
- •А.В. Юрьева аналитическая химия Учебное пособие
- •Предисловие
- •Глава 1. Аналитическая химия как наука
- •1.1. Предмет и методы аналитической химии. Качественный и количественный анализ
- •1.2. Значение аналитической химии
- •1.3. Краткий очерк развития аналитической химии
- •Глава 2. Качественный химический анализ
- •2.1. Особенности аналитических реакций и способы их выполнения
- •2.2. Требования к аналитическим реакциям. Чувствительность реакций. Селективные и специфические реакции
- •2.3. Дробный и систематический анализ
- •2.4. Классификации катионов
- •Сульфидная классификация катионов
- •Деление катионов на группы по кислотно-основной классификации
- •2.5. Классификация анионов
- •Классификация анионов
- •2.6. Анализ конкретных объектов
- •Изменения проб при нагревании на пластинке
- •2.7 Основы качественного анализа органических соединений
- •Практические работы
- •Групы по кислотно-основной классификации
- •Продукты некоторых аналитических реакций катионов третьей аналитической группы по кислотно-основной классификации
- •Растворимость в воде некоторых солей катионов I–III аналитических групп по кислотно-основной классификации
- •Продукты некоторых аналитических реакций катионов четвертой аналитической группы по кислотно-основной классификации
- •Продукты некоторых аналитических реакций катионов пятой аналитической группы по кислотно-основной классификации
- •Продукты некоторых аналитических реакций катионов шестой аналитической группы по кислотно-основной классификации
- •Вопросы и задачи
- •Глава 3. Метрологические основы химического анализа
- •3.1. Общая схема аналитического определения
- •Выбор метода анализа
- •Отбор и подготовка пробы к анализу
- •Проведение измерения
- •Расчет результатов анализа
- •Погрешности химического анализа
- •3.2.1. Систематические погрешности
- •3.2.2. Случайные погрешности
- •Значение t для различной доверительной вероятности
- •Вопросы и задачи
- •Глава 4. Количественный анализ. Химические методы
- •4.1. Гравиметрический анализ
- •4.1.1. Осаждение
- •4.1.2. Фильтрование и промывание осадка
- •4.1.3.Высушивание и прокаливание
- •4.1.4. Вычисления в гравиметрическом анализе
- •Практические работы
- •Вопросы и задачи
- •Глава 5. Титриметрический анализ
- •5.1. Сущность титриметрического анализа
- •5.2. Стандартизация раствора титранта
- •5.3. Основные приемы титриметрических определений
- •5.4. Расчеты в титриметрическом анализе
- •5.5. Кривые титрования
- •5.6. Основные методы титриметрического анализа
- •5.7. Техника работы
- •Вопросы и задачи
- •Глава 6. Реакции кислотно-основного взаимодействия
- •6.1. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури
- •6.2. Электронная теория Льюиса
- •6.3. Кислотно-основные и некоторые другие свойства растворителей
- •6.4. Равновесия в водных растворах кислот и оснований
- •6.5. Буферные растворы
- •6.6. Кислотно-основные индикаторы
- •Вопросы и задачи
- •Глава 7. Кислотно-основное титрование
- •7.1. Рабочие растворы
- •7.2. Кривые титрования и выбор индикатора
- •7.3. Практическое применение методов кислотно-основного титрования
- •Практические работы
- •Вопросы и задачи
- •Глава 8. Реакции окисления-восстановления. Окислительно-восстановительное титрование
- •Окислительно-восстановительное титрование
- •8.1. Требованиям к реакциям в методе окислительно-восстановительного титрования
- •8.2. Способы установления точки эквивалентности
- •8.3. Молярная масса эквивалента в реакциях окисления-восстановления
- •8.4. Кривые титрования
- •8.5. Индикаторы
- •8.6. Классификация методов окислительно-восстановительного титрования
- •8.7. Перманганатометрия
- •Практические работы
- •8.8. Иодометрия
- •Практические работы
- •8.9. Хроматометрия
- •Вопросы и задачи
- •Глава 9. Титрование по методу осаждения
- •9.1. Аргентометрия
- •9.2. Меркурометрия
- •Практические работы
- •Вопросы и задачи
- •Глава 10. Комплексометрическое титрование
- •10.1. Комплексонометрия
- •10.1.1. Рабочие растворы
- •10.1.2. Кривые титрования
- •10.1.3. Способы обнаружения конечной точки титрования
- •10.1.4. Применение комплексонометрии
- •Практические работы
- •Вопросы и задачи
- •Глава 11. Методы маскирования, разделения и концентрирования
- •11.1. Маскирование
- •11.2. Разделение и концентрирование
- •11.3. Краткая характеристика некоторых методов разделения и концентрирования
- •Вопросы и задачи
- •Глава 12. Биологические методы анализа
- •Вопросы
- •Библиографический список
- •Оглавление
- •Глава 1. Аналитическая химия как наука………………………….. ………… 4
- •Глава 2. Качественный химический анализ…………………………………….. 8
- •Глава 3. Метрологические основы химического анализа……………………. 50
- •Глава 4. Количественный анализ. Химические методы………………………. 63
- •Глава 5. Титриметрический анализ………………………………………………. 77
- •Глава 6. Реакции кислотно-основного взаимодействия ……………………… 89
- •Глава 7. Кислотно-основное титрование………………………………………… 100
- •Глава 8. Реакции окисления-восстановления. Окислительно-
6.5. Буферные растворы
Поддержание определенного значения pH раствора часто является одним из условий протекания химической реакции в желаемом направлении. Заданное значение pH раствора поддерживается постоянным с помощью буферных растворов, которые представляют собой смеси сопряженных слабых кислот и оснований. При введении в такую смесь небольших добавок сильной кислоты или сильного основания pH почти не изменяется. Практически не меняется pH такой смеси и при разбавлении. В таблице 6.1 приведены наиболее применяемые в анализе буферные растворы.
Таблица 6.1
Буферные растворы, применяемые в анализе
Буферная смесь |
Состав смеси (при молярном соотношении) |
pH |
Формиатная |
Муравьиная кислота и формиат натрия |
3,7 |
Бензоатная |
Бензойная кислота и бензоат натрия |
4,2 |
Ацетатная |
Уксусная кислота и ацетат натрия |
4,7 |
Фосфатная |
Гидрофосфат и дигидрофосфат натрия |
6,8 |
Аммонийная |
Гидроксид аммония и хлорид аммония |
9,3 |
Выведем уравнение для вычисления pH буферных растворов на примере смеси кислоты HA и сопряженного с ней основания A- (в качестве второго компонента смеси выступает соль MA). Запишем уравнение диссоциации кислоты и выражение соответствующей константы:
HA
↔ H+
+ A–;
.
Для слабой кислоты можно принять, что концентрация недиссоциированных молекул равна их общей концентрации: [HA] = CHA.
Введенная в буферную смесь соль MA диссоциирует полностью, при этом концентрация образовавшегося основания A- намного больше, чем при диссоциации кислоты.
Поэтому можно
считать, что [A-]
Cc
(Cc
– концентрация соли МА).
Учитывая это,
получаем
,
откуда
и
.
Видно, что pH не изменяется при разбавлении, так как при этом одновременно изменяется и CHA, и Сc, а их отношение остается неизменным. Концентрация ионов водорода и pH может изменяться только при очень большом разбавлении раствора и если кислота буферной смеси не очень слабая. Тогда [HA] уже не равна CHA, а концентрация основания становится заметно больше общей концентрации Сс. Покажем, что буферные растворы почти не меняют значение pH при добавлении небольших количеств сильных кислот или оснований.
Предположим, что
приготовлен 1 литр буферного раствора,
содержащего CH3COONa
и CH3COOH,
причем концентрации общих составных
частей равны 0,1 М. Взяв табличное
значение
вычислим pH
смеси:
.
Введем в этот раствор 0,01 моль HCl, в результате концентрация слабой уксусной кислоты увеличится в результате процесса CH3COO- + H+ ↔ CH3COOH и станет равной 0,1 + 0,01 = 0,11 М.
Соответственно
уменьшится концентрация основания
CH3COO-
(соли). Она станет равной 0,1
– 0,01 = 0,09 М. Теперь
,
т.е. изменился меньше, чем на 0,1 единицы.
При введении вместо
HCl
такого же (0,01 моль) количества NaOH,
последний прореагирует со слабой
уксусной кислотой: CH3COOH
+ OH–
↔ CH3COO–
+ H2O
в следствии чего концентрация CH3COOH
станет соответственно 0,11 и 0,09, а
.
Для сравнения
рассмотрим влияние такого же количества
сильной кислоты или основания на pH
чистой воды. Введение 0,01 моля HCl
в 1 литр воды создает pH
= 2, а NaOH
– pH
=12, т.е. pH
изменится на 5 единиц по сравнению с pH
воды (7). Можно показать, что в случае
буферного раствора, содержащего слабое
основание (B)
и его соль
.
При добавлении, например, сильной кислоты или сильного основания к аммонийной буферной смеси будут протекать реакции, позволяющие «связать» добавленные H+ или OH– с образованием слабых электролитов:
NH4OH + H+ ↔ NH4+ + H2O и
NH4+ + OH– ↔ NH4OH.
Конечно, слишком большое количество прибавленного к буферной смеси основания или кислоты может привести к утрате буферных свойств (например, все анионы CH3COO- свяжутся в CH3COOH, или катионы NH4+ – в NH4OH). Поэтому каждый буферный раствор характеризуется определенной буферной емкостью. Мерой буферной емкости служит обычно количество сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо прибавить к раствору буферной смеси, чтобы pH этого раствора изменился на единицу. Буферная емкость зависит в первую очередь от соотношения концентраций CHA : CC или СB : CC. Чем оно ближе к единице, тем больше буферная емкость. Максимальная буферная емкость соответствует соотношению концентраций, равному единице. Буферная емкость возрастает также и при увеличении концентрации компонентов буферной смеси.