СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙ 200503, 280202

ВЫПОЛНЯЮТСЯ ПО МЕТОДИЧЕСКИМ УКАЗАНИЯМ

Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

УГАЭС

Кафедра Общей химии

Аналитическая химия

(методы химического анализа)

Уфа 2011

УДК 371.385.54

Составители: к.х.н., доцент О.Г.Горлевских

Методические указания: «Аналитическая химия. Методы химического анализа».- Уфа,УГАЭС 2011. 24 с.

Предназначены для студентов заочной формы обучения всех специальностей.

Рецензент:

Методические указания для студентов заочной формы обучения

 Издательский центр УГАЭС 2011

Аналитическая химия - наука о методах изучения химического состава вещества. Аналитическая химия включает качественный и количественный анализ. Качественный анализ позволяет оп­ределять и идентифицировать состав вещества. Количествен­ный анализ - определять содержание различных ком­понентов в анализируемой системе.

В качественном и количественном анализе используют хими­ческие, физические и физико-химические методы исследования. Химические методы анализа основаны на способности веществ вступать в химические взаимодействия. Физические методы основаны на измерении ка­ких-либо физических параметров веществ. Физико-химические методы основаны на наблюдении за изменением физических свойств веществ, которые происходят в результате химической реакции.

В качественном анализе для обнаружения ионов и молекул используют химические и физико-химические методы.

При количественных определениях применяются хи­мические методы (титриметрический и гравиметрический), фи­зические и физико-химические (атомная и молекулярная абсорбцион­ная спектроскопия, эмиссионный спектральный анализ, флуориметрия, поляриметрия,рефрактометрия, кондуктометрия, потенциометрия; полярография, кулонометрия, хроматография и т.д.). Несмотря на преимущества, которые имеют физические и физико-химические методы по сравнению с химическими методами количественного ана­лиза, последний широко используются в практике научно-исследова­тельских и заводских лабораторий. Это объясняется простотой методики эксперимента и сочетанием правиль­ности и воспроизводимости результатов анализа.

В настоящем пособии основное внимание уделено химическим методам количественного анализа, имеющим наибольшее значение для работников пищевых предприятий.

Пособие состоит из трех разделов:

1)равновесия в растворах труднорастворимых соединений;

2)гравиметрический анализ;

3)титриметрический анализ.

В начале каждого раздела кратко изложена теория, даны при­меры решения задач. В конце каждого раздела приведены контроль­ные вопросы и задачи для выполнения контрольной работы. Варианты контрольных работ и справочные таблицы помещены в конце пособия.

1. Равновесия в растворах малорастворимых соединений. Растворимость и произведение растворимости.

Ионные равновесия, связанные с образованием осадков, явля­ются обратимыми, подчиняются закону действующих масс и характеризуются константой равновесия, которую принято называть произведением растворимости (ПР). Произведение растворимости - посто­янная величина. Она равна произведению активностей ионов в насы­щенном растворе малорастворимого электролита.

Например, при образовании осадка хлорида серебра имеет место равновесие, которое описывается уравнением:

AgCl Аg⁺ + Сl^-

Для приближенных раcчетов произведение растворимости AgCl можно записать в виде следующего выражения:

ПР(AgCl)=[Ag⁺] +[Cl^-],

так как молярные концентрации ионов в данном случае мало отлича­ются от их активностей. Таким образом, для любой труднораствори­мой соли М_p A_q можно записать в общем виде:

ПР (М_pА_q) =[M]^p + [A]^q

По опытным данным о растворимости труднорастворимых элект­ролитов рассчитывают их произведение растворимости или на осно­вании табличных данных о произведении растворимости решают об­ратную задачу. При этом необходимо, помнить, что растворимость вещества может быть выражена в любых единицах измерения, а ПР рассчитывается только по концентрациям, выраженным в моль/дм³ или в моль/л.

Все вычисления, связанные с образованием и растворением осадков, выполняют по следующей схеме:

• составляют уравнения диссоциации электролитов;

• составляют ионные уравнения образования осадков;

• записывают выражение ПР в соответствии с ионным уравнени­- ем, описывающим образование осадка и находят значение ПР по таб­- лице;

• вычисляют значения равновесных концентраций ионов по за­- данным концентрациям сильных электролитов или с учетом К_дис. для слабых электролитов;

• сопоставляя заданные концентрации и условия задачи, составляют алгебраическое уравнение, по которому определяют искомую величину.

Пример1. Вычислить ПР (BaSO₄), если его растворимость равна 2,33 мг/л.

Решение: Для вычисления ПР (BaS0₄)= [Ва²⁺]•[SO] необходимо рассчитать концентрацию BaS0₄ в моль/л. Для этого нужно весовое колическтво соли BaSQ₄, равное 2,33 мг, выразить в молях, для чего данное его весовое количество надо разделить на мольную массу сульфата бария, т.е. 233,4 г/мол:

0,00233г : 233,4 г/моль=10^-5 моль.

Поскольку концентрация соли BaS0₄ очень мала, то соль в растворе диссоциирована полностью и тогда концентрация ионов Ba²⁺ и S0будет равна 10^-5 моль/л. Соответственно, произведение растворимости

ПР(BaSO)= [Ва²⁺]•[SO]= 10^-5 • 10^-5 = 10^-10.

Пример 2. Вычислить растворимость СаСО₃ в граммах на 100 г насыщенного раствора, если ПР(СаСОз) =1,7•10 ^-8.

Решение: Записываем уравнение образования осадка:

Сa²⁺ + CO= CaCO₃

Согласно уравнению [Сa ²⁺]•[ CO]= В насыщенном растворе СаСОз равновесные концентрации Са²⁺ и COравны; обозначим эту концентрацию "х", т.е. [Сa ²⁺]•[ CO] =х. Тогда

[Сa ²⁺]•[ CO]=1,7•10 ^-8 = х², откуда

х== 1,3•10^-4моль/л.

Следовательно, и концентрация СаСОз в насыщенном растворе равна 1,3•10^-4 моль/л. Растворимость "а" СаСОз в г получим, умножив мольную концентрацию на молекулярную массу соли:

а=1,3•10^-4•100=1,3•10^-2 г/л, или 1,3•10^-4 /10=1,3•10^-3 г/100см³ .

Принимая плотность очень разбавленного раствора равной 1 г/см³, получим, что растворимость СаСОз равна 1,3•10^-4г на 100 г раствора.

Радение данной задачи носит приближенный характер.

Условия образования и растворения осадков.

Следствием из определения произведения растворимости является вывод, что осадок выпадает из перенасыщенного раствора, т.е

когда произведение концентраций ионов выше ПР, взятых из справочных таблиц. Если произведение концентраций ионов - меньше ПР, то осадок не выпадает, и при внесении в такой раствор кристалликов твердой фазы этого вещества будет наблюдаться растворение твердого вещества.

Пример 3. Может ли образовываться осадок Mg(OH)₂ , если смешать равные объёмы 0,5М раствора MgCl₂ и 0,1М раствора NH₄ OH?

Решение: За счет увеличения объёма при сливании растворов вдвое следует учитывать уменьшение начальных концентраций также вдвое, т.е. концентрация раствора MgCl₂ станет равной 0,5М:2 – 0,25М/л, а концентрация NH₄ OH - равной 0,1М:2 – 0,05 М/л.

Уравнения записываются в следующем виде:

Mg⁺² + 2OH^-  Mg(OH)₂

ПР(Mg(OH)₂)=[ Mg⁺²] •[ OH^-]² .

Для ответа на вопрос, выпадает ли в осадок Mg(OH)₂ , нужно знать концентрацию ионов Mg⁺² и OH^- . Концентрацию ионов магния принимаем равной 0,25 моль/л, учитывая, что хлорид магния является сильным электролитом и диссоциирует полностью.

Для вычисления концентрации ионов OH^- используют выражение константы диссоциации:

NH₄ OH NH₄ ⁺ + OH^-

К=[ NH₄ ⁺]•[ OH^-]/[ NH₄ OH]=1,8•10^-5

Принимаем равновесные концентрации [ NH₄ ⁺]=[ OH^-]=х и

[ NH₄ OH]=0,05-х. Тогда х² / (0,05-х)= 1,8•10^-5 .

Решим уравнение в упрощенном виде, т.е. примем, что 0,05-х=0,05М/л. Теперь находим значение «х»:

х == 9,5•10^-4моль/л.

Используя значения концентраций [ Mg⁺²] =0,25 моль/л и [ OH^-]= 9,5•10^-4моль/л для вычисления произведения начальных концентраций по выражению для ПР, получим:

[ Mg⁺²] •[ OH^-]² =0,25•(9,5•10^-4)² =2,25•10^-7 .

Полученную величину сравниваем с табличным значением ПР(Mg(OH)₂)= 5,2•10^-12 . Очевидно, что рассчитанное произведение концентраций превышает табличное значение ПР(Mg(OH)₂), следовательно, раствор пересыщен, и осадок должен выпадать.

Пример 4. При каком значении рН начнется выпадение осадка Fe(OH)₂ из 0,1 М раствора FeSO₄ при добавлении раствора NaOH?

Решение: Образование осадка описывается уравнением:

Fe²⁺ + 2OH^-  Fe(OH)₂ ,

для которого выполняется условие

ПР(Fe (OH)₂)=[ Fe ²⁺] •[ OH^-]² =1,1•10^-15.

Принимая, что соль FeSO₄, как сильный электролит, в раство­ре диссоциирует полностью, равновесная концентрация ионов [Fe²⁺]=0,1 моль/л.Исходя из выражения ПP(Fe(OH)₂) получаем: 10^-1]•[ОН^-]²= 1,1•10^-15; [ОН^-]==10^-7 моль/л.

Учитывая, что рН=-lg [Н⁺],а [H⁺]•ОH^-]=10^-14, найдем, что концентрация ионов водорода равна 10^-14/10^-7моль/л и рН соответственно равно -lg•10^-7=7

Таким образом, при pH=7 начинается выпадение осадка Fe(OH)₂ из 0,1 М раствора FeSO₄ при добавлении NaOH.