Т А Пальчевська - Аналітична хімія та інструменентальні методи аналізу - страница 2

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46 

№ групи

Груповий реагент

Катіони

Сполуки, що утворюються при дії групового реагента

І

Немає

Li+; Na+; K+; NH4+

Розчин, який містить іони: Na+, K+, NH4+ Хлориди, сульфати та гідроксиди розчинні у воді

II

HCl

Ag+; Pb2+; Hg22+

Осади: AgCl, РЬСІ2, Hg2Cl2 Хлориди не розчиняються у воді та кислотах

III

^8О42^ОН

Ca2+; Sr2+; Ba2+

Осади: BaSO4, SrSO4, CaSO4 Сульфати не розчиняються у воді, кислотах і лугах

IV

Надл. конц.NaOH+3% H2O2

Zn2+; Al3+; Cr3+; As3+; As5+; Sn2+; Sn4+;

Розчин з іонами: [AKOffk]1^ [A1(OH)6]3-[Zn(OH)4]2-[Cr(OH)4]1-або [Cr(OH)6]3-[Sn(OH)4]2-[Sn(O^)6]2-AsO33- ; AsO43- Гідроксиди не розчиняються у воді, розчиняються в кислотах і лугах

У

^ОН або Надлишок конц. МІ32О

Mg2+; Mn2+; Fe2+; Fe3+; Bi3+; Sb3+; Sb5+

Осади: Fe(OH)2; Fe(OH)3 Mg(OH)2; Mn(OH)2; Bi(OH)3; Sb(OH)3; HSbO3 Гідроксиди не розчиняються у воді, аміаку і лугах

УІ

Надлишок конц. МІ32О

Cu2+; Cd2+;Ni2+; Co2+;

Hg2+

Розчин з іонами: [Cu(NH3)4]2+; [Co(NH3)6]2+; [Ni(NH3)6]2+; [Cd(NH3)4]2+; [Hg(NH3)4]2+

 

Загальноприйнятої класифікації аніонів не існує. Різними авторами запропановані різні системи їх класифікації. У більшості випадків аніони поділяють на три аналітичні групи в залежності від розчинності солей Барію та Аргентуму відповідних аніонів.

За цією класифікацією:

І група аніонів: SO42-, SO32-, S2O32-, CO32-, C2O42-, CrO42-, (Cr2O72 ), PO43-AsO43-, AsO33-, F-, SiO32-, BO22-, (B4O72-) тощо.Груповим реагентом на І групу аніонів є розчин барію хлориду або нітрату в нейтральному або слабколужному середовищі. При цих умовах аніони І групи утворюють з іонами Ва2+ солі, які важко розчиняються у воді, але розчиняються в розведеній хлороводневій кислоті, за винятком ВаSO4.

-      - - 2-

ІІгрупа аніонів: Cl", Г, Br, S " тощо.

Груповим реагентом на її групу аніонів є розчин AgNO^ який підкисляють 2М розчином азотної кислоти. Аніони другої групи утворюють з катіонами Ag+ осади, які не розчинні в розведеній азотній кислоті. Аніони І групи також осаджуються катіонами Ag+, але їх осади розчиняються в азотній кислоті.

ІІІгрупа аніонів: NO3-, NO2-, CH3COO- тощо.

Аніони ІІІ групи з більшістю катіонів утворюють солі, які добре розчиняються у воді, тому вони не мають групового реагенту.

Аніони, на відміну від катіонів, в багатьох випадках можна визначити дробними реакціями в будь-якій послідовності.

Схеми систематичного ходу аналізу катіонів, що ґрунтуються на їх розподілі за кислотно-основним методом, а також схеми аналізу аніонів наведені в додатку І

Питання для контролю знань

1.      Способи та умови виконання та чутливість аналітичних реакцій.

2.      Посуд та обладнання хімічної лабораторії.

3.      Правила та техніка виконання окремих аналітичних операцій (нагрівання та випарювання; осадження та фільтрування осадів; центрифугування, декантація, промивання та розчинення осаду)

4.      Якісний аналіз неорганічних сполук. Класифікації катіонів та аніонів.

5.      Загальні характеристики катіонів різних аналітичних груп за кислотно-основною класифікацією.

6.      Групові реагенти та їх використання в аналізі катіонів

7.      Характерні реакції аніонів.

 

 

ХІМІЧНА РІВНОВАГА В ГОМОГЕННИХ ТА ГЕТЕРОГЕННИХ СИСТЕМАХ

Рівновага в гомогенних системах

Основні закономірності хімічних реакцій. Швидкість хімічних реакцій. Закон діючих мас. Зворотні та незворотні хімічні реакції. Гомогенні та гетерогенні системи. Хімічна рівновага та умови її зміщення. Рівновага в гомогенній системі.

Ступінь дисоціації або іонізації. Сильні та слабкі електроліти. Константи дисоціації слабких електролітів. Зміщення іонних рівноваг. Дія одноіменного іона. Дисоціація води. Водневий показник (рН)

Стан сильних електролітів в розчинах. Активність, коефіцієнт активності, іонна сила розчину. Сучасний погляд на природу кислот та основ.Амфотерність. Рівновага в розчинах амфотерних сполук. Використання амфотерних властивостей сполук в аналітичній хімії. Буферні розчини, їх властивості. Буферна ємність. Застосування буферних розчинів в аналізі.

 

Рівновага у водних розчинах кислот, основ та солей, що гідролізуються

Більшість реакцій, що застосовуються в аналітичній хімії, відбуваються у водних розчинах.

Вода - це типова амфотерна сполука, тому що при її дисоціації утворюються іони гідроксонію (або Гідрогену) - носії кислотних властивостей, та гідроксид-іони - носії лужних властивостей. Процес автопротолізу води може бути зображений рівнянням:

H2O + H2O =5===  И3О+ + OH-
Для спрощення, рівняння автопротолізу можна зобразити схематично, як
дисоціацію води:
H2O                    H+ + OH- , тоді [H+] = [OH-], а константа дисоціації

води, згідно закону діючих мас, буде мати вигляд:

К   = [H+] [OH ~ ] дис.       [H2 O]

Ступінь дисоціації води дуже малий: при 25 °С в 1 л розпадається на іони 10- молекул. Як наслідок, число молекул, які не розпалися на іони, в багато разів буде перевищувати число тих, які розпалися, тому добуток Кдис -[H2O]

можна вважати величиною сталою КН О, яка дорівнює 10-14 :

Кн оо = [H+] [OH] = 10-14

Ця величина називається іонним добутком води. Із зростанням температури іонний добуток води зростає.

Замість значень [H+] та [OH-] можна користуватись від'ємним десятковим логарифмом цих величин. -lg [H+] називається водневим показником і позначається рН, -lg [OH'] позначається рОН, -lg КНО = р КНО =14

рН + рОН =14, р ОН= 14 - рН.

Якщо [H+] = [OH-], тоді рН = рОН = 7, середовище нейтральне;

Якщо [H+] < [OH-], тоді рН > рОН > 7, середовище лужне;

Якщо [H+] > [OH^/тоді рН < рОН < 7, середовище кисле.

Розбавлені розчини сильних кислот та основ дисоціюють повністю, тому що ступінь їх дисоціації наближається до одиниці. Тоді для розчинів кислот можна вважати, що [H+J^Q; рН = -lg Ск = рСк ; а для розчинів основ: [OH-] = Сосн.; рН = 14 - рСосн.

Наведені формули для розрахунку рН в розчинах сильних кислот та основ можна застосовувати за умови Ск(Сосн) > 10-6 моль/ л, в більш розбавлених розчинах слід враховувати автопротоліз води.

Слабкі кислоти та основи дисоціюють дуже мало. Згідно закону діючих мас константа дисоціації слабкої кислоти дорівнює:к      = [Я+] • [An ~ ] НАп [ЯАп]

Константа дисоціації слабкого електроліту характеризує здатність його розпадатися у водному розчині на іони. Значення констант дисоціації слабких електролітів зведені в таблиці 3 додатку ІІ.

Ще однією величиною, яка характеризує розпад електролітів на іони, є ступінь дисоціації. Ступінь дисоціації (а)- величина безрозмірна, її виражають в долях одиниці або у відсотках. Вважають, що у розчинах концентрації 0,1 М сильних електролітів ступінь дисоціації більше 30%, у середніх - від 30 до 5%, у слабких - менше 5%.

С • а 2

Зв'язок між константою Кдис та ступенем дисоціації а можна представити

формулою: К

дис 7

1 - а

Для   слабких   електролітів   а   -   величина   мала,   тому вираз (1-а) наближається до одиниці, тоді К дис »Са ;а»


К дисЯкщо відома константа дисоціації, можна розрахувати концентрацію іонів, ступінь дисоціації електролітів.

Визначення рН буферних розчинів. Буферні розчини - це суміші слабких кислот з солями цих кислот (НСООН + НСОСЖа, СН3СООН + СН3СОСЖа), суміші слабких основ з солями цих основ (№і4ОН +NH4CI), суміші кислих солей (КН2РО4 + К2НРО4) або середніх та кислих (К3РО4 + К2НРО4) тощо. Буферні розчини використовують для підтримання сталого рН системи. Для розрахунку рН буферної суміші використовують наступні формули:

1)         для буферної системи, яка складається з слабкої кислоти та її солі:

 

РЯ = PKШсЛ.- lg

С солі

2)  для буферної системи, яка складається з слабкої основи та її солі:

солі

роя = ркжн- lg Сосн

С

рЯ = 14 - рОН = 14 - рКосн. + lg ^

С солі

Гідролізом називають реакцію обмінного розкладу солі, яка відбувається під дією води. Гідроліз - це зворотній процес реакції нейтралізації. Кількісно гідроліз визначається двома параметрами: константою гідролізу та ступінню гідролізу.

Константа гідролізу - це відношення добутку концентрації продуктів гідролізу до концентрації негідролізованих компонентів солі. Наприклад: НСОО" + Na++HOH   =* НСООН + Na++ OH"[ЯССОО ] • [ОЯ - ]

К гідр

[ НСОО ]

Ступінь гідролізу - це відношення концентрації молекул солі, які прогідролізували до загальної концентрації речовини і може бути представленорівнянням: Игідр


гідр

C

CФормули для розрахунку константи гідролізу Кгідр., ступеня гідролізу Игідр та рН розчинів солей.

Солі, які утворені катіоном слабкої основи та аніоном сильної кислоти

(наприклад, NH4Cl):


Кгідр —


К


Я О

2

 

Пгідр


Н О

2

К    ^ С

осн.    С солі[Н+] =


К,

К


С

Н2О солі

л] К гідр ' СсРЯ — 7 -2 pK


- 1lg с .

осн.      2 соліСолі, які утворені катіоном сильної основи та аніоном слабкої кислоти

(наприклад, СН3СОО№): К


гідр


Я О

2

К,

 

Пгідр


НО

2

К кисл.    С солі[Н+] =


C

солірЯ 7 + | рКкисл. + \ lg Ссолі

Солі, які утворені катіоном слабкої основи та аніоном слабкої кислоти

(наприклад, СН3СООNH4):


Кгідр —


Я О

2

К     ^ К

кисл. осн.

Пгідр


НО

2

К     ^ К

кисл.        осн.[H+] =


КН О .Ккисл

К,РЯ7 + 2 рК к


1


РК оРозрахунок ступеня гідролізу для солей, які  сильно гідролізують {(NH4)2C03i (NH4)2S)   для отримання більш точних результатів проводять за

і Пгідр

формулою:----------- —.

1 - Пгідр

 

 

Приклад  1.   Визначити  концентрацію  гідроксид-іону   [OH], якщо [H+]=2-10-4 моль/л.

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46 


Похожие статьи

Т А Пальчевська - Аналітична хімія та інструменентальні методи аналізу