей (11) по рабочим титрованным растворам кислот.

    Так как реакции нейтрализации обычно не сопровождаются каким-либо внешним эффектом, точку эквивалентности при титровании фиксируют на глаз по изменению цвета добавленного к титруемому раствору индикатора. В методе нейтрализации применяются кислотно-основные индикаторы, изменение цвета которых происходит при изменении реакции среды. Наиболее распространенными индикаторами метода нейтрализации являются:

     

    Таблица 1 – Кислотно-основные индикаторы

     

    Индикатор

    Интервал перехода pH

    Окраска молекулярной формы

    Окраска ионной формы

    Окраска в интервале перехода

    1

    Метиловый оранжевый

    3,1 – 4,4

    красная

    желтая

    оранжевая

    2

    Метиловый красный

    4,4 – 6,2

    красная

    желтая

    оранжевая

    3

    Фенолфталеин

    8,0 – 10,0

    бесцветная

    малиновая

    бесцветная – бледно-розовая

    4

    Лакмус

    5,0 – 8,0

    красная

    синяя

    фиолетовая

     

    2.2 Приготовление рабочего титрованного раствора щавелевой кислоты

    Химически чистый двухводный кристаллогидрат щавелевой кислоты удовлетворяет требованиям, предъявляемым к исходным веществам для получения приготовленных титрованных растворов. Поэтому порядок приготовления рабочего титрованного раствора этого вещества таков:

    1) рассчитать навеску, необходимую для получения 100 мл раствора с нормальной концентрацией 0,1 моль/л;

    Для правильного определения z составить структурную формулу вещества. Расчет навески в граммах выполнить с точностью до 0,0001 г;

    2) взвесить на аналитических весах на часовом стекле навеску, близкую к рассчитанной, с точностью до 0,0001 г. При взвешивании вести подробную запись;

    3) перенеся навеску с часового стекла (по всем правилам перенесения) в мерную колбу на 100 мл, растворить в небольшом объеме дистиллированной воды, после чего довести объем раствора до метки, закрыть колбу пробкой и тщательно перемешать раствор;

    4) рассчитать точную концентрацию (титр и нормальную) приготовленного рабочего титрованного раствора щавелевой кислоты.

     

    2.3 Приготовление рабочего титрованного раствора гидроксида натрия

     

    Кристаллический гидроксид натрия по свойствам не является веществом, пригодным для получения титрованного раствора, так как при хранении взаимодействует с углекислым газом и влагой воздуха с образованием карбонатов и бикарбонатов на поверхности кристаллов. Следовательно, вначале можно получить раствор примерной концентрации, а затем установить его точную концентрацию с помощью рабочего титрованного раствора какой-то кислоты, например, щавелевой.

    Учитывая сказанное, можно рекомендовать такой порядок приготовления рабочего титрованного раствора щелочи:

    1) рассчитать навеску гидроксида натрия для получения 250 мл раствора с молярной концентрацией 0,1 моль/л и увеличить ее на 30%;

    2) взвесить навеску NaOH на технохимических весах рассчитанную (с увеличением) массу NaOH с точностью до 0,01 г;

    3) перенести навеску NaOH в сухую мерную колбу, прилить небольшой объем дистиллированной воды (~ 5,0 мл), быстро ополоснуть кристаллы и слить раствор. Это необходимо для удаления с поверхности кристаллов едкого натра карбонатов и бикарбонатов;

    4) растворить NaOH в свежей порции дистиллированной воды, довести объем раствора до метки водой, закрыть колбу пробкой и тщательно перемешать раствор;

    5) трижды оттитровать порции приготовленного раствора щавелевой кислоты раствором щелочи в присутствии фенолфталеина до бледно-розовой окраски, появляющейся от одной капли титранта и не исчезающей в течение 30 сек. Для каждого титрования брать по 10,0 мл приготовленного раствора щавелевой кислоты. После каждого титрования записывать объем затраченного раствора гидроксида натрия (V1 (NaOH), V2 (NaOH), V3 (NaOH)) и вычислить средний, если объёмы NaOHотличаются не более чем на 0,2 мл. В противном случае число титрований увеличить;

    6) перед каждым новым титрованием дополнять бюретку титрантом до нулевого уровня;

    7) составить уравнение реакции, протекающей при титровании;

    8) рассчитать по результатам титрования на основании закона эквивалентов молярную концентрацию (для NaOH она совпадает с нормальной) и титр раствора едкого натра.

    2.4 Определение концентрации раствора соляной кислоты по установленному рабочему раствору щелочи

     

    2.4.1 Установить точную концентрацию имеющегося на рабочем столе раствора соляной кислоты, титруя не менее трех раз по 10,0 мл рабочего раствора щелочи раствором соляной кислоты в присутствии индикатора метилоранжа до перехода желтой окраски в светло-розовую от одной капли титранта.

    После каждого титрования записать объем затраченного раствора HCl и вычислить средний, если отличаются друг от друга не более, чем на 0,2 мл. В противном случае число титрований увеличить.

    2.4.2 Перед каждым титрованием дополнить бюретку раствором соляной кислоты до нулевого деления.

    2.4.3 Составить уравнение реакции, протекающей при титровании.

    2.4.4 Рассчитать по результатам титрования на основании закона эквивалентов молярную концентрацию и титр раствора соляной кислоты. (Молярная и нормальная концентрации раствора соляной кислоты совпадают).

     

    Расчётные формулы:

    1) Т (Н2С2О4· 2Н2О) = m (Н2С2О4· 2Н2О)/ V 2С2О4);

    2) C (½Н2С2О4· 2Н2О) = Т (Н2С2О4 · 2Н2О) · 1000/ · M (½Н2С2О4 · 2Н2О);

    3) C (NaOH)/ C (½Н2С2О4· 2Н2О) =V (Н2С2О4)/V(NaOH);

    4) Т (NaOH) = С (NaOH) · М(NaOH ) / 1000;

    5)C (НСl)/ C(NaOH) =V (NaOH)/ V(НСl);

    6) Т (НСl) = С (НСl) · М(НСl)/ 1000;

     

     

     

     

    3 Лабораторная работа № 2

     

    Метод нейтрализации. Количественное определение карбонатов и

    бикарбонатов в растворе

    Метод нейтрализации используется не только для определения концентраций кислот и щелочей, но также для количественного определения солей, которые в растворе при гидролизе создают либо кислую, либо щелочную среду.

     

    3.1 Количественное определение содержания карбоната натрия в растворе

    Раствор соды вследствие гидролиза имеет щелочную реакцию среды:

     

    Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH,

     

    т.е. в водном растворе этой соли устанавливается равновесие:

     

    CO32- + HOH ↔ HCO3- + OH- (1)

     

    При титровании раствора карбоната натрия соляной кислотой в первую очередь нейтрализуется вся щелочь, которая образовалась в результате гидролиза.

    Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH

    NaOH + НСl → NaСl + НОН

    _______________________________

    Na2CO3+ НСl → NaСl + NaHCO3 (2)

     

    0,1 н. раствор карбоната натрия имеет pH = 11,5 (см. уравнение 1), фенолфталеин в таком растворе имеет ярко-малиновый цвет.

    При титровании кислотой щелочность раствора понижается, pH уменьшается.

    В момент полной нейтрализации щелочи, т.е. полного превращения карбоната натрия в гидрокарбонат, получившийся ~ 0,1 н. раствор последнего имеет pH = 8,4.

    Если титровать раствор соды соляной кислотой в присутствии фенолфталеина, который имеет интервал перехода малиновой окраски в бесцветную от pH = 9,8 до pH = 8,0, то в момент полного перехода цвет фенолфталеина будет еще розовым (pH = 8,4). От одной лишней капли кислоты раствор станет бесцветным. Следовательно, в присутствии фенолфталеина карбонат натрия титруется только до перехода в бикарбонат, иными словами, карбонат натрия титруется наполовину.

    В соответствии с приведенным выше уравнением (2), число эквивалентности в этой реакции равно 1, т.е.

     

    M (1/z Na2CO3) = M (Na2CO3) = 106 г/моль

     

    Таким образом, определяя концентрацию раствора по результатам титрования с фенолфталеином, находят точку эквивалентности, соответствующую переходу карбоната натрия в гидрокарбонат. Поэтому при расчете нормальной концентрации карбоната натрия надо объем затраченного раствора соляной кислоты удвоить.

    При дальнейшем титровании гидрокарбонат натрия реагирует с соляной кислотой и наступает вторая точка эквивалентности, соответствующая полной нейтрализации (образование Н2CO3).

     

    Na2CO3 + НСl ↔ NaHCO3 + NaСl (3)

    NaHCO3 + НСl ↔H2CO3+ NaСl

    _________________________________

     

    СО2

    Na2CO3 + 2НСl → NaСl + H2CO3 (4)

    Н2О

     

    Во второй точке эквивалентности pH раствора будет равен 3,84, т.к. в этот момент в колбе находится ~ 0,05 н. раствор. Титрование до второй точки эквивалентности следует вести в присутствии индикатора метилоранжа, интервал перехода которого от pH = 4,4 до pH = 3,1. Изменение желтой окраски метилоранжа в оранжево-розовую наступит только после полной нейтрализации карбоната и гидрокарбоната натрия. В соответствии с уравнением (3) число эквивалентности Z (Na2CO3)=2, молярная масса эквивалента Na2CO3 в реакции полной нейтрализации:

     

    M (1/z Na2CO3) =½ M (Na2CO3) = 0,5 · 106 = 53 г/моль

     

    3.2 Количественное определение содержания карбоната натрия в растворе с фенолфталеином

     

    3.2.1 Отмерьте пипеткой из общей склянки 10 мл раствора соды в мерную колбу на 100 мл, разбавьте его водой до метки, закройте пробкой и тщательно перемешайте.

    3.2.2 Трижды оттитруйте порции этого раствора по 10 мл титрованным рабочим раствором соляной кислоты в присутствии индикатора фенолфталеина до почти полного его обесцвечивания. Запишите V1 (HCl), V2 (HCl),V3 (HCl) и вычислите средний объем.

    3.2.3 Вычислите нормальную концентрацию раствора соды, его титр и массу соды в 100 мл раствора. При этом необходимо помнить, что средний объем соляной кислоты эквивалентен половине карбоната натрия в титруемом растворе.

    3.3 Количественное определение содержания карбоната натрия в растворе с метиловым оранжевым

     

    3.3.1 Определение провести так же, как и в предыдущем случае (п.п. 3.2.1-3.2.2), только в титруемый раствор добавить в качестве индикатора 1-2 капли метилового оранжевого. Титровать трижды до перехода желтой окраски в оранжево-розовую (т.е. до образования H2CO3, до второй точки эквивалентности).

    3.3.2 Вычислить нормальную концентрацию раствора карбоната натрия, его титр, массу соды в 100 мл раствора и сравнить с результатами, полученными при титровании с фенолфталеином.

     

    4 Лабораторная работа № 3

    Оксидиметрия. Перманганатометрия. Приготовление рабочего титрованного раствора перманганата калия

     

    4.1 Перманганатометрия

     

    Оксидиметрия или окислительно-восстановительное титрование является одним из методов объемного химического количественного анализа аналитической химии. Оксидиметрия основана на использовании в целях анализа окислительно-восстановительных реакций.

    Перманганатометрия – это частный случай оксидиметрии, основанный на применении раствора перманганата калия в качестве рабочего титрованного раствора.

    Перманганат калия KMnO4 в химических реакциях служит окислителем. Растворы перманганата калия окрашены в розово-фиолетовый цвет, присущий аниону MnO4-. Под действием восстановителей степень окисления марганца (+7) в перманганате уменьшается до (+2) в кислой среде, до (+4) в нейтральной или слабощелочной или до (+6) в щелочной среде. При этом образуются соединения марганца иного вида, чем перманганат. Например, в нейтральной среде образуется осадок MnO2, а в щелочной – зеленый раствор MnO42-.

    Титрование раствором перманганата чаще всего осуществляют в кислой среде, в которой ионы, имеющие розово-фиолетовый цвет, под действием восстановителей восстанавливаются до бесцветных катионов. Каждая капля раствора, взятого в качестве титранта, обесцвечивается до тех пор, пока в титруемом растворе еще имеется восстановитель. Как только восстановитель в титруемом растворе прореагирует полностью, одна лишняя прибавленная капля перманганата окрасит раствор в колбе в бледно- розовый цвет. Таким образом, для фиксирования точки эквивалентности при титровании в перманганатометрии специальный индикатор не требуется. Индикатором является лишняя после точки эквивалентности капля раствора.

    Перманганатометрия используется для количественного определения восстановителей.

    4.2 Приготовление рабочего титрованного раствора перманганата калия

    По свойствам кристаллический перманганат калия не относится к исходным веществам, поэтому точную концентрацию раствора устанавливают путем титрования. Рабочим раствором, пригодным для установления точной концентрации, может быть приготовленный титрованный раствор щавелевой кислоты, являющийся восстановителем. В процессе получения титрованного раствора необходимо учесть, что это вещество лучше растворяется в горячей воде, а концентрация его в первые дни после приготовления изменяется вследствие медленного окисления перманганатом восстановителей и микроорганизмов, возможно содержащихся в дистиллированной воде. Некоторые продукты этой химической реакции, например, MnO2 нерастворимы.

    Учитывая сказанное, можно рекомендовать порядок приготовления рабочего титрованного раствора:

    1) рассчитать массу перманганата калия, необходимую для получения 1 л раствора с молярной концентрацией эквивалента равной 0,1 моль/л;

    2) взвесить кристаллический перманганат калия на технохимических весах с точностью до 0,01 г, перенести в мерную колбу на 1,0 л, растворить в горячей дистиллированной воде, охладить, довести объем раствора до метки дистиллированной водой комнатной температуры;

    3) дать раствору постоять в темном месте 7-10 дней;

    4) раствор перманганата отфильтровать через стеклянный фильтр или слить с помощью сифона в чистую сухую склянку;

    5) для установления точной концентрации раствора приготовить 100 мл 0,1 моль/л раствора щавелевой кислоты. Способ приготовления известен из работы по методу нейтрализации. В отчете по данной работе записать расчет навески, все данные при взвешивании на аналитических весах, расчет точной концентрации;

    6) установить точную концентрацию раствора по рабочему титрованному раствору щавелевой кислоты путем титрования в кислой среде. Для титрования раствором перманганата калия желательно применять бюретки со стеклянными кранами, т.к. перманганат окисляет резину.

    Бюретку ополоснуть и заполнить раствором перманганата калия. В коническую колбу для создания кислой среды налить 5 мл раствора серной кислоты (1:4) и 10 мл приготовленного раствора щавелевой кислоты. Жидкость в колбе нагреть на водяной бане до 70-800С, но не до кипения, т.к. при кипении щавелевая кислота разлагается. Нагревание раствора ускоряет реакцию. Прикапывание раствора перманганата к горячему раствору щавелевой кислоты проводить сначала медленно, т.к. первые капли обесцвечиваются не сразу. Не следует прибавлять в раствор следующую каплю, пока предыдущая не обесцветится. Как только в растворе образуется небольшое количество ионов двухвалентного марганца, который является катализатором в этой реакции, дальнейшее обесцвечивание происходит почти мгновенно. Титрование заканчивается в тот момент, когда содержимое колбы примет едва заметный на белом фоне бледно-розовый цвет от одной капли раствора KMnO4.

    Титрование повторить трижды, записать V1(KMnO4), V2(KMnO4), V3(KMnO4) и вычислить средний объем;

    7) составить уравнение реакции, протекающей при титровании. Коэффициенты подобрать одним из известных способов;

    8) вычислить нормальную концентрацию и титр раствора перманганата калия;

    9) установленный титрованный раствор KMnO4 сохранить для выполнения следующих лабораторных работ;

    10) для самоконтроля составить уравнение реакций при титровании перманганатом в нейтральной и щелочной средах. Вычислить для этих случаев молярные массы эквивалентов перманганата калия.

     

    Расчётные формулы:

     

    1)

     

    2)

    3)

     

    4)

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    5 Лабораторная работа № 4

     

    Перманганатометрия. Определение массовой доли железа в соли Мора

     

    Метод перманганатометрии может быть использован для количественного определения железа в его соединениях. Сущность реакции

    заключается в том, что соли, содержащие Fe2+, окисляются перманганатом в соли, содержащие Fe3+. Окислительно-восстановительная реакция осуществляется в кислой среде при обычной температуре.

    5.1 Ход определения

     

    5.1.1 Составить уравнение реакции между сульфатом железа (II) и перманганатом калия в сернокислой среде.

    5.1.2 Пользуясь составленным уравнением, определить числа эквивалентности, факторы эквивалентности, молярные массы эквивалентов сульфата железа (II), перманганата калия и Fe2+.

    5.1.3 Составить уравнение реакции между солью Мора, имеющей формулу и перманганатом калия в сернокислой среде.

    5.1.4 Вычислить молярную массу эквивалента соли Мора.

    5.1.5 Рассчитать навеску соли Мора для получения 100 мл 0,01 моль/л раствора.

    5.1.6 Взвесить на аналитических весах навеску соли Мора, близкую к рассчитанной, с точностью до 0,0001 г. Числовые данные при взвешивании записать.

    5.1.7 Перенести навеску соли Мора в мерную колбу на 100 мл по всем правилам перенесения навески.

    5.1.8 Растворить навеску в небольшом количестве воды, добавить 5 мл раствора серной кислоты (1:4) для предупреждения гидролиза соли Мора и довести объем раствора до метки водой. Закрыть пробкой и тщательно перемешать.

    5.1.9 Путем разбавления в 10 раз приготовить ~ 0,01 моль/л раствор перманганата калия из полученного ранее ~ 0,1 моль/л раствора. Вычислить концентрацию разбавленного раствора.

    5.1.10 Оттитровать не менее трех раз по 10 мл раствора соли Мора раствором перманганата калия, добавляя каждый раз по 5 мл раствора серной кислоты (1:4). Записать затраченные объемы раствора перманганата и вычислить средний.

    5.1.11 Вычислить нормальную концентрацию раствора соли Мора, и массу Fe2+ в объеме раствора 100 мл.

    5.1.12 Вычислить массовую долю Fe2+ в соли Мора по результатам титрования и теоретическую, сравнить их и результаты сравнения выразить в виде абсолютной и относительной ошибок.

     

    Расчётные формулы:

     

    1)

    2)

    3)

    4)

    5)

    6)

    7) %

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    6 Лабораторная работа № 5

     

    Оксидиметрия. Иодометрия. Приготовление рабочего титрованного раствора тиосульфата натрия. Определение массовой доли меди в медном купоросе методом иодометрии.

     

    6.1 Сущность метода иодометрии

    Иодометрия – один из окислительно-восстановительных методов объемного анализа, основан на использовании окислительно-восстановительных свойств иода.

    Атомы иода, принимая электроны от веществ – восстановителей, ведут себя в реакциях как окислители:

     

    I2o +2е → 2 I-

     

    Анионы иода, напротив, легко отдают свои электроны веществам-окислителям и, следовательно, играют в реакциях роль восстановителей:

     

    2 I- -2e → I2o

     

    Эти окислительно-восстановительные свойства иода и его ионов лежат в основе иодометрии.

    Например, при взаимодействии иода с тиосульфатом натрия происходит реакция:

     

    I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6 – тетратионат натрия

    S2O32- - 2е → S4O6 2- Z(Na2S2O3) = 1

    I2+2е → 2 I- Z (I2) = 2

     

    Внешним признаком рассмотренной реакции является обесцвечивание бурого раствора иода. Точка эквивалентности при титровании устанавливается с помощью крахмала, играющего в этом случае роль индикатора (переход от синего к бесцветному).

    Иодометрия чаще применяется для количественного определения окислителей. Титрование ведется, как правило, методом заместителя.

    Титрование заместителя применяют, когда нет подходящей реакции или индикатора для прямого титрования.

    При титровании заместителя анализируемое вещество (А) и рабочее вещество (Р) между собой непосредственно не взаимодействуют. Вначале одно из них, например, А, взаимодействует с каким-то третьим веществом (В), взятым в избытке, а получившийся при этом взаимодействии продукт (Пзам.) (он и есть заместитель) оттитровывается рабочим раствором (Р).

    Т.е. количество вещества эквивалента анализируемого раствора равно количеству вещества эквивалента рабочего раствора, хотя они между собой непосредственно не взаимодействуют.

    В качестве рабочего раствора в иодометрии применяют титрованный рабочий раствор тиосульфата натрия, установка точной концентрации которого осуществляются по перманганату калия тоже методом иодометрии.

    Рассмотрим метод титрования заместителя на примере установки точной концентрации раствора по перманганату калия.

    Тиосульфат натрия, как активный восстановитель, нельзя титровать по ряду причин раствором такого сильного окислителя, как перманганат калия. Однако тиосульфат натрия с успехом можно применять для титрования слабого окислителя.

     

    6.2 Приготовление рабочего раствора тиосульфата натрия

    Кристаллогидрат тиосульфата натрия по свойствам не относится к исходным веществам, т.к. кристаллизационная вода сравнительно легко выветривается в воздухе. Получить титрованный раствор растворением точной навески невозможно, поэтому сначала готовят раствор с приблизительной концентрацией, а затем устанавливают точную по рабочему титрованному раствору перманганата калия.

    Этапы приготовления:

    1) рассчитать навеску тиосульфата натрия, необходимую для приготовления 100 мл 0,05 н. раствора;

    2) взять навеску, близкую к рассчитанной, на технохимических весах с точностью до 0,01 г;

    3) перенести навеску тиосульфата натрия в мерную колбу объемом 100 мл, растворить сначала в небольшой порции воды, затем довести объем раствора до метки водой, закрыть пробкой и хорошо перемешать;

    4) имеющийся в общей склянке на рабочем столе раствор перманганата калия разбавлен заранее в 2 раза. Нужно вычислить его концентрацию, пользуясь результатами установки раствора перманганата калия по щавелевой кислоте (в одной из предыдущих работ);

    5) в коническую колбу объемом 250 мл последовательно поместить 10-15 мл 10%-го раствора иодида калия, 10-20 мл 20%-го раствора серной кислоты и точно 10 мл титрованного рабочего раствора перманганата калия (п.4.), накрыть часовым стеклом. Колбу защитить от прямых солнечных лучей и выдержать 5 минут для завершения реакции;

    6) составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в колбе;

    7) добавить к содержимому колбы 100 мл воды;

    8) титровать раствор иода в колбе раствором тиосульфата натрия до перехода темно-бурой окраски в соломенно – желтую;

    9) прилить в колбу 3,0 мл раствора крахмала и быстро, но по каплям продолжать титрование до исчезновения синей окраски от одной избыточной капли раствора тиосульфата натрия;

    10) замерить и записать объем затраченного на титрование раствора тиосульфата натрия;

    11) вычислить точную нормальную концентрацию раствора тиосульфата натрия и его титр.

     

    6.3 Определение массовой доли меди в медном купоросе методом иодометрии

     

    Йодометрическое определение меди в медьсодержащих веществах основано на взаимодействии катионов Cu2+ с анионом I-.

     

    CuSO4+ KI → CuI + I2 + K2SO4 (5)

     

    Выделившийся свободный I2 (заместитель Cu2+) титруется рабочим раствором тиосульфата натрия:

     

     

    I2 + Na2S2O3 ↔ NaI + Na2S4O6(6)

     

    Схемы (5) и (6) запишите уравнениями реакций, подобрав коэффициенты любым известным способом. Пользуясь составленными уравнениями, выясните, чему равны числа эквивалентности сульфата меди (следовательно, и медного купороса), иона Cu2+ и тиосульфата натрия в этих реакциях.

    Из (5) и (6) следует:

     

    n (1/zCu2+) = n (1/zI2) = n (1/zNa2S2O4)

    Ход определения:

    1) получить у преподавателя или лаборанта контрольный объем раствора медного купороса в мерную колбу на 100 мл и добавить 3 мл 2 н. раствора серной кислоты. Довести до метки водой, закрыть пробкой и тщательно перемешать;

    2) в коническую колбу объемом 100 мл последовательно внести 10 мл 25%-го раствора иодида калия и точно 10 мл анализируемого раствора медного купороса;

    3) накрыть смесь в колбе часовым стеклом и поставить в темное место на 10 мин для завершения реакции, т.е. до полного окисления иодид-иона в свободный иод;

    4) выделившийся иод оттитровать раствором тиосульфата натрия до перехода темно-бурой окраски в соломенно-желтую;

    5) прилить в колбу 3,0 мл раствора крахмала и быстро, но по каплям закончить титрование, признаком чего служит исчезновение синей окраски крахмала от одной избыточной капли тиосульфата;

    6) замерить и записать объем затраченного на титрование раствора тиосульфата натрия;

    7) повторить титрование еще 2 раза (п.п. 3-6);

    8) вычислить средний объем раствора тиосульфата натрия, затраченный на титрование;

    9) по закону эквивалентов вычислить нормальную концентрацию и титр раствора медного купороса;

    10) вычислить массы Cu2+ и CuSO4·5H2O в контрольном растворе;

    11) вычислить массовую долю меди в медном купоросе по результатам титрования;

    12) вычислить теоретическую массовую долю меди в медном купоросе;

    13) сравнить практически полученный результат и теоретическое значение массовой доли. Вычислить относительную ошибку определения;

    14) подвести итог работы по форме:

     

    Таблица 2 – Результаты определения

     

    Определяемая величина

    Единицы измерения

    Числовое значение

    m(Cu2+)

    m(CuSO4·5H2O)

    ω(Cu2+) в CuSO4·5H2O практ.

    ω(Cu2+) в CuSO4·5H2O теор.

    относительная ошибка определения

    г

    г

    безразмер.

    безразмер.

    %

     

     

    Расчётные формулы:

     

    1)

    2)

    3)

    4)

    5) 6)

    7) ; 8)

    7 Лабораторная работа № 6

     

    Дихроматометрия

    В дихроматометрии стандартным раствором 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 восстановлением до хрома (III):

     

    Cr2O72- +14H+ +6e = 2Cr3++7H2O

     

    E0 (Cr2O72-/2Cr2+) = 1,33 В

     

    При титровании дихроматом калия применяют окислительно – восстановительные индикаторы – дифениламин, дифенилбензидин и т.п.

     

    7.1 Определение железа

     

    Титрование железа (II) основано на реакции:

     

    6Fe2++Cr2O72-+14H+= 6Fe3++2Cr3++7H2O

     

    В процессе титрования повышается концентрация ионов железа (III), и потенциал системы Fe3+/ Fe2+ 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 Fe3+/ Fe2+, 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, H2S, SO2 и другие восстановители.

     

    Реагенты:

    Дихромат калия, К2Cr2О7, 0,0500 М стандартный

    раствор.

    Соляная кислота, НCl, концентрированная с пл. 1,17.

    Серная кислота, Н24, концентрированная с пл. 1,84.

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

    Цинк металлический, гранулированный.

    Индикатор дифениламин, 1%-ный раствор в конц. Н24.

     

     

    Ход определения.

    Аликвотную часть анализируемого раствора 10,00 мл пипеткой переносят в коническую колбу для титрования вместимостью 100 мл, добавляют 5 мл конц. НCl. 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 осаждения цинка. Охлаждают под струёй холодной воды, добавляют 3 – 4 мл Н24, охлаждают, добавляют 5 мл Н3РО4, 15 – 20 мл дистиллированной воды, 2 капли раствора дифениламина и тируют раствором дихромата калия до появления синей окраски.

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

     

    8 Лабораторная работа № 7

    Определение железа с трилоном Б

     

    В сильнокислой среде при рН<0,9 комплексы железа (III) с трилоном Б (ЭДТА) образуются в соответствии с уравнением:

     

    Fe3++H5Y+=FeHY+4H+

     

    При рН>1,3 преобладает комплекс FeY- с константой устойчивости 1,26·1025 (ионная сила 0,1; 20 0С).

    Комплексонат железа (II) значительно менее устойчив (константа устойчивости 2,0·1014 в тех же условиях) и крайне неустойчив по отношению к окислителям. Уже кислородом воздуха он окисляется до комплексоната желескачать dle 10.6фильмы бесплатно