Химические методы анализа
В основе химических методов обнаружения и определения лежат химические реакции трех типов: кислотно-основные, окислительно-восстановительные и комплексообразования. Иногда они сопровождаются изменением агрегатного состояния компонентов. Наибольшее значение среди химических методов имеют гравиметрический и титриметрический. Эти аналитические методы называются классическими. Критериями пригодности химической реакции как основы аналитического метода в большинстве случаев являются полнота протекания и большая скорость.
Гравиметрический анализ заключается в выделении вещества в чистом виде и его взвешивании. Чаще всего такое выделение проводят осаждением. Реже определяемый компонент выделяют в виде летучего соединения (метод отгонки). Аналитическим сигналов в гравиметрии является масса. Погрешность определения не превышает 0,1 – 0,2%. Гравиметрия – это абсолютный (безэталонный) метод.
Недостатком гравиметрических методов является длительность определения, особенно при серийных анализах большого числа проб, а также неселективность – реагенты - осадители за небольшим исключением редко бывают специфическими. Поэтому часто необходимо предварительное разделение компонентов.
Титриметрический анализ - метод количественного химического анализа, основанный на измерении количества реагента В, затраченного на реакцию с определяемым компонентом А. Практически удобнее всего прибавлять реагент В в виде его раствора точно известной концентрации (он называется титрант). В таком варианте титрованием называют процесс добавления малыми порциями контролируемого количества титранта к известному объему раствора определяемого компонента. Титрование ведется до точки эквивалентности, при которой количество добавленного реагента строго эквивалентно количеству анализируемого вещества в соответствии с уравнением реакции. Для установления точки эквивалентности в анализируемый раствор добавляются специальные вещества - индикаторы, которые в момент достижения точки эквивалентности изменяют свою окраску.
Например, если известно, какое количество гидроксида калия (в граммах или молях) израсходовано в реакции с соляной кислотой, то по уравнению реакции KOH + HCl = KCl + H2O легко рассчитать, сколько граммов (или молей) хлороводорода было в анализируемом растворе.
В основе расчетов лежит закон эквивалентов: все вещества реагируют друг с другом не в произвольных количествах, а в определенных соотношениях, пропорциональных их химическим эквивалентам.
Эквивалентом называется такая единица количества вещества, которая способна заместить, присоединить или отщепить (непосредственно или опосредованно) 1 моль атомов водорода.
Количество эквивалента вещества ne (в молях) - это отношение массы вещества (г) к его эквивалентной массе Э (г/моль):
ne = m / Э.
Для вычисления эквивалентных масс сложных веществ используются следующие формулы:
,
где М – молярная масса соединений. Число отщепляемых от молекулы кислоты протонов называется основностью кислоты, число отщепляемых от молекулы основания гидроксогрупп - кислотностью основания.
В кислотно-основной титриметрии закон эквивалентов применяется в виде
NщVщ = NкVк,
где Nщ - известная нормальная концентрация раствора щелочи (титранта),
Vщ - объем раствора щелочи, затраченный на реакцию с кислотой,
Vк - объем раствора кислоты, взятый для анализа,
Nк - определяемая нормальная концентрация кислоты.
Очевидно, что в роли титранта будет использоваться раствор кислоты, если необходимо определить концентрацию раствора щелочи.
Нормальная концентрация (иначе - молярная концентрация эквивалентов) представляет собой количество эквивалента вещества ne, содержащееся в единице объема раствора:
N = ne / Vр-ра.
Нормальность измеряется в тех же единицах, что и молярность, однако на практике пользуются разными обозначениями единиц молярности и нормальности. Первую обозначают буквой «М», вторую – буквой «н». Например, запись 0,1 М HCl обозначает раствор хлороводорода с молярной концентрацией C (HCl) = 0,1 моль/л; запись 0,1 н H2SO4 обозначает раствор серной кислоты с нормальной концентрацией N (H2SO4) = 0,1 моль/л.
Пример. Имеются одномолярные растворы BaCl2 и HNO3. Определить молярную концентрацию эквивалентов в этих растворах (нормальность растворов).
Молярность: С = ν / Vр-ра.; ν = m / M
Молярная концентрация
эквивалентов (нормальность): N = ne / Vр-ра.; ne = m / Э
Для одноосновной кислоты HNO3 эквивалентная масса совпадает с молярной (Э = М /1), следовательно, молярность раствора численно равна нормальности. N (р-ра HNO3 ) = 1 моль/л.
Для BaCl2 эквивалентная масса в два раза меньше молярной массы: Э = М/2 (т.к. валентность бария равна двум). Следовательно, количество эквивалента ne в два раза больше количества вещества ν. Соответственно, нормальность вдвое больше молярности. N (р-ра BaCl2) = 2 моль/л.