II Аналитическая химия

1. Аналитическая химия и химический анализ. Цели и задачи химического анализа.

2. Классификация методов анализа. Характеристика методов анализа: диапазон определяемых содержаний, предел обнаружения, избирательность, воспроизводимость, правильность.

3. Количественный анализ. Основные понятия количественного титриметрического анализа: стандартный раствор, титрант, титрование, аликвотный объем, индикатор, кривая титрования, эквивалентная точка, точка конца титрования. Требования к реакциям в титриметрии. Классификации методов: кислотно-основное, окислительно-восстановительное, осадительное, комплексометрические титрование.

4. Теоретические основы и классификация физико-химических методов анализа. Спектральные и оптические методы анализа. Хроматография.

Методические указания и решения типовых задач

1 Основные понятия и законы химии

Номенклатура неорганических соединений

Химический элемент – определенный вид атомов, обозначаемый названием и символом и характеризуемый порядковым номером и относительной атомной массой.

Химическая распространенность элемента – отношение числа атомов данного элемента к общему числу атомов всех элементов в земной коре.

По классификации, основанной на количественном признаке, все химические минеральные элементы в соответствии с их содержанием в живом организме, можно условно разделить на три группы:

1. макроэлементы (включают 6 элементов – органогенов (97,4% массы живого организма));

2. микроэлементы (содержание < 10^-3 % от общей массы);

3. ультрамикроэлементы (таблица 1.1).

Химическая формула полностью отражает состав вещества. По формуле строится систематическое название, также полностью отражающее состав вещества.

Пример:

Hg₂Cl₂ – дихлорид диртути, Mn₂O₇ – оксид марганца (VII), Na₂CO₃ – карбонат натрия.

Для наиболее распространенных неорганических веществ применяются, помимо систематических названий и традиционные.

Пример:

NH₄Cl – хлорид аммония, H₂O₂ – пероксид водорода, Ba(OH)₂ – гидроксид бария, HCN – циановодород, Fe(СNS)₃ – тиоцианат железа (III) (таблица 1.2).

Для наиболее распространенных оксокислот и их кислотных остатков используются следующие традиционные названия, которые входят в названия соответствующих солей:

Оксокислота		Кислотный остаток
HAsO2 H3AsO3	- метамышьяковистая кислота - ортомышьяковая кислота	AsO2- AsO33-	- метаарсенит - ортоарсенит
HClO4	- хлорная	ClO4-	- перхлорат
H2CrO4	- хромовая	CrO42-	- хромат
H2Cr2O7	- дихромовая	Cr2O72-	- дихромат
HMnO4	- марганцовая	MnO4-	- перманганат
H2MnO4	- марганцовистая	MnO42-	- манганат
HNO3	- азотная	NO3-	- нитрат
HNO2	- азотистая	NO2-	- нитрит
H3PO4	- ортофосфорная	PO43-	- ортофосфат
H2SO4	- серная	SO42-	- сульфат
H2SO3	- сернистая	SO32-	- сульфит

Классификация неорганических соединений

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. По своим химическим свойствам они подразделяют на: солеобразующие и несолеобразующие (CO, NO, N₂O). В свою очередь солеобразующие оксиды делят на: основные, кислотные и амфотерные.

Основания - вещества, состоящие из металла и одной или нескольких гидроксо-групп. В общем виде основание имеет вид Ме(ОН)_n, где Ме – металл, n – валентность металла. В зависимости от растворимости различают растворимые и нерастворимые в воде основания. К растворимым относятся основания щелочных и щелочноземельных металлов (NaOН, KOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ и т.д.), которые называют щелочами. К нерастворимым относятся основания всех остальных металлов (Cu(OH)₂, Cо(OH)₂, Cd(OH)₂ и т.д.). Щелочи в водном растворе диссоциируют на ионы:

NaOH  Na⁺ + OH^-, Сa(OH)₂  Ca²⁺ + 2OH^- .

Амфотерными называют такие гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н⁺, и гидроксид ионы ОН^-, например: Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃, Be(OH)₂, Ge(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂ и др. Амфотерные гидроксиды с кислотами взаимодействуют как основания, а с основаниями – как с кислотами.

Кислоты – это электролиты, дающие при диссоциации катионы водорода и анионы кислотного остатка. Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона). Кислоты классифицируют по их силе, по основности и по наличию кислорода в составе кислоты.

Основностью кислоты называется число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл с образованием соли. Такие кислоты, как HCl, HNO₃ и HI могут служить примерами одноосновных кислот, H₂SO₄ – двухосновная, H₃PO₄ – трех-основная. По наличию кислорода в своем составе различают: кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄ , H₃PO₄) и бескислородные - HCl, H₂S.

Соли – самый многочисленный класс химических соединений. Соли состоят из иона металла и кислотного остатка и подразделяются на несколько групп в зависимости от химического состава, строения молекул и свойств, а именно:

а) средние соли: NaCl, KCl, Na₂SO₄, Ca₃(PO₄)₂, Fe(NO₃)₃;

б) кислые соли: KHCO₃, NaHSO₄, CaHPO₄, NaH₂PO₄;

в) основные соли: Al(OH)SO₄, Fe(OH)Cl₂, Bi(OH)₂Cl;

г) двойные соли: K₂SO₄  Al₂(SO₄)₃ 24H₂O, CaCO₃ MgCO₃;

д) комплексные соли: K₄[Fe(CN)₆], Na₃[Cо(NO₂)₆].

Моль, химический эквивалент, закон эквивалентов

Моль - количество вещества, содержащее столько реальных или условных частиц, сколько атомов содержится в 12 граммах углерода. Символ количества вещества – n. Количество вещества Х записывают как n(x).

Пример:

Количество n(Mg²⁺) = 0,5 моль; n (KMnO₄) = 0,1 моль и т.д.

Количество вещества n(x) находят как отношение массы вещества (m) к его молярной массе M(x):

. (1.1)

Молярная масса M(x) - это масса одного моля вещества. По абсолютному значению она равна для простых веществ относительной атомной массе A_r(x), для сложных веществ - относительной молекулярной массе M_r(x), но выражена в г/моль или кг/моль.

Пример: M_r (HCl) = 36,52 и M (HCl) = 36,52 г/моль;

A_r (Br) = 79,91 и M (Br) = 79,91 г/моль.

Химический эквивалент элемента (Э) - такое его количество, которое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает его в реакциях. Массу 1 эквивалента называют эквивалентной массой. Эквивалент выражают в молях, эквивалентную массу – в г/моль. Между эквивалентом Э, атомной массой A_r и стехиометрической валентностью элемента В существует следующая зависимость:

. (1.2)

По этой формуле определяется теоретическое значение эквивалента элемента.

Пример: Э_Zn = 65,4/2 = 32,7; Э_Al = 27/3 = 9 и т.д.

Фактор эквивалентности f_Э(x) – число, обозначающее какая доля реальной частицы вещества (Х) эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.

Пример: В реакции окисления-восстановления фактор эквивалентности f_Э(KMnO₄) = 1/5, следовательно, в данной реакции молекула KMnO₄ взаимодействует с 5 электронами, а на один электрон приходится 1/5 часть молекулы.

Молярная масса эквивалента вещества Х – (М_Э(х)) – масса одного моля эквивалента этого вещества. Она равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества (Х):

М_Э(х) = f_Э(x)  M(x) . (1.8)

Количество вещества эквивалента ( моль-экв) – n_Э(х) – количество вещества в молях, в котором частицами являются эквиваленты. Его находят как отношение массы вещества к молярной массе эквивалента вещества: 1 моль-экв = 1моль f_Э или

. (1.9)

где m – масса вещества (х), г; M_Э(х) – молярная масса эквивалента вещества х.