Аналитическая химия
Методическое пособие - Химия
Другие методички по предмету Химия
?ному анализу изучение свойств катионов основано на кислотно-основной классификации катионов, согласно которой необходимо выполнять задание по составлению хода анализа.
Таблица 1 - Кислотно-основная классификация катионов
Номер группыГрупповой реагентКатионыПродукты взаимодействия и их свойстваIОтсутствуетLi+, Na+, K+, NH4+ОтсутствуютIIHClAg+, Pb2+, [Hg2]2+AgCl (т), PbCl2 (т), Hg2Cl2 (т). Осадки не растворяются в разбавленных кислотахIIIH2SO4Ca2+, Sr2+, Ba2+CaSO4 (т), BaSO4 (т), SrSO4 (т). Осадки не растворяются в кислотах, щелочах, аммиакеIVNaOH (избыток)Zn2+, Al3+, Cr3+, Sn(II), Sn(IV), As(III), As(V)ZnO22-, AlO2-,CrO2-,SnO22-, SnO32-, AsO33-, AsO43- (ионы в растворе)*VNaOHMg2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Bi3+, Sb(III), Sb(V)Mg(OH)2 (т), Mn(OH)2 (т), Fe(OH)2 (т), Fe(OH)3 (т), Bi(OH)3 (т), HSbO2 (т), HsbO3 (т). Осадки не растворяются в избытке щелочи и аммиакаVI25%-ный раствор NH3Co2+, Ni2+, Cu2+, Cd2+, Hg2+[Co(NH3)6]2+, [Ni(NH3)6]2+, [Cu(NH3)4]2+, [Cd(NH3)4]2+, [Hg(NH3)4]2+ (ионы в растворе)* Более вероятно образование комплексных ионов, например [Zn(OH)4]2- и т.д., кроме мышьяка.
Перед выполнением систематического анализа необходимо проводить предварительные испытания, т.е. исследования, по которым можно судить о составе раствора или сухого вещества ориентировочно. Следует отметить цвет, определить рН (раствора), а при наличии сухого вещества или осадка в растворе выяснить, в каком растворителе он может полностью или частично раствориться. Затем выполняют обнаружения дробным методом (из отдельных порций раствора), так как на некоторые ионы существуют специфические реагенты (или создаются специфические условия) и нет необходимости проводить обнаружение их систематическим методом. Это особенно касается тех ионов, которые могут в процессе анализа изменить степень окисления или соосадиться и быть потерянными. Однако не следует подменять дробным анализом систематический, являющийся в отличие от первого универсальным. Заключения по предварительным испытаниям и дробным обнаружениям позволяют выбрать наиболее оптимальный ход систематического анализа, провести его быстрее, а результаты получить более надежными.
Систематический ход анализа по кислотно-основной классификации см. в учебнике по аналитической химии, например: Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия. Ч.1 - М.: Высшая школа, 2001.
Тема II. Гомогенные равновесия. Теория электролитической диссоциации. Расчет pH в растворах сильных и слабых кислот и оснований. Химическое равновесие. Закон действующих масс. Буферные растворы, расчет pH в буферных растворах.
При выполнении задания по этой теме важно правильно применять основные положения теории электролитической диссоциации для написания уравнений диссоциации сильных и слабых электролитов Используя константы кислотности (Ка) и основности (Кв) необходимо уметь выводить формулы для расчета [Н+], [ОН-] и рН, рОН в растворах слабых кислот и оснований, а также в присутствии их солей. Следует изучить механизм действия буферных растворов и использование их в систематическом ходе анализа.
Пример 1. Рассчитать рН в 0,025 М растворе хлороводородной кислоты.
Решение:
HCl-H++Cl-
[Н+] = c(HCl) = 0,025 моль/л
рН = -lg[Н+] = -lg0,025 = 1,6.
Пример 2. Рассчитать рН 0,015 М раствора муравьиной кислоты. Как изменится рН, если к 20 мл этого раствора прибавить 25 мл 0,01 М раствора формиата натрия?
Решение:
НСООН>НСОО-+Н+
До добавления формиата натрия [Н+] = [НСOO-]
рН = -lg[Н+] = 2,79.
Рассчитаем концентрации муравьиной кислоты и формиата натрия после смешивания растворов:
При добавлении формиата натрия диссоциация муравьиной кислоты подавлена, следовательно [HCOO-]=c(HCOONa)=0,0055 моль/л
рН=3,67.
При добавлении формиата натрия рН раствора повышается за счет подавления диссоциации муравьиной кислоты в присутствии одноименного иона.
Тема III. Протолитические равновесия в растворах солей. Степень и константа гидролиза. Расчет рН в растворах гидролизующихся солей.
В водных растворах соли, содержащие катионы слабых оснований, и анионы слабых кислот подвергаются гидролизу, то есть взаимодействуют с протонами или гидроксильными группами нейтральных молекул воды. В растворах устанавливается гидролитическое равновесие, которое характеризуется константой гидролиза (Кh). При изучении этой темы необходимо обратить внимание на правильное написание уравнений реакций гидролиза в ионном виде и выражение константы гидролиза. Уметь выводить расчетные формулы степени гидролиза (h) и рН растворов гидролизующихся солей, знать факторы, влияющие на гидролиз.
Пример 1. Вычислить [H+] и pH 0,005 M NH4NO3, а также степень и константу гидролиза NH4NO3.
Решение: Составляем уравнение реакции гидролиза:
NH4+ + H2O = NH4OH + H+.
Рассчитываем концентрацию H+-ионов по формуле:
.
Степень гидролиза h рассчитываем по формуле:
.
Константу гидролиза Кг рассчитываем по формуле:
.
Тема IV. Гетерогенные равновесия в аналитической химии. Произведение растворимости (константа растворимости). Условия образования осадков. Влияние на полноту осаждения одноименного иона, рН раствора, постороннего электролита (солевой эффект).
Гетерогенные равновесия устанавливаются на границе раздела фаз (осадок - насыщенный раствор над осадком). Данное равновесие характеризует константа растворимости (Ks) или произведение растворимости (ПР). Используя значения ПР (Ks) необходимо уметь рассчитывать молярные (моль/л) и массовые (г/л) концентрации ионов в растворе малорастворимого соединения в воде и в присутствии одноименных ионов. Следует знать условие образования осадков и уметь решать воп?/p>