Chemia Analityczna - Wyklady

1. Cechy roztworów: - Jednorodność, skład roztworu musi być taki sam w każdym miejscu naczynia, - Dyspersja cząsteczkowa, substancje muszą być rozdrobnione na poziomie cząsteczkowym, najczęściej do kilku cząsteczek, ale nie widać ich gołym okiem, - Zmienność składu, roztwór powinien być zmienialny w pewnym zakresie stężeń… 2. Zależność między K i alfa: -dotyczy słabych elektrolitów… -dla słabego kwasu : HA↔H++A- wówczas K = K=

[H ][ A ] +

[ HA]

−

ale [ H + ] = [ A − ] i

αc * αc α 2 c = (1 − α )c 1 − α

gdzie α-stopień dysocjacji, c-stężenie molowe roztworu, αc-stężenie wolnych jonów, (1-α)c – stężenie cząsteczek niezdysocjonowanych dla słabych elektrolitów 1-α→1 K = α 2c α =

K c

PRAWO ROZCIEŃCZEŃ Oswalda

3. Roztwór to: mieszanina o cząsteczkowym wymieszaniu składników…mogą być ciekłe gazowy i stałe(stopy) Roztwór może być: - Nasycony, - Przesycony, - Nienasycony. Coś tam o stałych warunkach(temp i cieśn.) i zwiększaniu ich … 4. Teoria Arrheniusa: Kwas: związek, który w roztworze wodnym wykazuje nadmiar H+ Zasada: związek, który w roztworze wodnym wykazuje nadmiar OH5. Teoria zasad i kwasów Bronsteda: Kwasem jest związek, który ma zdolność oddawani protonu (donor) Zasadą jest związek, który ma zdolność przyłączania protonu (akceptor) Zasady i kwasy stanowią, więc sprzężoną parę wymieniającą protony…i są to reakcje proteolityczne np.: Kwas1+zasada2=kwas2+zasada1 Kwasami i zasadami są nie tylko cząsteczki obojętne ale również jony(aniony i protony) 6. Metoda Mohra – ograniczenia: 1. pH reakcji 6,5-10,5 (roztwory obojętne i słabo alkaliczne) aby nie doszło do rozpuszczenia Ag2CrO4 i reakcji jonów chromianowych chromianowych wodorowymi 2CrO42-+2H+↔2HCrO4-↔Cr2O72-+H2O 2. w roztworach zasadowych następuje wytrącanie czarnego Ag2O↓ 2Ag++2OH-→Ag2O↓+H2O 3. nie można stosować w obecności jonów Cu, Ni, Co z powodu ich zabarwienia i jonów Pb, Ba gdyż tworzą z K2CrO4 nierozpuszczalne sole 4. przeszkadzają również jony redukujące AgNO3 do metalicznego Ag↓ np. Fe2+ 5. nie można stosować do jodków i rodanków albowiem osady AgI↓ Agi AgSCN↓ silnie absorbują jony CrO427. Stała dysocjacji:

AB↔A++B-

K=

[ A ][B ] +

−

[ AB]

1. Tylko słabe elektrolity (mocne dysocjują całkowicie) 2. [ AB ] - stężenie jonów niezdysocjonowanych 3. [ A + ] , [ B − ] - stężenia jonów zdysocjowanych 8. Stopień dysocjacji: α=

n N

n-ilość jonów dysocjowanych, N-ilość cząsteczek niezdysocjonowanych

9. Hydroliza soli: Reakcja chemiczna jonów rozpuszczonej soli z wodą…w jej wyniku odtwarza się częściowo kwas i zasada z których otrzymano sól. Ulegają jej sole wszystkie poza solą mocnego kwasu i mocnej zasady. Np.: NaNO2 ↔ Na+ + NO2 – H2O ↔ OH- + H+ Na+ +NO2 – +OH- +H+↔ Na++ OH- +HNO2 Jony mocnej zasady – nie reagują 10. Związki kompleksowe 1. Związki w których kation lub anion (czasem oba) występują w postaci jonu kompleksowego. W jonie kompleksowym jeden atom (zwykle metal z grupy pobocznej) zajmuje centralne położenie i posiada zdolność przyłączania innych atomów lub grup atomowych przy pomocy wiązań koordynacyjnych Van Der Vaalsa lub wiązań dalekiego zasięgu. 2. Budowa: atom centralny + ligandy daje to jon… 3. Liczba ligandów jest zwana liczbą koordynacyjną. 11. Autodysocjacja wody: Podobnie jak słabe elektrolity woda ulega częściowej dysocjacji H2O ↔ OH- + H+ K=

[H ][OH ] +

−

[ H 2O ]

Na podstawie pomiarów K=10-15,7 a w 1 dm3 jest 101,7 moli wody czyli: [H + ] [OH − ] =K* [ H 2O] =10-15,7*101,7=10-14 Jest to iloczyn jonowy wody w danej temp=20°C 12. Prawo Raulta Obniżenie temp krzepnięcia i podwyższenie temp wrzenia roztworu w stosunku do odpowiednich temp czystego rozpuszczalnika są wprost proporcjonalne do ilości substancji rozpuszczonej w danej ilości rozpuszczalnika. Jednakowe liczby moli (ale nie jednakowe masy!) różnych substancji rozpuszczonych w tej samej ilości wagowej danego rozpuszczalnika jednakowo obniżają temp krzepnięcia i zwiekszają temp wrzenia. ∆tk=Ek*C lub ∆tw=Ew*C C – liczba moli substancji rozpuszczonej w 1000g rozpuszczalnika(stęż molarne) Ek – stała krioskopowa Et – stała ebulioskopowa 13. Prawo Henry’ego Stosunek stężenia gazu w fazie ciekłej(Cc) do jego stężenia w fazie gazowej(Cg) jest w stałej temperaturze stały. Jeśli T=const to Cc/Cg=const.

A Romcio podał, że: Stężenie gazu w roztworze jest wprost proporcjonalne do ciśnienia gazu będącego w równowadze z roztworem. CA=kApA CA – stęż molowe gazu A w roztworze kA – współczynnik proporcjonalności pA – ciśnienie gazu A będącego w równowadze w roztworem 14. Równanie Van’t Hoffa πV=nRT n=m/M π - ciśnienie osmotyczne [atm] V – objętość roztworu [dm3] R – stała gazowa T – temperatura [K] 15. Teorie wskaźników: Oswalda HInd↔H+IndIndOH↔Ind++ OHBarwa HInd jest inna niż barwa jonów, więc można na tej podstawie określić czy przeważa stężenie jonów wodorowych czy anionów wodorotlenowych. Zmianę barwy rozpoznajemy gdy stosunek [Ind-]/[HInd] jest między 0,1 a 10…dla ph jest to zmiana między -1 a 1 więc wskaźnik zmienia barwę w obrębie dwóch jednostek pH. Hantzscha Zmiana barwy zachodzi w związku z pewnymi wewnątrzcząsteczkowymi przekształceniami. Np. fenoloftaleina i metylooranż. 16. Oznaczenie końca miareczkowania w alkacymetrii Koniec reakcji rozpoznaje sięga pomocą wskaźników pH dodawanych do roztworu przed miareczkowaniem. Wskaźnikami są (patrz teoria Oswalda) a ich dobór jest tendencyjny. Tzn. obszar zmiany ich barwy musi obejmować pH punktu równoważnikowego nasycenia. 17. Działania laboratoryjne wynikające z Ir. Ir jest to iloczyn rozpuszczalności, czyli iloczyn stężeń jonów pozostających pozostających równowadze równowadze trudno rozpuszczalnym osadem w danych warunkach. Stosowane w analizie strąceniowej do strącania bardzo trudno rozpuszczalnych osadów. Służy np. do oznaczania zawartości chlorków poprzez strącanie ich za pomocą AgNO3 do osadu AgCl↓, patrz metoda Mohra i Volharda. 18. Koniec miareczkowania w metodach strąceniowych: Mohra: miareczkujemy chlorki za pomocą AgNO3 i powstaje osad AgCl↓, Po wytrąceniu całości jonów chlorkowych następuje wytrącenie się brunatnego osadu Ag2CrO4 co wskazuje na koniec miareczkowania. Ag++Cl-→AgCl↓ 2AgNO3+K2CrO4→Ag2CrO4↓+2KNO3

Volharda: metoda pośrednia…mieszamy AgNO3 z badanym roztworem i wytrąca się AgCl↓ oraz mamy nadmiar AgNO3, który odmiareczkowujemy roztworem NH4SCN… W punkcie końcowym miareczkowania następna kropla NH4SCN reaguje ze wskaźnikiem( jony Fe3+) dając czerwony kompleks [Fe(SCN)6]3+ Ag++Cl-→AgCl↓ AgNO3+NH4SCN→AgSCN↓+NH4NO3 19. Krzywe miareczkowania – nie chce mi się rysować  20. Bromianometria Związek: Bromian potasu KBrO3 → silny utleniacz → potencjał Red-Ox 1.4V Reakcje charakterystyczna: BrO31-+6H+6e→Br1-+3H2O BrO31-+6H++5Br1-→3Br2+3H2O Można oznaczać: As(III) Sb(III) Sn(II) hydrazyny hydroksylaminy Substancje utleniające poprzez reakcję z roztworem arsenianu a nadmiar odmiareczkowuje się bromianem potasu Punkt równoważnikowy: - Wydziela się bromek który reagując z nadmiarem bromu → wolny brom → zabarwia roztwór na żółto. - Wskaźniki (czerwień metylowa lub oranż metylowy) → czerwone → wolny brom je odbarwia.