П.П. Коростелев - Химический анализ в металлургии (1110111), страница 2
Текст из файла (страница 2)
Полученный из доменной печи чугун перед отправкой на дальнейшую переработку также подвергают химическому анализу: в нем определяют количество вредныХ примесей (углерода, серы, фосфора, кремния и др.), соне которых учитывают при дальнейшей выплавке держа ни |з чугуна. Создание новых сплавов с д ез льта- ставом производят по расчету, выполненному.
по р у . Все готовые сплавы там анализа исходных материалов. Все также подвергают анализу. Х . кий анализ, используемый во многих отраслях .'имичес н назначение. и производства, имеет разнообразное н Так, существует классификация по видам а р науки и м те иалов: га, анализ масел, воды, топлива; анализ сили- катов, руд и минералов, цветных и черных мета. . авов; анализ пластмасс; анализ каучука; анализ пн- и сплаво ; щевых продуктов, анализ кормов, анализ ф р ких препаратов и т, д, а , Каждый из этих видов анализа име- ет свои специфические методы определений и свою соответствучощую лабораторную технику (приборы и обо- рудование) . Курс химического анализа складывается из т р . кпх основ ан, в аналитической химии, качественного и количест- венного анализа.
Количественный анализ состоит з гравпметрического (весового), титриметрического (объсм) и струментального (физико-химического и физичес- кого). В зависимости от природы анализируемого в щ различают анализ неорганических и органических веществ. 'Г ий анализ занимается исследованием состава ехническ н свойств определенных природных плн прои матер риалов методами химического анализа (воды, топли- ва, руд, , металлов, сплавов, пластмасс, продукт ческого синтеза и т. д.).
Для подготовки высококвалифицированных ра очих ка ров в нашей стране создана сеть средних профессио- кад и иальностям, о- ехнических училищ по разным с ец в том числе готовятся и лаборанты химического анализа, обладающие прочными теоретическими знаниями, а также навыками и уме ~ мением проведения химического анализа на современном уровне. Для овладения этой специальностью " б о имо хорошо освоить сущность химических реак- ций, лежащих в основе анализа, а также полу работы на химических приборах и оборудовании лабора- то пи. Нсо ходимо то . Н б.
„ очень внимательно относиться ко всем выполняемым лабораторным работа тельно соблюдать правила работы в лаоораторни и технн- Ку безопасности. Гппнп ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ! ХИМИЧЕСКОГО АНАЛИЗА й ! Аналитические реакции в растворах Аналитические реакции протекают в растворах между' ионами. Распад молекул вещества в водном растворе на. ионы называется злектролнтмческой диссойиацаей.
При взаимодействии каждый ион проявляет свои индивидуальные характерные свойства. Эти свойства могут выявитьсй а присутствии многих других посторонних ионов. Например, при смешивании раствора какой-либо соли соляной кислоты — хлорида (ЫаС!, КС1, ВаС!з) — с раствороьг нитрата серебра АдХОз образуется белый творожистый осадок хлорида серебра АдС! по уравнению 1)аС! + АНХО, =,'АСС! + )ЧаХОз или в ионной форме: !на++ С1 + Ад++ й)Оз =(АЕАС!+ й)а+-1-й(О~; после сокращения неучаствующих ионов: Ад++ СГ =„'АЕАС!. Последнее уравнение означает, что именно ионы Ад4 н С!-, реагируя в растворе, дают нерастворимое соединел ние — хлорид серебра АЕАС!.
Такая реакция называется необратимой, так как в рез зультате ее образовалось и выпало в осадок труднорас-' творимое соединение, а оставцтаяся концентрация ионов' Айэ и С1 в растворе стала исчезающе мала (1.25Х Х10-' ион)л). К необратимым относятся реакции, сопровождающиеся образованием труднорастворимых осадков, выделением газообразных продуктов, удаляющихся из сферы реакции, а также реакций образования малодиссоции'- руюгцих или комплексных соединений. $2. Закон действующих масс Многие реакции протекают как в прямом, так и в об' ратном направлении: Л+В -С+О, т. е.
помимо взаимодействия исходных веществ с образова* кием продуктов реакции последние взаимодействуют меж- ду собой с образованием исходных веществ. Такие реак-, ции называются обратимыми. Скорость химической реакции пропорциональна произ- ' ведению концентрации реагируюгцих веществ. Скорость в прямом направлении можно выразить уравнением: из = К, [А! [В[, где К~ — константа скорости прямой реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и условий их взаимо- действия; (А] и [В] — молярные концентрации исходных веществ А и В. Скорость обратной реакции выражается уравнением ;= К,[С[[Р[, где Кз — коэффициент пропорциональности обратной ре- акции; [С] и [Р] — молярные концентрации исходных ве- ществ С и Р. Сначала концентрации исходных веществ А и В макси- мальны; скорость прямой реакции п~ также будет макси- мальной, с уменыпением концентраций веществ А и В она будет убывать.
По мсрс роста концентраций веществ С и Р скорость вз, равная вначале 0 (нулю), будет возра- стать. Наконец, наступает момент„когда скорости прямой и обратной реакций будут равны, т. е. состояние химичес- кого равновесия: и, = сз или К,[А[[В! = Кз[С[[Р[, откуда К,/Кз = К = [С[[РИА][В!. Поскольку при данной температуре и давлении кон-, станта К является величиной постоянной (ее значение оп- ределяется отношением постоянных Кз и К,), то при уста- новившемся равновесии произведение малярных концент- раций образующихся веществ, деленное на произведение концентраций исходных всществ для данной реакции, есть величина постоянная (при данной температуре и давле- нии). Поэтому, меняя концентрации исходных веществ, мы можем получить сдвиг равновесия в сторону образова- ния нужного соединения. Для достижения более полного превращения одного из веществ в обратимой реакции ну- жно действовать избытком второго реагснта, вызывающе- го это превращение.
Это называется сдвигом, или смеи)е- нием химического равновесия, Оно дает возможность управлять ходом обратимой реакции. По величине констан- ты равновесия можно предварительно рассчитать, в каком 10 направлении пойдет химическая реакция. Если К~1, тс? скорость прямой реакции преобладает над скоростью обратной реакции, если К(1, то преобладает скорость обратной реакции. Если К=10', то это означает, что скорость прямой реакции в 1О, т. е. в 1000 раз, выше скорости' обратной реакции. Если величина К=10 '„то скорость.
обратной реакции в 1000 раз преобладает над скоростью прямой реакции. Константа химического равновесия не зависит от концентрации рсагирую1цих веществ и мало изменяется при их изменениях (в допустимых границах). Например, при' взаимодействии растворов (0,08 н.) хлорида железа (П[) и тиоцианата (роданида) аммония образуется тиоцианат' железа, имеющий красное окрашивание: РеС[, + З[ч[Нз5СМ = Ре(ЗСН)з + ЗХН С1. Константа равновесия этой реакции равна К = [Ре(ЗСХ)з! [ХНзС[]з 1[РеС[з! [ХНз5СН]з Если мы введем в раствор кристаллик тиоцианата ам монна, то окраска раствора заметно усилится. Увеличение' концентрации тиоцианата аммония ведет к увеличению концентрации тиоцианата железа, т.
е. к увеличению скорости' прямой реакции (смещение реакции равновесия вправо). Если в раствор ввести кристаллы хлорида аммония, то' окраска бледнеет из-за уменьшения концентрации окрашенных молекул тиоцианатного железа (сдвиг равновесию реакции влево). Контрольные вопросы 1 с!то такое злектролнтнческвн днссоцнвцнн? 2) Какие релкцнн нвлнз ются обратимыми, клкне необратимыми? 3) В каких случаях релкцни практически идут до концзз 4. Квк выражается констзнтз рввновесня химической реакции? б.
Кзк производится сдвиг химического рзвнов песня? $ 3. Степень и константа диссоциации В водных растворах электролитов пе все молекулы рас-' падаются па иовы; часть их остается в недиссоциированном виде. Например, в 1 н. растворе соляной кислоты молекулы НС1 диссоциируют на 78 %, а уксусной кислоты — всего на 0,4 %. Молекулы гидроксида натрия в 1 н. растворе диссоцинруют на 73 %, а аммиака — на 0,4 %. Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссо- циации а. Она представляет собою отношение числа молекул электролита, распавшегося на ионы (Л'н,я), к общему кислу молекул В растворе (»»(ося»).
я=»»'»»он(»»(обя». С уменьшением концентрации раствора степень диссоциация увеличивается: например, а 1н. раствора НС1 равна 0,78; а 0,1 н, раствора=0,917; с» 0,005 н.=0,991. Все электролиты по степени диссоциации делятся на сильные, средние и слабые. Условно электролиты, которые в 0,01 — 0,1 н. растворах распадаются более чем на 30 о7о, относятся к сильным, диссоциирующие менее чем на 3 (о— о к слабым, со степенью диссоциации от 3 до 30 о(о — к средним. К сильным электролитам относятся: НС1, НВг, Н1[оз, Нз80», араон, КОН, Ва(ОН)з и все соли указанных кислот и оснований, а также большинство солей сильных кислот и слабых оснований и соли слабых кислот н сильных оснований (»чн»С1, Снзсоо[[а и др.).
К слабым электролитам относятся: НзСОм Н»3, НзВОм ХН»ОН и многие органические кислоты. К средним электролитам относят. ся: Наро», НзЯОз, НГ и многие соли тяжелых металлов. Электролитическая диссоциация является обратимым процессом. По закону действующих масс имеем (4В= А++ В; константа электролитической диссоциации будет иметь вид: К = [А+] [В~,~/[АВ], где [А+] и В ] — концентрации ионов А+ и  —, [АВ] — концентрация недиссоциированных молекул в растворе. Введение в раствор слабого электролита (например, СНзСООН) какого-либо сильного электролита с одноименным ионом (Снзсоо[[а) снижает степень диссоцнацни слабого электролита.
Концентрация ионов Н+ сильно уменьшается, поэтому уксусная кислота в присутствии своей соли проявляет гораздо слабее свои кислотные свойства. По закону действующих масс это можно представить в следующем виде. Диссоциация уксусной кислоты: Сн соон = н++ сн соо . Константа диссоциации ,к = [о+]',[сн,соо .Цсн,соон1. 12 Если в раствор введено много какой-либо соли уксусной кислоты, дающей ионы СНзСОО, то числитель в уравнении константы К сильно возрастет и величина дроби станет больше равновесного значения К. Восстановление равновесия происходит в результате соединения ионов Н+ и СНзСОО в недиссоциированную молекулу СНзСООН, поэтому концентрация ионов Н+ понижается. ~ 4. Понятие р Н. Буферные растворы Заанснмость рН от концентрации ионов [Нь] н [ОН-[, нон/л (и+! (ои — 1 ан (ои-1 он нанон»я В ! 10-а 10-а 10 — а 10 — а 1О-а 10 — а 10 — 1» 1Π— аа (0 — аа !0 — 11 1О-аа 10 — а !Π— а 1Π— а 10 — ' 10-а 1О- а 10-а 10 †10 — а 10-" 10-а 1Π— аа 1Π— м 10 — аа ц( — аа 1Π— аа Кислая Шелочнан 11 12 !3 14 Нейтральная Вода является слабым электролитом; она в очень малой степени диссоциирует по уравнению Н,О=Н++ОН-.
При 25'С в 1 л воды распадается на ионы 10 — ' молекул Нзо. Концентрации ионов Н+ н ОН- равны: [Н+] = [ОН-] = =10-' ион(л. Чистая вода имеет нейтральную реакцию. При внесении в нее кислоты концентрация ионов [Н+] увеличивается, т. е. [Н+]'= 1О-', концентрация ионов [ОН ] уменьшается, т. е. [ОН ]«=.10 — '. При введении щелочи концентрация ионов [ОН ] увеличивается: [ОН-]) 10-', следовательно, 1Н+](10 ". Для практического применения вместо концентрации ионов [Н+] используют ее отрицательный десятичный логарифм, который называют водородным показателем рН (илн показателем нона водорода), рН= — 1д[Н+]. В таблице приведены значения рН и соответствующая им концентрация ионов [Нь] и [ОН ]. В нейтральной воде рН=7.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
