Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!
МегаЛекции

Тема: Принципы качественного анализа.




Теоретический материал к занятию:

Основной задачей качественного анализа является обнаружение отдельных элементов или ионов, входящих в состав веществ. Реакции в качественном анализе называют аналитическими. Вещества, реагирующие с определяемыми ионами, называются аналитическим эффектом: появлением окраски; выделением газа; образованием осадка.

 

По технике проведения реакции разделяют на:

- осадочные реакции;

- микрокристаллоскопические реакции;

- цветные реакции в пробирках;

- реакции, проводимые на бумаге;

- реакции окрашивания пламени;

- реакции с выделением газообразных веществ.

 

Групповыми реакциями называют реакции на определенные группы катионов и анионов.

Специфической реакцией на ион является такая реакция, которая позволяет обнаруживать его в условиях опыта с другими ионами.

Лабораторная работа.

Качественные и групповые реакции ионов.

Цель: освоить технику проведения качественных и групповых реакции на ионы биогенных элементов и элементов-токсикантов.

 

Оборудование: штатив с пробирками, стеклянные палочки, фильтровальная бумага, предметные стекла, микроскоп, нихромовая проволока, универсальный индикатор.

 

Опыт 1. Использование осадочных реакций для обнаружения ионов щелочно-земельных металлов.

Обнаружение иона Ва2+ :

 

В пробирку помещают 3-4 капли раствора хлорида бария, добавляют 2—3 капли раствора ацетата натрия, по каплям добавляют раствор дихромата калия (K2Cr2O7).

 

Уравнение реакции: ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

Наблюдения: _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________  
Вывод: _________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт 2. Использование микрокристаллоскопических реакций для обнаружения ионов s-элементов.

 

На предметное стекло наносят 1 каплю раствора соли, содержащей испытуемый ион. Стекло осторожно прогревают в пламени газовой горелки, выпаривая досуха раствор. К сухому остатку соли после охлаждения стекла на воздухе добавляют 1 каплю раствора реактива. Образующиеся кристаллы рассматривают под микроскопом.

Обнаружение иона Сa2+ :

 

Для обнаружения иона Сa2+ используют H2SO4 (с = 2 моль/л) (форма кристаллов сульфата кальция зависит от концентраций ионов Са2+).

 

Уравнение реакции:   ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

 

Наблюдения:

Вывод: ______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт 3 Использование окрашивания пламени для обнаружения ионов s-элементов.

 

Обнаружение ионов Li+, K+, Na+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ :

 

Кончик нихромовой проволочки погружают в пробирку с соляной кислотой, после чего прокаливают его в несветящейся части пламени горелки до исчезновения окраски пламени. Охлажденную проволочку смачивают исследуемым раствором или же захватывают ею несколько

мелких кристаллов исследуемой соли, после чего вносят в верхнюю часть пламени горелки. Наблюдают окраску пламени. При проведении опыта с солью калия окраску пламени наблюдают

через сине-зеленый светофильтр, поглощающий желтые лучи (соли натрия, почти всегда присутствующие в виде примеси, маскируют окрашивание пламени).

Наблюдения записывают в таблицу по форме:

Исследуемый катион Окраска пламени
Li+  
K+  
Na+  
Ca2+  
Sr2+  
Ba2+  

 

МОДУЛЬ №02.

Энтальпия (Н) – функция состояния, изменение которой равно теплоте изобарного процесса:

DH = Qp = DU + pDV

Изменение энтальпии в ходе реакции обозначают DrH.

Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты (DrH < 0), называются экзотермическими, а поглощением теплоты (DrH > 0) – эндотермическими.

Стандартная энтальпия реакции рассчитывается по уравнениям, являющимся следствием закона Гесса:

DrHo = SnjDfHoj - SniDfHoi

DrHo = SniDcHoi - SnjDcHoj

где n - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции,

i - реагенты (исходные вещества);

j - про­дукты.

_____________________________________________________________________________________________

Энтропия – функция состояния, изменение которой в обратимом изотермическом процессе равно приведенной теплоте процесса: DSобр = Qобр/T

Для необратимого процесса DSнеобр > Qнеобр/T.

Объединенное выражение DS ³ Q/T является математическим выражением второго начала термодинамики.

Стандартная энтропия реакции DrSo рассчитывается по уравнению, также являющимся следствием закона Гесса:

DrSo = SnjSoj - SniSoi

_____________________________________________________________________________________________

 

Энергия Гиббса – функция состояния, изменение которой в обратимом изобарно-изотермическом процессе равно максимально полезной работе (работе за вычетом работы расширения-сжатия):

DG = -Wmax¢

Энергия Гиббса может быть определена через уже введенные функции состояния:

DG = DH - TDS

Выражение представляет собой объединенное математическое выражение первого и второго начал термодинамики. Энергия Гиббса имеет размерность и единицы измерения, аналогичные внутренней энергии и энтальпии. Расчет стандартной энергии Гиббса реакции DrGo проводится также по уравнению, вытекающему из закона Гесса:

DrGo = SnjDfGoj - SniDfGoi

Определение стандартной энергии Гиббса образования вещества DfGo аналогично по форме для стандартной энтальпии образования DfHo.

Критерием направления самопроизвольного протекания необратимого процесса являются нера­венства:

DS > 0 (для изолированных систем) и DG < 0 (для закрытых систем)

Для расчета изменения энергии Гиббса в условиях, отличающихся от стандартных, используют уравнение изотермы химической реакции (изотермы Вант-Гоффа). Для реакции в общем виде

aА + bB Û dD + eE

cd(D)ce(E)

DrG = DrGo + RT ln ¾¾¾¾

ca(A)cb(B)

где R – универсальная газовая постоянная, R = 8,31 Дж/(моль×К);

Т – абсолютная температура,

с - концентрации веществ в любой момент времени

Для расчета константы равновесия (безразмерная величина) нужно знать равновесные концентрации с или DrGo:

~ ~

c d(D)c e(E)

K = ¾¾¾¾

~ ~

c a(A) cb(B)

lnK = - DrGo/RT

Условимся обозначать в дальнейшем отношение кон­центраций продуктов и реагентов (в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам) для системы, не на­ходящейся в состоянии равновесия, черезPс. Уравнение изотермы химической реакции в этом слу­чае будет выглядеть следующим образом:

DrG = -RTlnK + RTln Pc

При Pc ¹ K в системе может развиваться процесс до установления состояния равновесия, характеризующегося равенством Pc = K

При Pc < K для достижения состояния равновесия должны увеличиваться концентрации продуктов и умень­шаться концентрации исходных веществ; это возможно за счет протекания прямой реакции:

aА + bB ® dD + eE

При Pc > K для достижения состояния равновесия концентрации продуктов, наоборот, должны снижаться, а концентрации исходных веществ — увеличиваться; это возможно за счет протекания обратной реакции:

aА + bB dD + eE

При значениях DrGo, находящихся в диапазоне от –30 кДж/моль до 30 кДж/моль, при изменении концентрации воз­можно изменение знака DrG с минуса на плюс или наобо­рот. Такие реакции являются обратимыми. Им соответ­ствуют значения констант равновесия, находящиеся в диапазоне от 10-5 до 105. Значения констант, выходящие за пределы этого диапазона, соответствуют практически необратимым реакциям.

Влияние изменения температуры на величину константы равновесия описывает уравнение изобары химической реакции:

K2 DrH° 1 1

ln ¾¾ = ¾¾ (¾ - ¾)

K1 R T1 T2

_____________________________________________________________________________________________

 

Перед решением задач рекомендуется уяснить следующие основные понятия темы:

1) термодинамическая система;

2) термодинамические процессы (изобарные, изотермические и изохорные; обратимые и необратимые; самопроизвольные и вынужденные; экзо- и эндотермические);

3) стандартное состояние;

4) важнейшие функции состояния (энтальпия, энтропия, энергия Гиббса) и взаимосвязь между ними;

5) стандартная энтальпия реакции;

6) стандартная энтальпия образования и стандартная энтальпия сгорания веществ;

7) объединенное уравнение I и II начал термодинамики, энтальпийный и энтропийный факторы;

8) химическое равновесие и константа равновесия;

9) уравнения изотермы и изобары реакции.

_____________________________________________________________________________________________

 

Поделиться:





Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 megalektsii.ru Все авторские права принадлежат авторам лекционных материалов. Обратная связь с нами...