Аналитическая химия (качественный анализ) курс лекций

«Ивановский государственный
химико-технологический университет»
Кафедра аналитической химии

- М., Дрофа, 2002.
Золотов Ю.А. Основы аналитической химии. М. Высшая

и его структуры.
Основные разделы аналитической химии:
Качественный анализ;
Количественный анализ;
Физико-химические методы

Предметом аналитической химии являются разработка методов анализа и их практическое выполнение, а также широкое исследование теоретических основ аналитических методов.

или ионов состоит вещество.
Количественный анализ служит для

которой обнаруживают (открывают или идентифицируют) тот или иной ион в

данным методом с заданной доверительной вероятностью (Р), называют пределом обнаружения.

зависит от:
- концентрации реагентов;
- присутствия посторонних ионов;
- электролитов или

обнаруживать данный ион в присутствии других ионов. Например, реакция обнаружения

NH4+ + OH-  NH3 + H2O

2. Селективные или избирательные реакции дают сходный эффект с ограниченным числом ионов. Например, рубеановодородная кислота:

Cu2+ + H2(SCNH)2  Cu(SCNН)2 + 2H+
темно-зеленое или черное пятно
Co2+ + H2(SCNH)2  Co(SCNН)2 + 2H+
бурое окрашивание
Ni2+ + H2(SCNH)2  Ni(SCNН)2 + 2H+
синее или фиолетовое окрашивание

реакцию с большой группой ионов.
Например, ионы щелочно-земельных металлов –

обнаружения можно разделить на три группы: пробирочные, капельные и микрокристаллоскопические.

1)

треугольную форму. На кусочек бумаги наносят каплю исследуемого раствора. Затем

быть тщательно вымыто, ополоснуто дистиллированной водой и насухо вытерто фильтровальной

результат анализа может быть получен только при соблюдении строго обозначенных

помощью индикаторных бумаг.
Лакмусовая индикаторная бумага бывает красной

индикатором (УИ). При смачивании ее анализируемым раствором она окрашивается в

обязательно говорится в руководстве. Нагревания требуют все реакции растворения осадков,

придерживаться прописи.
Hg2+ + 2I- 

ионов. Это сероводородный, аммиачно-фосфатный, дифталатный, тиоацетамидный и кислотно-основной методы.
Сероводородный

кислотам и щелочам, способность к комплексообразованию, амфотерность гидроксидов.
2) Аналитические группы

малорастворимых соединений;
3. Комплексообразования;
4. Окисления-восстановления.

в процессе развития химической науки. По теории Аррениуса кислотами назывались

дает более общие представления о кислотах и основаниях по сравнению

как сопряженную протолитическую пару, т. е. каждой кислоте соответствует свое

НА

Соединения, которые могут как присоединять, так и отдавать протон, т.е. являются одновременно и кислотами, и основаниями, называются амфолитами.
Например, H2O, HCO3-, Н2РО4-, НРО42- и т.п.

виде:
Н2О + Н2О

 Н+ + ОН-

Константа этого равновесия может быть записана как

где а - активность участников реакции.

Поскольку активность воды при данной температуре постоянна, то произведение

также будет постоянным. Его называют ионным произведением воды и обозначают символом Кw.

Кw=1,0 10-14

В разбавленных растворах коэффициенты активности близки к единице, следовательно,

В химически чистой воде:

гидроксидного (рН=-lg[OH-]) показателей, можно записать:

в растворе диссоциированы практически нацело.
К сильным кислотам относятся все галогеноводородные

(в единицах молярности).

[H+]=CНА; pH=-lg CНА; pOH=14-(-lg CНА)

Например, в 0,1

(КОН, NaOH, Ba(OH)2 и др.). В растворах сильных оснований концентрация

 H+ + NO3-

[H+]= C(HNO3) =0,05 моль/л; pH=-lg 0,05 =

КОН.
КОН  ОHˉ + К+

[ОHˉ]=C( КОН)=0,003 моль/л;
pОH =-lg0,003 =

рН = -lg 3,33∙10-12 = 11,48.

водном растворе неполностью. В водном растворе слабой кислоты существует равновесие:
НА

где а – активность участников реакции;  - коэффициенты активности; КНА – концентрационная константа кислотной диссоциации.

расчетов принимаем КНА  КНА.

следующую последовательность: 1) Написать уравнение химической реакции

Правила расчета ионных равновесий

продуктов диссоциации: [Н+] = х; [А–] = х.
Равновесная концентрация

и решаем квадратное уравнение относительно х:

х2 + КНА х – КНА СНА = 0;

– х  СНА и уравнение принимает вид:
Отсюда

диссоциированных молекул кислоты к исходной концентрации кислоты:

OH–
характеризуется константой основной диссоциации:
Обозначаем равновесные концентрации частиц в

Отсюда:

ионов водорода будет равна:
Например, муравьиная кислота (КаНСООН=1,810–4) сильнее, чем

М раствора уксусной кислоты.
СН3СООН  СН3СОО– + Н+

Так как КаНА  10-4, х << 0,1 моль/л, можно принять, что 0,1 – х  0,1.
Тогда:

рН =-lg[H+] = -lg 1,3310 -3 = 2,88

аммиака.
NH3 + H2O 

Так как Кb(NH3)10-4, х << 0,1 моль/л, то 0,1– х  0,1.

рН =-lg[H+] = -lg 7,5210-12 = 11,12.

кислоты в присутствии 0,1 М раствора НCl.
В растворе смеси сильной

моль/л.

[H+] = C°(НСl) = 0,1 моль/л; pH=-lg 0,1 =

100 раз). Следовательно, рН является мощным регулятором концентрации аниона слабой

каждая из которых характеризуется константой ступенчатой диссоциации:

НА-  Н+ + А2-
x - y x+y y

где x, y – концентрация ионов водорода при диссоциации кислоты по I и II ступеням диссоциации соответственно.

то (x + y)  x, (x – y)  x;
Концентрация ионов водорода в растворе многоосновной кислоты, ступенчатые константы диссоциации которой различаются на четыре и более порядка, определяется диссоциацией кислоты по первой ступени.
[Н+] =

0,1М растворе Н3PO4.

Диссоциация фосфорной кислоты происходит по трем ступеням:
по первой

X x

по второй ступени Н2PO4-  Н+ + НPO42-

> 10-4 решаем квадратное уравнение:

х2 + 7,610–3 х – 7,610–4

ступени, численно равна Ка2.
[НPO42-] = Ка2 = 6,210–8 моль/л.

Подставляя рассчитанные

HА + OH-
Чем больше константа кислотной диссоциации кислоты, тем слабее

где [Н+]=[H3O+].
Чем больше константа основной диссоциации основания, тем слабее сопряженная с ним кислота.

Cопряженная с аммиаком кислота – аммоний-катион NH4+ (

) слабее кислоты – иона С2Н5NH3+

в 0,1 М СН3СООNa.
СН3СОО– + Н2О = СН3СООН +

Так как << 10-4:

рОН = -lg 7,5810–6 = 5,12 и рН = 8,88.

Степень основной диссоциации иона СН3СОО– :

= СН3СН2NH2 + Н3О+
0,01-x

рН = 6,34.

донорами, так и акцепторами протонов. К ним относятся Н2О, НСО3–,

(2)
Гидроксил-ионы, выделяющиеся в процессе (2), взаимодействуют с ионами водорода, образующимися

концентрация ионов водорода равна:
[Н+]=[СО32-]– [Н2СО3]

Выразим концентрацию ионов СО32- и Н2СО3 из уравнений констант равновесий процессов (1) и (2):

то величиной Ка1 в знаменателе можно пренебречь.
Тогда
рН раствора NaHCO3

Для Na2HРO4 соответственно:

слабое основание и его соль, называются буферными.
Сущность буферного действия

ОН–  CH3COO– + Н2О

NH3 + H+  NH4+

Ацетатный буфер (СН3СООН + СН3СООNa);
Аммонийный буфер (NH4OH + NH4Cl).

CH3COOH  CH3COO– + Н+

Поскольку х << С к и х << Cс , С с+ х  С с , а С к - х  С к, тогда

+ OH
Сосн - x

емкостью.
Буферная емкость характеризуется количеством вещества (моль) сильной кислоты или

где dx – концентрация сильной кислоты или сильного основания, введенных в буферную смесь.

изменению концентрации соответствующего компонента буферного раствора.
Учитывая равновесия, возникающие в кислотном

+ HCl:
+ NaOH:

где KHA – константа диссоциации кислоты; С – общая концентрация буферного раствора ([HA]+[A-]).

соответствует двум единицам рН, т.е.

Максимальная буферная емкость реализуется при одинаковой концентрации компонентов буферного раствора. Расчеты показывают, что величина рН буферных систем остается практически постоянной, если отношение концентраций компонентов

или

и 0,15 M CH3COOК.

В буферном растворе х << 0,15 и 0,15 + х  0,15, а также 0,20 + х  0,20

рН = 4,63.

изменяют свою окраску в зависимости от рН раствора. Согласно ионной

из окрашенных форм, если концентрация ее в 10 раз меньше,