Химические методы анализа

В основе химических методов обнаружения и определения лежат химические реакции трех типов: кислотно-основные, окислительно-восстановительные и комплексообразования. Иногда они сопровождаются изменением агрегатного состояния компонентов. Наибольшее значение среди химических методов имеют гравиметрический и титриметрический. Эти аналитические методы называются классическими. Критериями пригодности химической реакции как основы аналитического метода в большинстве случаев являются полнота протекания и большая скорость.

Гравиметрический анализ заключается в выделении вещества в чистом виде и его взвешивании. Чаще всего такое выделение проводят осаждением. Реже определяемый компонент выделяют в виде летучего соединения (метод отгонки). Аналитическим сигналов в гравиметрии является масса. Погрешность определения не превышает 0,1 – 0,2%. Гравиметрия – это абсолютный (безэталонный) метод.

Недостатком гравиметрических методов является длительность определения, особенно при серийных анализах большого числа проб, а также неселективность – реагенты - осадители за небольшим исключением редко бывают специфическими. Поэтому часто необходимо предварительное разделение компонентов.

Титриметрический анализ - метод количественного химического анализа, основанный на измерении количества реагента В, затраченного на реакцию с определяемым компонентом А.  Практически удобнее всего прибавлять реагент В в виде его раствора точно известной концентрации (он называется титрант). В таком варианте титрованием называют процесс добавления малыми порциями контролируемого количества титранта к известному объему раствора определяемого компонента. Титрование ведется до точки эквивалентности, при которой количество добавленного реагента строго эквивалентно количеству анализируемого вещества в соответствии с уравнением реакции. Для установления точки эквивалентности в анализируемый раствор добавляются специальные вещества - индикаторы, которые в момент достижения точки эквивалентности изменяют свою окраску.

Например, если известно, какое количество гидроксида калия (в граммах или молях) израсходовано в реакции с соляной кислотой, то по уравнению реакции KOH + HCl = KCl + H₂O легко рассчитать, сколько граммов (или молей) хлороводорода было в анализируемом растворе.

В основе расчетов лежит закон эквивалентов: все вещества реагируют друг с другом не в произвольных количествах, а в определенных соотношениях, пропорциональных их химическим эквивалентам.

Эквивалентом называется такая единица количества вещества, которая способна заместить, присоединить или отщепить (непосредственно или опосредованно) 1 моль атомов водорода.

Количество эквивалента вещества n_e (в молях) - это отношение массы вещества (г) к его эквивалентной массе Э (г/моль):

n_e = m / Э.

Для вычисления эквивалентных масс сложных веществ используются следующие формулы:

,

где М – молярная масса соединений. Число отщепляемых от молекулы кислоты протонов называется основностью кислоты, число отщепляемых от молекулы основания гидроксогрупп - кислотностью основания.

В кислотно-основной титриметрии закон эквивалентов применяется в виде

N_щV_щ = N_кV_к,

где N_щ - известная нормальная концентрация раствора щелочи (титранта),

V_щ - объем раствора щелочи, затраченный на реакцию с кислотой,

V_к - объем раствора кислоты, взятый для анализа,

N_к - определяемая нормальная концентрация кислоты.

Очевидно, что в роли титранта будет использоваться раствор кислоты, если необходимо определить концентрацию раствора щелочи.

Нормальная концентрация (иначе - молярная концентрация эквивалентов) представляет собой количество эквивалента вещества n_e, содержащееся в единице объема раствора:

N = n_e / V_р-ра.

Нормальность измеряется в тех же единицах, что и молярность, однако на практике пользуются разными обозначениями единиц молярности и нормальности. Первую обозначают буквой «М», вторую – буквой «н». Например, запись 0,1 М HCl обозначает раствор хлороводорода с молярной концентрацией C (HCl) = 0,1 моль/л; запись 0,1 н H₂SO₄ обозначает раствор серной кислоты с нормальной концентрацией N (H₂SO₄) = 0,1 моль/л.

Пример. Имеются одномолярные растворы BaCl₂ и HNO₃. Определить молярную концентрацию эквивалентов в этих растворах (нормальность растворов).

Молярность: С = ν / V_р-ра.; ν = m / M

Молярная концентрация

эквивалентов (нормальность): N = n_e / V_р-ра.; n_e = m / Э

Для одноосновной кислоты HNO₃ эквивалентная масса совпадает с молярной (Э = М /1), следовательно, молярность раствора численно равна нормальности. N (р-ра HNO₃ ) = 1 моль/л.

Для BaCl₂ эквивалентная масса в два раза меньше молярной массы: Э = М/2 (т.к. валентность бария равна двум). Следовательно, количество эквивалента n_e в два раза больше количества вещества ν. Соответственно, нормальность вдвое больше молярности. N (р-ра BaCl₂) = 2 моль/л.