- •Міністерство освіти і науки, молоді та спорту україни
- •Одеської національної академії харчових технологій
- •Міністерство освіти і науки, молоді та спорту україни одеський технічний коледж одеської національної академії харчових технологій
- •Методичні вказівки та завдання до самостійних робіт з предмету “Аналітична хімія” для студентів іі курсу
- •Самостійна робота № 1.
- •Стислі теоретичні відомості
- •Періодичний закон і періодична система елементів ді Менделєєва та її значення в аналітичній хімії Якісний аналіз.
- •Теорія електролітичної дисоціації
- •3. Хімічна рівновага в гомогенних та гетерогенних системах Добуток розчинності
- •4. Іонне добування води Водневий показник.
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Самостійна робота № 2.
- •Стислі теоретичні відомості
- •1. Кількісний аналіз. Гравіметричний метод. Задачі. Особливості методу.
- •3. Типи вагових визначень.
- •4. Операції гравіметричного методу. Відокремлення осаду.
- •Переведення осаду у вагову форму.
- •5. Обчислення у гравіметричному аналізі.
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Самостійна робота № 3.
- •Стислі теоретичні відомості
- •1. Сутність титриметричного аналізу.
- •2. Розчини у титриметричному аналізі.
- •3. Приготування стандартних розчинів.
- •4. Приготування стандартизованих розчинів.
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Самостійна робота № 4.
- •Стислі теоретичні відомості
- •Сутність метода кислотно-основного титрування
- •Порядок титрування.
- •Кількість додавання індикатору.
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Самостійна робота № 5.
- •Стислі теоретичні відомості
- •1. Методи окисно-відновного титрування. В оксидиметричному методі аналізу зустрічаються з трьома видами титрування: прямим, зворотнім та титруванням по заміщенню.
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Самостійна робота № 6.
- •1. Перманганатометрія.
- •2. Йодометрія.
- •Стислі теоретичні відомості
- •Перманганатометрія.
- •У нейтральному, слабокислому або слаболужному середовищі іон МnО4- приймає три електрони, при цьому утворюється осад МnО2 або МnО(он)2 бурого кольору:
- •Йодометрія.
- •3. Характеристика розчинів, які використовують у йодометрії.
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Самостійна робота № 7.
- •Стислі теоретичні відомості
- •1. Комплексонометричне титрування.
- •2. Класифікація прийомів комплексонометричного титрування.
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Самостійна робота № 8.
- •2.1. Емісійний спектральний аналіз.
- •Стислі теоретичні відомості
- •1. Сутність фізико-хімічних методів аналізу.
- •2.Оптичні методи аналізу.
- •2.1. Емісійний спектральний аналіз.
- •2.2. Походження емісійних спектрів.
- •2.3. Абсорбціоний аналіз.
- •2.4. Атомно - абсорбціоний аналіз.
- •2.5. Молекулярно - абсорбціоний аналіз.
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Самостійна робота № 9.
- •Стислі теоретичні відомості
- •1. Сутність рефрактометричного методу аналізу.
- •2. Показник преломлення.
- •3. Мольна та питома рефракція.
- •2. Будова і принцип роботи рефрактометра рпл-3.
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Самостійна робота № 10.
- •Стислі теоретичні відомості
- •1. Сутність поляриметричного методу аналізу.
- •2. Будова та принцип роботи поляриметру.
- •3. Визначення кута обертання площини поляризації.
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Самостійна робота № 11.
- •Стислі теоретичні відомості
- •2. Будова та принцип роботи флуориметру.
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Самостійна робота № 12.
- •2. Сутність потенціонометричного аналізу.
- •Стислі теоретичні відомості
- •1. Сутність електрохімічних методів аналізу
- •2. Сутність потенціонометричного аналізу.
- •3. Сутність кулонометричного аналізу.
- •Методи кулонометрії
- •4. Сутність кондуктометричного аналізу .
- •5. Сутність полярографічного аналізу.
- •6. Сутність діелектрометричного аналізу .
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Самостійна робота № 13.
- •Стислі теоретичні відомості
- •1. Сутність хроматографічного методу аналізу Мета і задачі.
- •2. Іонообміна хроматографія
- •3. Розподільна хроматографія.
- •4. Паперова хроматографія.
- •5. Тонкошарова хроматографія.
- •6. Газова хроматографія
- •Завдання для виконання самостійної роботи
- •Рекомендована література.
3. Хімічна рівновага в гомогенних та гетерогенних системах Добуток розчинності
Коли хімічна реакція завершується за малий проміжок часу, то кажуть, що вона має велику швидкість, і навпаки, якщо перетворення триває довго – воно має малу швидкість. Наприклад, кисень взаємодіє з воднем миттєво (реакція має велику швидкість), а з міддю – повільно (реакція має малу швидкість). Відомі настільки повільні реакції, що людина їх навіть не помічає, зокрема перетворення в гірських породах (відбуваються протягом мільйонів років).
Швидкість хімічної реакції залежить від багатьох чинників, серед яких 5 основних: природа реагуючих речовин, їх температура, концентрація, ступінь подрібненості й наявність каталізаторів.
Залежність швидкості реакції від концентрації виражається законом діючих мас: швидкість хімічної реакції при даній температурі прямо пропорційна добутку концентрації реагуючих речовин. Наприклад, для реакції А + В = С + Д швидкість реакції пропорційна добутку концентрації речовин А і В. Позначив швидкість даної реакції через υ, молярні концентрації реагуючих речовин через [А] і [В], коефіцієнт пропорційності через К, можна записати закон діючих мас:
υ = К [А] ∙ [В]
Коефіцієнт пропорційності К називають константою швидкості даної реакції. Значення константи швидкості залежить від природи реагуючих речовин і від температури, но не залежить від концентрації.
Реакції, що відбуваються у двох взаємно протилежних напрямках, називаються зворотніми. Ці реакції записуються не двома, а лише одним хімічним рівнянням, у якому позначаються дві стрілки, направлені у протилежні боки. Стрілка направлена вправо, означає пряму реакцію, вліво – зворотню: Н2О + СО2 Н2СО3
Хімічні реакції, що відбуваються тільки в одному напрямку, називаються незворотніми. Цих реакцій значно менше, ніж зворотніх. Для них характерні такі ознаки:
Виділення газу. Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Виділення тепла. 2Mg + O2 2Mg + Q
Утворення води або випадання осаду. NaOH + HCl NaCl + H2O
Стан, коли швидкість прямої і зворотньої реакцій стають однаковими, називається хімічною рівновагою. Вона зовні непомітна. Наприклад, коли дивитися на закриту пляшку з газованою водою, то ніякі ознаки хімічних реакцій не спостерігаються, хоча насправді реакції відбуваються. Стан хімічної рівноваги може зберігатися як завгодно довго в ізольованій системі. Наприклад, в запаяній ампулі.
Наприклад, розглянемо рівняння: А + В С + Д. Швидкість прямої реакції υ1 = К1 [А] ∙ [В], швидкість зворотної реакції υ2 = К2 [С] ∙ [Д] (К1 і К2 – константи прямої і зворотної реакції; [А], [В], [С], [Д] – концентрації взятих та отриманих речовин у відповідності до рівноваги). Коли досягли хімічної рівноваги швидкості прямої і зворотної реакцій дорівнюють, тобто υ1 = υ2 та К1 [А] ∙ [В] = К2 [С] ∙ [Д]. Тоді
Так як К1 і К2 – величини постійні при незмінній температурі, то їх співвідношення теж постійне; позначається К і називається константою рівноваги.
Дисоціація електроліта – процес зворотній. Використовуючи закон діючих мас до процесу дисоціації, отримаємо наступне рівняння константи рівноваги, яка називається константою дисоціації: Кд = .
Константа дисоціації даного електроліта дорівнює відношенню добутку концентрації іонів у розчині до концентрації недосоціюючих молекул цього електроліта.
Система, яка має в складі одне середовище, тобто розчин-розчин або газ-газ називається гомогенною системою. Система, яка має в складі різні середовища, наприклад: розчин-тверда речовина, називається гетерогенною системою. Гетерогенні системи мають велике значення у аналітичній хімії. З ними стикаєшся у процесі осадження, відділення іонів, розчинення і промивання осадів.
Швидкість розчинення твердої фази у стані рівноваги постійна і дорівнює деякій постійній величині К1:
υ1 = К1.
Швидкість протилежного процесу – осадження – υ2 визначається числом зіткнення іонів з одиницею поверхні кристала. Вона буде пропорційна добутку концентрацій іонів. Звідси
υ2 = К2 [Н+] ∙ [ОН-].
де К2 – величина постійна при данній температурі.
К1 = К2 [Н+] ∙ [ОН-];
[Н+] ∙ [ОН-]
Відношення двух постійних величин є величина постійна, яка позначається через ДР :
ДР = [Н+] ∙ [ОН-]
Таким чином, добуток концентрації іонів малорозчинного електроліта у насиченому розчині є величина постійна при даній температурі, яка називається добутком розчинності і позначається ДР з індексом того електроліта, про який йде мова.