Лекция 1. Введение в аналитическую химию. Химическое равновесие

Аналитическая химия – раздел химии, изучающий способы формирования аналитического сигнала (выпадение осадка, выделение газа, изменение окраски).

Методы анализа:

1. Химические – сигнал формируется за счет химической реакции, фиксируется визуально или органолептическим методом.
2. Физико-химические – сигнал формируется за счет химической реакции, фиксируется инструментальными методами (ИК, УФ, ЯМР).
3. Физические – воздействие физического фактора на молекулу (облучение).

В основе методов анализа – химическая реакция.

Химические методы анализа

По способу проведения реакции:

• Сухой
• Мокрый

По количеству вещества:

• Макроанализ, m>500мг
• Полумикроанализ, 0,1<m<500
• Микроанализ, 0,01<m<0,1
• Субмикроанализ, m<0,01

Растворы:

Идеальные – взаимодействия за счет Ван-дер-Ваальсовых сил.

Реальные:

• Солевой фон влияет на растворение вещества.
• Конкурирующая реакция – любая реакция, протекающая в системе помимо основной реакции и смещающая её равновесие в ту или иную сторону.

Химическое равновесие

Концентрации

a – активная концентрация
C – общая (аналитическая) концентрация
[C] – равновесная концентрация

Уравнение материального баланса:

Константы химического равновесия

K⁰ – термодинамическая константа. Функция термодинамических величин: f (P, T, r, z).

K^N – концентрационная константа. Функция термодинамических величин и ионной силы раствора: f (P, T, r, z, I).

I – ионная сила раствора. Определяет концентрацию солевого фона.

Коэффициент активности

Коэффициент активности () – степень отклонения активности иона от концентрации:
Средний ионный коэффициент активности () – отражает поведение раствора в целом.
Для нейтральных молекул средний коэффициент примерно равен 1.

Закон Дебая-Хюккеля

При I<0,01М: . Для водных растворов при 20°С A=0,5:

При I<0,1М:

Уравнение Дэвиса

При 0,1<I<1:

Солевые фоны увеличивают константу химического равновесия.

Таким образом,

K’ – условная константа равновесия. Функция термодинамических величин, ионной силы раствора, pH раствора и других величин: f (P, T, r, z, I, pH…).
Описывает систему в реальных условиях.

Коэффициент конкурирующей реакции

α – коэффициент конкурирующей реакции, функция распределения ионной формы в растворе, мольная доля:

В общем виде:

Таким образом,

Графическое описание равновесий

Распределительная диаграмма – график зависимости молярных долей компонентов от параметра, влияющего на равновесие. Кривые ограничивают области, в которых доминируют те или иные частицы.

Смотрите график зависимости распредления ионных форм щавелевой кислоты от pH в формате xlsx (excel)

При низком pH доминирует недиссоциированная форма H₂C₂O₄. С увеличением pH возрастает концентрация HC₂O₄^–. Первому пересечению при pH=pK_a1=1,25 соответствует равенство концентраций H₂C₂O₄ и HC₂O₄^–, второму (pH=pK_a2=4,22) – HC₂O₄^– и C₂O₄^2–. При pH больше 5 доминирует C₂O₄^2–.