За походженням солі бувають:

а) солі, що утворені катіоном слабкої основи та аніоном сильної кислоти;

б) солі, що утворені катіоном сильної основи та аніоном слабкої кис­лоти;

в) солі, що утворені катіоном слабкої основи та аніоном слабкої кис­лоти;

г) солі, що утворені катіоном сильної основи та аніоном сильної кис­лоти.

Останній тип солей не гідролізується ("слабкий" іон відсутній); реакція середовища розчинів таких солей – нейтральна, а рН=7.

Розглянемо випадок a) гідроліз солі NH₄Cl↔NH₄^- + Cl^-; ця сіль утворена катіоном слабкої основи NH₄OH та ані­оном сильної кислоти HCl.

"Слабкий" іон – катіон, тому гідроліз пройде за катіоном:

NH₄⁺ + HOH↔NH₄OH + H⁺, реакція середовища – кисла; 0<рН>7.

Розглянемо випадок б) гідроліз солі Na₂CO₃↔2Na⁺ + CO₃^2-; ця сіль утворе­на катіоном сильної основи NaOH та аніоном слабкої кислоти H₂CO₃.

"Слабкий" іон – аніон, тому гідроліз пройде за аніоном:

І ст. CO₃^2- + HOH↔HCO₃^- + OH^-, реакція середовища – лужна; 7<рН≤14

При підвищенні температури та при сильному розведенні гідроліз проходить до кінця: кількість ступенів гідролізу дорівнює модулю заряду слабкого іону.

ІІ ст. HCO₃^- + HOH↔H₂O + OH^- + CO₂

Розглянемо випадок в) гідроліз солі Al₂S₃ – ця сіль утворена катіоном слабкої основи Аl(OH)₃ та аніоном слабкої кисло­ти H₂S; має обидва "слабких" іони; гідро­ліз таких солей проходить повністю і до кінця, а рівняння гідролізу записують тільки у молекулярному вигляді:

Al₂S₃ + 6H₂O↔2Al(OH)₃ + 3H₂S; реакція середовища – нейтраль­на, рН=7.

На практиці реакцію середовища розчинів солей можна визначити за допомогою рН-індикаторів, які змінюють колір в залежності від реакції середовища:

Індикатор	рН= 7	0<рН<7	7<рН≤14
лакмус	фіолетовий	червоний	синій
метилоранж	оранжевий	рожевий	жовтий
фенолфта­леїн	безкольоровий	безкольоровий	малиновий

Буферні розчини – розчини, рН яких практично не змінюється при розведенні, а також при додатках невели­ких кількостей кислот чи лугів.

Буферні розчини – це суміші розчинів:

• слабкої кислоти та її солі і сильної основи;

• слабкої основи та її солі і сильної кислоти;

• кислих солей з різною основністю.

• Буферні розчини використовуються у:

• якісному аналізі: процеси осадження відбуваються при певному значенні рН: осадження Mg²⁺ за допомогою Na₂HPО₄ відбувається при рН≈8,5 (буферна суміш NH₄ОH + NH₄Cl);

• кількісному аналізі: титриметричне визначення Са²⁺ за допомогою трилона Б відбувається при рН 8-10 (буферна суміш NH₄ОH + NH₄Cl).

Буферні розчини забезпечують постійність внутрішнього середови­ща організму людини (рН).

Так, кров людини має три види буферних систем: фосфатну, білкову, гідрокарбонатну.

рН крові людини ~ 7,35-7,4

рН слини людини ~ 7

рН жовчі людини ~ 8

При цукровому діабеті рН крові зсувається в кислу сторону (ацидоз), при нирковій та печінковій недостатності – у лужну сторону (алка­лоз).

Питання самоконтролю

1. Для яких систем застосовують закон діючих мас?

2. Дайте визначення та зробіть математичний запис закону діючих мас.

3. Дайте визначення поняттю хімічної рівноваги, умовам її зсуву.

4. Дайте визначення константі рівноваги та добутку розчинності.

5. Яким властивостям осадів надає характеристику добуток розчинності?

6. Дайте визначення водневому показнику.

7. Для чого використовують буферні розчини?

8. Які індикатори називають рН-індикаторами?

9. Дайте визначення гідролізу солей.

10. Які випадки гідролізу Ви знаєте? Наведіть приклади.

Тренувальні вправи

1. Запишіть математичний вираз для швидкості таких хімічних реакцій:

а) N₂ + 3H₂↔2NH₃;

б) 2C + O₂→2CO.

2. У скільки разів буде підвищена швидкість хімічної реакції

2NO + О₂→2СО, якщо концентрацію NO підвищити у 3 рази?

3. Для реакції Cl₂ + H₂↔2HCl записати вираз для константи рівноваги.

4. Записати вираз константи дисоціації для реакції H₂S↔2H⁺ + S^2-?

5. Якщо рН = 7, яке це середовище?

6. Чому дорівнює рН, якщо рОН=8? Яке це середовище?

7. В розчині [Н⁺]=10^-8. Який це розчин?

8. Чому дорівнює [Н⁺] розчину, якщо [ОН^-]=10^-12?

Тема № 4

Розчини. Способи вираження складу розчинів

Основні питання теми:

1. Характеристика розчинів.

2. Способи вираження складу розчинів:

• масова та об’ємна частка розчиненої речовини;

• молярна концентрація;

• молярна концентрація еквівалента;

• моляльна концентрація;

• титр.

Література:

Д.Д.Луцевич, А.С.Мороз та ін. "Аналітична хімія", К, "Здоров’я", 2003,

с.61-78.

Полеес М.Э., Душечкина И.Н. "Аналитическая химия", М, "Медицина", 1987, с.20-36.

Характеристика розчинів

Розчин – гомогенна система, яка складається з двох або більше компонентів та продуктів їх взаємодії.

Розчинення – процес переходу речовини, яку розчиняють, в об’єм розчинника; процес супроводжується виділенням або поглинанням теплоти та зміною об’єму; не є результатом механічного змішування. Розчинення речовини відбувається до встановлення динамічної рівноваги: за одиницю часу розчиняється стільки молекул речовини, скільки їх кристалізується з розчину.

Сольвати (від лат. solvere – розчиняти) – сполуки, які утворюються внаслідок взаємодії молекул речовини, що розчиняється, з молекулами розчинника.

Гідрати – сольвати, які утворюються, якщо розчинником є вода; нестійкі, розкладаються при випаровуванні розчинів.

Кристалогідрати – речовини, у кристалічні ґратки яких входять молекули води (кристалізаційна вода): CuSO₄•5H₂O – кристалогідрат купрум сульфату (мідний купорос), Na₂SO₄•10H₂O – кристалогідрат натрій сульфату (глауберова сіль).

Насичений розчин – такий розчин, у якому речовина, що розчиняється, за даної температури більше не розчиняється.

Ненасичений розчин – такий розчин, у якому речовина, що розчиняється, за даної температури ще може розчинитися.

Пересичений розчин – наближений до насиченого, але приготовлений при нагріванні; нестійкий і при додаванні кількох крупинок речовини, або за тривалий час, або при механічній дії надлишок речовини випадає в осад.

Розчинність речовини (коефіцієнт розчинності) – маса розчиненої безводної речовини в грамах, яка насичує за певних умов 100 г розчинника; залежить від температури (тверді речовини з підвищенням температури розчиняються краще, а гази – гірше). На розчинність газів впливає тиск.

Способи вираження складу розчинів

Масова частка розчиненої речовини – відношення маси розчиненої речовини до маси розчину:

ω(реч.)=	m(реч.)
	m(розчину)

; m(розчину)=m(реч.)+m(розчинника)

Об’ємна частка розчиненої речовини – відношення об’єму компонента розчину до об’єму всього розчину:

φ(реч.)=	V(реч.)
	V(розчину)

Концентрація розчиненої речовини (не розчину!) – відношення кількості (моль) або маси (г) розчиненої речовини до об’єму розчину; (моль/л, г/л).

Молярна концентрація (молярність) – показує, яка кількість речовини (моль) міститься в одиниці об’єму розчину:

СМ(реч.)=	ν(реч.)
	V(розчину)

; [С_М(реч.)]=моль/дм³, або моль/л=М

ν(реч.)=	m(реч.)
	M(реч.)

Оскільки ,

СМ(реч.)=	m(реч.)
	М(реч.)•V(розчину)

то

Якщо:

• С_М = 1М – це одномолярний розчин;

• С_М = 0,1М – це однодецимолярний розчин;

• С_М = 0,01М – це односантимолярний розчин;

• С_М = 0,001М – це одномілімолярний розчин.

Молярна концентрація еквівалента (нормальна концентрація, або нормальність) – показує, яка кількість еквівалента речовини (моль) міститься в одиниці об’єму розчину.

СЕКВ.(реч.)=СН(реч.)=	νЕКВ.(реч.)
	V(розчину)

; [С_М(реч.)]=моль/дм³, або моль/л=Н

νЕКВ.(реч.)=	m(реч.)
	Е(реч.)

Оскільки ,

СН(реч.)=	m(реч.)
	Е(реч.)•V(розчину)

то

Якщо:

• С_Н= 1Н – це однонормальний розчин;

• С_Н = 0,1Н – це однодецинормальний розчин;

• С_Н = 0,01Н – це односантинормальний розчин;

• С_Н = 0,001Н – це одномілінормальний розчин.

Еквівалент речовини – така її кількість, яка реагує без залишку з одним еквівалентом Гідрогену або взагалі з одним еквівалентом будь-якої речовини.

Еквівалентна маса речовини (Е) (молярна маса еквівалента) – маса одного еквівалента речовини; обчислюють, виходячи з молярної маси речовини.

Е(кислоти)=	молярна маса кислоти (М)
	основність

;г/моль

Основність – число атомів Гідрогену в молекулі кислоти, які в певній реакції заміщуються на атоми металу.

Е(основи)=	молярна маса основи (М)
	кислотність

;г/моль

Кислотність – число груп ОН в молекулі основи, які в певній реакції заміщуються на кислотні залишки.

Е(солі)=	молярна маса солі (М)
	валентність металу • кількість атомів металу

;г/моль

Еквівалентна маса речовини, яка бере участь в окисно-відносній реакції, дорівнює молярній масі цієї речовини, поділеній на число електронів, прийнятих або відданих у процесі реакції.

Фактор еквівалентності (f_ЕКВ.) = 1/n

n – число атомів Гідрогену в молекулі кислоти, груп ОН в молекулі основи, які заміщуються в певній реакції на атоми металу чи кислотний залишок, або число прийнятих чи відданих електронів в процесі ox-redox реакції.

Розчини однакової нормальної концентрації реагують між собою в однакових об’ємних співвідношеннях → це співвідношення використовується при обчисленнях в об’ємному аналізі.

Титр (Т) – маса розчиненої речовини в грамах, яка міститься в 1 см³ (1 мл) розчину:

Т=	m(реч.)
	V(розчину)

; [Т]=г/см³, або г/мл

Т=	СН(реч.)•Е(реч.)
	1000

; [Т]=г/см³, або г/мл

Моляльність – кількість розчиненої речовини (моль), яка міститься в 1000г розчинника; в хімічному аналізі практично не використовується.

Розчини мають велике значення в функціонуванні організму людини та господарській діяльності людства. Зазвичай, при вживанні слова „розчини“, маються на увазі істинні, або молекулярні розчини. В цих розчинах молекули речовини, яка розчиняється, рівномірно розподілено серед молекул розчинника. Властивості розчинів завжди відрізняються від властивостей розчинника: температура кипіння розчину вища за температуру кипіння чистого розчинника, а температура замерзання навпаки у розчинів нижча. За характером розчинника розчини поділяють на водні та неводні. До неводних розчинів відносять розчини речовин в таких органічних розчинниках, як спирт, ацетон, бензол, хлороформ.

Питання самоконтролю

1. Дайте визначення основним поняттям теорії розчинів: сольвати, гідрати.

2. Дайте визначення коефіцієнту розчинності.

3. Дайте визначення: ненасиченому, насиченому, пересиченому розчинам.

4. Які Ви знаєте способи вираження складу розчинів?

5. Дайте визначення поняттям масової частки розчиненої речовини, об’ємної частки, концентрації.

6. Формули для обчислення: молярної концентрації, молярної концентрації еквівалента, еквівалентних мас різних речовин та титру.

Тренувальні вправи

1. До розчину масою 250 г з масовою часткою розчиненої речовини 10% додали 150 г води. Визначити масову частку розчиненої речовини у новому розчині.

2. Розрахувати еквівалентні маси речовин: H₃PO₄, H₂SO₄, Al(OH)₃, NaOH, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃, KMnO₄ (який бере участь у окисно-відновній реакції за схемою: KMnO₄ + H₂C₂O₄ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + MnSO₄ + CO₂ + H₂O).

3. Яка маса BaCl₂ необхідна для виготовлення 500 мл 0,1М розчину?

4. Яка маса BaCl₂ необхідна для виготовлення 500 мл 0,1Н розчину?

5. Обчислити титр розчину NaOH, якщо його нормальність дорівнює

0,052 моль/л.

Тема № 5

Гравіметричний аналіз. Титриметричний аналіз

Основні питання теми:

1. Методи кількісного аналізу.

2. Гравіметричний (ваговий) аналіз.

3. Титриметричний (об’ємний) аналіз.

Література:

Д.Д.Луцевич, А.С.Мороз та ін. "Аналітична хімія", К, "Здоров’я", 2003,

с.187-189, 196-204, 204-207.

Полеес М.Э., Душечкина И.Н. "Аналитическая химия", М, "Медицина", 1987, с.241-244, 261-265, 267-274, 275, 280-289.

Методи кількісного аналізу

Мета кількісного аналізу: визначення кількісного вмісту окремих складових частин у досліджуваній ре­човині або у суміші речовин.

Методи:

• ваговий аналіз (гравіметричний) – метод осадження;

• об'ємний (титриметричний) аналіз:

• метод нейтралізації (кислотно-основне тит­рування):

• алкаліметрія;

• ацидіметрія;

• аргентометрія (метод осаджувального тит­рування);

• комплексонометрія;

• редоксиметрія (окисно-відновне титрування):

• перманганатометрія;

• йодометрія;

• фізико-хімічні:

• фотометричний:

• колориметрія;

• фотоелектроколориметрія;

• нефелометрія.

Гравіметричний (ваговий) аналіз

Суть: визначуваний компонент відокремлюють осадженням його сполуки з розчину досліджуваної речовини; сполуку (яка має бути сталого складу і практично нерозчинною) зважують і проводять розрахунки.

Найважливіші операції вагового аналізу:

1. Відбір середньої проби та її обробка: проба відбиває середній склад великих кількостей речовини; посуд з пробою має номер та дату відбору.

2. Узяття наважки на аналітичних терезах з точністю 0,0002 г.

3. Розчинення наважки у розчиннику.

4. Підбір осаджувача і його кількості:

• осаджувач має бути летким (повинен легко вимиватися з оса­ду та випаровуватися при прожарюванні осаду);

• кількість осаджувача → у 1,5 рази більше, ніж потрібно за рівнянням реакції.

5. Осадження компоненту з розчину проби ведуть із гарячих розчинів, що сприяє утворенню осаду найбільш прийнятної структури (якщо осад має кристалічну структуру (великі кристали), то він легко фільтрується та відмивається від до­мішок). Таким чином, речовину, у вигляді якої осаджується компонент, який визначається, називають осаджуваною формою.

Вимоги до осаджуваної форми:

• практично не розчинна, добуток розчинності не вище 10^-8;

• бажано грубозерниста;

• повинна легко і повністю перетворюватися на гравіметричну форму.

6. Відстоювання та дозрівання осаду до прозорості частини розчину; пере­вірка на повноту осадження.

7. Фільтрування та промивання осаду.

8. Сушіння (сушильна шафа) та прожарювання (муфельна піч) осаду. Внаслідок цієї операції утворюється вагова (гравіметрична) форма. Речовину, за масою якої оцінюють кількість компонента, який визначається, називають ваговою (гравіметричною) формою.

Вимоги до вагової (гравіметричної) форми:

• склад має відповідати певній хімічній формулі;

• має бути хімічно стійкою.

В окремих випадках осаджуваною і гравіметричною формою може бути одна й та сама речовина.

9. Зважування вагової форми на аналітичних терезах з точ­ністю до 0,0002 г.

10. Проведення розрахунків:

F=	відносна атомна маса компонента • число атомів компонента
	відносна молекулярна маса вагової форми

1.

F – фактор перерахунку, аналітичний множник

2. Маса компонента = маса вагової форми • фактор перерахунку (F), г.

3. Розрахунок масової частки компонента у речовині:

ω(комп.)=	маса вагової форми • фактор перерахунку
	маса наважки

, %

Гравіметричний аналіз застосовується для санітарно-гігієнічних досліджень, а саме для визначення вмісту вологи у м’ясних продуктах, молоці, сирі, крупі та хлібобулочних виробах; визначення вмісту золи в борошні; визначення ступеню запилення повітря у спортивних залах, виробничих, навчальних і житлових приміщеннях; визначення вмісту нерозчинних завислих речовин у воді.

Перевага методу – висока точність; недолік – значна витрата часу на його виконання.

Титриметричний аналіз

Суть: кількісне визначення речовини проводиться за об’ємом розчину відомої концентрації і відомого титру, який був затрачений на реакцію з розчином речовини, яка визначається. Тобто, здійснюють реакцію визначуваного компонента з реактивом, який додають у вигляді розчину певної концентрації; різ­ними способами визначають такий момент у ході реакції, коли реактив додано в кількості, еквівалентній вмісту компонента, який визначається, (еквівалентна точка) або, якщо це не можливо, визначають момент зміни забарвлення або утворення осаду при титруванні (момент закінчення титрування).

Основні поняття:

1. Робочий розчин – розчин певної відомої концентрації і титру; титрований розчин; титрант. Найчастіше його наливають у бюретку.

Способи приготування:

• з приблизно зваженої наважки (розчини з встановленим титром);

• з точно зваженої наважки (розчини з розрахованим титром);

• з фіксаналу.

Стандартизація робочого розчину – встановлення його точної (0,0001) молярної концентрації еквівалента (нормальності) і титру за вихідною речовиною (первинним стандартом) в процесі титрування.

2. Вихідна речовина (первинний стандарт) – розчин вихідної речовини використовуються для встановлення точної молярної концентрації еквівалента (нормальності) та титру робочого розчину (для стандартизації робочого розчину).

Вимоги до вихідної речовини: сталий хімічний склад (стійка на повітрі та під час зберігання), нормальність розчину і титр відомі.

Іноді використовують і вторинні стандарти. Вторинні стандарти – стандартизовані робочі розчини, які здатні вступати до реакції з титрантом (стандартизацію розчину І₂ проводять за робочим розчином Na₂S₂O₃).

Способи приготування:

• з точно зваженої наважки;

• з фіксаналу.

3. Проба – розчин визначуваної речовини.

4. Титрування – процес поступового додавання робочого розчину до розчину проби або до точки еквівалентності, або до моменту закін­чення титрування.

Методики титрування:

• пряме титрування → точний об’єм розчину досліджуваної речовини титрують робочим розчином;

• обернене титрування (титрування за залишком) → до певного об’єму розчину досліджуваної речовини додають точний об’єм робочого розчину А (основний робочий розчин, який беруть у надлишку). Надлишок робочого розчину А, що не прореагував з досліджуваною речовиною, відтитровують робочим розчином В (допоміжний робочий розчин);

• титрування замісника (непряме титрування) → до розчину досліджуваної речовини додають надлишок допоміжного реагенту, який з досліджуваною речовиною утворює еквівалентну кількість нової сполуки. Цю нову сполуку (замісник) потім відтитровують робочим розчином (замість безпосереднього титрування досліджуваної речовини титрують її замісник).

5. Точка еквівалентності – момент закінчення реакції між робочим розчином та розчином проби, тобто момент, коли робочого розчину додано еквівалентну кількість до розчину проби; цей момент не завжди можна визна­чити.

6. Момент закінчення титрування – момент видимих змін певних властивостей розчину досліджуваної речовини (зміна забарвлення або утворення осаду при титруванні); не співпадає з точкою еквівалентності, але його завжди можна визна­чити (для цього зазвичай додають одну "зайву" краплю робочого розчину).

7. Індикатори – речовини, за допомогою яких можна визначити або точку еквівалентності, або момент закінчення титрування.

Розрізняють:

• рН індикатори – їх колір залежить від рН середовища; використовуються у методі нейтралізації для визначення моменту закінчення титрування;

• металохромні індикатори – утворюють забарвлені комплекси з іонами різних металів; колір залежить від наявності іонів ме­талів та рН середовища;

• редокс-індикатори – колір залежить від значення окисно-відновного потенціалу системи.

В деяких методах об’ємного аналізу в якості індикаторів використовують неорганічні або органічні речовини. А іноді визначають момент закінчення титрування за допомогою самого робочого розчину, не використовуючи індикатор.

8. Основні розрахункові формули. Обчислення кількісного вмісту речовин в об’ємному аналізі ґрунтуються на законі еквівалентів. Хімічні елементи і речовини реагують між собою у масових кількостях, пропорційних їх еквівалентам. Хімічний еквівалент – це умовна одиниця, величина якої змінна і залежить від природи сполуки та реакції, що відбувається. У разі об’ємного аналізу закон еквівалентів формулюється так: об’єми реагуючих розчинів обернено пропорційні молярним концентраціям еквівалентів цих розчинів:

V(A)	=	Cекв.(В)
V(B)		Cекв.(А)

Снроб.роз.=	Снвих.реч.•Vвих.реч.				;	моль
	Vроб.роз.					л
Снпроби=	Снроб.роз.•Vроб.роз.				;	моль
	Vпроби					л
Троб.роз.=	Снроб.роз.•Е	;	г
	1000		мл
Тпроби=	Снроб.роз.•Епроб.				;	г
	1000					мл

Основні операції об’ємного аналізу

1. Приготування розчинів із заданою молярною концентрацією еквівалента (нормальністю) і титром.

2. Відмірювання певних об’ємів розчинів за допомогою піпе­ток, бюреток.

3. Титрування.

4. Встановлення точки еквівалентності або моменту закінчення титрування.

5. Розрахунок та аналіз результатів досліджень.

Питання самоконтролю

1. Перелічити методи кількісного аналізу.

2. В чому полягає суть вагового аналізу?

3. Назвати найважливіші операції вагового аналізу.

4. За якими формулами проводять розрахунки у ваговому аналізі?

5. Суть та основні поняття титриметричного аналізу.

6. За якими формулами проводять розрахунки у об’ємному аналізі?

7. Назвати основні операції об’ємного аналізу.

Тренувальні вправи

1. Розрахувати молярну концентрацію еквівалента (нормальність) і титр розчину NaOH, якщо на титрування його 10 мл пішло 9,8 мл 0,1 Н розчину HCl.

2. Обчислити концентрацію розчину натрій гідроксиду, якщо на титрування 15,0 мл його витрачено 19,23 мл розчину хлоридної кислоти з концентрацією 0,0987 моль/л.

Тема № 6

Фізико-хімічні методи дослідження

Основні питання теми:

1. Загальна характеристика фізико-хімічних методів аналізу.

2. Оптичні методи аналізу:

• класифікація;

• закони поглинання світла;

• колориметричні методи аналізу;

• нефелометрія.

3. Електрохімічні методи дослідження. Потенціометричні методи аналізу.

Література:

Д.Д.Луцевич, А.С.Мороз та ін. "Аналітична хімія", К, "Здоров’я", 2003,

с.246-258, 269-278.

Полеес М.Э., Душечкина И.Н. "Аналитическая химия", М, "Медицина", 1987, с.354-375.

Загальна характеристика фізико-хімічних методів аналізу

У сучасних хімічних лабораторіях широкого застосування набули фізико-хімічні методи аналізу.

Від концентрації речовини в розчині залежать наступні фізико-хімічні властивості розчинів: світлопоглинання, кут обертання площини поляризації, електропровідність та інші. У фізико-хімічних методах аналізу використовують такі хімічні реакції, які супроводжуються зміною зазначених фізико-хімічних властивостей речовин. Таким чином, вимірюючи ці показники, можна визначити кількісний склад розчину, що аналізується.

Розрізняють наступні фізико-хімічні методи:

• оптичні методи – засновані на вимірюванні оптичних властивостей розчинів речовин:

• фотометрія: колориметрія та фотоелектроколориметрія;

• спектрофотометрія;

• нефелометрія;

• рефрактометрія;

• поляриметрія.

• електрохімічні методи – засновані на вимірюванні електрохімічних властивостей речовин:

• кондуктометрія;

• потенціометрія;

• полярографія.

• хроматографічні методи – засновані на різній здатності досліджуваних речовин адсорбуватися на певному виді адсорбенту.

Фізико-хімічним методам аналізу притаманна менша точність, ніж деяким хімічним методам кількісного аналізу (±5%).

Основні переваги цих методів: висока чутливість, швидкість проведення аналізу, можливість аналізу суміші речовин без їх попереднього розділення.

Оптичні методи аналізу

Класифікація:

• фотометричний аналіз:

• колориметрія;

• фотоелектроколориметрія;

• нефелометрія.

У фотометричних методах використовують залежність між складом та кількістю речовини та її світлопоглинанням, світлорозсіянням, рефракцією, люмінесценцією; засновані на вимірювані поглинання, пропускання та розсіювання світ­ла визначаємою речовиною.

Колориметрія – візуальне визначення кількості речовини за інтенсивністю кольору розчину, що було отримано внас­лідок взаємодії досліджуваної речовини з реактивом, у порівнянні з стандартним розчином (стандартний розчин – розчин відомої концентрації цієї речовини).

Фотоелектроколориметрія – кількісне визначення речовини за поглинанням світла забарвленим розчином, що було пропущено через світлофільтр та виміряно фотоеле­ментом.

Нефелометрія – кількісне визначення речовини за ступенем каламутності розчину; таким чином, визначають концентрацію за інтен­сивністю світла, що було розсіяно завислими (суспендованими) частинками та виміряно фотоелементом.

Закони поглинання світла забарвленими розчинами

Якщо потік монохроматичного світла з інтенсивністю І_о падає на однорідний шар забарвленого розчину, то частина його відбивається, частина поглинається, частина проходить крізь шар. Таким чином, коли світловий потік проходить крізь розчин, він втрачає час­тину своєї інтенсивності і дорівнює І_t. Чим більше забарвлених мо­лекул у розчині, тим більша величина поглинутої частки світла. Кіль­кість забарвлених молекул залежить від концентрації речовини у розчині та товщини забарвленого шару, крізь який проходить світло.

Ця залежність може бути виражена законом Бугера-Ламберта-Бера:

I_t=I_o•10^-E•C•l, де

E – молярний коефіцієнт поглинання світла, що залежить від природи речовини і її фізичного стану;

C – концентрація речовини у розчині;

l – товщина забарвленого шару.

Перетворимо цей вираз: I_t/I_o=10^-E•C•l

lg I_t/I_o=-E•C•l; або lg I_o/I_t=E•C•l

lg I_o/I_t=Д – оптична густина розчину. Таким чином: Д=E•C•l, оскільки E•l є величиною сталою, то позначається як К (коефіцієнт пропорційності), тоді Д=К•С, де К=E•l.

Закон Бугера-Ламберта-Бера: оптична густина розчину прямопропорційна концентрації речовини у розчині. Графічна залежність оптичної густини від концентрації називається градуювальним (калібрувальним) графіком, де на осі абсцис – концентрація розчиненої речовини, а на осі ординат – відповідна їй оптична густина.

D

С

Колориметричні методи аналізу

Стандартні розчини

Оскільки суть фотометрії полягає в тому, що інтенсивність забарвлення (або ступінь каламутності) визначаємої речовини порівнюють із кольором розчину, концентрацію якого відомо, то використовують стандартні розчини, тобто розчини з точно відомою концентрацією.

Кольорові реакції

Кольорові реакції – це реакції, внаслідок яких досліджуваний компонент переводиться у забарвлену сполуку.

Вимоги до кольорових реакцій:

• мають відбуватися з достатньою швидкістю;

• утворена сполука повинна мати достатню інтенсивність забарвлення;

• забарвлення має бути стійким протягом часу вимірювання оптичної

густини;

• розчини, які використовуються, повинні підпорядковуватись за­кону

Бугера-Ламберта-Бера (забарвлені сполуки повинні утворювати

молекулярний розчин).

Колориметрія

Суть: візуальне порівняння інтенсивності забарвлення розчинів (досліджуваного і стандартного). Стандартний розчин – розчин з точно відомою концентрацією, який застосовують для порівняння.

Метод стандартного ряду: насамперед готують стандартний ряд, або колориметричну шкалу, у пробір­ках з пришліфованими пробками, додаючи до них пропорційно зростаючі об’єми стандартного розчину (тієї речовини, що досліджується) та реакти­ви; потім додають у пробірки дисти­льованої води стільки, щоб у кожній пробірці був однаковий об’єм. В той же час у таку ж пробірку додають певний об’єм розчину досліджуваної речовини та такі ж самі реактиви і розбавляють водою до такого ж об’є­му. Далі порівнюють забарвлення у пробірці з розчином досліджуваної речовини із забарвленням у пробірках колориметричної шкали; порівняння проводять за однакових умов. Од­накові кольори спостерігаються у пробірках з одна­ковою концентрацією речовини.

Переваги колориметрії:

• простота;

• достатня швидкість виконання;

• можливість використання при ма­сових аналізах (аварійні ситуації);

• можливість використання кольоро­вих реакцій, які не підпорядковуються законам поглинання світла.

Фотоелектроколориметрія

Базується на вимірюванні світлопоглинання забарвленими розчинами (оптичної гус­тини) за допомогою фотоелектроколориметра (ФЕКа). Для вимірювання інтенсивності світлового потоку до і після проходження крізь досліджу­ваний розчин, використовують фотоелементи, котрі перетворюють енергію світ­лового потоку в електричну енергію, яка прямопропорційна енергії фотоструму, який при цьому утворюється. Перед ана­лізом потрібно побудувати градуювальний графік, який можна отримати при дослідженні залежності оптичної густини від концентрацій речовини у пробірках із відомими концентраціями тієї речовини, що буде досліджуватися (у пробірках із стандартним розчином).

Нефелометрія

Метод базується на проведенні реакції між досліджуваною речовиною та реактивом, внаслідок якої утворюються суспензії або колоїдні розчини. Під час проходження світла крізь таку систему, воно частково розсіюється (завдяки дифракції). Інтенсивність розсіяного світла прямопропорційна концентрації часточок у колоїдному розчині чи суспензії. Таким чином, при нефелометричних вимірюваннях порівнюють інтенсивності світла, розсіяного стандартним і досліджуваним розчинами.

Основні умови нефелометрії:

• речовини, що утворюють суспензії, повинні бути важкорозчин­ними;

• зависи (суспензії) не повинні осаджуватись певний час при стоянні;

• зависи досліджуваної речовини і стандартної необхідно готувати одночасно і однаковим способом;

• визначення проводять 15 хвилин.

Нефелометричні визначення можна проводити візуально (див. колориметрію) та за допомогою ФЕКу: чим більша каламутність завису (чим більша концентрація важкороз­чинної речовини), тим більше світла розсіюється, і тим менше проходить крізь завис і падає на фотоелемент. Між концентра­цією речовини у завису та силою фотоструму є прямопропорційна залежність.

Електрохімічні методи дослідження

До електрохімічних методів аналізу відносять: кондуктометричне титрування, потенціометричні методи аналізу.

Потенціометричні методи аналізу

Ці методи засновані на вимірюванні електрорушійної сили (ЕРС) гальванічного елемента; використовуються для визначення рН розчину та концентрації електролітів у розчині.