Лекция № 3 Теоретические основы аналитической химии (2 часа). Цели:

1. Формирование знаний о приемах анализа веществ

2. Систематизация знаний о физико-химических методах анализа

Содержание

Основные типы химические реакций, используемых в аналитической химии. Реакции с переносом протона - “кислотно-основные реакции”. Реакции с образованием осадка. Реакции с переносом электрона - окислительно-восстановительные. Реакции комплексообразования

Кислотно-основное равновесие. Развитие представлений о природе кислот и оснований. Протолитическая теория. Основные положения протолитической теории. Сила кислот и оснований. Нивелирующий и дифференцирующий эффекты растворителей. Расчет рН. Буферные растворы. Буферная емкость.

Равновесие в системе осадок- раствор. Произведение растворимости. Растворимость. Факторы влияющие на растворимость. Осаждение. Факторы, определяющие полноту осаждения: растворимость осаждаемого соединения, природа и количество осадителя. ионная сила и рН раствора. Дробное осажление. Растворение осадков и превращение одних малорастворимых соединений в другие.

Комплексообразование. Основные понятия. Типы лигандов. Типы комплексов. Равновесия реакций комплексообразования. Факторы, влияющие на устойчивость комплексов. Некоторые аналитически важные свойства комплексов.

Окислительно-восстановительное равновесие. Уравнение Нереста. Влияние химических взаимодействий на потенциал: влияние рН, влияние комплексообразования, влияние образования малорастворимых соединений. Константы равновесия окислительно-восстановительных реакций.

Методический инструментарий преподавателя

Работа с интернет источниками.

Содержание внеаудиторной работы

Подготовка рефератов:

1. Методы определения углеводородов в окружающей среде.

2. Определение тяжелых металлов в сточных водах.

3. Химический анализ почвы.

4. Определение содержания железа в водопроводной воде.

5. Определение жесткости воды в различных водоемах города Ульяновска и Ульяновской области.

6. Определение окисляемости природных вод.

7. Определение аммонийных ионов и аммиака в природной воде.

Используемая литература

Основная литература

1. Кельнер Р. и др. Аналитическая химия. Проблемы и подходы: в 2 т. Т.1 - М.: Мир: АСТ, 2004. - 608 с. (Библиотека УлГПУ)

2. Кельнер Р. и др. Аналитическая химия. Проблемы и подходы: в 2 т. Т.2 - М.: Мир: АСТ, 2004. - 728 с. (Библиотека УлГПУ)

3. Гильманшина С.И. Основы аналитической химии: курс лекций. - СПб.: Питер, 2006. - 221 с. (Библиотека УлГПУ).

4. Валова (Копылова) В.Д., Абесадзе Л.Т. Физико-химические методы анализа: практикум. – М.: Дашков и К, 2010 г. 224 с. (Электронный ресурс.- Режим доступа: http://www.knigafund.ru/books/59737).

Дополнительная литература

1. Иванова М.А., Белоглазкина М.В., Богомолова И.В., Федоренко Е.В. Аналитическая химия и физико-химические методы анализа: учебное пособие. М.: РИОР, 2006. – 289 с. (Электронный ресурс.- Режим доступа: http://www.knigafund.ru/books/28647/read).

2. Цитович И.К.   Курс аналитической химии: учебник. - СПб. : Лань, 2004. - 495 с. (Библиотека УлГПУ)

3. Основы аналитической химии: В 2 кн.: [учеб. для вузов]. Кн. 2: Методы аналитического анализа / под ред. А.Ю. Золотова. - М.: Высшая школа, 2000. – 493 с. (Библиотека УлГПУ)

4. Основы аналитической химии: В 2 кн.: [учеб. для вузов]. Кн. 1: Общие вопросы. Методы разделения. - М.: Высшая школа 2000- 351с. (Библиотека УлГПУ)

5. Золотов Ю.А. Основы аналитической химии. Задачи и вопросы: учеб. пособие для ун-тов и вузов / под ред. А.Ю. Золотова. - М.: Высшая школа, 2004. – 411 с. (Библиотека УлГПУ)

Теоретические основы аналитической химии.

Концентрация и активность. Ионная сила раствора.

Концентрацию, в завист-ти от раствора выражают следующими способами

молярная

эквивалентн.

Т-титр- содержание вещества в 1 мл раствора.

Если использумые вещества являются электролитами, то их состояние характеризуется степенью диссоциации α.

Активность- та эффективная кажущаяся концентрация ионов в растворе, в соотношении с которой он проявляет себя в химич.реакции

Активность связана с концентрацией в соотношении: a=f*c, где f- коэффициент активности.

Значение коэффициента активных ионов определяется только ионной силой раствора, и не зависит от природы других ионов, присутствующих в растворе- закон ионной силы Льюиса и Рэндала.

Ионная сила при этом характеризует общее содержание ионов в растворе и рассчитывается как

Концентрация ве-в, имеющая место в системе с момента наступления равновесия, называется равновесными эти концентрации остаются неизменными столько долго, сколько не изменяется внешнее условие.

Равновесная концентрация вещества зависти от его исходной концентрации вещества и расхода вещества на протекание реакции до момента установления равновесия.

т.о. аналитич.концентрация-это общая концентрация вещества в растворе, независимо от формы его содержания (ионы, молекулы).

Для обратимых реакций закон действ.масс записывается в виде конст.равновесия А+В↔С+Д

Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Бренстеда-Лоури)

одной из первых теорий, объясняющих природу кислот и оснований явилась теория электролитической диссоциации Аррениуса-Оствальда. Кислотой является вещество, которое при диссоциации в воде в качестве катиона образует только ионы водорода Н⁺.

НА↔Н⁺+А^-

А основанием является вещество, кот.при диссоциации образует в воде в кач.аниона только гидроксид-ионы

NaOH→Na⁺+OH^-

Протолитическая теория кислот и оснований- Бренстеда-Лоури, согласно которой кислотой является любое вщество, способное отдавать протон, а основанием способное принимать протон.

Многие соли в водных растворах ведут себя как кислоты, хотя Н⁺ в их составе нет. Эти факты были объяснены в теории Льюиса, но она не нашла широкого применения.

Протолитическая теория: анализ роли растворителя. Классификация растворителей.

Растворитель является не только средой, но и участником процесса.

Растворители:

1. протонные-могут отдавать или принимать протон.

2. Кислотные- способность к отдаче протона, основные-способность присоединять протон, амфотерные.

3. апротонные – не обладают донорно-акцепторными свойствами по отношении к протону.

По влиянию на кислотно-основные свойства: невелирующие и дифференцирующие.

Автопротолиз растворителей. Влияние растворителей на силу кислот и оснований.

Автопротолизу подвергаются амфотерные растворители.

Если вещество взято в кач.растворителя, то в зависимости от того, какая тенденция отдача или присоединение протона у него преобладает, то оно может различным образом влиять на ионизацию растворенного вещества.

Автопротолиз растворителей протекает в незначит.степени, в растворе наступает равновесие которое описывается константой:

это важнейшее выражение, свидетельствующее о том, что в любом растворе имеются как ионы водорода, таки гидроксид ионы.

Реакция среды: рН=-lga_H+

рН=7 в нейтральном р-ре,

рН<7 в кислом

pH>7 в щелочном.

рН+рОН=14

Равновесие в водных растворах сильных и слабых кислот и оснований. Расчет рН.

1.Когда слабые кислоты диссоциируют в незначительной степени, то в растворе наступает равновесие.

НА↔Н⁺+А^-

Оно опис-ся называют константой диссоциации и значение смотрят в справочнике

2. сильные кислоты в водных растворах диссоциируют практически нацело

НА→Н⁺+А^- концентрация ионов водорода совпадает с общей конц. кислоты в растворе, а рН=-[H⁺]=Cк, рН=-lg[H⁺]=-lgCk

3. сильные основания (щелочи) диссоциируют нацело

ВОН→В⁺+ОН^-

4. слабые основания-диссоциируют в незначит. степени и этот процесс описывается соответствующей константой, и называется константой диссоциации слабого основания.

ВОН↔В⁺+ОН^-

Аналитические определения можно проводить в химических системах, находящихся как в равновесном, так и в неравновесном состояниях. В первом случае концентрации веществ не меняются, поэтому продолжительность анализа несущественна и не влияет на выбор методики. Равновесные концентрации веществ связаны друг с другом через константу равновесия. Константы равновесия реакций, используемых в аналитической химии, изменяются от 1 до 10¹⁰ и более. Многие методы анализа основаны на определении состояния равновесия- гравиметрия и титрование.

Буферные р-ры. Механизм буферного действия, понятие буферной емкости. Расчет рН.

Растворы сохраняющие постоянное значение рН при добавлении ислоты или щелочи- буферные р-ры. Способность поддерживать рН практически постоянной -буферным действием.

Буферной способностью обладают смеси след.типа:

1.смесь слабой кислоты и соли с одноименным анионом. CH₃COOH+CH₃COONa

2. смесь слабого основания и соли с одноименным катионом NH₃+NH₄Cl

3. смесь слабой многоосновной кислоты различной степени замещенности NaH₂PO₄+Na₂KPO₄

Буферное действие растворов характеризуется буферной емкостью. Это то мин.количество сильной кислоты или щелочи, которое необходимо добавить к 1 л. Буферного аствора, чтобы его рН изменилась на еденицу.

рН буферных растворов зависит от конст.диссоциации слабой кислоты или основания и от компонентов буферного раствора.

[H⁺]= Ккисл*(Скисл./Ссоли)

[ОH^-]= Косн.*(Сосн../Ссоли)

Равновесие в водных растворах гидролизующих солей. Расчет рН.

Расчет рН в р-рах солей:

1. гидролиз по аниону

для расчета рН в р-ре соли удобнее ползоваться следующей схемой:

а) написать урвнение реакции гидролиза

б) рассчитать концентрацию ионов

в) рассчитать рОН, затем рН

2) при гидролизе по катиону

3) в случае совместного гидролиза по катиону и аниону

Признаком ОВР является переход электронов от одних частиц к другим.

Напр. 2Fe²⁺+Sn²⁺→2Fe²⁺+Sn⁴⁺

Каждую ОВР можно представить как сумму двух полуреакций:

Восстановление- окислителя и окисление-восстановителя.

Роль окислителя заключается в присодеинении электрона, а роль восстановителя в их отдаче.

Чем легче атом, ион, молекула отдает электрон, тем является более сильным восстановителем, и наоборот, чем больше средство к электрону, тем более сильным окислителем она является.

Количественно эту активность характеризуют значением Е-потенциала.

ОВ систему или редоксопару запис-т: Fe³⁺ /Fe²⁺

Sn⁴⁺ / Sn

Потенциал отдельной редоксопар изменить невозможно, но можно составлять гальванич.элементы, комбинируя редоксопары с одной и той же системой, условно принятой в качестве отсчетной. Такой отсчетной системой является система (2Н⁺/Н₂) энергия приема протоном электрона принята за ноль..

Потенциал ОВ пары зависит не только от ее природы, но и от др.факторов- концентрация, активность, рН.

Уравнение Нернста:

где, Е⁰ –станд. ОВ потенциал, R-газовая постоянная, T-абсолютная температура, n-число электронов участвующих в процессе, F-постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), под log стоит отношение активности окислительных и восстановительных форм.

Значение Е называют реальным ОВ потенциалом системы.

константа равновесия ОВР.

Возможность протекания ОВР в противоположном направлении свидетельствует о ее обратимости. Обратимые химические реакции характеризуются константой равновесия. ОВ потенциалы соответствующих редоксопар определяются уравнением Нернста.

где, n- общее число электронов переходящих от ок-ля к восст-лю.

Применение ОВР в анализе многообразно: для обнаружения ионов, для количественного обнаружения ионов, разделения ионов, устранения мешающих анализу ионов.

Лекция № 4 Качественный анализ. Задачи качественного анализа. Качественный анализ как первая ступень аналитического исследования. Аналитические реакции и реагенты, требования к ним. Способы повышения селективности и чувствительности (2 часа).

Цель: