Основы-аналитической-химии-Скуг-Уэст-т1 (1108740), страница 3
Текст из файла (страница 3)
Переведение определяемого компонента такого материала в растворимое состояние часто сложная задача, требующая больших затрат времени. Отделение мешающих примесей Лишь очень немногие химические и физические свойства, важные в аналитическом аспекте, специфичны для одного химического соединения; напротив, используемые реакции и свойства веществ характерны для целого ряда элементов или соединений. Отсутствие действительно специфичных реакций и свойств ставит перед химиком, приступающим к днализу, дополнительные трудности: приходится разрабатывать схему анализа, предусматриваю.
щую отделение интересующего компонента от посторонних веществ, которые содержатся в испытуемом материале и могут повлиять на результаты заключительного измерения. Соединения или элементы, влияющие на прямое измерение определяемого вещества, называются мешающими; предварительное отделение меша!о- Введение щих веществ перед измерением — важная стадия в большинстве анализов. Нельзя рекомендовать жесткий общий способ для устранения мешающих примесей; часто именно эта задача является наиболее важной в анализе.
Заключительная стадия анализа Все предварительные стадии анализа должны обеспечить получение достоверного результата при измерении на заключительном этапе. В последующих главах описывается много видов измерений на завершающей стадии и обсуждаются химические принципы, на которых онн основаны. Выбор метода анализа В распоряжении химика или ученого, заинтересованного в аналитических данных, имеется целый ряд методов для получения желаемой информации. Выбор метода будет основываться на таких показателях, как скорость, удобство, правильность, наличие подходящего оборудования, число анализов, размер анализируемой пробы, содержание определяемого компонента. Успех или неудача анализа часто зависят от выбора метода.
К сожалению, здесь не существует общего подхода; для правильного выбора метода нужны здравый смысл и интуиция, которые приходят только с опытом. В этой кингс представлено большое число наиболее употребительных операций, используемых в химическом анализе и включающих различные методы измерения на заключительной стадии анализа. При этом подробно разбираются и теория и практика вопроса.
Овладение этим материалом позволит студенту выполнить много полезных определений и заложить фундамент, на котором можно развить интуицию, необходимую для разумного выбора метода анализа. гл.в, 2 Некоторые основные положения Большинство количественных определений проводится в растворах. Поэтому предмет аналитической химии включает теорию растворов, с которой студенту следует внимательно ознакомиться. В этой и следующей главах приведен обзор наиболее важных положений этой теории.
Химический состав растворов В химическом анализе широко используют как водные, так и органические растворители. Неполярные растворители, такие, как углеводороды и их галогенпроизводные, применяются в том случае, если само анализируемое вещество неполярно. Органические растворители с промежуточной полярностью, способные образовывать водородные связи с растворенным веществом (спирты, кетоны и эфиры), употребляются значительно чаще, чем менее полярные соединения, так как в них растворимо большое число органических и неорганических веществ. Наиболее широко в аналитической практике используют, пожалуй, водные растворы, в том числе растворы неорганических кислот и оснований. Поэтому в нашем изложении основное внимание уделяется поведению растворенных веществ в воде; реакции в неводных полярных средах будут рассматриваться менее подробно.
Электролиты Электролиты — это вещества, которые нонизируются в растворителе, создавая электропроводящую среду. Сильные электролиты ионнзируются полностью, тогда как слабые электролиты лишь частично. В табл. 2-1 перечислены типичные сильные и слабые электролиты в водной среде. Некоторые основные положения Таблица 2-1 Классификации электролитов Слабые электролиты Сильные злекчролнчы 1. Неорганические кислоты Нг10з, НСЮ», Нз50ч', НС1„Н1, НВг, НСЮз НВгОз 2. Гидроксилы щелочных и щелочиоэемельиых металлов 3.
Большинство солей 1. Многие неорганические кислоты, например НзСОз, НзВОз, НзРОч, Нзз, Нз50з 2. Большинство органических кислот 3. Аммиак и большинство оргвиических оснований 4. Гйлогеииды, ииаииды и родаииды НН, Хп и Сб Нэ50 полностью дассоаннрозана на коны Н50э к Н Оэ н ооэтому относятся кснльным электролитам. Следует заметить, однако. что Н5О -нок — слабый электролит, дкссонкнруюынй лишь часэкчно. Самоионизации растворителей 2НзО ~ НзО++ ОН ° 2СНаОН ч==~ СНзОН~~+ СНзО 2НСООН ~~ НСООНз + НСОО, 2ИНз ~~ ХНч++ ЫНз, Положительный ион, образующийся при автопротолизе воды, называется ионом гидроксония; зто протон, который связан с молекулой воды ковалептной связью, образованной неподеленной парой электронов кислорода. В растворе присутствуют также более сильно гидратированные ионы, такие, как Н,Оз и Ну0~5, но они менее устойчивы, чем Н50е.
Негидратированный нон водорода не может существовать в водных растворах. Чтобы подчеркнуть высокую устойчивость простого гидратировапного протона, при написании уравнений реакций с участием протона многие химики используют символ Н50ь. Другие же для удобства обозначают протон символом Нь независимо от его действительной степени гидратации; такое обозначение упрощает написание уравнений реакций с участием протона. 2 — ! 689 Многие типичные растворители являются слабыми злектролитами, молекулы которых реагируют друг с другом, образуя ионы ,1зтот процесс называется автоиротолизом)1.
Приведем несколько примеров: 18 Глава 2 Поведение кислот и оснований в различных растворителях Исторически классификация веществ на кислоты и основания сложилась на основе характерных свойств водных растворов этих соединений, Такими типичными свойствами являются появление красной или синей окраски лакмуса, острый вкус разбавленных растворов кислот, горький вкус и мылкость растворов оснований, образование солей при взаимодействии кислот и оснований. В конце девятнадцатого столетия Аррениус предложил более строгую классификацию. Оп определил кислоты как вещества, содержащие водород и диссоциируюшие в воде на ионы водорода и анноны, а основания как соединения, содержащие гидроксильные группы и дающие при растворении в воде гидроксил-ионы и катионы.
Эта плодотворная идея позволила разработать количественные основы теории кислот н оснований. Относительную силу кислот и оснований можно было сравнивать по степени их диссоцнации в водных растворах. Кроме того, теория Аррениуса заложила основы для математического описания равновесия, которое устанавливается в результате взаимодействия кислот и оснований. Серьезным недостатком теории Аррениуса является недооценка роли растворителя в процессе днссоциации. Бренстед и независимо от него Лоури Н923 г.) выдвинули более общую концепцию кислот и оснований. По теории Бренстеда — Лоури кислота — это вещество, способное отдавать протон; основание — вещество, которое может принимать протон. Теряя протон, кислота превращает-' ся в вещество, являющееся потенциальным акцептором протона, т. е.
в основание. Такое основание называется сопряженным с исходной кислотой. Типичным примером служит реакция между кислотой и водой. Н,О+ кислота ~ сопряженное основание+ НаОе. Важно подчеркнуть, что кислотные свойства какого-либо вещества проявляются только в присутствии акцептора протона; аналогично вещество ведет себя как основание только в присутствии донора протона. Реакцию нейтрализации по теории Бренстеда — Лоури можно выразить следующим уравнением: кислота, + основаниеа и==в основаниет+ кнслотая.
Этот процесс самопроизвольно протекает в направлении образования более слабой кислоты и более слабого основания. Растворение многих веществ можно представить как реакцию нейтрализации, причем растворитель выступает в роли донора или акцептора протона. Например, кислотат+ основаниея аясссе основаниед+ кислотаа Некоторые основные положения 19 НС1+ Н,О ~ ~С1 + Нко+, НС Няоя 1 Няо е,— е СяНлоя + Нло+, А1(Няо)н++ Няо ч;:==и А10Н(Няо)ля++ Няо+, Нкпо-,+ Н,о ~е НРОЯ-+ Н,О+, ИН4 + Нко ~ е Хнл + Нное Няо+ Мня ч= — 'с ОН"-1- ХН+, Няо+ СОЯ" ч==н ОН + НСОя . Отметим, что кислоты могут быть анионами, катионами или электронейтральными соединениями. Видно также, что вода выступает как акцептор протона (основание) по отношению к первым пяти соединениям и как донор протона (кислота) по отношению к последним двум.
Растворители, обладающие и кислотными, и основными свойствами, называются амфипротными. Кислоты (и основания) различаются по степени взаимодействия с растворителем. Например, реакция между соляной кислотой и водой протекает практически до конца, поэтому соляная кислота относится к классу сильных кислот в растворителе (воде). Уксусная кислота и ион аммония реагируют с водой в меньшей степени, поэтому оба вещества считают слабыми кислотами.
Степень взаимодействия растворенной кислоты (основания) с растворителем существенно зависит от его способности отдавать или принимать протон. Например, хлорная, соляная, бромистоводородная кислоты в водных растворах относятся к сильным кислотам, Если вместо воды в качестве растворителя взять ледяную уксусную кислоту (чистая, или 100% -ная, уксусная кислота, обычно называемая ледяной уксусной кислотой, кристаллизуется при 16,7'С в виде льда; небольшая примесь воды резко понижает температуру замерзания), являющуюся более слабым акцептором протонов, то лишь хлорная кислота полностью днссоциирует в ней на ионы и остается сильной кислотой. Процесс днссоциации можно выразить уравнением: НС(О,+НС,Н,О, ~ ~С(О;+Н,С,Н,О,' кнслотас сснаввннек сснсваннес ккслстак Соляная и бромистоводородная кислоты в ледяной уксусной кислоте диссоцнированы лишь частично и являются слабыми кислотами.
Согласно теории Бренстеда — Лаури, наиболее сильные доноры протонов (т. е. самые сильные кислоты) отдают протоны с образованием наиболее слабых акцепторов протона (самых слабых сопряженных оснований). Возвращаясь к реакции соляной кислоты, уксусной кислоты и иона аммония с водой, видим, что хлориднон — самое слабое основание, ацетат-ион — более сильное основание, а аммиак — самое сильное основание.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
