Тема: Анализ химических реакций.

Цель: Изучить анализ химической реакции.

Химическая реакция.

Химическая реакция- это процесс, при котором из одних веществ образуются другие вещества. По характеру процесса различают несколько типов химических реакций: реакции соединения, разложения, замещения, обмена, нейтрализации.

Таблица1. Химические реакции

Виды химических реакций и пример	Описание
Реакция соединения C + O2 = CO2; Na2O + CO2 = Na2CO3; NH3 + CO2 + H2O = NH4HCO3.	Химические реакции, в которых из двух или нескольких менее сложных по элементному составу веществ получается более сложное вещество.
Реакция разложения 2Ag2O 4Ag + O2­ ; CaCO3 CaO + CO2­ ; (NH4)2Cr2O7 N2­ + Cr2O3 + 4H2O­ .	Химические реакции, в которых из одного сложного по элементному составу вещества получаются два или несколько менее сложных веществ.
Реакция замещения CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu; 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2­ .	Химические реакции, в которых атомы или группы атомов одного из исходных веществ замещают атомы или группы атомов в другом исходном веществе.
Реакция обмена Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; HCl + KNO2 = KCl + HNO2; AgNO3 + NaCl = AgCl+ NaNO3.	Химические реакции, в которых исходные вещества как бы обмениваются своими составными частями.
Реакция нейтрализации НСl + NaOH = NaCl + Н2О	Взаимодействие кислот с основаниями, в результате которого образуются соли и вода.Часто реакции нейтрализации экзотермичны. К примеру, реакция гидроксида натрия и соляной кислоты

Стехиометрия- раздел химии, в котором рассматриваются количественный состав веществ и количественные соотношения между реагирующими веществами. Коэффициенты перед формулами веществ в уравнениях химических реакций называются стехиометрическими коэффициентами.

Закон действующих масс.

Химическая реакция протекает только при столкновении молекул реагирующих веществ. Чем больше концентрация участвующих в реакции веществ, тем чаще будут происходить столкновения между молекулами или частицами этих веществ. Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс: скорость химической реакции при данной температуре прямо пропорционально произведению концентрации реагирующих веществ.

Закон действующих масс - устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.

Можно выразить закон действия масс уравнением:

v=K(A)(B).

Константа скорости масс.

Константа химического равновесия - коэффициент пропорциональности в кинетических уравнениях химической реакции, выражаем зависимость скорости реакции от концентрации из компонентов реакции смеси.

Некоторые химические реакции протекают таким образом, что взятые вещества полностью превращаются в продукты реакции – как говорят, реакция идет до конца. Такие реакции называются необратимыми.

2H₂O₂=2H₂O+O₂

Большинство же химических реакций не заканчивается полностью, так как полученные в результате реакции продукты взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ. Такие реакции называются обратимыми. H₂+I₂=2HI

Таблица2. Виды химических реакций.

Виды реакции	Описание
Необратимая реакция	Реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях. A+B C+D
Обратимая реакция	Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. A+B C+D
Прямая реакция	Реакция и скорость её зависит от концентрации исходных веществ.

Диссоциация электролитов.

Электролиты – это вещество, которое проводит электрический ток  вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов.

Степень диссоциации.

Электролиты обладают различной способностью к диссоциации, поэтому различают сильные и слабые электролиты.

Таблица3. Виды химических электролитов.

Виды электролитов	Описание
Сильные электролиты	При растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе. Поэтому в уравнениях диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства.
Слабые электролиты	В водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы. Поэтому в уравнениях диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости.

Степень диссоциации – это число, показывающее, какая часть молекул растворённого электролита распадается на ионы

Диссоциация кислоты- кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Н₃РО₄   Н⁺ + Н₂РО^-₄(первая ступень)

Н₂РО^-₄   Н⁺ + НРO^2-₄ (вторая ступень)

НРО^2-₄   Н+ PО^З-₄ (третья ступень)

Диссоциация основании- основаниями называются вещества, которые в водных растворах в качестве анионов содержат только ионы гидроксила OH-.

Ca(ОН)₂ Са(ОН)⁺ + OH^- (первая ступень)

Ca(OH)⁺ Ca²⁺+OH^- (вторая ступень)

Диссоциация солей- Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония ( NH⁺₄) и анионы кислотных остатков

(NH₄)₂SO₄   2NH⁺₄ + SO^2-₄; Na₃PO₄   3Na⁺ + PO^3-₄

Константа диссоциации- вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать обратимым образом на маленькие объекты. Константа диссоциации обычно обозначается Кd.

[A]x*[B]y

Kd= [AxBy]

Диссоциация воды.

Вода диссоциирует:

H ₂O H⁺+OH^-

(H⁺)(OH^-)=K_H2O

Произведение концентрации ионов водорода и гидроксила называют ионным произведением воды K_H2O.

(H⁺)(OH^-)=10^-14

Во всяком водном растворе произведение концентрации водородных и гидроксильных ионов при комнатной температуре приблизительно равно 10^-14.

В строго нейтральном растворе и в чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой: (H⁺)=(OH^-) при комнатной температуре 10^-7.

Если в воде добавлять кислоту, то увеличивается концентрация ионов водорода и одновременно уменьшается концентрация гидроксильных ионов.

Добавленная к воде щелочь, наоборот, вызывает уменьшение концентрации ионов водорода.

В любом водном растворе кислоты, основания или соли всегда одновременно присутствуют как ионы водорода, так и ионы гидроксила. Если (Н⁺)>10^-7,то раствор кислый. В щелочном растворе (Н⁺)<10^-7. В нейтральной среде (Н⁺)=10^-7, в кислой (Н⁺)>10^-7, в щелочной (Н⁺)<10^-7.

pH=7: В нейтральной среде pH=7, в кислой рН<7, в щелочной рН>7.

Буферные растворы.

Буферные растворы – это растворы, в которых концентрация ионов водорода мало изменяется при разбавлении этих растворов и при добавлении к ним небольшого количества сильной кислоты и щелочи.

Буферные растворы очень широко используются в аналитической химии. В тех случаях, когда тот или иной процесс нужно проводить при определенном рН, в раствор вводят соответствующую буферную смесь. Так, буферные смеси NH₄OH+NH₄CI используют для осаждения гидроксида алюминия, который при действии только одного раствора аммиака частично растворяется в избытке аммиака.

Концентрация ионов водорода и рН в таких растворах зависят от значения константы диссоциации кислоты и от значения отношения концентрации кислоты к концентрации соли. Если для приготовления буферного раствора применять кислоту и соль в одинаковых концентрациях, концентрация ионов водорода в таком растворе будет частично равна константе диссоциации кислоты, так как отношение С_кисл:С_соли=1. Изменяя соотношение между концентрациями кислоты и соли, можно получить серию растворов с различной концентрацией ионов водорода, т.е. с различными рН. Повышение концентрации кислоты повышает концентрацию ионов водорода в растворе, а увеличение концентрации соли уменьшает.

Тема: Характеристика основных реакций, используемых в химическом анализе тугоплавких не металлических и силикатных материалов.

Цель: Уметь проводить качественные реакции на катионы магния, кальция, бария, алюминия, железа, аммония и на анионы угольной кислоты.

Выполнение качественных реакций.

1. Качественные реакции катиона Mg²⁺

А)К 2-3 каплям соли магния приливают 3-4 капли 2Н раствора NaOH. Выпадает аморфный осадок белого цвета.

MgCI₂+2NaOH= Mg(OH)₂+2NaCI

Mg²⁺+2CI^-+2Na⁺+2OH^-= Mg(OH)₂+2Na⁺+2CI^-

Mg²⁺+2OH^-= Mg(OH)₂

При обработки кислотой растворяется.

Б)В пробирку помещают 5-8 капель MgCI₂ и 5-7 капель раствора Na₂HPO₄. Содержимое пробирки тщательно перемешивают стеклянной палочкой и затем прибавляют NH₄OH до щелочной среды.

MgCI₂+NH₄OH+Na₂HPO₄= MgNH₄PO₄+H₂O+2NaCI

Mg²⁺+NH₄OH+HPO^2-₄= MgNH₄PO₄+H₂O

Выпадает белый кристаллический осадок MgNH₄PO₄. Растворение осадка в кислоте.

2. Качественные реакции катионов Ca²⁺ и Ba²⁺.

А)В одну пробирку наливают 5-6 капель хлорида бария, а в другую – такое же количество хлорида кальция. В каждую из них наливают 5-8 капель 2Н раствора карбоната аммония (NH₄)₂CO₃.

В обеих пробирках выпадает амфорный осадок белого цвета. Содержимое пробирок нагревают, в результате чего амфорные осадки превращаются в кристаллические. Каждый осадок делят на две части. К одной части добавляют 5-6 капель 2Н раствора HCI, а ко второй части – 5-6 капель 2Н раствора уксусной кислоты CH₃COOH.

BaCI₂+(NH₄)₂CO=BaCO +2NH₄CI

Ba²⁺+2CI^-+2NH₄⁺CO₃^2-=BaCO₃ +2NH₄⁺+2CI^-

Ba²⁺+CO₃^2-=BaCO₃

Осадки растворяются. Записать уравнения реакции протекающих при этой реакции.

Б)В одну пробирку наливают 5-6 капель раствора хлорида бария, а в другую – такое же количество раствора соли кальция. В другую пробирку добавляют по 2-3 капли 2Н раствора H₂SO₄.

BaCI₂+H₂SO₄=BaSO₄ +2HCI

Ba²⁺+2CI^-+2H⁺+SO₄^2-=BaSO₄ +2H⁺+2Cl^-

Ba²⁺+CrO₄^2-=BaCrO₄

В обеих пробирках образуются осадки белого цвета. Каждый из полученных осадков делят на две части. Одну часть осадка обрабатывают 2Н раствором HCI, а другую 2Н раствором CH₃COOH. Осадки не растворяются.

В) В пробирку наливают 3-5 капель хлорида бария и добавляют туда 3-5 капель 2Н раствора K₂CrO₄. Выпадает жёлтый кристаллический осадок BaCrO₄.

BaCl₂+K₂CrO₄=BaCrO₄ +2KCI

Ba²⁺+2CI^-+2K⁺+CrO₄^2-=BaCrO₄ +2K⁺+2CI^-

Ba²⁺+CrO₄^2-=BaCrO₄

Осадок делят на две части. На одну часть осадка действуют раствором HCI или HNO₃. Осадок растворяется, цвет раствора становится оранжевым.

Г) В две пробирки наливают по 3-5 капель растворов солей бария и кальция. Добавляют в каждую пробирку по 3-5 капель 2Н раствора оксалата аммония (NH₄)₂C₂O₄.

CaCI₂+(NH₄)₂C₂O₂=CaC₂O₄ +2NH₄CI

Ca²⁺+2CI^-+2NH₄⁺+C₂O₄^2-=CaC₂O₄ +2NH₄⁺+2CI^-

Ca²⁺+C₂O₄^2-=CaC₂O₄

Выпадают кристаллические осадки белого цвета. Каждый осадок делят на две части и проверяют его растворение в HCI и в CH₃COOH. Осадки BaC₂O₄ и CaC₂O₄ растворяются в соляной кислоте.

3. Качественная реакция катиона AI³⁺

В пробирку наливают 5-10 капель раствора соли алюминия и добавленный туда по каплям раствор щелочи до образования белого осадка гидроксида алюминия AI(OH)₃ .

Реакция растворения AI(OH)₃ в кислоте.

AI(OH)₃+3HCI=AICI₃+3H₂O

AI(OH)₃+3H⁺=AI³⁺+3H²O

Реакция растворения AI(OH)₃ в щелочах.

AI(OH)₃+3NaOH=NaAIO₂+2H₂O

AI(OH)₃+OH^-=AIO₂^-+2H₂O

4. Качественные реакции катиона Fe³⁺.

А) В пробирку наливают 3-5 капель соли железа и добавляют туда 2-3 капли 2Н раствора NaOH.

FeCI₃+3NaOH=Fe(OH)₃+3NaCI

Fe³⁺+3CI^-+3Na⁺+3OH^-=Fe(OH)₃+3Na⁺+3CI^-

Fe³⁺+3OH^-=Fe(OH)₃

Выпадает осадок красно-бурого цвета. При действии на осадок кислотой HCI наблюдается его растворения.

Б) В пробирку помещают 2-3 капли соли Fe³⁺ и добавляют туда 1-2 капли HCI и 3-5 капель раствора KCNS или NH₄CNS.

FeCI₃+3KNCS=(Fe(NCS)₃)+3KCI

Fe³⁺+3CI^-+3K⁺3NCS^-=(Fe(NCS)₃)+3K⁺+3CI^-

Fe³⁺+3NCS^-=(Fe(NCS)₃)

Проявляется кроваво-красного окрашивания раствора и проявляется осадок красно-бурого цвета.

5. Характерная реакция катиона NH⁺₄

В пробирку помещают 5-8 капель раствора соли аммония NH₄CI и прибавляют 5-8 капель 2Н раствора щелочи NaOH (pH>9). Отверстие пробирки накрывают влажной марлевой бумагой. Бумага не должна касаться внутренних стенок пробирки. Пробирку осторожно нагревают, чтобы брызги из пробирки не попадали на бумагу. Посинение лакмусовой бумаги указывает на присутствиеNH⁺₄.

NH₄CI+NaOH=NH₃+H₂O+NaCI

NH⁺₄+CI^-+Na⁺+OH^-=NH₃+H₂O+Na⁺+CI^-

NH⁺₄+OH^-=NH₃+H₂O

6. К 5-6 каплям анализируемого раствора добавляют 2-3 капли 2Н раствора HNO₃ и 3-5 капель раствора BaCI₂. В присутствии ионов SO^2-₄ образуется белый осадок, который при добавлении новой порции HNO₃ не растворяется.

BaCI₂+NaSO₄=BaSO₄+2NaCI

Ba²⁺+2CI^-+2Na⁺+SO^2-₄=BaSO₄+2Na⁺+2CI^-

Ba²⁺+SO^2-₄=BaSO₄

7. Реакцию выполняют в пробирке со вставленной в нее пипеткой. Капилляр пипетки заполняют известковой или баритовой водой (Ca(OH)₂ или Ba(OH)). В пробирку помещают 5-6 капель исследуемого раствора и столько же разбавленной HCI.

Пробирку быстро закрывают пробкой со вставленной в неё пипеткой и помещают в водяную баню с горячей водой. В присутствии карбоната – иона раствор в капилляре мутнеет.

Na₂CO₃+2HCI=2NaCI+CO₂+H₂O

2Na⁺+CO^2-₃+2H⁺+2CI^-=2Na⁺+2CI^-+CO₂+H₂O

CO^2-₃+2H⁺=CO₂+H₂O.