- •Пособие по аналитической химии
- •Часть 1
- •Предисловие
- •Введение Аналитическая химия, ее задачи и значение
- •Чувствительность, специфичность и избирательность аналитических реакций
- •Глава I. Растворы. Способы выражения концентрации веществ в растворах
- •1.1. Общая характеристика растворов
- •1.2. Способы выражения состава раствора и концентрации растворенного вещества
- •1.3. Решение типовых задач
- •1.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Глава II. Химическое равновесие в растворах слабых и сильных электролитов
- •Ионная сила раствора. Активность. Коэффициенты активности
- •2.2. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Термодинамическая и концентрационная константы равновесия
- •2.3. Константа и степень ионизации слабых электролитов. Взаимосвязь между ними
- •2.4. Ионизация воды. Водородный показатель рН
- •2.5. Вычисления концентрации ионов водорода и рН в водных растворах слабых электролитов (кислот и оснований)
- •2.6. Вычисления концентрации и активности ионов водорода и рН в растворах сильных электролитов
- •2.7. Решение типовых задач
- •2.8. Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Глава III. Буферные системы
- •3.1. Общая характеристика буферных растворов
- •3.2. Равновесия в растворах слабых кислот в присутствии солей этих кислот
- •3.3. Равновесия в растворах слабых оснований в присутствии солей этих оснований
- •3.4. Сущность буферного действия. Буферная емкость
- •3.5. Значение буферных растворов в анализе
- •3.6. Решение типовых задач
- •3.7. Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Глава IV. Равновесия в растворах гидролизующихся солей
- •4.1. Механизм гидролиза солей
- •4.2. Гидролиз по катиону
- •4.3. Гидролиз по аниону
- •4.4. Гидролиз по катиону и аниону
- •4.5. Необратимый гидролиз
- •4.6. Расчет константы гидролиза, степени гидролиза и рН растворов гидролизующихся солей
- •А) Гидролиз по катиону
- •Б) Гидролиз по аниону
- •В) Гидролиз по катиону и аниону
- •Выводы:
- •4.7. Вычисление ступенчатых констант гидролиза солей слабых двухосновных кислот
- •4.8. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей
- •4.9. Использование реакций гидролиза в качественном анализе
- •4.10. Решение типовых задач
- •4.11. Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Глава V. Химическое равновесие в гетерогенных системах
- •5.1. Использование процессов образования и растворения осадков в анализе
- •5.2. Равновесие в системах осадок раствор. Произведение растворимости. Константа растворимости
- •5.3. Факторы, влияющие на растворимость осадков
- •5.4. Влияние избытка осадителя на полноту осаждения
- •5.5. Образование и растворение осадков
- •5.6. Влияние на растворимость осадка других сильных электролитов. Солевой эффект
- •5.7. Решение типовых задач Вычисление растворимости (р) по произведению растворимости (пр)
- •Вычисление произведения растворимости по растворимости
- •Образование и растворение осадков
- •Влияние одноименных ионов на растворимость малорастворимых электролитов
- •Солевой эффект
- •5.8. Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Глава VI. Комплексообразование в аналитической химии
- •6.1. Комплексные соединения, их состав и строение
- •6.2. Номенклатура комплексных соединений
- •6.3. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости
- •6.4. Решение типовых задач
- •3 103 Моль/л.
- •6.5. Использование реакций комплексообразования в анализе
- •6.6. Органические реагенты в анализе
- •6.7. Вопросы, упражнения и задачи для самостоятельной работы
- •Глава VII. Окислительно-восстановительные процессы
- •7.1. Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •7.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •7.3. Использование реакций окисления-восстановления в анализе
- •7.4. Нормальные окислительно–восстановительные потенциалы. Уравнение Нернста
- •7.5. Равновесие в окислительно-восстановительных процессах. Константа равновесия
- •7.6. Решение типовых задач
- •7.7. Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Приложение
- •Использованная литература
- •Оглавление
- •Глава I. Растворы. Способы выражения концентрации веществ в растворах 9
- •Глава II. Химическое равновесие в растворах слабых и сильных электролитов 21
- •Глава III. Буферные системы 37
- •Глава IV. Равновесия в растворах гидролизующихся солей 47
- •Глава V. Химическое равновесие в гетерогенных системах 70
- •Глава VI. Комплексообразование в 89
- •Глава VII. Окислительно-восстановительные процессы 110
- •302026, Г. Орел ул Комсомольская , 95.
Глава I. Растворы. Способы выражения концентрации веществ в растворах
1.1. Общая характеристика растворов
Раствор - это сложная гомогенная однофазная система переменного состава, состоящая из нескольких компонентов и продуктов их взаимодействия.
Компонентами раствора являются растворитель и одно или несколько растворенных веществ. Растворитель - это вещество, в среде которого равномерно распределяются растворенное вещества. Растворитель является основной составной частью раствора и обычно содержится в нем в большем количестве, причем, в чистой виде он существует в том же агрегатном состоянии, что и раствор.
Растворение - это сложный физико-химический процесс, при котором происходят различные взаимодействия между частицами растворителя и растворенного вещества. Характер этих взаимодействий зависит как от природы растворителя, так и от природы растворенных веществ.
Процессы сольватации и гидратации сопровождаются изменением свойств и структуры не только растворенного вещества, но и растворителя. По типу растворителя растворы делят на водные и неводные. В качестве неводных растворителей используют органические жидкости: спирты, ацетон, бензол, хлороформ и др.
Наиболее распространенным и широко применяемым растворителем в аналитической практике является вода.
По степени дисперсности растворы делятся на истинные (размеры частиц меньше 110-9 м, частицы нельзя обнаружить оптическими методами) и коллоидные (размер частиц 110-9 – 510-7 м, частицы можно обнаружить с помощью ультрамикроскопа). Истинные и коллоидные растворы проходят через бумажный фильтр. В истинных растворах вещество находится в виде ионов или молекул, в коллоидных растворах молекулы растворенного вещества образуют агрегаты, состоящие из сотен молекул. Коллоидные растворы образуются также веществами, имеющими достаточно крупные молекулы. Проходя через обычные фильтры, коллоидные растворы, в отличие от истинных растворов, не проходят через полупроницаемые мембраны.
Свойство, характеризующее способность веществ растворяться в данном растворителе, называют растворимостью. Растворимость вещества в данном растворителе характеризуется составом образуемого им насыщенного раствора.
Насыщенным называется раствор, находящийся в динамическом равновесии с осадком растворенного вещества.
Растворимость (Р) - это максимальное количество вещества, которое при данных условиях способно раствориться в определенном количестве растворителя или раствора. Чаще всего растворимость выражают массой вещества на 100 г растворителя или количеством молей вещества на 1 литр раствора. Величину Р называют еще коэффициентом растворимости. Растворимость зависит от природы вещества, природы растворителя, температуры, давления, рН среды и некоторых других факторов (см. главу V). По растворимости все вещества делят на 3 группы: хорошо растворимые (Р > 10-2 моль/л), малорастворимые (10-4 моль/л < Р < 10-2 моль/л) и, практически нерастворимые (Р 10-4 моль/л).
Разбавленным называют раствор с малым содержанием растворенного вещества по сравнению с количеством растворителя.
Концентрированным считается раствор с высоким содержанием растворенного вещества.
Раствор, в котором количество растворенного вещества не достигает величины, равной его растворимости при данной температуре, называется ненасыщенным. Раствор, в котором количество растворенного вещества превышает его растворимость при данных условиях, называется пересыщенным раствором.
В практике химического анализа часто образуются пересыщенные растворы. Потирание палочкой по стенкам сосуда - один из наиболее удобных приемов, используемых для нарушения нестабильного равновесия в пересыщенных растворах. Пересыщенные растворы часто образуются при охлаждении насыщенных при более высокой температуре растворов. Пересыщенные растворы нестабильны. Выпадение осадка с понижением температуры используют при очистке веществ методом перекристаллизации. При этом некоторые вещества осаждаются в виде кристаллогидратов.
Большинство аналитических реакций в растворах, как правило, проходят между ионами веществ, и на их протекание сильно влияют процессы ионизации и ассоциации.
Вещества, ионизирующиеся в растворителе, называются электролитами. Их растворы проводят электрический ток. К типичным сильным электролитам можно отнести такие неорганические кислоты, как HNO3, HClO4, HCl, HJ, HBr, HClO3, H2SO4, HBrO3 (серная кислота по первой ступени ионизирует полностью, а по второй - частично, НSO4- - слабый электролит); гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, большинство солей. К слабым электролитам относятся некоторые неорганические кислоты (Н2CO3, H2S, H2SO3, H3PO4), большинство органических кислот и оснований, аммиак, галогениды, цианиды и роданиды цинка, кадмия, ртути.