921

Например, если известно, что в 1 дм3 насыщенного раствора содержится 1,32∙10-5 моль AgCl, то для вычисления произведения растворимости этой соли необходимо перемножить концентрации ионов, образующих соль в степенях, равных числу ионов данного вида, образующихся при диссоциации. При диссоциации 1 моль AgCl образуется 1 моль ионов Ag+ и 1 моль ионов Cl-, а из 1,32∙10-5 моль AgCl образуется такое же количество ионов серебра и хлора.

Произведение растворимости вычисляем по формуле ПР = [Ag+] [I ] = 1,74∙10-10.

Если известно, что в насыщенном растворе PbI2 концентрация ионов свинца равна 1,03∙10-3, то ионов I- будет в два раза больше:

PbI2 Pb2+ + 2 I-

и произведение растворимости следует вычислять по формуле

ПР = [Pb2+]∙[I-]2 = 1,03∙10-3∙(2,06∙10-3)2 = 1,1∙10-9.

6. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Реакции, в ходе которых происходит перенос электронов от одного иона к другому, называются окислительно-

восстановительными.

Формальный заряд иона, вычисленный исходя из предположения, что все связи вмолекуле ионные,называетсястепеньюокисленияиона.

Окислением называется процесс отдачи электронов, при этом степень окисления такого иона повышается.

Восстановлением называют процесс присоединения электронов, при этом степень окисления иона уменьшается.

Окислителем называется ион, который при взаимодействии принимает электроны, то есть он окисляет другой ион.

Восстановителем называют ион, отдающий в ходе реакции электроны, то есть восстановитель восстанавливает другой ион.

У простых веществ степень окисления всегда равна нулю. Например: Na0, Fe0, H20, S0, Cl20. Некоторые элементы в соединениях проявляют всегда одну и ту же степень окисления, то есть для этих элементов степень окисления постоянная. Это щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), для них степень окисления равна +1; щелочноземельные металлы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba), для них степень окисления равна +2. Почти для всех элементов третьей группы степень окисления равна +3. Для водорода во всех соединениях, кроме гидридов металлов, степень окисления равна +1. Для кислорода в

оксидах, кислотах, основаниях и солях степень окисления равна –2, а в перекисных соединениях кислород проявляет степень окисления –1. Фтор во всех своих соединениях проявляет степень окисления –1.

Большинство элементов имеют переменную степень окисления. Учитывая, что сумма всех степеней окисления в нейтральной молекуле равна нулю, а в заряженном ионе – заряду этого иона, несложно вычислить степень окисления любого элемента. Например, вычислим степень окисления азота в молекуле азотной кислоты HNO3. Степень окисления водорода +1, кислорода –2. Составим уравнение: +1+x +3 (–2)=0. Очевидно, что степень окисления азота равна +5. Аналогично для иона Cr2O7 2 степень окисления хрома вычисляется из уравнения 2 х + 7 (–2) = –2 и она равна +6.

Окислительно-восстановительная реакция протекает только в том случае, если окислительно-восстановительный потенциал окислителя больше потенциала восстановителя.

Установитьсоставпродуктовреакциипомогаютследующиеправила:

1.В кислой среде ионы металлов с зарядом +1, +2, +3, (+4) с анионами кислотного остатка молекулы кислоты (среды) образуют соли. Также образуется вода.

2.В щелочной среде образующиеся в ходе окислительновосстановительной реакции атомы с положительной степенью окисления +4,+5,+6,+7 входят в состав кислородсодержащих кислотных остатков. (Исключение: Pb, Mn, C, S, которые в нейтральной среде образуют диоксиды PbO2, CO2, MnO2). Кроме этого, в реакции образуется вода.

3.В нейтральной среде молекулы воды превращаются в ионы OH–, которые взаимодействуют с ионами металлов.

Втабл. 20 приведены продукты окислительно-восстановительных реакций с участием соединений марганца и хрома.

Таблица 20

Зависимость продуктов окислительно-восстановительных реакций с участием соединений марганца и хрома от кислотности среды

В табл. 21 приведены схемы перехода электронов в окислительновосстановительных реакциях.

Таблица 21

Схемы перехода электронов в окислительно-восстановительных реакциях

В присутствии сильных окислителей, таких как HNO3,

восстановители, имеющие отрицательную или нейтральную степени окисления, отдают все имеющиеся на внешнем уровне электроны и приобретают максимальную степень окисления, например S-2 8ē → S+6. В зависимости от природы металла и концентрации азотной кислоты HNO3 может превращаться в различные соединения азота

(табл. 22).

Таблица 22

Продукты восстановления азотной кислоты различными металлами

Вещества с промежуточной степенью окисления элемента независимо от среды раствора переходят в вещества с высшей

степенью окисления этого элемента.

HN+3O2  HN+5O3

NaN+3O2  NaN+5O3

H2S+4O3  H2S+6O4

Na2S+4O3  Na2S+6O4

реакций можно расставлять методом электронного баланса. Для этого необходимо помнить:

1) количество атомов любого элемента до реакции равно количеству атомов этого элемента после реакции;

2)количество электронов, отданных восстановителем, равно количеству электронов, принятых окислителем.

Алгоритм расстановки коэффициентов следующий:

1)определить степени окисления каждого элемента;

2)определить, какие из элементов изменяют степени окисления;

3)составитьсхемыпередачиэлектроновокислителемивосстановителем;

4)найти наименьшее общее кратное, чтобы уравнять число отданных и принятых электронов – это и будут коэффициенты перед окислителем и восстановителем;

5)далее уравнять число атомов, не участвующих в процессах окисления – восстановления, причем сначала уравниваем металлы и неметаллы (кислотные остатки), в последнюю очередь уравниваем водород. Проверка правильности расстановки коэффициентов осуществляется подсчетом общего числа атомов кислорода слева и справа.

7.ОСНОВЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

7.1.Качественный анализ

Аналитическая химия – наука о качественном и количественном составе и структуре вещества. Качественный анализ решает вопросы химической идентификации, то есть определяет число и виды фаз, молекул, ионов, атомов. При идентификации определяется комплекс свойств веществ: цвет, фазовое состояние, плотность, вязкость, температураплавления икипения, растворимость и т.п.

Образование окрашенного соединения, труднорастворимого осадка, кристаллов определенной формы, выделение газа, то есть те или иные аналитические признаки по изменению которых судят о наличии или отсутствии определяемого компонента, называется аналитическим сигналом. В зависимости от вида идентифицируемых частиц различают элементный, молекулярный, изотопный, функциональный и фазовый анализ (табл. 23).

Таблица 23

Виды анализа в зависимости от идентифицируемых частиц

Качественный анализ бывает дробным и систематическим. Дробный анализ позволяет обнаружить компонент в пробе с помощью специфической реакции без его предварительного отделения.

Систематический анализ основан на предварительном разделении компонентов на аналитические группы с помощью групповых реагентов с последующим их обнаружением в отсутствии мешающих ионов.

Существует несколько аналитических классификаций катионов по группам: аммиачно-фосфатная (табл. 24), сероводородная (табл.25) и кислотно-основная (табл. 26).

Таблица 25

Сероводородная (сульфидная) классификация катионов

Анионы обычно классифицируют по растворимости солей либо по окислительно-восстановительным свойствам (табл.27 и 28). В табл. 29 приведены наиболее распространенные специфические реагенты для определения некоторых ионов методом дробного анализа.

Таблица 27

Классификация анионов по окислительно-восстановительным свойствам

Некоторые летучие соли металлов окрашивают бесцветное пламя газовой горелки в определенный цвет (табл.30).

Таблица 30

Цвет пламени газовой горелки, в который его окрашивают

различные летучие соединения

7.2. Количественный анализ

Определение содержания (концентрации, массовой доли) компонентов в анализируемой пробе называется количественным анализом. Все методы количественного анализа делятся на химические и инструментальные (физические и физико-химические).

Химические методы позволяют с помощью проведения химической реакции определить содержание компонентов в пробе на основе измерения массы или объема. К ним относятся весовой

(гравиметрический) и объемный (титриметрический) методы.

Гравиметрический, или весовой метод, заключается в определении массы труднорастворимого соединения, полученного при добавлении определенного реагента – осадителя к пробе.

Титриметрический, или объемный метод, заключается в измерении объема раствора того или иного реагента, израсходованного на реакцию с анализируемым компонентом.

Вычисления в титриметрическом анализе основаны на законе эквивалентов: все вещества взаимодействуют друг с другом в эквивалентных количествах.

nЭКВ1 nЭКВ2 ,

C1 V1 C2 V2 ,

m1 C2 V2 10 3 .

Э1

Множитель 10-3 переводит объем, выраженный в см3 (мл) в дм3 (л). В зависимости от того, какая реакция лежит в основе титриметрического определения, различают следующие виды

объемного анализа (табл. 31).

Таблица 31

Виды объемного (титриметрического) анализа