Фарфоровий посуд:

Фарфоровий посуд порівняно зі скляним більш міцний та термостійкий (мал.1.13). Можна випарювати розчини досуха та спалювати речовини (при t ≤ 1200 С). Проте у фарфоровому посуді не можна проводити сплавлення з лугами та працювати з плавиковою кислотою.

• Фарфорові чашки (для випарювання розчинів і просушування твердих порошкоподібних речовин);

• Фарфорові тиглі (для прожарювання, спалювання органічних і неорганічних речовин до температури 1000-1100⁰С). Тиглі для прожарювання випускають різних розмірів за висотою та діаметром.

• Ступки: фарфорові, скляні, агатові.

Використовують для подрібнення і розтирання твердих речовин.

4. Вимірювальний посуд (товстостінний скляний посуд):

• Мірні циліндри ‑ скляні товстостінні посудини з поділками на зовнішній стінці, вказують об’єм в мілілітрах. Використовують для вимірювання об’ємів рідин з точність 0,2 ‑ 0,3 ціни поділки (мал.1.14).

• Піпетки (піпетки Мора) – скляні трубки певного об’єму від 1 до 100мл (мал.1.15). На градуйованих піпетках нанесені поділки з ціною 0,1мл. Використовують для точного вимірювання об’єму рідини. Для заповнення піпетки використовують «гумову грушу».

• Мірні колби – скляні плоскодонні колби різної ємності з притертими скляними або підібраними гумовими або поліетиленовими корками (мал.1.16). На горлі колби є риска, до рівня якої необхідно довести об’єм розчину, щоб одержати об’єм розчину, вказаний на колбі в мілілітрах. Використовують для виготовлення розчинів заданої точної концентрації.

• Бюретки використовують для точного відліку об’єму реактиву, для титрування в об’ємному аналізі. Об’ємні бюретки – скляні трубки з краном або витягнутим нижнім кінцем. На зовнішній стінці бюретки по всій довжині нанесені поділки з ціною 0,1мл (мал.1.17).

Бюретку закріплюють у лабораторному штативі в лапках або спеціальних утримувачах (мал.1.18). Після роботи бюретку промивають водою та вміщують в штатив, перевернувши відкритим кінцем вгору. У бюреток з краном необхідно витягнути кран, обернути фільтрувальним папером і знову вставити в бюретку. Бюретки заповнюють рідиною через лійку, потім заповнюють частину бюретки нижче крану або зажиму для видалення бульбашок повітря. Рівень рідини встановлюється за нижнім меніском.

Використовують бюретки з автоматичним встановленням рівня (розчин піднімається вгору до верхньої риски, а надлишок його зливається в посудину через спеціальну трубку). Для одержання більш точних результатів у бюретку вміщують скляний поплавок, що дозволяє підвищити точність відліку рівня рідини. Для проведення аналізів напівмікрометодом використовують мікробюретки з ціною поділки 0,01мл.

3. Металічне обладнання

Універсальні штативи, треноги, зажими, тигельні щипці, пінцети, тиглі металічні, платиновий посуд, утримувачі для пробірок, фарфорових чашок та стаканів.

Металеве обладнання слід берегти від корозії та механічних пошкоджень.

Прилади та оснащення сучасної хімічної лабораторії:

• Нагрівальні (спиртівка, плитка);

• Сушильна шафа (для висушування речовин при температурі (100-110⁰С);

• Муфельна піч;

• Ваговимірювальне обладнання (технохімічні та аналітичні терези).

В лабораторіях для зважування речовин користуються технохімічними терезами, на яких можна зважувати з точністю до 0,01г, і аналітичними терезами (точність зважування 0,0001г).

• Прилади для струшування та перемішування (магнітні мішалки);

• Центрифуга;

• Прилади для проведення фільтрування під високим тиском або розрідженням;

• Прилади для відбору проб досліджуваного матеріалу;

• Дистилятор;

• Гомогенізатор (для подрібнення харчового матеріалу взятого для дослідження);

• Рефрактометр (для визначення сухих речовин);

• Фотоелектроколориметр (фотометр, спектрофотометр);

• Іономір (рН-метр);

• Поляриметр;

• Аналізатор вологості (апарат Чижової);

• Прилад для люмінесцентного аналізу;

• Турбодиметр (для визначення ступеня каламутності розчинів);

• Лабораторні вимірювальні системи для проведення різноманітних визначень електрохімічними методами;

• Титратори (для проведення кількісного аналізу об’ємними методами);

• Портативні лабораторії, оснащені експрес-тестами, ампулами з розфасованими реактивами, портативними приладами для проведення досліджень в польових умовах.

• Хроматограф.

Лекція №2. Закон дії мас як теоретична основа аналітичної хімії

Основні питання:

1. Закон дії мас.

2. Хімічна рівновага. Константа рівноваги.

3. Способи заміщення рівноваги.

4. Застосування закону дії мас до різних типів хімічних реакцій.

Закон діючих мас (Гульдберг і Вааге, 1867) – основний закон хімічної кінетики: швидкість хімічної реакції пропорційна добуткові концентрацій реагентів.

У загальному випадку для реакції: а А + b В ↔ с С + d D

υ = κ ∙С_А^а ∙ С_В^b , де

κ – константа швидкості реакції (швидкість реакції при концентраціях реагентів 1моль/л), характеризує здатність реагентів до взаємодії.

С_А і С_В – концентрації реагентів;

а, b– коефіцієнти в рівнянні реакції.

Константа швидкості реакції залежить від:

• природи реагентів;

• температури;

• наявності каталізаторів.

Константа швидкості реакції не залежить від:

• концентрацій речовин;

• часу.

Стан реагуючої системи, при якому швидкості прямої та зворотної реакцій стають однаковими, називається хімічною рівновагою. Хімічна рівновага має динамічний характер (кількості вихідних речовин і продуктів не змінюються).

Концентрації всіх реагуючих речовин в стані рівноваги називаються рівноважними концентраціями, [ ].

Кількісною характеристикою стану хімічної рівноваги є константа рівноваги (К_рівн).

Константа рівноваги – це відношення добутку концентрацій продуктів реакції до добутку концентрацій вихідних речовин після досягнення рівноваги.

Математичний вираз закону діючих мас для стану рівноваги (можна застосовувати для рівноважного стану будь-якої оборотної реакції незалежно від механізму її перебігу).

Хімічна реакція в загальному вигляді: а А + в В ↔ с С + d D

К_рівн. = = , де

[А] і [В] – рівноважні концентрації вихідних речовин;

[С] і [Д] – рівноважні концентрації продуктів;

а, в, с, d – стехіометричні коефіцієнти в рівнянні реакції;

κ₁ – константа швидкості прямої реакції;

κ₂ – константа швидкості зворотної реакції.

К рівноваги свідчить:

• відношення добутків рівноважних концентрацій продуктів і вихідних речовин у степенях, що дорівнюють їх стехіометричним коефіцієнтам, є величиною сталою;

• про глибину проходження реакції (у скільки разів пряма реакції відбувається швидше, ніж зворотна, за однакової температури й при концентраціях, що дорівнюють одиниці).

Для необоротних реакцій К_рівн → ; К→ 0 (відсутність хімічної взаємодії).

Змінюючи умови, можна перевести систему з одного рівноважного стану в інший.

Перехід системи від одного стану рівноваги до іншого – зміщення хімічної рівноваги.

Принцип Ле Шательє (принцип рухомої рівноваги) (1884): якщо на систему, що перебуває в стані рівноваги, впливати ззовні, то рівновага зміщується у бік тієї реакції, що послаблює цей вплив.

Вплив концентрації на стан рівноваги

Вплив температури на стан рівноваги

Вплив тиску на стан рівноваги

Застосування принципу Ле Шательє

Застосування закону дії мас до різних типів хімічних реакцій

Лекція №3. Розчини. Кількісний склад розчинів

Основні питання:

1. Розчини. Класифікація розчинів.

2. Способи вираження кількісного складу розчинів.

Найбільш поширеним фізико-хімічними системами, з якими зустрічаються в повсякденному житті, є розчини.

Розчини – це однорідні (гомогенні) системи, що складаються з двох і більше компонентів (складових частин) і продуктів їх взаємодії.

Розчинник – компонент розчину, що кількісно переважає і зберігає свій агрегатний стан при утворенні розчину.

Розчинена речовина – компонент розчину, що міститься в меншій кількості.

Кількісний склад розчину визначається відносним вмістом кожного з його компонентів. Фізична величина, яка визначає кількісний склад розчину, називається концентрацією.

ІUРАС рекомендує використовувати кілька способів вираження кількісного складу розчинів, які ґрунтуються на сталості маси розчину, розчиненої речовини, розчинника чи об’єму розчину.

Лекція №4. Рівноваги в гомогенних системах

Основні питання:

1. Розчини електролітів: теорія електролітичної дисоціації, теорія сильних електролітів.

2. Кількісні характеристики процесу дисоціації: ступінь дисоціація, константа дисоціації.

3. Йонний добуток води. Водневий показник. Класифікація розчинів за значенням рН.

Електроліти – речовини, розплави або розчини яких, проводять електричний струм.

Ступінь дисоціації (α) – відношення числа частинок електроліту, що розпалися на іони, до загального числа його частинок у розчині.

α =

α = 1 – дисоціація повна; α = 0 – дисоціація відсутня; 0< α < 1 – часткова дисоціація.

Ступінь дисоціації залежить від:

• природи електроліту та розчинника;

• концентрації електроліту (С↓, α ↑);

• температури (Т↑, α ↑).

Експериментальне визначення ступеня дисоціації (α) проводиться:

• за значенням ізотонічного коефіцієнта;

• вимірюванням електропровідності розчинів різних концентрацій.

Розрізняють:

• Загальну кислотність (лужність) ‑ число моль еквівалентів кислоти (лугу), що містяться в 1л розчину (відповідає загальній концентрації кислоти або лугу).

• Активну кислотність (лужність) – концентрація вільних гідратованих іонів Н⁺ (або ОН ^-).

До складу шлункового соку входять кислоти різної сили, але його кислотність визначається тільки концентрацією іонів водню. Тому безпосереднє вимірювання рН і титрування шлункового соку дадуть різні результати.

Кислотність молока виражають в одиницях титрованої кислотності (у градусах Тернера) і величиною рН при 20^оС.

Титрована кислотність свіжовидоєного молока становить 16-18^оТ, зумовлена кислими солями – дигідрофосфатами і і дигідроцитратами, казеїном і білками сироватки, вуглекислим газом, кислотами (молочною, лимонною, аскорбіновою, вільними жирними), є критерієм оцінки якості молока при його заготівлі.

При зберіганні сирого молока титрована кислотність зростає відповідно із розвитком у ньому молочнокислих бактерій, які перетворюють лактозу в молочну кислоту. Підвищення кислотності – небажаний процес, знижується стійкість білків молока до нагрівання. Молоко з кислотністю 21^оТ приймають як несортове.

Активна кислотність молока – рН ‑ зумовлена дисоціацією кислот і кислих солей, становить 6,5 (відносно стійка завдяки буферній системі). При розвитку в молоці молочнокислих бактерій суттєво зростає титрована кислотність, рН практично не змінюється.

Електрохімічне визначення рН (за допомогою рН-метра) – найбільш точний метод. Базується на вимірюванні електрорушійної сили (ЕРС) досліджуваного розчину, що виникає між скляним електродом (чутливий до концентрації Н⁺) та електродом порівняння.

Скляний електрод: тонкостінна скляна колба з впаяною в неї срібною дротиною, що заповнена насиченим розчином NaCl в 0,1Н НСl (індикаторний).

Хлорсрібний – електрод порівняння (зовнішній)

Схема: (-)Ag/AgCl, HCl / мембрана / розчин з рН_х /КСl, AgCl / Ag(+)

Переваги скляних електродів:

• широкий діапазон рН в різних середовищах;

• не чутливі до окислювально-відновних процесів;

• індиферентні до ПАР і білків.

ЕРС вимірюється вольтметром, якщо шкала потенціометра проградуйована в одиницях рН – прилад рН-метр (рН-340, рН-262, рН-673, П-261, іономір ЕВ-74), то результат вимірювання - рН досліджуваного розчину (не потребує побудови калібрувального графіка).

Визначення рНх за допомогою калібрувального графіка:

• калібрування скляного електрода за серією буферних розчинів;

• побудова калібрувального графіка у координатах Е – рН;

• вимірявши Е_х кола з досліджуваним розчином, за калібрувальним графіком знаходять рН_х цього розчину.

Лекція №5. Буферні розчини. Рівноваги у розчинах солей, що гідролізують

Основні питання:

1. Буферні розчини. Роль буферних систем.

2. Рівноваги у розчинах солей, що гідролізують. Кількісні характеристики гідролізу.

Буферні розчини

(здатні зберігати значення рН при розведенні або при додаванні невеликих кількостей кислоти чи лугу)

Таким чином, рН буферного розчину певного складу визначається відношенням концентрації кислоти і солі або основи і солі (не залежить від розведення).

При зміні об’єму розчину концентрація кожного компоненту змінюється в однакове число раз і їх співвідношення залишається сталим.

Буферна суміш підтримує сталим значення рН за умови: кількість доданих до розчину кислоти або основи не перевищує граничної величини (буферна ємність).

Здатність буферних розчинів протидіяти зміні рН – буферна дія.

Межі, в яких проявляється буферна дія, називається буферна ємність (кількість моль еквівалентів сильної кислоти або сильної основи, що треба додати до 1л буферного розчину для зміни рН середовища на одиницю).

Буферна ємність залежить від:

• природи і концентрації компонентів буферного розчину;

• співвідношення концентрацій компонентів.

Ч

В хімічному аналізі і мікробіологічних дослідженнях:

В технологічних процесах:

• електрохімічне нанесення захисних шарів;

• виробництво барвників;

• виробництво шкіри;

• виробництво фотоматеріалів.

Роль буферних систем

В життєдіяльності живих організмів:

• підтримання сталості КОС (кислотно-основного стану) для оптимального функціонування організму. рН крові в нормі = 7,35 – 7,45 (слабколужне середовище). рН<7,35 – ацидоз; рН>7,45 – алкалоз.

Підтримка КОС у межах, оптимальних для життєдіяльності, забезпечується:

• біохімічними буферними системами (гідрокарбонатна, фосфатна, гемоглобінові, білкова);

• фізіологічними буферними системами (легені, нирки, шлунково-кишковий тракт);

• фізичними буферними системами (розбавлення позасудинною рідиною кислих і лужних продуктів, що надходять у кров – зменшення їх концентрацій).

Використання реакцій гідролізу в якісному аналізі:

• як характерні реакції відкриття катіонів Fe³⁺, Sb³⁺, Br³⁺ і аніонів СН₃СОО^-, SіО₃^2-,

• для розділення Cr³⁺ і Al³⁺ - іонів;

• для регулювання рН і рОН розчинів (додавання NH₄⁺, СН₃СОО^-) тощо.

У практиці якісного аналізу найчастіше мають справу з гідролізом солей і солеподібних сполук.

Кількісні характеристики гідролізу

Константа гідролізу (К_г)

(відношення добутку молярних концентрацій речовин продуктів гідролізу до молярної концентрації речовин негідролізованих іонів солі у розчині).

Записують скорочене іонно-молекулярне рівняння реакції гідролізу.

К_г =

Ступінь гідролізу (h)

(відношення кількості речовини солі, що гідролізувала до загальної кількості речовини Х).

h =

Одиниці вимірювання: в частках одиниці або у відсотках.

Шляхи посилення гідролізу:

• розведення розчинів;

• підвищення температури;

• видалення продуктів гідролізу;

• додавання до розчину: катіонів – сильних комплексоутворювачів і аніонів – сильних донорів пар електронів.

Лекція №6. Рівновага в гетерогенній системі

Основні питання:

1. Гетерогенна система. Рівновага в гетерогенній системі.

2. Добуток розчинності.

3. Умови утворення і випадання осаду при проведенні аналітичних реакцій.

4. Використання правила ДР в аналітичній хімії.

Гетерогенна система – це система, яка складається з кількох фаз. Реакції, що відбуваються в гетерогенній системі, називаються гетерогенними реакціями.

Приклади: осадження AgCl, BaSO₄ тощо.

Рівновага в гетерогенній (неоднорідній) системі: Осад ↔ Розчин.

В результаті взаємно протилежних процесів – осадження і розчинення – між осадом і розчиненою частиною речовини встановлюється динамічна рівновага, при якій швидкість розчинення υ₁ дорівнює швидкості осадження υ₂.

Дисоціація важкорозчинного електроліту: А_аВ_b↔ аА⁺ + bВ ^–

Згідно закону дії мас: К_рівн.= , або

[А⁺]^а · [В^-]^b = К(А_аВ_b) · [А_аВ_b] = const

Добуток молярних концентрацій іонів малорозчинного електроліту в його насиченому водному розчині за сталої температури і тиску, називають добутком розчинності.

Позначають ДР з індексом електроліту:

ДР (А_аВ_b) = [А⁺]^а · [В^-]^b = const (константа добутку розчинності речовини А_аВ_b)

[А⁺] і [В ^-] – рівноважні концентрації катіонів і аніонів, утворених в результаті електролітичної дисоціації електроліту А_аВ_b; (моль/дм³, моль/л);

а, b – число атомів або атомних груп в молекулі. Значення ДР вказані в довідниках.

Фізична сутність рівняння ДР: в насиченому водному розчині малорозчинного електроліту в стані рівноваги за даних температури та тиску величина добутку розчинності є сталою величиною, незалежно від змін концентрацій окремих іонів.

Дозволяє враховувати зміни концентрацій одних іонів малорозчинного електроліту залежно від змін концентрації інших.

ДР залежить від:

• температури;

• іонної сили розчину;

• коефіцієнта активності іонів.

Величиною ДР користуються лише по відношенню до електролітів, розчинність яких у воді не більша, ніж

1·10^-2моль/дм³.

Якщо електроліти мають однотипну формулу, то чим менше значення ДР, тим менша розчинність малорозчинного електроліту.

Напрям реакції обміну між двома електролітами у водному розчині визначається можливістю утворення між іонами малорозчинної сполуки (осаду).

Застосування правила добутку розчинності в аналітичній хімії

• для вирішення питань утворення і розчинення осадів;

Утворення або розчинення осаду – аналітичний ефект, який фіксується органолептично (візуально).

Утворення осаду – результат зниження енергії Гіббса в системі, яке обумовлене:

• зміною характеру і міцності хімічних зв’язків у вихідних і кінцевих продуктах системи (ентальпійний фактор ΔН<0);

• невпорядкованістю системи при зливанні двох водних розчинів, які містять гідратовані іони, пов’язане з природою іонів і природою розчинника (ентропійний фактор).

Фактор утворення осаду – тверда фаза більш упорядкована, ентропія – менша.

Фактор посилення впорядкованості розчинника.

• для обчислення розчинності малорозчинних сполук;

Розчинність малорозчинного електроліту типу А_аВ_b обчислюють за формулою: (кількість молей речовини, що міститься в 1л насиченого розчину за даної температури):

S(А_аВ_b) = , [S] ‑ [моль/л]

• для вирішення питань послідовності утворення і випадання осадів (дія групових реактивів).

Дробне осадження – це метод, за допомогою якого одним і тим же осаджувачем послідовно розділяють декілька іонів, користуючись різними величинами добутку розчинності утворених сполук. В якісному аналізу використовують у тих випадках, коли осади відрізняються за зовнішнім виглядом (забарвлення). Сутність: спочатку випадає в осад сполука, добуток розчинності якої має меншу величину.

Умови утворення і випадання осаду

Осад малорозчинного електроліту утворюється тоді, коли після змішування розчинів реагентів добуток молярних концентрацій речовин катіонів і аніонів буде більшим, ніж ДР осаду за даної температури (ЙД > ДР осаду):

• [А⁺]^а · [В^-]^b > ДР(А_аВ_b) – утворення осаду (пересичений розчин, переважає процес осадження, процес розчинення термодинамічно неможливий). При невеликому перевищенні ДР розчин стає пересиченим, але осад деякий час не випадає.

• [А⁺]^а · [В^-]^b = ДР(А_аВ_b) – осад не випадає (насичений розчин, динамічна рівновага).

• [А⁺]^а · [В^-]^b < ДР(А_аВ_b) – розчинення осаду (ненасичений розчин)

Осадження можна вважати практично повним, якщо в розчині залишається така кількість речовини осаджуваних іонів, яка не заважає в подальших операціях розділення і виявлення іонів. (ДР ≠ 0, осадження ніколи не буває повним).

Для більш повного осадження до розчину додають надлишок реагенту – осаджувача, проте дуже великий надлишок осаджувача викликає розчинення осаду (сольовий ефект).

Вплив електролітів на розчинність осадів

Сольовий ефект – це підвищення розчинності малорозчинних електролітів, які перебувають у рівновазі з осадом, при додаванні до них сильних електролітів, що не містять однойменних іонів з осадом.

Розчинність малорозчинного електроліту у присутності іншого електроліту, що не містить з ним однойменних іонів збільшується, що пояснюється зростанням іонної сили розчину і зменшенням коефіцієнту активності кожного з іонів.

Для важко розчинного електроліту:

ДР(А_аВ_b) = [А⁺]^а · [В^-]^b∙f(А⁺) ∙f (B^-), де

f(А⁺) ∙f (B^-) – коефіцієнти активності іонів.

Так як добуток розчинності – величина стала, тому із збільшенням іонної сили розчину концентрація іонів малорозчинного електроліту збільшується, тобто збільшується розчинність осаду.

Приклад1. Обчислити розчинність АgCI в 0,1М розчині КNО₃.

Позначивши розчинність АgCI в 0,1М розчині КNО₃ через х моль/л, коефіцієнт активності однозарядного іона через f, одержимо:

ДР (АgCI) = х²∙ f²

Коефіцієнт активності однозарядного іона в розчині КNО₃ з молярною концентрацією калій нітрату (V) 0,1 моль/л, дорівнює 0,76. Звідси, розчинність АgCI в 0,1М розчині КNО₃:

Розчинність АgCI в чистій воді складає 1,05∙10^-5моль/л. Відповідно розчинність АgCI в 0,1М розчині КNО₃ в 1,3 рази більша, ніж в чистій воді ( )

Вплив однойменних іонів:

• при додаванні однойменних іонів до насичених розчинів малорозчинних електролітів розчинність цих малорозчинних електролітів зменшується.

Розглянемо розчинність кальцій оксалату СаС₂О₄ у присутності (NH₄)₂С₂О₄.

ДР(СаС₂О₄) = а (Са²⁺) ∙ а (С₂О₄^2-).

Активність оксалат-іону в розчині є сумою величин активності оксалат-іону, одержаного внаслідок незначного розчинення осаду та активності оксалат-іону з розчинного амоній оксалату.

Звідси, величина активності а (С₂О₄^2-) у присутності (NH₄)₂С₂О₄ > а (С₂О₄^2-) в насиченому розчині СаС₂О₄. Так як ДР(СаС₂О₄) = соnst (за даної температури), то величина а (Са²⁺) відповідно зменшиться, що спричиняє зменшення концентрації іонів кальцію в розчині (зменшення розчинності СаС₂О₄). Тому, розчинність СаС₂О₄ у присутності надлишку (NH₄)₂С₂О₄ (оксалат-іонів С₂О₄^2-) менша, ніж в чистій воді.

• [А⁺]^а · [В^-]^b > ДР(А_аВ_b), розчин стає пересиченим, нестійким: при стоянні виділяє частину розчиненої речовини у вигляді осаду.

Розчинність осадів залежить від:

• Концентрації іонів гідрогену (розчинність осадів в кислотах).

Дисоціація важкорозчинної сполуки: ВаСО₃  Ва²⁺ + СО₃^2-

При дії на осад ВаСО₃ кислоти (іонів Н⁺) рівновага між осадом і розчином зміщується праворуч (згідно принципу Ле Шательє) тому, що карбонат-іон зв’язується з іонами гідрогену, утворюючи слабку карбонатну кислоту:

2Н⁺ + СО₃^2- = Н₂СО₃,

яка розкладається з виділенням СО₂; відповідно зменшується концентрація карбонат-іонів СО₃^2-. Як результат – збільшення розчинності осаду ВаСО₃.

Дія кислоти на осад залежить від:

• Значення добутку розчинності важкорозчинної солі (чим більше ДРсолі, тим більша розчинність осаду цієї солі);

• Величини константи дисоціації утвореної слабкої кислоти (чим менше К_дис. слабкої кислоти, тим більша розчинність осаду).

• Температури.

Якщо розчинність речовини у воді супроводжується поглинанням теплоти, то підвищення температури спричиняє збільшення розчинності осаду (принцип Ле Шательє) – осадження необхідно проводити на холоді.

Наприклад, розчинність РbCI₂ за кімнатної температури дорівнює 10,9г/л, а при 100 С – 333,8г/л.

• Природи розчинника.

При додаванні до води органічних розчинників розчинність неорганічних солей, як правило, зменшується тому, що розчинність полярних речовин у полярних розчинниках більша, ніж у неполярних.

Висновки:

• ДР – іонний добуток, що відповідає насиченому водному розчину при даній температурі.

У ненасиченому розчині (υ₁ > υ₂): [А⁺]^а · [В^-]^b < ДР(А_аВ_b), тому осад розчинятиметься доти іонний добуток не досягне величини добутку розчинності.

У пересиченому розчині (υ₁ < υ₂): [А⁺]^а · [В^-]^b > ДР(А_аВ_b), тому осад утворюватиметься доти іонний добуток не досягне величини добутку розчинності.

• Розчинність малорозчинного електроліту типу А_аВ_b обчислюють за формулою: (кількість молей речовини, що міститься в 1л насиченого розчину за даної температури):

S(А_аВ_b) = , [S] ‑ [моль/л]

• Вплив електролітів на розчинність осадів:

  • Розчинність малорозчинної речовини у присутності інших електролітів, які мають з ним спільні іони, менша розчинності в чистій воді;

  • Розчинність малорозчинного осаду у воді збільшується при додаванні до нього розчину сильного електроліту, що не містить спільного іону з осадом (сольовий ефект).

• Чим менша тенденція до переходу осаду в розчин, тим менше добуток розчинності і розчинність відповідної сполуки;

• Напрям реакції обміну між двома електролітами у розчині визначається можливістю утворення між іонами малорозчинної сполуки, яка випадає в осад (чим менша розчинність утвореної малорозчинної сполуки, тим сильніше рівновага зміщується в сторону її утворення).

Лекція №7. Системи якісного аналізу катіонів

Основні питання:

1. Системи якісного аналізу катіонів: сульфідна, кислотно-лужна.

2. Систематичний і дробний аналіз.

3. Схема загальної характеристики аналітичної групи катіонів.

Сульфідна система якісного аналізу катіонів

Кислотно-лужна система якісного аналізу катіонів

Кислотно – лужна система якісного аналізу свідчить, що аналітичні групи катіонів у більшості відповідають

групам періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва.

Переваги кислотно – лужної класифікації катіонів:

• Аналітичні групи катіонів цієї системи близькі до природних груп хімічних елементів у періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва;

• Теоретичні основи кислотно – лужної класифікації найбільше пов’язані з неорганічною хімією;

• Для практичного використання потрібно витратити менше часу;

• Не використовуються шкідливі для здоров`я сірководень та сульфід амонію.

Основні етапи якісного аналізу

• Відбір проби і підготовка її до аналізу;

• Попередні дослідження;

• Вибір розчинника;

• Одержання розчину зразка;

• Проведення аналізу вибраним методом.

Схема загальної характеристики аналітичної групи катіонів

• Перелік іонів, що входять до складу аналітичної групи.

• Груповий реактив на катіони даної аналітичної групи.

• Ефективна валентність атома, ступінь окислення атома, заряд його іона, забарвлення іонів в розчинах.

• Хімічний характер оксидів, гідроксидів, їх кислотно – основні властивості.

• Розчинність солей даних іонів у воді.

• Гідроліз солей.

• Окислювально – відновні властивості іонів.

• Здатність до комплексоутворення.

Лекція №8. Катіони і аналітичної групи. Аналіз суміші катіонів

Основні питання:

1. Загальна характеристика І аналітичної групи катіонів.

2. Біохімічна роль катіонів І аналітичної групи.

3. Якісні реакції катіонів І аналітичної групи.

4. Аналіз суміші катіонів І аналітичної групи.

Загальна характеристика катіонів і аналітичної групи

До катіонів І аналітичної групи належать катіони Na⁺, К⁺, NH₄⁺. Загального реактиву, який осаджував би всі катіони І аналітичної групи, немає, оскільки майже всі сполуки катіонів калію, натрію, амонію розчинні у воді.

Катіони Na⁺, К⁺ утворюють хімічні елементи І групи головної підгрупи Періодичної системи хімічних елементів: S-елементи, типові елементи–метали, атоми мають великий радіус і електронну конфігурацію зовнішнього рівня nS¹. Характерний ступінь окислення ‑ „+1”, заряд іонів ‑ „1+”. Не характерні реакції комплексоутворення.

Оксиди Na₂O, K₂O виявляють основний характер, добре розчинні у воді, водні розчини їх ‑ розчинні основи (луги): NаОН, КОН. Гідроксиди калію, натрію – білі, тверді, гігроскопічні, дуже їдкі, легкоплавкі маси. У розплавленому стані сильно діють на скляний, фарфоровий, платиновий посуд (у присутності кисню) – плавлення лугів проводять у срібних тиглях.

Солі Na⁺, К⁺ - іонні сполуки, більшість яких добре розчинні у воді, у розчинах – безбарвні. Водні розчини солей калію, натрію мають нейтральну реакцію середовища ( з аніонами сильних кислот), або лужну (з аніонами слабких кислот) – результат гідролізу солі за аніоном.

NH₄⁺ ‑ катіон має радіус близький до радіуса К⁺‑ катіона, безбарвний в розчині, відновник, комплексоутворювач. Водний розчин гідроксиду амонію NH₃∙H₂O – слабка основа, має слабко лужну реакцію середовища. Солі амонію добре розчинні у воді, внаслідок гідролізу мають кислу (з аніоном сильної кислоти), слабко лужну або нейтральну реакцію середовища (з аніонами слабких кислот). Солі амонію ‑ леткі за звичайних умов, розкладаються при нагріванні чи прожарюванні.

Біохімічна роль катіонів і аналітичної групи

Катіон Na⁺ міститься в міжклітинному просторі, вміст в організмі – 0,15%. Добова потреба – 10-15 г (у вигляді NaCl).

Роль Na⁺:

• Підтримання сталості осмотичного тиску та об’єму фізичних рідин організму;

• Сприяння затримці води в організмі;

• Участь в транспорті амінокислот, цукрів та інших сполук;

• Участь в передачі нервових імпульсів, вплив на збудливість м’язових волокон та серцево-судинної системи.

Нестача Na⁺: втрата апетиту, апатія, тахікардія.

Надлишок Na⁺: порушення діяльності серцево-судинної системи, нирок, підвищення тиску, поява набряків,

судом, порушення виведення шлаків з організму.

Катіон К⁺ міститься у всіх тканинах організму і травних соках, вміст в організмі – 0,35%. Добова потреба – 2-3 г.

Роль К⁺:

• Передача нервових імпульсів у м’язових і нервових тканинах;

• Забезпечення осмотичних явищ;

• Стимулювання діяльності серцевих м’язів.

Нестача К⁺: порушення синтезу глікогену, поява серцевої аритмії, посилення розщеплення білків.

Надлишок К⁺: порушення розумової діяльності, фізичного розвитку, функціонування систем організму, посилення виділення натрію з організму.

Якісні реакції катіонів І аналітичної групи

Аналіз суміші катіонів І аналітичної групи

Лекція № 9. Катіони іі аналітичної групи. Аналіз суміші катіонів

Основні питання:

1. Загальна характеристика катіонів ІІ аналітичної групи.

2. Характеристика групового реактиву.

3. Якісні реакції катіонів ІІ аналітичної групи.

4. Аналіз суміші катіонів.

Загальна характеристика катіонів іі аналітичної групи

До катіонів другої аналітичної групи належать катіони Са²⁺, Ва²⁺, Мg²⁺ (знаходяться в ІІ групі головній підгрупі Періодичної системи хімічних елементів Д.І.Менделєєва). Груповим реактивом на катіони даної групи є (NH₄)₂CO₃ амоній карбонат у присутності NH₄Cl і NH₄OH.

Належать до S-елементів, типові елементи – метали, сильні відновники атоми та прості речовини). Загальна електронна формула зовнішнього електронного рівня nS². Характерний ступінь окислення „+2”, заряд іонів „2+”. Катіони Са²⁺, Мg²⁺, Ва²⁺ стійкі до відновлення та окислення в розчинах.

Оксиди МgО, СаО, ВаО ‑ стійкі, міцні, тугоплавкі, гігроскопічні, білі сполуки. Оксиди кальцію та барію енергійно взаємодіють з водою з виділенням великої кількості теплоти, утворюючи гідроксиди сильні основи. Ca(OH)₂ – досить сильна основа, Ba(OH)₂ – луг, Mg(OH)₂ – малорозчинна сполука.

Солі катіонів Мg²⁺, Са²⁺, Ва²⁺ ‑ іонні сполуки (іонний характер обумовлений збільшенням атомного радіуса і зменшенням іонного потенціалу). Більшість сполук катіонів кальцію, магнію, барію – безбарвні в розчинах (забарвлення обумовлене лише забарвленням аніонів, що входять до складу їх сполук). У водних розчинах існують у вигляді безбарвних аквакомплексів [Ме(OH₂)₆]²⁺.

Добре розчинні у воді – нітрати, хлориди, броміди. Фосфати, сульфіти, карбонати, оксалати – практично нерозчинні у воді, але розчинні в сильних кислотах. MgSO₄ – добре розчиняється у воді, CaSO₄ – малорозчинний, BaSO₄ – не розчиняється у воді та кислотах. Кислі солі – добре розчинні у воді.

Специфічних реакцій на окремі катіони ІІ аналітичної групи немає, тому виявляють катіони Мg²⁺, Са²⁺, Ва²⁺ за допомогою загально аналітичних реакцій.

Перелік харчових продуктів, багатих на катіони ІІ аналітичної групи

Антихарчові речовини та шляхи усунення їх впливу

Біохімічна роль катіонів іі аналітичної групи

Са²⁺ міститься у кістках у вигляді нерозчинних солей фосфорної кислоти Н₃РО₄ – гідроксилапатитів, решта – в іонному вигляді, в комплексі з білками альбумінової фракції в усіх тканинах і рідинах організму (в крові у вигляді СаСl₂).

Вміст в організмі – 1,5%, добова потреба – 0,9-1 г.

Мg²⁺ та Са²⁺ виявляють антагоністичну дію: при надлишку іонів магнію пригнічується всмоктування іонів кальцію і заміна його в складі органічних сполук на магній..

Роль Са²⁺:

• участь в процесах скорочення м’язів;

• участь в процесах зсідання крові;

• формування опірних і покривних тканин.

Мg²⁺ міститься в плазмі крові, органах, тканинах, у вигляді фосфатів входить до складу кісткової тканини. Вміст в організмі – 0,15%, добова потреба 0,6-0,7 г.

Роль Мg²⁺:

• забезпечення формування просторової конформації білків і нуклеїнових кислот;

• підтримання структури клітинних органел (мітохондрій, рибосом), що необхідно для виконання ними біологічних функцій (здатність іонів Мg²⁺ до комплексоутворення).

• забезпечення процесів трансляції, транскрипції та реплікації;

• у ферментативних процесах обміну білків, вуглеводів;

• сприяння підвищенню стійкості організму проти інфекційних захворювань.

Нестача Мg²⁺ спричиняє апатію, слабкість, сонливість, кальцифікацію артеріальних судин, серцевого м’яза, нирок.

Дія групового реактиву на катіони іі аналітичної групи

(NH₄)₂CO₃ – амоній карбонат (карбонат амонію) у присутності NH₄Cl і NH₄OH при нагріванні осаджує катіони Са²⁺ та Ва²⁺, а катіони Мg²⁺ залишаються в розчині.

Гідроліз групового реактиву карбонату амонію:

(NH₄)₂CO₃ + Н₂О ↔ NH₄OH + NH₄HCO₃

(збільшення концентрації NH₄OH сприяє зміщенню рівноваги в бік зворотної реакції – спричиняє зменшення ступеня гідролізу групового реактиву).

2NH₄HCO₃ + CaCl₂  Ca(HCO₃)₂ + 2NH₄Cl (утворюються розчинні у воді гідрогенкарбонати кальцію та барію)

2NH₄HCO₃ + BaCl₂  Ba(HCO₃)₂ + 2NH₄Cl

Роль NH₄OH:

• запобігання гідролізу групового реактиву(NH₄)₂CO₃;

• запобігання утворенню розчинних гідрокарбонатів Са²⁺ та Ва²⁺.

Роль нагрівання:

• кислі солі розкладаються з утворенням карбонатів: Ca(HCO₃)₂ → СаСО₃ + Н₂О + СО₂;

• аморфні осади переходять в кристалічні;

Роль NH₄Cl: сприяє розчиненню основних карбонатів Мg²⁺ і переходу їх у розчин.

2МgCl₂ + 2(NH₄)₂CO₃ + Н₂О  (МgОН)₂CO₃↓ + 4NH₄Cl + СО₂↑

2Мg²⁺ + 2CO₃^2- + Н₂О  (МgОН)₂CO₃↓ + СО₂↑;

(МgОН)₂CO₃↓ + 4NH₄Cl = 2МgCl₂ + 2NH₄OH + (NH₄)₂CO₃

(МgОН)₂CO₃↓ + 2NH₄⁺ = 2Мg²⁺ + 2NH₄OH + CO₃^2-

Характерні реакції катіонів ІІ аналітичної групи

Аналіз суміші катіонів ІІ аналітичної групи

Лекція №10. Катіони ііі аналітичної групи. Аналіз суміші катіонів

Основні питання:

1.Загальна характеристика катіонів ІІІ аналітичної групи.

2.Характеристика групового реактиву.

3.Загальні реакції катіонів ІІІ аналітичної групи.

4.Характерні реакції катіонів ІІІ аналітичної групи.

5.Аналіз суміші катіонів.

Загальна характеристика катіонів ііі аналітичної групи

До ІІІ аналітичної групи належать катіони Al³⁺, Zn²⁺, Fe³⁺, Cr³⁺, Mn^{2 +}, які є хімічними елементами різних груп і підгруп Періодичної системи хімічних елементів. Катіон Al³⁺ належить до р-елементів, а катіони Zn²⁺, Fe³⁺, Cr³⁺, Mn²⁺ - до елементів вставних декад (d-елементів). Атоми р- і d-елементів, які утворюють дану групу, мають порівняно невеликі та близькі радіуси, тому є відновниками. Крім, катіонів цинку та алюмінію, виявляють змінні ступені окислення: „+2” (цинк, феррум, манган), „+3” (феррум, хром, алюміній), „+4” (манган), „+6” (хром), „+7”,”+6”(манган).

Катіони Al³⁺, Zn²⁺, Cr³⁺ утворені атомами типових амфотерних елементів (у атомах цих елементів р-підрівні не забудовані). Вакантні р- і d-атомні орбіталі здатні заповнюватися електронами за рахунок утворення ковалентних зв’язків за донорно – акцепторним механізмом (утворення стійких аквакомплексів і гідроксокомплексів). Координаційні числа центральних атомів - комплексоутворювачів – 4,6. Окремі катіони забарвлені у водних розчинах: іони Fе³⁺ мають жовто-коричневий колір, Mn²⁺ ‑ блідо – рожевий, Cr³⁺ ‑ темно-зелений.

Гідроксиди Al³⁺, Zn²⁺, Cr³⁺ виявляють амфотерні властивості. Гідроксиди Mn²⁺, Fe²⁺ виявляють основні властивості, нерозчинні у воді.

Катіони ІІІ аналітичної групи утворюють комплексні сполуки.

Розчинні солі – хлориди, сульфати, нітрати, кислі солі цих катіонів.

Практично нерозчинні солі – сульфіди, сульфіти, карбонати, силікати, фосфати, або не існують у водних розчинах (результат гідролізу).Більшість солей підлягає гідролізу тому, що утворені слабкими основами. Реакція середовища – кисла , якщо сіль утворена аніоном сильної кислоти.

Окремі катіони можна виявити за допомогою специфічних реакцій.

Біохімічна роль катіонів ііі аналітичної групи

Ферум (залізо) в організмі міститься 3-5г, 80% - в складі гемоглобіну, 5-10% - в складі міоглобіну, 1% - в складі дихальних ферментів (цитохроми). Резервне залізо – 20-25%.

Роль заліза:

• участь в процесах транспорту і депонування кисню (гемоглобін міоглобін);

• участь в процесах дихання (ферменти, що здійснюють транспорт електронів);

• формування активних центрів окислювально-відновних ферментів;

• участь в процесах кровотворення.

Нестача заліза: анемія, порушення апетиту, атрофічний гастрит, атонія скелетних м’язів, трофічна зміна нігтів.

Надлишок заліза: викликає порушення в роботі печінки, підшлункової залози, легень, серця.

Цинк в організмі міститься 1,5-2г; в м’язах, еритроцитах, плазмі, сперматозоїдах. Добова потреба – 10-15мг.

Роль цинку:

• входить до складу металоферментів, що приймають участь в процесах обміну вуглеводів, жирів, синтезу білків і нуклеїнових кислот;

• впливає на розвиток мозку, здійснення смакового сприймання.

Нестача цинку: порушення розвитку плоду новонароджених, дерматит, кровотеча, слабкість родової діяльності, знижується загоєння ран.

Надлишок цинку: викликає отруєння, проте його токсичність незначна, надлишок виводиться з організму.

Манган (марганець) міститься в організмі (10-20 мг) в клітинах, печінці, нирках, м’язах, мозку. Добова потреба – 3-6мг.

Роль марганцю:

• позитивний вплив на процеси розвитку, росту, клітинного поділу, імунологічні процеси;

• участь в процесах обміну вуглеводів (активатор ферментів), необхідний для нормальної секреції інсуліну;

• участь в процесах обміну ліпідів (запобігає відкладанню жиру в печінці), синтезу холестерину;

• позитивно впливає на синтез вітаміну С, підвищує біологічну активність вітамінів В₂ і В₁₂,

• підсилює засвоєння йоду організмом та синтез гормонів щитовидної залози.

Нестача марганцю: діабет, судоми, анемія, послаблення імунітету, порушення ендокринних функцій центральної нервової системи.

Надлишок марганцю: порушення рухомої активності, психічні порушення.

Хром міститься в печінці, залозах внутрішньої секреції, кишках. Добова потреба 50-200мкг.

Роль хрому:

• участь в процесах обміну вуглеводів, збільшує дію інсуліну (прискорює окислення глюкози, швидкість проникнення глюкози в клітини і перетворення її в жир, стимулює синтез глікогену);

• участь в обміні ліпідів (знижує концентрацію тригліцеридів в плазмі крові);

• участь в структурі та функціях нуклеїнових кислот.

Нестача хрому: збільшення концентрації інсуліну в крові, глюкозурія, гіперглікемія, затримання росту, збільшення концентрації холестерину в крові, порушення вищої нервової діяльності, зниження кількості сперматозоїдів.

Дія групового реактиву

Груповий реактив на катіони ІІ аналітичної групи - (NH₄)₂S (амоній сульфід) у присутності NH₄OH.

(NH₄)₂S – сіль, утворена катіоном слабкої основи та аніоном слабкої кислоти, підлягає гідролізу:

(NH₄)₂S + H₂O ↔ NH₄HS + NH₄OH І стадія

NH₄HS + H₂O ↔ NH₄OH + H₂S ІІ стадія

Утворені HS^- гідросульфід – іони заважають повному осадженню катіонів ІІІ аналітичної групи тому, що гідросульфіди катіонів Al³⁺, Zn²⁺, Cr³⁺, Mn²⁺ добре розчинні у воді. Для зменшення ступеня гідролізу (NH₄)₂S добавляють NH₄OH.

Груповий реактив при дії на суміш катіонів ІІІ аналітичної групи осаджує їх у вигляді сульфідів (сульфіди цинку, марганцю, заліза) або гідроксидів (гідроксиди алюмінію, хрому).

ДІЯ (NH₄)₂S СУЛЬФІДУ АМОНІЮ:

2AlCl₃ + 3(NH₄)₂S + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S + 6NH₄Cl

2Al³⁺ + 6Cl^- + 6NH⁺₄ + 3S^2- + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S + 6NH₄⁺ + 6Cl^-

2Al³⁺ + 3S^2- + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Aналогічно відбувається осадження Cr³⁺.

ZnCl₂ + (NH₄)₂S → ZnS↓ + 2NH₄Cl

Zn²⁺ + 2Cl^- + 2NH₄⁺ + S^2- → ZnS↓ + 2NH₄⁺ + 2Cl^-

Zn²⁺ + S^2- → ZnS↓

Aналогічно відбувається осадження Mn²⁺.

2Fe³⁺ + 6Cl^- + 6NH₄⁺ + 3S^2- → Fe₂S₃ + 6NH₄⁺ + 6Cl^-

2Fe³⁺ + 3S^2- → Fe₂S₃↓

При розчиненні осадів в HCl відбуваються реакції:

Al(OH)₃↓ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃↓ + 3H⁺ + 3Cl^- → Аl³⁺ + 3Cl^- + 3H₂O

Al(OH)₃↓ + 3H⁺ → Аl³⁺ + 3H₂O

Аналогічно відбувається розчинення Cr(OH)₃.

Сульфіди розчиняються кислоті згідно рівнянь:

ZnS↓ + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S↑

ZnS↓ + 2H+ + 2Cl^- → Zn²⁺ + 2Cl^- + H₂S↑

ZnS↓ + 2H⁺ → Zn²⁺ + H₂S↑

Аналогічно відбувається розчинення MnS.

Fe₂S₃↓+ 6HCl → 2FeCl₃ + 3H₂S↑

Fe₂S₃↓+ 6H⁺ + 6Cl^- → 2Fe³⁺ + 6Cl^- + 3H₂S↑

Fe₂S₃ ↓ + 6H⁺ → 2Fe³⁺ + 3H₂S↑

ДІЯ NаOH В ЕКВІВАЛЕНТНІЙ КІЛЬКОСТІ:

AlCl₃ + 3NaOH → 3NaCl + Al(OH)₃↓

Al³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ + 3OH^- → 3Na⁺ + 3Cl^- + Al(OH)₃↓

Al³⁺ + 3OH^- → Al(OH)₃↓

Аналогічно відбуваються реакції з Cr³⁺, Fe³⁺:

ZnCl₂ + 2NaOH → Zn(OH)₂ ↓ + 2NaCl

Zn²⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ + 2OH- → Zn(OH)₂ ↓ + 2Na⁺ + 2Cl^-

Zn²⁺ + 2OH^- → Zn(OH)₂↓

Аналогічно відбувається реакція з Mn²⁺.

ДІЯ NаOH В НАДЛИШКУ:

Al(OH)₃↓ + 3NaOH → Na[Al(OH)₆];

Al(OH)₃↓ + 3Na⁺ + 3OH^- → 3Na⁺ + [Al(OH)₆]^3-

Al(OH)₃↓ + 3OH^- + [Al(OH)₆]^3-

Аналогічно відбувається реакція з Cr³⁺.

Zn(OH)₂↓ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

Zn(OH)₂↓ + 2Na⁺ + 2OH^- → 2Na⁺ + [Zn(OH)₄]^2-

Zn(OH)₂↓ + 2OH^- → [Zn(OH)₄]^2-

ДІЯ НАДЛИШКУ Амоній ГІДРОКСИДУ NH₄OH:

AlCl₃ + 3NH₄OH → Al(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

Al³⁺ + 3Cl^- + 3NH₄OH → Al(OH)₃↓ + 3NH₄⁺ + 3Cl^-

Al³⁺ + 3NH₄OH → Al(OH)₃↓ + 3NH₄⁺

Аналогічно відбувається реакція з Cr³⁺, Fe³⁺.

ZnCl₂ + 2NH₄OH → Zn(OH)₂↓ + 2NH₄Cl

Zn²⁺ + 2Cl^- + 2NH₄OH → Zn(OH)₂↓ + 2NH₄⁺ + 2Cl^-

Zn²⁺ + 2NH₄OH → Zn(OH)₂↓ + 2NH₄^-

Аналогічно відбувається реакція з Mn²⁺.

При дії надлишку NH₄OH осад Zn(OH)₂ розчиняється:

Zn(OH)₂↓ + 4NH₄OH → [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

гідроксид тетраамінцинку(ІІ)

ДІЯ Nа₂HPO₄ ГІДРОФОСФАТУ НАТРІЮ:

AlCl₃ + 2Na₂HPO₄ → AlPO₄ ↓ + 3NaCl + NaH₂PO₄

Al³⁺ + 3Cl^- + 4Na⁺ + 2HPO₄^2- → AlPO₄ ↓ + 3Na⁺ + 3Cl^- + Na⁺ +H₂PO₄^-

Al³⁺ + 2HPO₄^2- → AlPO₄ ↓ + H₂PO₄^-

Аналогічно відбувається реакція осадження фосфатів хрому(ІІІ), заліза(ІІІ).

3ZnCl₂ + 4Na₂HPO₄ → Zn₃(PO₄)₂ ↓ + 2NaH₂PO₄ + 6NaCl

3Zn²⁺ + 6Cl^- + 8Na⁺ + 4HPO₄^2- → Zn(PO₄)₂↓+ 2Na⁺ + 2H₂PO₄^-↓ + 6Na⁺ + 6Cl^-

3Zn²⁺ + 4HPO₄^2- → Zn₃(PO₄)₂↓ + 2H₂PO₄^-

Аналогічно відбувається реакція з Mn²⁺.

Розчинення фосфатів в мінеральних кислотах:

AlPO₄↓ + 3HCl → AlCl₃ + H₃PO₄

AlPO₄↓ + 3H⁺ + 3Cl^- → Al³⁺ + 3Cl^- + H₃PO₄

AlPO₄↓ + 3H⁺ → Al³⁺ + H₃PO₄

Аналогічно відбувається реакція з CrPO₄, FePO₄

Zn₃(PO₄)₂ ↓ + 6HCl → 3ZnCl₂ + 2H₃PO₄

Zn₃(PO₄)₂ ↓ + 6H⁺ + 6Cl^- → 3Zn²⁺ + 6Cl^-+ 2H₃PO₄

Zn₃(PO₄)₂↓ + 6H⁺ → 3Zn²⁺ + 2H₃PO₄

Аналогічно розчиняється Mn₃(PO₄)₂.

Розчинення фосфатів алюмінію, цинку, хрому в лугах:

AlPO₄↓ + 4NaOH → NaAlO₂ + Na₃PO₄ + 2H₂O

AlPO₄↓ + 4Na⁺ + 4OH^- → Na⁺ +AlO₂^- + 3Na⁺ + PO₄^3- + 2H₂0

AlPO₄↓ + 4OH^- → AlO₂^- + PO₄^3- + 2H₂O

ДІЯ НАТРІЙ КАРБОНАТУ Nа₂CO₃:

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 6NaCl + 3CO₂↑

2Al³⁺ + 6Cl^- +6Na⁺ + 3CO₃^2- + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 6Na⁺ + 6Cl^- + 3CO₂↑

2Al³⁺ + 3CO₃^2- + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑

Аналогічно відбуваються реакції з Сr³⁺ ;Fe³⁺

MnCl₂ + Na₂CO₃ → MnCO₃↓ + 2NaCl

Mn²⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ +CO₃^2- → MnCO₃↓ + 2Na⁺ + 2Cl^-

Mn²⁺ + CO₃^2- → MnCO₃ ↓

2ZnCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O → Zn₂(OH)₂CO₃↓ + 4NaCl + CO₂↓

2Zn²⁺ + 4Cl^- + 4Na⁺ + 2CO₃^2- + H₂O → Zn₂(OH)₂CO₃↓ + CO₂ ↑

Розчинення в кислотах:

Zn₂(OH)₂CO₃↓ + 4HCl → 2ZnCl₂ + CO₂↑ + 3H₂O

Zn₂(OH)₂CO₃↓ + 4H⁺ + 4Cl^- → 2Zn²⁺ + 4Cl^- + CO₂↑ + 3H₂O

Zn₂(OH)₂CO₃↓ + 4H⁺ → 2Zn²⁺ + CO₂↑ +3H₂O

Загальні реакції катіонів ІІІ аналітичної групи

Характерні реакції катіонів ІІІ аналітичної групи

Аналіз суміші катіонів ііі аналітичної групи

Лекція №11. Катіони іv аналітичної групи. Аналіз суміші катіонів

Основні питання:

1. Загальна характеристика катіонів ІV аналітичної групи.

2. Характеристика групового реактиву.

3. Загальні реакції катіонів ІV аналітичної групи.

4. Характерні реакції катіонів ІV аналітичної групи.

5. Аналіз суміші катіонів ІV аналітичної групи.

Загальна характеристика катіонів іv аналітичної групи

До ІV аналітичної групи належать катіони Ag⁺, Pb²⁺, Cu²⁺. Катіони Ag⁺, Pb²⁺ ‑ безбарвні, катіони Cu²⁺ мають блакитний колір. Ступінь окислення „+1” виявляє аргентум, ступінь окислення ”+2” – у купруму та плюмбуму.

Для катіонів Ag⁺, Pb²⁺, Cu²⁺ характерна здатність до комплексоутворення, координаційні числа – „2” (аргентум), „4” (плюмбум), „6” (купрум).

Основи катіонів ІV аналітичної групи нерозчинні у воді: Сu(ОН)₂ – нерозчинна основа, АgOH розкладається водою, Рb(ОН)₂ виявляє амфотерні властивості. Нітрати розчинні у воді. Сульфати срібла, свинцю малорозчинні, сульфат міді добре розчиняється у воді. Сульфіди – нерозчинні у воді, розведених кислотах (крім HNO₃).

ІV група поділяється на дві підгрупи:

• підгрупа срібла (Ag⁺, Pb²⁺) – хлориди нерозчинні у воді;

• підгрупа міді (Cu²⁺) – хлорид розчинний у воді.

Груповий реактив – сірководень (H₂S) у присутності НСІ (для запобігання осадженню катіонів ІІІ аналітичної групи). Осаджуються сульфіди катіонів ІV аналітичної групи (чорні осади).

Для підкислення розчину використовують НСІ (HNO₃ окислює сірководень до вільної сірки):

2HNO₃ + 3H₂S  3S↓ + 2NO↑ + 4H₂O

H₂SO₄ осаджує іони Pb²⁺, Ba²⁺:

H₂SO₄ + Pb(NO₃)₂  PbSO₄↓ + 2HNO₃

Дія H₂S сірководню:

2AgNO₃ + H₂S  Ag₂S↓ + 2HNO₃

2Ag⁺ + 2NO₃^- + H₂S  Ag₂S↓ + 2H⁺ + 2NO₃^-

2Ag⁺ + H₂S  Ag₂S↓ + 2H⁺

Pb(NO₃)₂ + H₂S  PbS↓ + 2HNO₃

Pb²⁺ + 2NO₃^- + H₂S  PbS↓ + 2H⁺ + 2NO₃^-

Pb²⁺ + H₂S  PbS↓ + 2H⁺

Аналогічно відбувається осадження Cu²⁺.

Розчинення сульфідів в азотній кислоті при нагріванні (помутніння розчину) – утворення вільної сірки:

3Ag₂S↓ + 8HNO₃  6AgNO₃ + 3S↓ + 2NO↑ + 4H₂O

3CuS↓ + 8HNO₃  3Cu(NO₃)₂ + 3S↓ + 2NO↑ + 4H₂O

Аналогічно відбувається розчинення PbS.

Дія HCl – утворення білих осадів хлоридів срібла та свинцю:

AgNO₃ + HСl  AgCl↓ + HNO₃

Ag⁺ + Cl^-  AgCl↓

Аналогічно відбувається осадження Pb²⁺.

Розчинення AgCl в розчині аміаку – утворення безбарвного розчину діамінаргентум(І) хлорид:

AgCl↓ + NH₃∙H₂O  Ag(NH₃)₂Cl + 2H₂O

Дія лугу в еквівалентній кількості:

2AgNO₃ + 2NaOH  Ag₂O↓ + H₂O + 2NaNO₃

2Ag⁺ + 2NO₃^- + 2Na⁺ + 2OH^-  Ag₂O↓ + H₂O + 2Na⁺ + 2NO₃^-

2Ag⁺ + 2OH^-  Ag₂O↓ + H₂O

Pb(NO₃)₂ + 2NaOH  Pb(OH)₂↓ + 2NaNO₃

Pb²⁺ + 2OH^-  Pb(OH)₂↓

Аналогічно відбувається осадження Cu²⁺.

Розчинення Pb(OH)₂ у надлишку лугу (амфотерні властивості):

Pb(OH)₂↓ + 2NaOH  Na₂PbO₂ + 2H₂O

Pb(OH)₂↓ + 2Na⁺ + 2OH^-  2Na⁺ + PbO₂^2- + 2H₂O

Pb(OH)₂↓ + 2OH^-  PbO₂^2- + 2H₂O

Дія KI – утворення осадів йодидів плюмбуму(ІІ) та купруму (І):

Pb(NO₃)₂ + 2KI  KNO₃ + PbI₂↓

Pb²⁺ + 2I^-  PbI₂↓

Аналогічно відбувається взаємодія з катіонами Ag⁺.

2CuCl₂ +4KI  2CuI↓ + I₂ + 4KCl

2Cu²⁺ + 4I^-  2CuI↓ + I₂↓

Дія надлишку NH₄OH – осад основної солі свинцю, утворення комплексних аміакатів Ag⁺,Cu²⁺:

Ag₂O↓ + 4NH₄OH  2Ag(NH₃)₂OH + 3H₂O

Pb(NO₃)₂ + NH₄OH  PbOHNO₃↓ + NH₄NO₃

Pb²⁺ + NH₄OH  PbOH⁺ + NH₄⁺

2CuSO₄ + 2NH₄OH  Cu(OH)₂↓ + (NH₄)₂SO₄

2Cu²⁺ + SO₄^2- + 2NH₄OH  Cu(OH)₂↓ + 2(NH₄)⁺

Cu₂(OH)₂SO₄↓ + 10NH₄OH + (NH₄)₂SO₄  12H₂O + 2Cu(NH₃)₆SO₄

Cu₂(OH)₂SO₄↓ + 10NH₄OH + 2NH₄⁺ 12H₂O + 2Cu(NH₃)₆²⁺

Дія хромату калію:

K₂CrO₄ + 2AgNO₃  Ag₂CrO₄↓ + 2KNO₃

CrO₄^2- + 2Ag⁺  Ag₂CrO₄↓

Аналогічно відбувається осадження Pb²⁺.

Загальні реакції катіонів ІV аналітичної групи

Характерні реакції катіонів ІV аналітичної групи

Біохімічна роль катіонів іv аналітичної групи

Мідь (купрум) міститься в організмі у сполуках з білками в еритроцитах (гемокупрен), у плазмі крові (церулоплазмін), металотіонеїн (білок, що відповідає за відкладання міді).

Добова потреба – 2мг. Джерела міді : печінка, яєчні жовтки, зелені овочі.

Роль міді:

• участь в утворенні еритроцитів;

• вивільненні тканинного заліза і розвитку скелету, центральної нервової системи.

Надлишок міді викликає подразнення та роз’їдання слизових оболонок; порушення у роботі печінки, нирок, капілярів, центральної нервової системи.

Нестача міді: слабкість артерій, порушення діяльності печінки, вторинна анемія.

Ряд металів, таких як, залізо, мідь, навіть в невеликих концентраціях можуть викликати небажане окислення продуктів. Їх каталітична окислювальна здатність особливо яскраво виявляється відносно жирів і жирових продуктів. При концентрації заліза вище 1,5мг/кг та міді 0,4мг/кг при тривалому зберіганні вершкового масла і маргаринів ці метали викликають згіркнення продуктів. При зберіганні напоїв у присутності заліза вище 5 мг/л та міді 1мг/л за певних умов може спостерігатися помутніння напоїв.

Свинець (плюмбум) – один з найпоширеніших і небезпечних токсикантів. Поширеність у земній корі – 1,6·10^-3%. Сполуки свинцю – Pb₃O₄ PbSO₄ – основа пігментів сурику та свинцевих білил. Світове добування свинцю складає понад 3,5·10⁶т на рік. У природні води кожний рік потрапляє 500-600 тис. т, а в атмосферу в переробленому та дрібнодисперсному стані викидається близько 450 тис.т свинцю. Більша кількість свинцю осідає на поверхні землі.

Добове надходження свинцю в організм людини з їжею складає 0,1 – 0,5 мг; з водою – 0,02 мг. ГДД свинцю складає 0,007 мг/кг; величина в питній воді – 0,05 мг/л.

Вміст свинцю (мг/кг) в різних продуктах такий: фрукти 0,01 – 0,6; овочі 0,02 – 1,6; крупи 0,03 – 3,0; хлібобулочні вироби 0,03 – 0,83; м’ясо та риба 0,01 - 0,78; молоко 0,01 – 0,1.

В організмі людини засвоюється в середньому 10% свинцю, у дітей – 30 – 40%. З крові свинець надходить до м’яких тканин і кісток, де депонується у вигляді трифосфату.

Механізм токсичної дії свинцю:

1. Блокування функціональних SH-груп білків. як результат – інактивація ферментів.

2. Проникнення свинцю у нервові та м’язові клітини, утворення лактату свинцю, потім фосфату свинцю, які створюють клітинний бар’єр для проникнення іонів кальцію.

3. Свинець діє на кровотворну, нервову та перетравлювальну системи організму, нирки.

Свинцева інтоксикація викликає порушення здоров’я:

• головні болі головокружіння;

• підвищена втомлюваність, роздратованість, погіршення сну;

• м’язова гіпотонія; параліч і парез;

• розумова відсталість.

Дефіцит кальцію, фосфору, заліза, пектинів, білків, підвищене надходження кальциферолу підвищують засвоюваність свинцю (його токсичність).

Аналіз суміші катіонів ІV аналітичної групи

Лекція №12. Аніони і-ііі аналітичних груп

Основні питання:

1. Класифікація аніонів.

2. Якісні реакції аніонів І-ІІІ аналітичних груп.

3. Аналіз суміші аніонів.

Класифікація аніонів

Нітрати натрію використовуються як харчові добавки (консерванти) до певних сортів сиру (0,01-0,02% додають до молока для уповільнення спучування), а також до м’ясопродуктів та рибопродуктів. Нітрати можуть перетворюватися на нітрити у ході ферментативних процесів і під впливом мікроорганізмів. Відновлення відбувається самочинно в продуктах харчування та перетравлю вальній системі людини. У дорослих перетворення нітратів до нітритів відбувається в кишках, у немовлят – у шлунку або дванадцятипалій кишці (легке всмоктування нітратів). Летальна доза нітрату складає30-35 мг на 1 кг маси тіла; ГДД 0 – 5 мг на 1 кг маси тіла (для дітей – нижча).

Летальна доза нітриту складає 32мг на 1кг маси тіла, тобто близько 2г. Нітрити виявляють мутагенну дію. Нітрити не тератогенні, однак не виключена можливість утворення канцерогенних N-нітрозосполук з нітритів і амінів.

Нітрити натрію та калію (Е249, Е250) використовують в основному в суміші з повареною сіллю для засолу м’ясопродуктів і як консерванти для них. Антимікробна дія виявляється при концентраціях 50-160 мг на 1 кг продукту. Додавання нітритів до ковбас і копченостей сприяє утворенню необхідного кольору і специфічного аромату, уповільнює ріст патогенних і токсичних мікроорганізмів. Нітрити легко всмоктуються з кишково-шлункового тракту, знижують тонус гладкої мускулатури, розширюють судини і знижують кров’яний тиск. У більш високих концентраціях нітрити утворюють метгемоглобін і викликають ціаноз.

Реакції аніонів І аналітичної групи

Реакції аніонів ІI аналітичної групи