- •Составители:
- •Т.Б.Мошкова, доц., канд. С.-х. Наук
- •Общие методические указания
- •Обязательный минимум содержания дисциплины
- •Специальные вопросы химии
- •Контрольное задание 1
- •Моль. Эквиваленты и молярные массы
- •Эквивалентов простых и сложных веществ
- •Закон эквивалентов
- •Строение атома
- •Периодическая система элементов д.И.Менделеева
- •Химическая связь и строение молекул
- •Элементы химической термодинамики Энергетика химических процессов
- •Кинетика химических процессов Химическое равновесие
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Общие свойства растворов
- •Электролитическая диссоциация Реакции в растворах электролитов
- •Гидролиз солей
- •Контрольное задание 2 Окислительно-восстановительные реакции
- •Электродные потенциалы и электродвижущие силы
- •Электролиз расплавов и растворов
- •Коррозия металлов
- •Комплексные соединения
- •Жесткость воды и методы ее устранения
- •Органические соединения Полимеры
- •Химические элементы Их соединения и аналитические реакции
- •Теоретические основы аналитической химии
- •Задания
- •Качественный анализ
- •Количественный анализ
- •Задания
- •Органические соединения
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 (ИППР). Условием растворения осадка является понижение ИП по отношению к значению ПР (ИППР).
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=SM, гдеM-молярная масса труднорастворимого вещества.
Пример 1.Произведение растворимости оксалата бария ВаС2О4при 20С равно 1,6210-7. 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, =SS=S2.
Выразим растворимость: S=
Подставив числовое значение = 1,6210-7, находим молярную растворимость соли в моль/л:S== 0,410-3моль/л.
М = 225,33 г/моль, следовательно, растворимость соли в г/л равна:P=SM= 0,410-3 225,33 = 0,0913 г/л.
Пример 2.Растворимость фосфата серебра в воде приt=250Cравна 6,1510-3г/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:
Ag3PO43Ag+ +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= 1,6105моль/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 2,010-15. 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 ИППРMgS.
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 1,510-7 2,010-15, значит ИППРMgS, и осадокMgSобразуется.
Пример 4. Вычислите рН 0,0042М раствора гидроксида калия.
Решение.Гидроксид калия – электролит сильный, практически полностью диссоциирует на ионы КОНК+ + 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:
СН3СООНН+ + 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:
== 1,910-3моль/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):
СаСО3Са2++ 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:
К2СО32К+ + 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.