Тема 3.1. Гравиметрический анализ

Химическое равновесие в анализе. Константа химического равновесия. Применение закона действующих масс к системе «насыщенный раствор - осадок». Понятие о произведении растворимости.

Принцип метода гравиметрии. Гравиметрические методы отгонки (прямой и косвенный). Типы гравиметрических определений. Этапы гравиметрического анализа (взятие навески, растворение навески и подготовка раствора для анализа, осаждение определяемого вещества и отделение его от раствора, фильтрование и промывание осадка, высушивание или прокаливание).

Условия образования и растворения осадка.

Приборы и посуда для гравиметрического анализа.

Расчеты в гравиметрическом анализе.

Общая оценка гравиметрического метода.

 

Практическая работа № 2

Расчет количества вещества в гравиметрическом анализе.

 

Методические указания к теме 3.1.

При изучении данной темы, прежде всего, необходимо усвоить закон действующих масс и его применение к системе «насыщенный раствор-осадок», т.к. реакции осаждения труднорастворимых соединений и их растворения широко применяют в аналитической химии для обнаружения ионов и их разделения.

В насыщенном водном растворе малорастворимого в воде сильного электролита устанавливается равновесие между кристаллами твердого вещества (осадком) и его ионами, находящимися в растворе.

Например,

АgСl(тв)D Аg+ + Сl‾

 

Выражение, отражающее приведенное равновесие, имеет вид:

 

[Аg+] [Сl‾] = ПРАgСl ,

где [Аg+] и [Сl‾] – равновесные концентрации соответствующих ионов в насыщеном растворе, моль/л;

ПРАgСl – произведение растворимости хлорида серебра.

 

Таким образом, произведение растворимости – произведение молярных концентраций катионов и анионов малорастворимого сильного электролита в его насыщенном растворе или данной температуре.

Для малорастворимого электролита с формулой МgАh:

 

ПРМgАn = [Мh+]g [Аg-]h

 

Использование произведения растворимости позволяет сделать важные для аналитического процесса выводы и произвести необходимые расчеты.

В насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентраций ионов в растворе равно произведению растворимости. Например, для соединения МА:

[М+] [А‾] = ПРМА

 

Для этого же соединения, если произведение концентраций его ионов в растворе меньше произведения растворимости, т.е. [М+] [А‾] < ПРМА, раствор не насыщен. Осадок при этом не образуется.

Если произведение концентраций ионов в растворе будет больше произведения растворимости, т.е. [М+] [А‾] > ПРМА, из раствора будет выпадать осадок.

После рассмотрения вышеуказанных вопросов необходимо перейти к изучению гравиметрических методов анализа.

Гравиметрический анализ - совокупность методов количественного анализа, основанных на выделении определяемого количества в виде какого-либо соединения и определения его массы.

В гравиметрическом анализе используются методы:

- отгонки определяемого вещества в виде какого-либо летучего соединения;

- осаждения из раствора в виде малорастворимого соединения.

Чаще всего в гравиметрическом анализе используют методы осаждения, которые включают несколько последовательных операций:

1. Осаждение определяемого компонента в виде малорастворимого соединения, называемого осаждаемой формой.

2. Отделение осадка от раствора фильтрованием.

3. Промывание осадка.

4. Нагревание осадка для удаления воды или его прокаливание для превращения осадка в подходящую для взвешивания химическую формулу, называемую гравиметрической.

5. Взвешивание полученного осадка (гравиметрической формы)

Необходимо усвоить сущность каждой операции гравиметрического анализа и требования, которые предъявляются к осаждаемой и гравиметрической форме.

 

Примерные решения задач.

Пример 1. Выпадет ли осадок сульфата бария присмешении оди­наковых объемов 0,002М растворов сульфата натрия (Na2SО4) и хлоридабария (BaC12)?


Решение:Запишем уравнение химической реакции в краткой ионной форме:

 

Ва2 + SO = BaSО4$

 

 

После смешения растворов сильных электролитов концентрации ионов Ва2+ и SO :

 

[Ва2+]= С0 (Ва2+) = 0,002 = 0,001 моль/л,

2 2

 

[SО ]= С0 (SO )= 0,002 = 0,001 моль/л,

2 2

где С0(Ва2+) и С0(SО ) - концентрации ионов до смешения растворов.

 

Произведение этих концентраций:

 

С(Ва2+)С(SО ) = 1·10-3·1·10-3 = 1·10-6, а ПРВаSО = 1,1·10-10

 

Поскольку 1·10-6 > ПРВаSО то сульфат ба­рия выпадет в осадок.

 

Пример 2. Вычислить растворимость хлорида серебра в молях и миллиграммах на литр в чистой воде при 20ºС, если известно, что при этой температуре ПРAgCl = 1,78·10-10.

Решение:Уравнение, описывающее равновесие в растворе:

 

AgCl(тв.) D Ag+ + Cl‾

 

Произведение растворимости для AgCl:

 

ПРАgС1 = [Аg+] [Cl‾].

 

Выразим растворимость AgCl в молях на литр:

 

SAgC1 = = = 1,33·10-5 моль/л.

 

Вычислим растворимость AgCl в миллиграммах на литр:

mАgС1 = n(AgCl)·M(AgCl);

 

M(AgCl) = 143,3 г/моль, n(AgCl) = SАgСl;

 

mАgСI = 1,33·10-5·143,3 = 1,91·10-3 г/л = 1,91 мг/л.

 

Итак, 1 л насыщенного при 20ºС раствора хлорида серебра содержит 1,33·10-5 моль/л или 1,91 мг/л этой соли.

Пример 3. Произведение растворимости CaF2 при 25ºС равно 4,0·10-11. Найти растворимость этой соли, г/л, в чистой воде при той же температуре.

 

Решение.Уравнение реакции:

СаF2(тв.) D Са2+ + 2F‾

 

Произведение растворимости

ПРСаF = [Ca+] [F‾]2.

 

Найдем растворимость S СаF моль/л:

 

[Са2+] = S, [F‾] = 2S;

 

тогда ПР СаF = S (2S)2 = 4S3 и

 

S = = = 2,15·10-4 моль/л.

 

Растворимость CaF2, мг/л:

mСаF = SМ(CaF2),

M(CaF2) = 78,08 г/моль,

 

mСаF = 2·15·10-4·78,08 = 1,68·10-2 г/л = 16,8 мг/л.

 

Таким образом, растворимость фторида кальция в чистой воде со­ставляет 16,8 мг/л.