Analiza jakościowa- z jakich pierwiastków, grup funkcyjnych związków chemicznych składa się dana substancja

Analiza ilościowa- w jakich stosunkach ilościowych poszczególne składniki znajdują się w badanej substancji

Metody analizy ilościowej- chemiczne i instrumentalne

Metody chemiczne- metody miareczkowe i wagowe

Metody spektrofotometryczne- chemiczne, ze względu na udział w nich reakcji chemicznych

Metody wagowe- polegają na oznaczaniu składnika na podstawie masy trudno rozpuszczalnego związku tego składnika, straconego z osadu i odpowiednio wysuszonego

Metody miareczkowe- zawartość składnika oznaczanego oblicza się z liczby mililitrow titranta dodawanego z biurety do roztworu analitu do osiagniecia PR

PR-oznaczany składnik przereagował ilościowo z roztworem titranta

Metody analizy miareczkowej

1.dokladne, wynik z dokładnością do 0,1%

2.prostota aparatury

3.szybkosc wykonania

Reakcje musza spełniać warunki

1.reakcja odczynnika z badana subst powinna przebierać ilościowo i do końca

2.mozliwie szybko

3.w pobliżu PR powinna widocznie zmieniac którąś z właściwości miareczkowanego roztworu

4.dobranie wskaźnika wskazującego PR dla danego ozaczenia

Podstawowe typy reakcji

1.alkacymetryczne-kwasowo zasadowe, alkalimetria, alkacydymetria

2.kompleksometryczne-kompleksowania

3.redoksymetryczne-utleniania i redukcji

4.analiza straceniowa-do oznaczania trudno rozpuszczalnych subst

Oznaczanie substancji w roztworze-znalezienie odpowiedniego czynnika reagującego z nia sposób ilościowy i bez reackcji ubocznych i dostatecznie szybko

PR-punkt miareczkowania, gdzie oznaczany skladnik przereagował ilościowo z dodawanym z biurety odczynnikiem

PK okresla się wizualnie, korzystając z barwnych wskaźnikow albo metod instrumentalnych doświadczalnie wyznaczony PR

Alkalimetria- oznaczanie w roztworze zawartości kwasów za pomoca miareczkowania mianowanym roztworem zasady

Alkacydymetria-oznaczanie w roztworze zawartości zasady za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem kwasu

Metody zobojętniania- kwasu+zasada= sol+woda

Miareczkowanie w alkacymetrii (titrant-roztwor mocnej zasady lub mocnego kwasu)

-mocnych kwasow i mocnych zasad

-slabych kwasów i słabych zasad

-mieszanin kwasow, zasad o roznej mocy
mocny kwas mocną zasadą

-mocne kwasy i zasady są całkowicie zdysocjowane, stężenie jonow H+ jest rowne stężeniu grup OH-

-krzywa miareczkowania mocnej zasady mocnym kwasem rozpoczyna się przy pH równym 12,a punkt PR w granicach pH=7

-fenoloftaleina i oranż

Skok miareczkowania- zmiana wartosci pH po dodaniu jednej kropli roztworu titranta nastepujaca w pobliżu PR reakcji miareczkowania

Slaby kwas mocną zasadą

-poczatkowa wart pH jest wyższa niż w przypadku miareczkowania mocnego kwasu mocna zasada

-(K)polowiczne zobojętnienie ph ok 5

-skok pH w pobliżu PR jest niewielki

-punkt przegięcia pH>7

-fenoloftaleina

Słaba zasada mocnym kwasem

- w punkcie K mamy punkt przegięcia o rzędnej 14-pKz

-całkowite zobojętnienie, punkt przegięcia PR pH<7

-czerwien metylowa

Slaby kwas slabą zasadą

-moc kwasu porownywalna z moca zasady-zobojetnienie zachodzi przy pH bliskim 7

-krzywa odchyla się od stycznej w pkt przegięcia, nachylonej względem osi pH

-wskaźnik wobszarze zmiany barwy bliski pH=7

Proces dysocjacji wody H₂0->H⁺ + OH^-

-oddzialywanie ujemnym biegunem jednej czast wody na druga powodując jej rozpad

-proton zostaje związany przez wolne elektrony tlenu i powsatje jon hydroniowy H₃O⁺

Autodysocjacja wody

H2O+H2O->H3O+ +OH-

Stała dysocjacji wody k=[H₃0⁺][OH^-]/[H₂O]²

Iloczyn jonowy wody kw==[ H₃0⁺][OH^-]

Roztwory obojętne H₃0⁺=10^-7 mol/dm³

Kwaśne [H₃0⁺]>10^-7 mol/dm³

Zasadowe [H₃0⁺]<10^-7mol/dm³

Dodanie kwasu doprowadza do zwiększenia stężenia jonow wodorowych, a rownoczesnie ulega zmniejszeniu stężenie jonów wodorotlenowych, część z nich łączy się z joanmi H⁺ w niezdysocjowane cząsteczki wody.

Dodanie zasady zwiększa stężenie jonów OH- i zmniejsza stężenie jonów wodorowych

pH-wykładnik stężenia jonów wodorowych

pH=-log [H+] lub pH=-log[H₃0⁺]

pOH=-log[OH-]

pH+pOH=14

pH<7 kwasne

pH=7 obojętne

pH>7 zasadowe

pH można oznaczac kolorometrycznie za pomocą indykatorów, metodą potencjometryczną(pomiar zmiany potencjału roztworu miareczkowanego), pomiar pehametrem(za pomocą elektrody szklanej)

wskaźniki pH- subst ulegające przemianom lub modyfikacjom strukturalnym w pewnym obszarze stężenia jonow wodorowych; najczęściej są związki organiczne, które w roztworach wodnych ulegają dysocjacji kwasowej lub zasadowej i są słabymi elektrolitami

-stosuje się w celu wizualnego uchwycenia zobojętnienia reagujących ze sobą subst

-stosuje się w postaci roztworow wodnych lub atanolowych, papierkow wskaźnikowych

wskaźniki dwubarwne-oba czlony układu kwas zasada są barwne

wskaźniki jednobarwne- jeden człon układu ejst zabarwiony

mieszane-jedno i dwubarwne stosuja się same lub w mieszaninie z obojętnym barwnikiem, na tle którego zmiana barwy właściwego wskaźnika jest łatwiej zauważalna

uniwersalne-mieszaniny wskaźnikow, zmieniają barwe stopniowo w szerokim zakresie pH, szybko orientacyjnie okreslaja pH, zaopatrzone w skale barw odpowiadającym określonym pH

aby subst mogla być wskaźnikiem

-zmiana barwy musi zachodzić ostro i zmieniona barwa musi kontrastować z pierwotną, musi nastepowac w wąskim zakresie pH, zakres musi obejmować stan stechiometrycznego zobojętnienia reagujących substancji

Pomiar pH

-krople badanego roztworu nanosi się na papierek uniwersalny nasycony jednym z badanych wskaźnikow lub ich mieszaniną, po zaobserwowaniu zmiany zabarwienia porownuje się otrzymana barwe ze skala barw w jednostkach pH

Metoda potencjometryczna-oparta na pomiarze siły elektromotorycznej ogniwa Eogn utworzonego z elektrody pomiarowej i porównawczej

Najczęściej stosowane elektrody pomiarowe: wodorowa, chinhydronowa, tlenkowa, szklana

Porównawcza-nasycona elektroda kalomelowa (NEK)

Elektr szklana-utworzona z rurki szklanej, zakończonej u dołu cienkościenną banieczką.wewnatrz znajduje się elektroda chlorosrebrowa zanurzona w roztworze chlorku I potasu I lub w HCl

Pomiar polega na zanurzeniu elektrodyw roztworze wraz z odpowiednia elktroda porownawcza np. kalomelowa

Ag, AgCl, |KCl_aq|szkło||roztwor badany lub wzorcowy||KCl_aq, Hg₂Cl₂, Hg

W ściance szklanej, po obu jej stronach powstają warstwy hydratowane. Jeżeli stężenie jonów wodorowych w roztworach po obu stronach bańki szklanej są różne, to ustala

się odpowiedni gradient potencjału. Zmienia się on w zależności od zmian stężenia jonów H+ w jednym z roztworów. Działanie elektrody szklanej tłumaczy się tendencją jonów

wodorowych do zastępowania niektórych jonów zdeformowanej siatki krystalicznej szkła i obsadzania wolnych miejsc tej siatki. Nie ma jednak przechodzenia jonów z jednej strony na

drugą stronę ścianki szklanej. Potencjał elektrody zależy od ustalającej się równowagi pomiędzy jonami wodoru znajdującymi się w siatce szkła i jonami wodorowymi H+ w roztworze. Zmieniając roztwór, w

którym zanurzona jest elektroda szklana, zmienia się tylko potencjał na granicy faz szkło -roztwór badany. Dla jonów wodorowych spełnione jest równanie:

Ew=E_H⁰+RT/F*LNC_H+= E_H⁰+0,0591*log[H+] dla temp 25^oC

Dla elektrody wodorowej przyjęto, ze

E_h^o = 0

–log [H+] = pH

równanie

Ew=-0,0591*pH

Elektroda szklana nadaje się do pomiaru pH w granicach od 0 do 8.5 lub nawet 0 – 11, w zależności od rodzaju szkła. Do pomiary pH służą elektroniczne przyrządy zwane pehametrami.

Potencjometryczny pomiar pH polega na zestawieniu układu zgodnie ze schematem podanym wyżej, przy czym najpierw dobiera się roztwór wzorcowy o wartości pH zbliżonej do spodziewanej wartości roztworu badanego i mierzy się SEM takiego układu – Eogn wz dla temperatury 25°C (298K)

Eognwz=Epor-Ew=Epor + 0.0591× pHwz (1)

gdzie: Eogn wz - SEM badanego ogniwa zawierającego roztwór wzorcowy o znanym pH,

Ew – potencjał elektrody wskaźnikowej (szklanej),

Epor – potencjał elektrody porównawczej (np. kalomelowej),

PHwz – wartość pH roztworu wzorcowego.

Następnie buduje się drugie ogniwo, w którym na miejscu roztworu wzorcowego o znanej wartości pH wprowadza się roztwór badany i wyznacza SEM tego ogniwa:

Eognbad=Epor-Ew=Epor + 0.0591× pH wz(2)

Po odjęciu stronami równania drugiego od pierwszego

Eognwz-Eognbad = 0.0591× pHwz - 0.0591× pHbad

a po przekształceniach otrzymujemy:

pHbad=pHwz+(Eognbad-Eognwz)/0,0591

Roztworami buforowymi -roztwory wykazujące stałe stężenie jonów wodorowych (pH), praktycznie niezależne od rozcieńczania roztworu oraz dodawania niewielkich ilości kwasów lub zasad. Najczęściej są to mieszaniny słabych kwasów i ich soli z mocną zasadą lub słabych zasad i ich soli z mocnym kwasem.

Z równania wynika, Że stężenie jonów wodorowych zależy od stosunku stężeń kwasu i soli, a nie zależy od rozcieńczania roztworu. Dodatek niewielkiej ilości mocnego kwasu lub zasady do roztworu buforowego niewiele zmienia wartość pH tego roztworu. Jeżeli do 1 dm3 buforu octanowego o stężeniu 1 mol/dm3 dodamy 0.01 mola HCl, to z tym kwasem przereaguje tylko 0.01 mola soli zawartej w tym roztworze.

Kwaśny odczyn wykazują roztwory soli powstałych z mocnych kwasów i słabych zasad, odczyn zasadowy – roztwory soli mocnych zasad i słabych kwasów.

Odczyn słabo zasadowy lub słabo kwaśny – roztwory soli słabych kwasów i zasad. Zjawisko to nazywamy reakcją hydrolizy. Hydroliza jest reakcją odwracalną i odwrotną do reakcji

zobojętnienia.

CH3COONa + H2O _ CH3COOH + NaOH

W prawo przebiega reakcja hydrolizy, a w lewo reakcja zobojętnienia.

Hydroliza soli mocnych kwasów i słabych zasad

Przykładem tej grupy soli może być chlorek (I) amonu – NH4Cl

NH4Cl + H2O -> NH4OH + HCl

Chlorek amonu ulega całkowitej dysocjacji, gdyż jest mocnym elektrolitem. Uwalniające się podczas dysocjacji jony amonowe łączą się z jonami wodorotlenowymi,

pochodzącymi z autodysocjacji wody.

Powstanie słabego elektrolitu NH4OH przesuwa stan równowagi dysocjacji wody w prawo, w wyniku suwania produktu reakcji. Powoduje to dysocjację dalszych cząsteczek

wody i łączenie się jonów amonowych (NH4+ ) z jonami OH-. Uwalniane jony wodorowe (H+) nie wchodzą w reakcję z jonami chlorkowymi, ponieważ HCl jest mocnym elektrolitem. Nagromadzone w nadmiarze jony wodorowe powodują jego kwaśny odczyn. Właściwą reakcję przebiegającą w roztworze jest:

Hydroliza soli słabych kwasów i mocnych zasad

Hydrolizę tę przedstawia równanie:

NaNO2 + H2O _ HNO2 + NaOH

Jony Na+ i OH- nie łączą się ze sobą, ponieważ NaOH jest mocnym elektrolitem. Reakcja łączenia się jonów azotanowych (III) z jonami wodorowymi z powstaniem kwasu azotowego (III) powoduje usuwanie jonów H+ z roztworu. Wywołuje to dysocjację cząsteczek wody, a jony wodorowe łączą się z jonami NO2. Jony wodorotlenowe wywołują zasadowy odczyn roztworu.

Reakcję hydrolizy można zapisać:

Hydroliza soli słabych zasad i słabych kwasów

W tym przypadku zarówno kation i anion soli reaguje z jonami powstałymi na skutek. dysocjacji wody. Odczyn roztworu tego typu soli zależy od względnej mocy kwasu i zasady. Jeżeli zasada jest słabsza od kwasu, to stężenie jonów H+ jest nieco większa od stężenia jonów OH-, a odczyn – słabo kwaśny. W przypadku odwrotnym – odczyn jest słabo kwaśny. Gdy kwas i zasada są tej samej mocy np. octan amonu, to wówczas odczyn jest obojętny.