9. Методи розділення і концентрування речовин. Навести приклади.

Розділення – це операція (процес), в результаті якого компоненти, що становлять вихідну суміш, відокремлюються один від одного.

Концентрування – операція (процес), в результаті якого підвищується відношення концентрації або кількості мікрокомпонентів до концентрації або кількості макрокомпонентів.

Найбільшого поширення набули такі методи попереднього концентрування і розділення.

Фізичні: метод відгонки (широко використовують для видалення летких речовин, наприклад, солей амонію); сублімація (перехід речовини з твердого стану в газоподібний без стадії рідкої фази); екстракція; плавлення; замерзання; випаровування. Для відділення порожньої породи застосовують метод флотації, який заснований на різниці густини основної речовини і домішок.

Екстракція – один з методів розділення, заснований на розподілі речовини між двома фазами: I – водною та II – органічною, внаслідок різної розчинності речовини у воді та органічному розчиннику.

Наприклад, якщо в систему хлороформ/вода ввести йод, який розчиняється як у воді, так і у хлороформі, то K_D=130. Це значить, що у такій системі концентрація йоду у хлороформі буде у 130 разів більша, ніж у воді.

Хімічні: метод осадження (для відділення осаду широко використовують центрифугування); комплексоутворення.

10. Види класифікацій катіонів на аналітичні групи. Їх коротка характеристика.

Аналітична класифікація катіонів

В основу класифікації іонів в аналітичній хімії поставлена відмінність в розчинності утворюваних ними солей і гідроксидів, що дозволяє відокремлювати (або відрізняти) одні групи іонів від інших.

Існують різні системи групового поділу іонів: сірководнева, кислотно-основна, аміачно-фосфатна, тіоацетамідная і т. д

Основним недоліком сірководневої системи є необхідність роботи з сірководнем, що вимагає хорошої вентиляції, схильність до утворення колоїдних сульфідних опадів, в результаті чого порушується розділення катіонів на групи, і т. д. У кислотно-основний системі при поділі груп можна зустрітися з труднощами, особливо якщо концентрації поділюваних катіонів сильно розрізняються. З такими ж труднощами можна зустрітися і в інших системах поділу.

Для зручності аналізу в кислотно-основному методі аналізу катіони поділяють на шість аналітичних груп. Спочатку проводять випробування груповими реагентами, які дозволяють виявити присутність або відсутність у аналізуємому розчині катіонів той чи іншої аналітичної групи, а потім виявляють наявність чи відсутність конкретних іонів. 11. Закон діючих мас та його значення для аналітичної хімії. Способи зміщення рівноваги оборотних хімічних реакцій. Навести приклади.  Одним з головних законів хімії є закон діючих мас.

nA + mB  lC +pD

Закон діючих мас є основним законом хімічної рівноваги

Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку молярних концентрацій реагуючих речовин.

Закон справедливий тільки для рівноважних систем. Його можна сформулювати ще так:

У стані рівноваги відношення добутку концентрацій (точніше активностей) продуктів реакції до добутку концентрацій (активностей) реагуючих речовин є величина стала.

Для реакції mA+nB D pC+qD швидкість прямої реакції V₁=K₁·с^m(A)·сⁿ(B), а швидкість зворотної реакціїV₂=K₂·с^p(C)·с^q(D). За умов хімічної рівноваги V₁=V₂. Тоді K₁·с^m(A)·сⁿ(B)=K₂·с^p(C)·с^q(D). K₁ і K₂ – константи швидкостей прямої і зворотної реакцій.

Відношення константи швидкості прямої реакції до константи швидкості зворотної реакції є константа рівноваги хімічної реакції:

 ;

 ;

Константа хімічної рівноваги є відношення констант швидкостей прямої і зворотної реакцій і показує, у скільки разів пряма реакція йде швидше зворотної за даних умов і за даного добутку концентрацій реагуючих речовин, що дорівнює одиниці. Якщо K_р>1, то швидше йде пряма реакція, якщо K_р<1, то швидше йде зворотна реакція.

12. Гетерогенна рівновага в системі «осад-розчин». Константа гетерогенної рівноваги (добуток розчинності К ). Зв’язок між величиною добутку розчинності (К ) та розчинністю (S) у системі осад-насичений розчин. 

З усіх гетерогенних систем найбільше значення в аналітичній хімії мають системи тверда фаза – рідина. З такого роду системами доводиться зустрічатися у процесі осадження, відділення, розчинення і промивання осадів. При здійсненні екстракції мають місце процеси обміну між двома рідинами, що не змішуютьсяПід час контакту розчину з осадом встановлюється рівновага:

осад розчин,

причому у випадку електролітів розчинення супроводжується дисоціацією. Так, наприклад, між осадом AgCl та його насиченим розчином встановлюється рівновага що схематично показано на малюнку 

 тв. Розчин

Ag⁺ Cl^- ——розчин

↑ ↓

  ——осад AgNo₃

 константа рівноваги цього процесу

Але [AgClтв] = const = K. Отже

Kp∙K = [Ag⁺][Cl^-]

ДР_AgCl = [Ag⁺][Cl^-]

Отже, добуток розчинності є добуток молярних концентрацій іонів електроліту в його насиченому розчині.

Дуже важливим для практики аналізу є правило постійності ДР: за умови встановлення рівноваги у насиченому розчині малорозчинного електроліту за певного тиску і температури незалежно від зміни концентрації окремих іонів величина ДР залишається незмінною.

Добуток розчинності зазвичай обчислюють за даними розчинності електроліту.

Приклад. Відомо, що розчинність Mg(OH)₂

 P = 1,7∙10^-4моль/л. Обчислити ДР

Рішення

Mg(OH)₂ Mg²⁺ + 2OH^-

ДР = [Mg²⁺][OH^-]²

  [Mg²⁺] = P = 1,7∙10^-4моль/л.

 [OH^-] = 2[Mg²⁺] = 2∙1,7∙10^-4моль/л.

  ДР = 1,7∙10^-4∙(3,4∙10^-4) ² = 1,96∙10^-11