Студопедия

Главная страница Случайная страница

КАТЕГОРИИ:

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника






Nbsp;   Лекция 14. Аналитическая химия




 


Аналитическая химия, представляя собой один из разделов прикладной химии, определяется как наука, изучающая свойства и процессы превращения веществ с целью установления их химического состава.

Установить химический состав вещества – это ответить на вопрос о том, какие элементы или их соединения и в каком количестве содержатся в анализируемом веществе.

В зависимости от характера анализируемого вещества различают анализ неорганических и органических материалов, что обусловлено особенностью органических соединений по сравнению с неорганическими.

В зависимости от характера поставленной задачи различают два вида анализа – качественный и количественный. Качественный анализ позволяет ответить на вопрос, какие вещества находятся в данной пробе; количественный анализ отвечает на вопрос, в каких количествах обнаруженные вещества присутствуют в данной пробе.

Качественный анализ. Химический анализ состоит в основном из следующих этапов – отбор пробы, разложение пробы с переводом в раствор, проведение химической реакции или измерение какого-либо физического параметра.

В основе деления катионов на группы лежат реакции с кислотами и основаниями. При последовательной обработке смеси: а) соляной кислотой;
б) серной кислотой; в) избытком щелочи в присутствии пероксида водорода; г) раствором аммиака, – выделяют следующие группы:

1. Ионы, не образующие осадки ни с одним из перечисленных реактивов: К+, Na+ и NH4+.

2. Ионы, образующие нерастворимые хлориды: Ag+, Pb+2, Hg2+2.

3. Ионы, образующие нерастворимые сульфаты: Вa+2, Ca+2, Sr+2.

4. Ионы, образующие гидроксиды, растворимые в избытке щелочи: Al3+, Cr3+, Zn2+, Sn2+, Sn4+.

5. Ионы, образующие гидроксиды, нерастворимые ни в избытке щелочи, ни в аммиаке: Fe2+, Fe3+, Mn2+, Mg2+, Bi3+, Sb3+.

6. Ионы, образующие гидроксиды, растворимые в аммиаке: Co2+, Cu2+, Ni2+, Hg2+, Cd2+.

В основу классификации анионов положена растворимость солей бария и серебра соответствующих кислот (таблица 4).

Количественный анализ. Предмет количественного анализа – изучение методов, позволяющих определять количественный состав вещества.

Задача количественного анализа – определение количественного содержания химических элементов в соединениях. Методы количественного анализа разделяются на химические, физические и физико-химические.

К химическим методам анализа относятся гравиметрический (весовой) и титриметрический (объемный).

Таблица 4

Классификация анионов

Номер группы Характеристика группы Анионы, образующие группу Групповой реагент
Соли бария труднорастворимы в воде SO42–, SO32–, S2O32–, CO32–, PO43–, AsO43, AsO3, SiO32, BO2B4O72–, CrO42–, F, C2O42– и др. ВaCl2 в нейтральном или слабощелочном растворе
Соли серебра труднорастворимы в воде и разбавленной HNO3 Cl, Br, J, S2– и др. AgNO3 в присутствии HNO3
Соли бария и серебра растворимы в воде NO3, NO2, CH3COO, MnO4 Нет

 



Сущность гравиметрического (весового) метода анализа состоит в том, что определяемый компонент переводится в нерастворимое состояние, т.е. в осадок, который отделяется путем фильтрования от раствора, а затем после высушивания или сжигания взвешивается.

При выполнении титриметрического (объемного) метода взвешивание заменяется измерением объема. В качестве примера можно привести метод кислотно-основного титрования, который основан на использовании реакции нейтрализации между кислотами и основаниями: Н+ + ОН- ® Н2О.

Методы кислотно-основного титрования позволяют определять концентрации растворов (и, следовательно, количество в смесях) неорганических и органических кислот и оснований и некоторых солей, подвергающихся гидролизу или реагирующих с кислотами и основаниями.

При кислотно-основном титровании реакция среды в момент эквивалентности – точка эквивалентности (т.е. когда кислота полностью прореагировала, а избытка щелочи еще нет) – может быть нейтральной, кислой или щелочной в зависимости от природы вступающих в реакцию нейтрализации кислоты и основания. Продуктами реакции между сильной кислотой и сильным основанием являются соль, не подвергающаяся гидролизу, и вода: HCl +
+ NaOH = NaCl + H2O.



В этом случае раствор в точке эквивалентности имеет нейтральную реакцию, т.е. рНт.э. = 7. Фиксирование точки эквивалентности в кислотно-основном титровании проводят с помощью химических индикаторов или физико-химическими методами. Индикаторы кислотно-основного титрования – это сложные органические вещества, которые способны изменять свою окраску в зависимости от рН раствора.

Согласно ионной (протолитической) теории, кислотно-основные индикаторы в растворах могут существовать в ионизированной и неионизированной формах. Эти формы окрашены в разный цвет и находятся в равновесии, зависящем от рН среды (HInd (окраска 1)« H+ + Ind- (окраска 2)).

Хромофорная теория кислотно-основных индикаторов связывает изменение их окраски с изменением строения индикаторов в результате внутримолекулярной перегруппировки.

Физико-химические методы определения точки эквивалентности основаны на анализе изменения свойств раствора в процессе титрования, например изменения рН среды в потенциометрическом методе, электрической проводимости раствора в кондуктометрическом, оптических свойств в фотометрии и спектрофотометрии, силы тока, проходящего через раствор, в амперометрическом методе и др.

В химическом анализе используется йодометрия. Йодометрия– метод окислительно-восстановительного анализа, при котором о количестве определяемого вещества судят по количеству поглощенного или выделенного йода. В йодометрии в качестве окислителя выступает элементарный йод, способный вступать в реакцию с некоторыми восстановителями, стандартный потенциал которых отрицательнее потенциала окислительно-восстановитель-ной реакции:I2 + 2e = 2I, Е = 0,54 В.

Вещества, окислительно-восстановительный потенциал которых больше 0,54 В, будут являться окислителями по отношению к иону йода, и в данном случае будет выделяться элементарный йод. В качестве индикатора в йодометрии используется раствор крахмала.


mylektsii.ru - Мои Лекции - 2015-2018 год. (0.008 сек.)Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав Пожаловаться на материал