Основы химического анализа

Название	Основы химического анализа
страница	2/3
Дата	16.03.2016
Размер	343.91 Kb.
Тип	Программа курса

1 2 3

Макро-, микро- и полумикрометоды химического анализа
В зависимости от массы исследуемого вещества, объема взятого для анализа раствора и техники выполнения отдельных операций различают макро-, микро- и полумикрометоды анализа.

Для выполнения анализа макрометодом требуется 20-30 мл раствора, содержащего 1-10 г исследуемого вещества. Отдельные реакции выполняют в обычных пробирках, химических стаканах или колбах; образующиеся осадки отделяют фильтрованием через бумажные или пористые стеклянные фильтры.

Для проведения микроанализа необходимо в 103-107 раз меньше исследуемого вещества, чем при макроанализе. Применяемая посуда и приборы имеют небольшие размеры, а в некоторых случаях — специальную конструкцию. Количественное определение вещества осуществляют с помощью инструментальных методов, а отдельные реакции выполняют капельным или микрокристаллоскопическим способами.

В капельном анализе обычно применяются реакции, сопровождающиеся изменением окраски раствора или образованием цветных осадков. Их проводят на полосках фильтровальной бумаги или на специальной фарфоровой пластинке с углублениями.

Микрокристаллоскопические реакции выполняют на предметном стекле. О присутствии соответствующих элементов или ионов судят по форме образующихся кристаллов, рассматривая их под микроскопом. Основоположниками микрокристаллоскопического анализа являются выдающиеся русские ученые М. В. Ломоносов и Т. Е. Ловиц.

Полумикроанализ занимает промежуточное положение между макро- и микроанализом. Для его проведения требуется 1-10 мл раствора, содержащего 50-500 мг исследуемого вещества. Все операции осуществляют при помощи специальных приемов и аппаратуры уменьшенных размеров. Например, реакции осаждения выполняют в маленьких конических пробирках емкостью 2-4 мл, в суженном кончике которых легко можно рассмотреть малое количество осадка. Для отделения осадка от жидкости используют центрифугирование.

Анализ веществ микро- или полумикрометодом имеет ряд преимуществ. Расход реагентов уменьшается во много раз. Воздух лабораторного помещения не так сильно загрязняется вредными газами и парами.

В специальных случаях, например при исследовании высокотоксичных соединений, применяется ультрамикрометод химического анализа, позволяющий работать с еще меньшими массами веществ, чем при микроанализе.

Практическое задание: в ходе лекции заполнить опорный конспект занятия
Схема Предмет, содержание и задачи аналитической химии. Химические, химико-физические и физические методы анализа. Обнаружение ионов капельным методом

Аналитическая химия -

Количественный анализ -

Качественный анализ -

Значение

Методы анализа

Методы анализа в зависимости от массы или объема

Занятие 2 Аппаратура и посуда. Техника выполнения отдельных операций. Нагревание и выпаривание, осаждение, промывание и растворение осадков

2 часа
Практическое задание:

По таблице записать, зарисовать аппаратуру и посуду для химического анализа (приложение)
По книге Л.Н. Захаров «Начала техники лабораторных работ» составить логико-смысловую модель «Техника выполнения аналитических операций» (приложение)

Занятие 3 Растворы. Равновесие в водных растворах

1 час

Все вещества в большей или меньшей степени растворимы в воде. Каждое из них характеризуется определенной растворимостью. Под растворимостью понимают максимальное количество вещества, которое способно раствориться при данной температуре в определенном количестве растворителя.

Раствор называют насыщенным, если растворенное в нем вещество содержится в количестве, равном растворимости этого вещества при данной температуре. Раствор, содержащий растворенное вещество в меньшем количестве, чем его растворимость, называется ненасыщенным. Раствор называют пересыщенным, если он содержит растворенного вещества больше, чем его растворимость при данной температуре.

В ненасыщенном растворе данного вещества можно растворить еще некоторое количество того же вещества. Растворение будет продолжаться до тех пор, пока раствор не станет насыщенным. В насыщенном растворе нельзя увеличить количество растворенного вещества, не изменяя внешних условий (температуры, объема и давления). Поэтому, если в насыщенный раствор какого-либо вещества внести еще некоторое количество его в твердом виде, оно больше не растворится и наряду с раствором здесь будет присутствовать осадок.

Раствор остается пересыщенным до тех пор, пока не образуется осадок. Если в пересыщенный раствор бросить кристаллик того вещества, которое в нем растворено, тотчас вокруг него начнут расти новые кристаллы, и выпадение кристаллов будет продолжаться до тех пор, пока раствор не станет насыщенным. Вызвать кристаллизацию пересыщенного раствора можно также встряхиванием его или трением стеклянной палочки о внутренние стенки сосуда с раствором. Итак, если в сосуде с раствором присутствуют одновременно и растворенное вещество и осадок, раствор может быть только насыщенным. В ненасыщенном растворе осадок растворяется, а пересыщенный раствор неустойчив; в нем рано или поздно выпадает осадок растворяется, и сам он станет насыщенным.

Растворимость вещества принято выражать в граммах растворенного вещества на 100 г воды или в молях на 1 л раствора. Например: а) растворимость КCl 34,0 г при 20° означает, что в 100 г воды при 20° максимально растворяется 34 г KCl, т. е. в 134 г насыщенного раствора содержится 34 г KСl и 100 г H₂О; б) растворимость Na₂S0₄- ЮН.₂0 0,5 моль при 20° означает, что 1 л насыщенного раствора содержит 0,5 моль (161,1 г) Na₂S0₄- 10Н₂О.

Кроме того, в практике пользуются следующими характеристиками растворов:

разбавленный раствор — раствор, в котором содержание растворенного вещества мало по сравнению с содержанием растворителя и далеко до насыщения;

концентрированный раствор — раствор с высоким содержанием растворенного вещества.

Концентрацией раствора называют количество вещества, содержащегося в определенном весовом количестве раствора или растворителя (весовая концентрация) или в определенном объеме раствора (объемная концентрация).

В качестве единицы объема в аналитической химии принят литр (л) или его тысячная часть — миллилитр (мл), в качестве единицы массы — грамм (г) или миллиграмм (1 мг=0,001 г). Пользуются также специальными химическими единицами массы: грамм-молекулой (моль) и грамм-эквивалентом (г-экв).

Вычисляя концентрацию раствора, количество растворенного вещества выражают в различных единицах: в граммах (на определенное количество растворителя или раствора), в процентах, грамм-молекулах (молях), грамм-эквивалентах ¹.

Выразить концентрацию в процентах — значит указать, какое количество единиц массы растворенного вещества содержится в 100 единицах массы раствора. Например, если концентрация раствора КС1 равна 10%, это значит, что в 100 единицах массы (допустим в 100 г) этого раствора содержится 10 единиц массы (10 г) хлорида калия и 90 единиц массы (90 г) воды.

Концентрацию, выраженную числом молей растворенного вещества на 1 л раствора, называют молярностью раствора. Различают растворы одномолярные (1 М), двумолярные (2 М), полумолярные (0,5 М), децимолярные (0,1 М), сантимолярные (0,01 М) и т. д. Концентрацию, выраженную числом грамм-эквивалентов растворенного вещества на 1 л раствора, называют нормальностью раствора.

Грамм-эквивалент обозначается через Э. Так,

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image2.jpeg$

т. е. грамм-эквивалент серной кислоты равен половине грамм- молекулы.

Различают растворы однонормальные (1 н.), двунормальные (2 н.), полунормальные (0,5 н.), децинормальные (0,1 н.), сантинормальные (0,01 н.) и т. д.

Иногда концентрацию раствора выражают через его плотность, так как определенной плотности раствора при данной температуре соответствует определенное содержание вещества в нем. Например, раствор серной кислоты плотностью 1,835 при 20° содержит 95,72% H₂S0₄. Для определения концентрации раствора по его плотности пользуются справочными таблицами. Зная плотность раствора, находят по справочнику процентное содержание вещества в нем, вычисляют молярность и нормальность раствора.

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image3.jpeg$

Практическое задание

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image1.jpeg$

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image4.jpeg$

Занятие 4 Гидролиз

2 часа
Для водных растворов многих солей характерна кислая или щелочная реакция. Как известно, кислотность или щелочность раствора в водной среде зависит от избытка в растворе ионов водорода или гидроксила. В нейтральной среде концентрация каждого из этих ионов равна 10^-7 г-ион/л. Избыток ионов Н⁺ или ОН^-в растворе соли объясняется взаимодействием ионов соли с водой, например:

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image5.jpeg$

Реакция соединения ионов соли с ионами водорода или гидроксила воды называется гидролизом соли.
Рассмотрим отношение к гидролизу солей четырех типов.

1. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. В результате гидролиза такой соли в растворе находятся сильнодиссоциированное основание и слабодиссоциированная кислота. Следовательно, образуется больше ионов ОН^-, чем ионов Н+, и раствор имеет щелочную реакцию (рН>7). Например, для водного раствора ацетата натрия характерна щелочная реакция:

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image6.jpeg$

Образуется слабодиссоциирующая уксусная кислота и сильнодиссоциирующий едкий натр.

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. В результате гидролиза такой соли образуются слабое основание и сильная кислота. Следовательно, в растворе будет больше ионов Н⁺, чем ОН^-, и раствор приобретает кислую реакцию (рН<7). Например, раствор хлорида аммония имеет кислую реакцию:

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image7.jpeg$

В растворе NH₄C1 образуются слабодиссоциирующая гидроокись аммония NH₄OH и сильнодиссоциирующая соляная кислота, поэтому реакция раствора кислая.

3. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Продукты гидролиза такой соли — слабая кислота и слабое основание. При этом в зависимости от степени диссоциации продуктов гидролиза (кислоты или основания) в растворе преобладают ионы Н⁺ или ОН^-, и реакция соответственно слабокислая, слабощелочная или нейтральная. Например, у водного раствора карбоната аммония слабощелочная реакция:

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image8.jpeg$

В растворе образуется гидроокись аммония, степень диссоциации которой больше, чем степень диссоциации HCO₃^-. Ацетат аммония в результате гидролиза

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image9.jpeg$

образует уксусную кислоту и гидроокись аммония, степень диссоциации которых одинакова; среда нейтральная.

4. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой. Гидролиз этой соли, например NaCl, можно было бы представить уравнением:

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image10.jpeg$

Произведя сокращения в ионном уравнении, получим:

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image11.jpeg$

Из уравнения видно, что ионы соли практически в реакции не участвуют, и среда остается нейтральной. Следовательно, соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, не подвергается гидролизу, и рН ее раствора равен 7.

Мы рассмотрели гидролиз солей одноосновных кислот и одновалентных катионов, когда продуктами гидролиза являются основания и кислоты. В случае соли, содержащей катион сильного основания и анион многоосновной слабой кислоты, например Na₂CO_:_j, Na₃P0₄, а также соли, содержащей анион сильной кислоты и многовалентный катион слабого основания, например MgCl₂, A1₂(S0₄)₃, гидролиз усложняется. Например, гидролиз Na₂C0₃ может быть изображен в виде схем:

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image12.jpeg$

Гидролиз по первой ступени идет в значительно большей степени, чем по второй.

Гидролиз солей трехосновных слабых кислот, например Na₃P0₄, протекает по трем ступеням:

$c:\documents and settings\user\мои документы\media\image13.jpeg$

Гидролиз по первой ступени происходит в значительно большей степени, чем по второй, а по второй — больше, чем по третьей.

Таким образом, продуктом гидролиза соли двух- и более основной слабой кислоты является кислая соль. Подобно этому при гидролизе двух- и более кислотного слабого основания образуется основная соль — соединение, содержащее, наряду с ионом металла и кислотного остатка, ион ОН^-, характерный для основания. Например, гидролиз MgCl₂ проходит по схеме:

MgCl₂ + Н₂0 ↔ MgOHCl + НС1

Mg²⁺ +С1^- + Н₂О↔ MgOHCl + Н⁺
Гидролиз Al(CH₃COO)₃, протекает по трем ступеням:

А1(СН₃СОО)₃ + Н₂0 ↔ АlОН(СН₃СOO)₂ + СН₃СООН
АlOН(СН₃СОО)₂ + H₂O↔A1(OH)₂CH₃COO + CH₃COOH
Аl(ОН)₂СН₃СОО + Н₂О ↔Al(ОН)₃ + СН₃СООН

Практическое задание

Какую реакцию среды имеет водный раствор соли: KCl, K₂CO₃, (NH₄)₂CO₃, (NH₄)₂C₂O₄
Занятие 5 Классификация катионов и анионов

2 часа
Форма занятия: лекция
В качественном химическом анализе преимущественно имеют дело с водными растворами электролитов, поэтому аналитическими реакциями открывают образующиеся при диссоциации катионы и анионы. В форме катионов существуют элементы различных групп периодической системы (I A, I B, II А, III В, III A, IV A, VIII), поэтому и аналитические свойства катионов различны. Однако с помощью групповых реактивов из общей смеси катионов можно выделить отдельные группы катионов со сходными аналитическими свойствами – аналитические группы. Групповые реактивы могут быть осадителями, избирательно осаждающими катионы определенной группы в виде различных соединений (карбонатов, сульфидов, хлоридов, сульфатов, фосфатов, гидроксидов и др.), или реагентами, селективно выделяющими из смеси труднорастворимых веществ группу растворимых соединений (растворимых комплексов и амфотерных гидроксидов и т. д.). Применение разнообразных групповых реактивов позволило разработать различные аналитические классификации катионов (и анионов). Наибольшее распространение получили сульфидная, кислотно-основная и аммиачно-фосфатная классификации.

Сульфидная классификация, предложенная еще Н. А. Меншуткиным, основана на различной растворимости сульфидов, карбонатов и хлоридов. По этой классификации все катионы делят на пять аналитических групп. Сероводородный метод анализа, основанный на сульфидной классификации, имеет два основных недостатка: токсичность сероводорода требует специально оборудованных химических лабораторий; выполнение анализа отнимает много времени.

Таблица 1

Сульфидная классификация катионов

Группа катионов	I	II	III		IV		V
Группа катионов	I	II	А	Б	А	Б	V
Характеристика группы	Сульфиды и карбонаты растворимы в воде	Сульфиды растворимы в воде, карбонаты - нет	Сульфиды или образующиеся вместо них гидроксиды растворимы в разбавленных кислотах		Сульфиды нерастворимы в разбавленных кислотах
			Гидроксиды амфитерны	Гидроксиды неамфотерны	Сульфиды нерастворимы в Na₂S	Сульфиды растворимы в Na₂S	Хлориды нерастворимы в воде
Катионы	Na⁺, K⁺, NH₄⁺	Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺	Al³⁺, Cr³⁺, Zn²⁺	Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺, Co²⁺, Ni²⁺	Cu²⁺, Bi³⁺, Cd²⁺	As(III, V), Sb(III, V), Sn²⁺, Sn(IV), Hg²⁺	Ag⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺
Групповой реагент	Нет	(NH₄)₂CO₃	(NH₄)₂S в присутствии NH₄OH и NH₄Cl		H₂S в присутствии HCl		HCl

Кислотно-основная классификация основана на различной растворимости гидроксидов, хлоридов, сульфатов. Групповыми реактивами этого метода являются растворы кислот и оснований. По кислотно-основной классификации катионы делят на шесть аналитических групп (табл. 2).

1 2 3