Аналітична класифікація аніонів

Розмаїтість аніонів (~230) значно перевищує кількість катіонів. Однак класифікація аніонів, як і катіонів, пов'язана з положенням відповідних елементів у періодичній системі Д.І.Менделєєва. Найбільш типові і поширені аніони утворюють в основному елементи IV-VII груп та елементи побічних підгруп.

За В.М. Алексеєвим аніони поділяють на 3 аналітичні групи:

– І група осаджується BaCl₂ при рН  7 (SO₄^2–, SO₃^2–, СO₃^2–, SiO₃^2–, PO₄^3–);

– II група осаджується AgNO₃ в 2 н. HNO₃ (Cl^–, Br^–, I^–);

– III група (NO₃^–, NO₂^–, CH₃COO^–, MnO₄^–, ClO₃^– та інші) групового реагента не має і аніони можуть бути виявлені специфічними реакціями.

Аналіз речовин невідомого складу

Якісний аналіз речовин невідомого складу проводять поетапно в декілька стадій. Якщо не рахувати стадії відбору проби та підготовки її до аналізу, то можна виділити 3 етапи:

– попередні випробування зразка;

– систематичний аналіз катіонів сірководневим методом;

– аналіз аніонів дробним методом.

Попередні випробування дозволяють виявити деякі елементи у пробі, а також відмітити деякі властивості, що непрямо вказують на присутність цих елементів.

В результаті попередніх випробувань встановлюють:

– зовнішній вигляд речовини (кристали, аморфний порошок і т.п.);

– колір речовини;

– наявність кристалізаційної води або розкладу речовини при нагріванні;

– колір полум'я при внесенні речовини в полум’я газового пальника;

– розчинність у воді, кислотах, лугах (виділення газу);

– визначення рН розчину при розчиненні у воді (та гідролізі);

– визначення окисників (досліджуваний р-н + KI + H₂SO₄  I₂);

– визначення відновників (досліджуваний р-н + KMnO₄ + H₂SO₄  Mn²⁺).

Систематичний аналіз на катіони починають з виявлення в окремих порціях досліджуваного розчину йонів NH⁴⁺, Fe²⁺, Fe³⁺ та Mn²⁺ дробним методом. Це необхідно зробити тому, що катiони NH₄⁺ входять до складу реагентiв для виявлення та розділення катiонiв II i III аналiтичних груп і таким чином можуть бути занесеними у розчин, а катiони Fe²⁺, Fe³⁺ Mn²⁺ можуть змінювати ступінь окиснення пiд час проведення аналiтичних реакцiй. Далі виявляють груповими реагентами катіони V, IV,III та II групи (наступну групу виявляють тільки після осадження та відокремлення попередньої). Аналіз катіонів всередині кожної групи ведуть за методами, згаданими раніше та детально описаними у відповідних підручниках та методичних вказівках.

Результати попередніх випробувань не повинні суперечити даним про елементний склад речовини, одержаними за результатами хімічного аналізу.

Основні закономірності протікання хімічних реакцій

Переважна більшість хімічних реакцій, які застосовуються в гравіметричних, титриметричних та багатьох фізико-хімічних методах аналізу, протікають в розчинах. Це реакції:

– кислотно-основної взаємодії;

– окиснення-відновлення;

– осадження малорозчинних сполук;

– комплексоутворення та деякі інші.

Для правильного вибору умов проведення реакцій необхідно знати механізми хімічних процесів та можливості керування ними.

Швидкість хімічних реакцій. Закон діючих мас. Константа рівноваги

Кожна хімічна реакція протікає з певною швидкістю і закінчується після досягнення певного стану рівноваги. Швидкість хімічної реакції визначається зміною концентрації одного з компонентів реакції за одиницю часу і залежить від природи реагуючих речовин, їх концентрації, температури, присутності каталізатора. Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість хімічної реакції визначається законом дії мас.

Швидкість хімічних реакцій за постійної температури прямо пропорційна добутку молярних концентрацій (активностей) реагуючих речовин, піднесених до степенів їх стехіометричних коефіцієнтів.

Оскільки більшість хімічних реакцій за однакових умов можуть відбуватися у двох протилежних напрямках (є зворотними), то для реакції, що відбувається за схемою:

aA + bB  cC + dD ( І )

де a, b, c, d – стехіометричні коефіцієнти; A, B – вихідні речовини; C, D – продукти реакції

швидкість прямої реакції описується рівнянням

а швидкість зворотної запишеться як

,

де V_1,2 - швидкості реакцій; k_1,2– константи швидкості реакцій; [A] і [B] - концентрації реагуючих речовин, моль/дм³; [С] і [D] - концентрації продуктів реакції, моль/дм³.

Через певний час швидкість обох реакцій вирівнюється і процес приходить до стану хімічної рівноваги:

.

При постійних температурі і тиску константа рівноваги залишається постійною та не залежить від концентрації учасників реакції.

(3.1)

Це рівняння є математичним виразом закону дії мас стосовно стану хімічної рівноваги. Константу K_c називають концентраційною константою рівноваги. Вона залежить від температури, але не залежить від концентрацій речовин, які реагують.

Напрям зміщення рівноваги системи визначається принципом Ле-Шательє: якщо змінювати одну з умов стану системи, яка знаходиться в рівновазі (температуру, концентрацію, тиск), то рівновага зміститься у напрямку реакції, яка протидіє цій зміні.

Для ендотермічних реакцій (H > 0) K_a зростає з ростом температури, а для екзотермічних (H < 0) – спадає.