Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Задания для КР по химии.doc
Скачиваний:
134
Добавлен:
11.03.2016
Размер:
2.57 Mб
Скачать

Теоретические основы аналитической химии

Аналитическая химия – это наука, разрабатывающая теоретические основы и методы химического анализа. Наиболее существенными теоретическими вопросами являются учение о химическом равновесии и теория растворов. Реакции аналитической химии в своем большинстве обратимы и для того чтобы при обратимой реакции достичь возможно более полного превращения одного из взятых веществ, необходимо действовать избытком того реагента, который вызывает это превращение.

Реакции, применяемые в аналитической химии, протекают чаще в водных растворах, поэтому в аналитической химии очень важно: а) знать, в какой мере различные электролиты распадаются в растворе на ионы;

б) определять, как изменяются концентрации тех или иных ионов в растворе при введении в него электролита с одноименным ионом; в) уметь рассчитывать концентрации катионов H+, гидроксид - ионовOH, определятьpHрастворов.

Выполняя такие важные аналитические операции, как осаждение или отделение ионов, промывание и растворение осадков, имеют дело с гетерогенными системами. В гетерогенных системах может наступить равновесие «насыщенный раствор - осадок», но оно может быть смещено как в сторону образования осадка, так и в сторону его растворения. Условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов труднорастворимого электролита (ионного произведения – ИП) над его произведением растворимости (ИППР). Условием растворения осадка является понижение ИП по отношению к значению ПР (ИППР).

Исходя из значений ПР, можно рассчитать растворимость труднорастворимых веществ в воде и в растворах, содержащих другие электролиты. Растворимостью данного вещества называется концентрация вещества в определенном объеме его насыщенного раствора. Различают молярную растворимость в моль/л (S) и растворимость в г/л (P), которые связаны между собой следующей зависимостью:P=SM, гдеM-молярная масса труднорастворимого вещества.

Пример 1.Произведение растворимости оксалата бария ВаС2О4при 20С равно 1,6210-7. Вычислите растворимость соли (в моль/л и г/л) при указанной температуре.

Решение.В насыщенном растворе труднорастворимого электролита ВаС2О4существует равновесие:

ВаС2О4 Ва2++ С2О42-

в осадке в растворе

При растворении каждого моля ВаС2О4в раствор переходят 1 моль ионов Ва2+ и 1 моль ионов С2О42-. Обозначим растворимость соли

Sмоль/л, тогда в насыщенном растворе ВаС2О4концентрации ионов будут равны:Ва2+ =Sмоль/л,С2О42-=Sмоль/л.

Отсюда, =SS=S2.

Выразим растворимость: S=

Подставив числовое значение = 1,6210-7, находим молярную растворимость соли в моль/л:S== 0,410-3моль/л.

М = 225,33 г/моль, следовательно, растворимость соли в г/л равна:P=SM= 0,410-3 225,33 = 0,0913 г/л.

Пример 2.Растворимость фосфата серебра в воде приt=250Cравна 6,1510-3г/л. Вычислите произведение растворимости данной соли.

Решение.Молярная растворимость фосфата серебра (Sмоль/л) равнаS=, гдеP- растворимость в г/л, М – молярная масса (г/моль). МAg3PO4= 418,58 г/моль, следовательно,

S=моль/л.

В насыщенном растворе фосфата серебра существует равновесие:

Ag3PO43Ag+ +PO43-

в осадке в растворе

При растворении каждого моля Ag3PO4в раствор переходят 3 моль ионовAg+и 1 моль ионов РО43. Так как молярная растворимость фосфата серебраS= 1,6105моль/л, то концентрации ионов в насыщенном растворе соответственно равны:

Ag+моль/л, PO43-.

Запишем выражение для произведения растворимости фосфата серебра и вычислим его значение:

Пример 3.Произведение растворимости сульфида магния приt= 250С равно 2,010-15. Образуется ли осадокMgSпри смешении равных объемов 0,002М раствора нитрата магния и 0,0003М раствора сульфида натрия.

Решение.При смешении растворов нитрата магния и сульфида натрия протекает следующая реакция:Mg(NO3)2+Na2S=MgS + 2NaNO3

Для образования осадка MgSнеобходимо, чтобы ИППРMgS.

При смешении равных объемов растворов объем смеси стал в два раза больше объема каждого из взятых растворов, следовательно, концентрации растворенных веществ уменьшаются вдвое, т.е.

Нитрат магния и сульфид натрия как сильные электролиты, в водных растворах диссоциируют практически полностью:

Mg(NO3)2  Mg2++ 2NO3

Na2S  2Na+ + S 2

Из уравнений диссоциации следует, что из одного моля нитрата магния и одного моля сульфида натрия образуется по одному молю соответственно ионов Mg2+иS 2 -.

Поэтому концентрация ионов Mg2+иS 2–равна концентрации соответствующей соли в общем растворе:

C Mg2+ = C Mg(NO3)2 = 0,001 моль/л; СS 2 - = СNa2S = 0,00015 моль/л.

Рассчитаем произведение концентраций ионов (ИП) и сравним его со значением произведения растворимости для сульфида магния:

.

Так как 1,510-7 2,010-15, значит ИППРMgS, и осадокMgSобразуется.

Пример 4. Вычислите рН 0,0042М раствора гидроксида калия.

Решение.Гидроксид калия – электролит сильный, практически полностью диссоциирует на ионы КОНК+ + ОН-, поэтому концентрация гидроксид ионов в растворе равна концентрации гидроксида калия:

Зная, что ионное произведение воды KH2O== 10-14, можно найти концентрацию катионов водорода:

Отсюда .

Пример 5. Вычислите рН 0,2 М раствора уксусной кислоты.

Решение. Уксусная кислота – электролит слабый, следовательно, расчет рН делаем, исходя из константы диссоциации этой кислоты Уравнение диссоциации кислоты:

СН3СООНН+ + СН3СОО-

Запишем выражение константы диссоциации:

;

По уравнению диссоциации делаем вывод, что на каждый образующийся H+- ион приходится один CH3COO- -ион, значит [H+]=[CH3COO-]. Концентрацию недиссоциированных молекул слабой кислоты можно принять равной концентрации раствора кислоты. Следовательно,

Отсюда:

== 1,910-3моль/л.

Пример 6.Во сколько раз изменится растворимость карбоната кальция СаСО3в 0,1М растворе карбоната калия К2СО3по сравнению с растворимостью его в воде? Произведение растворимости.

Решение. Рассчитаем растворимость СаСО3в воде –S(моль/л):

СаСО3Са2++ СО32-

в осадке в растворе

.

Обозначим растворимость СаСО3равнойSмоль/л, тогда согласно уравнению диссоциации карбоната кальция в насыщенном растворе концентрация каждого из его ионов равнаSмоль/л.

Следовательно, растворимость СаСО3в воде будет равна:

S= моль/л.

Найдем растворимость СаСО3в 0,1М растворе К2СО3. При введении сильного электролита, диссоциирующего по уравнению:

К2СО32К+ + СО32-, концентрация карбонат - ионов СО32-повышается на 0,1 моль и становится равной (S+ 0,1) моль/л, а концентрация катионов кальция остаётся равнойSмоль/л, тогда:

.

Так как значение S2 много меньше произведения 0,1 S, то величиной S2 можно пренебречь и тогда:

.

Отсюда, растворимость СаСО3 в 0,1М растворе К2СО3 будет равна:

моль/л, и следовательно, уменьшится в раз.

Буферные растворы (смесь слабой кислоты с ее солью или смесь слабого основания с его солью) широко распространены в природе и очень часто используются в химической практике, в том числе и при химическом анализе. В отличие от растворов кислот и оснований буферные растворы обладают важными свойствами:

1. рН буферных растворов практически не зависит от разбавления. Это обусловлено тем, что буферные растворы - это растворы слабых кислот или оснований с подавленной степенью диссоциации. Подавление степени диссоциации - результат присутствия в этих растворах сильного электролита, имеющего одноименный со слабым электролитом ион. Например, в аммонийном буферном растворе находятся слабое основание NH4OH и сильный электролит NH4Cl. Катион обоих электролитов одинаков.

2. рН буферных растворов практически не изменяется при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или щелочей. Это обусловлено тем, что буферные растворы являются одновременно и кислотой, и основанием. Например, в ацетатном буферном растворе CH3COOH выполняет функцию кислоты и в случае уменьшения концентрации ионов водорода в растворе поставляет их за счет диссоциации, а CH3COONa выполняет функцию основания и является акцептором ионов водорода при увеличении их концентрации в растворе.

3. Величина рН буферного раствора рассчитывается по формулам:

и

Пример 7. Определите рН аммонийного буферного раствора, если известен состав данного буфера: 0,1М NH4OH и 0,1М NH4Cl. Как изменится рН: а) если к 1 л буферного раствора добавить 0,01 моль гидроксида натрия; б) если разбавить буферный раствор в 10 раз?

Решение: Так как в состав буферного раствора входит основание, то вначале определим рОН буферного раствора по формуле:

(1),

где . Из таблицыIII Приложения находим, что следовательно,

Подставляем все числовые значения в формулу (1) и находим

Зная, что рОН + рН = 14, находим значение рН буферного раствора:

pH = 14 - 4,75= 9,25

а) к 1 л буферного раствора добавили 0,01 моль NaOH, при этом гидроксид натрия будет реагировать с солью:

NaOH + NH4Cl = NH4OH + NaCl и изменятся концентрации и основания, и соли в буферном растворе.

По уравнению реакции:

из 1 моль NaOH образуется 1 моль NH4OH, следовательно, из 0,01 моль NaОН образуется 0,01 моль NH4OH. Концентрация NH4OH увеличится на 0,01 моль и станет равной:

Концентрация NH4Cl уменьшится на 0,01 моль и станет равной:

:

таким образом, , рН= 14-4,66 = 9,33. Следовательно, рН буферного раствора увеличивается с 9,25 до 9,33, т.е. меняется незначительно.

б) при разбавлении данного буферного раствора в 10 раз концентрации NH4OH и NH4Cl тоже уменьшаются в 10 раз, следовательно

рН = 14-4,75=9,25 – рН буферного раствора не изменяется.