Методы химического анализа

Химический анализ исследуемых веществ осуществляют с помощью химических, физических и физико-химических методов, а так же биологических.

Химические методы основаны на использовании химических реакций, сопровождающихся наглядным внешним эффектом, например изменением окраски раствора, растворением или выпадением осадка, выделением газа. Это самые простые методы, но не всегда точные, на основании одной реакции нельзя точно установить состав вещества.

Физические и физико-химические методы в отличие от химических называют инструментальными, так как для проведения анализа применяют аналитические приборы и аппараты, регистрирующие физические свойства вещества или изменения этих свойств.

При проведении анализа физическим методом не используют химическую реакцию, а измеряют какое-либо физическое свойство вещества, которое является функцией его состава. Например, в спектральном анализе исследуют спектры излучения вещества и по наличию в спектре линий, характерных для данных элементов, определяют их наличие, а по яркости линий – их количественное содержание. При внесении в пламя газовой горелки сухого вещества можно установить наличие некоторых компонентов, например, ионы калия окрасят бесцветное пламя в фиолетовый цвет, а натрия – в желтый. Эти методы точные, но дорогостоящие.

При проведении анализа физико-химическим методом состав вещества определяют на основании измерения какого-либо физического свойства с помощью химической реакции. Например, в колориметрическом анализе по степени поглощения светового потока, проходящего через окрашенный раствор, определяют концентрацию вещества.

Биологические методы анализа основаны на применении живых организмов в качестве аналитических индикаторов для определения качественного или количественного состава химических соединений. Самым известным биоиндикатором являются лишайники, очень чувствительные к содержанию в окружающей среде сернистого ангидрида. Для этих целей также применяют микроорганизмы, водоросли, высшие растения, беспозвоночные, позвоночные, органы и ткани организмов. Например, микроорганизмы, жизнедеятельность которых может измениться под действием некоторых химических веществ, используют для анализа природных или сточных вод.

Методы химического анализа применяют в различных сферах народного хозяйства: в медицине, сельском хозяйстве, в пищевой промышленности, в металлургии, в производстве строительных материалов (стекла, керамики), нефтехимии, энергетике, криминалистике, археологии и т.д.

Для фельдшеров-лаборантов изучение аналитической химии необходимо, так как большинство биохимических анализов являются аналитическими: определение рН желудочного сока с помощью титрования, уровня гемоглобина, СОЭ, соли кальция и фосфора в крови и моче, исследование спинномозговой жидкости, слюны, ионов натрия и калия в плазме крови и т.д.

2. Основные этапы развития аналитической химии.

1. Наука древних.

Согласно историческим данным, еще император Вавилона (VI век до н.э.) писал об оценке содержания золота. Древнеримский писатель, ученый и государственный деятель Плиний Старший (I век н.э.) упоминает об использовании экстракта дубильных орешков в качестве реактива на железо. Уже тогда были известны несколько способов определения чистоты олова, в одном из них расплавленное олово лили на папирус, если он прогорал, то олово чистое, если нет, значит, в олове есть примеси.

С глубокой древности известен первый аналитический прибор – весы. Вторым по времени появления прибором можно считать ареометр, который был описан в трудах древнегреческих ученых. Многие способы обработки веществ, применяемые в химических ремеслах древних (фильтрование, высушивание, кристаллизация, кипячение), вошли в практику аналитических исследований.

2. Алхимия – реализация химиками стремления общества получить золото из неблагородных металлов (IV – XVI века). В поисках философского камня алхимики установили состав сернистых соединений ртути (1270 г.), хлористый кальций (1380 г.), научились производить ценные химические продукты, такие как эфирное масло (1280 г.), порох (1330 г.).

3. Иатрохимия или медицинская химия – в этот период основным направлением химических знаний было получение лекарств (ХVI-XVII века).

В этот период появились многие химические способы обнаружения веществ, основанные на переводе их в раствор. В частности, была открыта реакция иона серебра с хлорид-ионом. В этот период было открыто большинство химических реакций, составляющих основу качественного анализа. Было введено понятие «осаждение», «осадок».

4. Эпоха флогистона: «флогистон» - особая «субстанция», которая якобы определяет механизм процессов горения (в XVII-XVIII века огонь используется в целом ряде химических ремесел, таких как производство железа, фарфора, стекла, красок). При помощи паяльной лампы был установлен качественный состав многих минералов. Крупнейший аналитик XVIII века Т.Бергман открыл дорогу современной металлургии, определив точное содержание углерода в различных образцах железа, полученного с использованием каменного угля, создал первую схему качественного химического анализа.

Основателем же аналитической химии как науки считается Р.Бойль (1627-1691 гг.), который ввел термин «химический анализ», применил различные реактивы при проведении качественного анализа, например нитрат серебра для определения соляной кислоты, соли меди обнаруживал добавлением избытка аммиака. В качестве индикаторов для определения кислот и гидроксидов он использовал настойки фиалок, васильков.

Работы Ломоносова М.В. также принадлежат этому времени, он отрицал наличие флогистона, впервые ввел в практику химических исследований количественный учет реагентов химических процессов и по праву считается одним из основоположников количественного анализа. Он впервые применил микроскоп при изучении качественных реакций и по форме кристаллов делал выводы о содержании тех или иных ионов в исследуемом веществе.

5. Период научной химии (XIX-XX века) развитие химической промышленности.

В.М.Севергин (1765-1826 гг.) разработал колориметрический анализ.

Французский химик Ж. Гей-Люссак (1778-1850) разработал титриметрический анализ, широко применяемый до сегодняшнего дня.

Немецкий ученый Р.Бунзен (1811-1899) основал газовый анализ и совместно с Г.Кирхгофом (1824-1887) разработали спектральный анализ.

Русский химик Ф.М.Флавицкий (1848-1917) в 1898 г. разработал методику обнаружения ионов реакциями «сухим путем».

Шведский химик А.Вернер (1866-1919 гг.) создал координационную теорию, на основе которой ведется изучение строения комплексных соединений.

В 1903 г. М.С. Цвет разработал хроматографический метод.

6. Современный период.

Если в предыдущий период аналитическая химия развивалась в ответ на социальные запросы промышленности, то на современном этапе развитию аналитической химии движет осознание экологической ситуации современности. Это средства контроля за ОС, сельскохозяйственной продукцией, фармация. Исследования в области космонавтики, морских вод также предполагают дальнейшую разработку АХ.

Современные инструментальные методы АХ, такие как нейтронно-активационный, атомно-адсорбционный, атомно-эмиссионный, инфракрасная спектрометрия позволяют определять предельно низкие значения веществ, применяются для определения высокотоксичных загрязнителей (пестицидов, диоксинов, нитрозаминов и др.).

Таким образом, этапы развития аналитической химии тесно взаимосвязаны с прогрессом общества.

3. Основные классы неорганических соединений: оксиды, классификация, физ. и хим. св-ва, получение.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из атомов кислорода и элемента (металла или неметалла).

I. Классификация оксидов.

1) cолеобразующие, которые реагируя с кислотами или основаниями, образуют соли (Na₂O , P₂O₅ , CaO , SO₃)

2) несолеобразующие, которые с кислотами или основаниями не образуют солей (СО, NO, SiO₂ , N₂O).

В зависимости от того, с чем реагируют оксиды, их делят на группы:

кислотные, реагирующие со щелочами с образованием соли и воды: Р₂О₅ , SO₃ , CO₂ , N₂O₅ , CrO₃ , Mn₂O₇ и другие. Это оксиды металлов и неметаллов в высокой степени окисления;

основные, реагирующие с кислотами с образованием соли и воды: ВаО, К₂О, СаО, МgO, Li₂O, FeO и др. Это оксиды металлов.

амфотерные, реагирующие и с кислотами, и с основаниями с образованием соли и воды: Аl₂O₃ , ZnO , BeO , Cr₂O₃ , Fe₂O₃ и др.

II. Физические свойства.

Оксиды бывают твердыми, жидкими и газообразными.

III. Химические свойства оксидов.

А. Химические свойства кислотных оксидов.

Кислотные оксиды.

S⁺⁶O₃ → H₂SO₄ Mn⁺⁷₂O₇ → HMn⁺⁷O₄

P⁺⁵₂O₅ → H₃P⁺⁵O₄ P⁺³₂O₃ → H₃P⁺³O₃

N⁺³₂O₃ → HN⁺³O₃ N⁺⁵₂O₅ → HN⁺⁵O₃

Реакция кислотных оксидов с водой:

кислотный оксид + вода = кислота

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Реакция кислотных оксидов с основаниями:

оксид + основание = соль + вода

CO₂ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

При реакциях кислотных оксидов со щелочами возможно и образование кислых солей при избытке кислотного оксида.

СО₂ + Са(ОН)₂ = Са(НСО₃)₂

Реакция кислотных оксидов с основными оксидами:

оксид кислотный + основной оксид = соль

CO₂ + Na₂O = Na₂CO₃

В. Химические свойства основных оксидов.

Этим оксидам металлов соответствуют основания. Существует следующая генетическая взаимосвязь:

Na → Na₂O → NaOH

Реакция основных оксидов с водой:

основной оксид + вода = основание

К₂О + Н₂О = 2КОН

С водой реагируют оксиды только некоторых металлов (литий, натрий, калий, рубидий, стронций, барий)

Реакция основных оксидов с кислотами:

оксид + кислота = соль + вода

MgO + 2HCl = MgCl₂ + H₂O

Если в такой реакции кислота взята в избытке, то, конечно, получится кислая соль.

Na₂O + H₃PO₄ = Na₂HPO₄ + H₂O

Реакция основных оксидов с кислотными оксидами:

основной оксид + кислотный оксид = соль

CaO + CO₂ = CaCO₃

В. Химические свойства амфотерных оксидов.

Это оксиды, которые в зависимости от условий проявляют свойства основных и кислотных оксидов.

Реакция с основаниями:

амфотерный оксид + основание = соль + вода

ZnO + KOH = K₂ZnO₂ + H₂O

Реакция с кислотами:

амфотерный оксид + кислота = соль + вода

ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

3. Реакции с кислотными оксидами: _t

амфотерный оксид + основной оксид = соль

ZnO + CO₂ = ZnCO₃

4. Реакции с основными оксидами: _t

амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

ZnO + Na₂O = Na₂ZnO₂

IV. Получение оксидов.

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:

металл или неметалл + O₂ = оксид

Mg + O₂ = MgO

C + O₂ = CO₂

2. Разложение некоторых кислородсодержащих кислот:

Оксокислота = кислотный оксид + вода _t

H₂SO₃ = SO₂ + H₂O

3. Разложение нерастворимых оснований:

Нерастворимое основание = основной оксид + вода _t

Сu(OH)₂ = CuO + H₂O

4. Разложение некоторых солей:

соль = основной оксид + кислотный оксид _t

CaCO₃ = CaO + CO₂

4.Основные классы неорганических соединений: кислоты, классификация, физ. и хим. св-ва, получение.

Кислота – это сложное соединение, содержащее ионы водорода и кислотного остатка.

кислота = nН⁺ + кислотный остаток^-n

I. Классификация

Кислоты бывают неорганические (минеральные) и органические.

По содержанию атомов кислорода делят на

кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₃)

бескислородные (НСl, HCN)

По числу ионов Н⁺, образующихся при диссоциации, определяется основность кислот:

одноосновные (НСl, HNO₃)

двухосновные (H₂SO₄, H₂CO₃)

трехосновные (H₃PO₄)

II. Физические свойства.

Кислоты бывают:

растворимые в воде

нерастворимые в воде

Почти все кислоты кислые на вкус. Некоторые из кислот имеют запах: уксусная, азотная.

III. Химические свойства.

1. Изменяют окраску индикаторов: лакмус окрашивается в красный цвет;

метиловый оранжевый – красный; фенолфталеин – бесцветный.

2. Реакция с металлами:

Отношение металлов к разбавленным кислотам зависит от их положения в электрохимическом ряду напряжений металлов. Металлы, стоящие левее водорода Н в этом ряду, вытесняют его из кислот. Исключение: при взаимодействии азотной кислоты с металлами водород не выделяется.

кислота + металл = соль + Н₂ ↑

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + Н₂ ↑

3. Реакция с основаниями (нейтрализация):

кислота + основание = соль + вода

2НСl + Cu(OH)₂ = CuCl₂ + H₂O

В реакциях с многоосновными кислотами или многокислотными основаниями могут быть не только средние соли, но и кислые или основные:

НСl + Cu(OH)₂ = CuОНCl + H₂O

4. Реакция с основными и амфотерными оксидами:

кислота + основной оксид = соль + вода

2НСl + СаО = СаСl₂ + H₂O

5. Реакция с солями:

Эти реакции возможны в том случае, если в результате их образуется нерастворимая соль или более сильная кислота, чем исходная.

Сильная кислота всегда вытесняет более слабую:

HCl > Н₂SO₄> HNO₃ > H₃PO₄ > H₂CO₃

кислота₁ + соль₁ = кислота₂ + соль₂

НСl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃

6. Реакция разложения: _t

кислота = оксид + вода

Н₂CO₃ = CO₂ + H₂O

IV. Получение.

1. Бескислородные кислоты получают путем синетза их из простых веществ и последующим растворением полученного продукта в воде.

Н₂ + Cl₂ = НСl

2. Кислородсодержащие кислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой:

SO₃ + H₂O = Н₂SO₄

3. Большинство кислот можно получить взаимодействием солей с кислотами.

2Na₂CO₃ + НСl = H₂CO₃ + NaСl

5.Основные классы неорганических соединений: соли, классификация, физ. и хим. св-ва, получение.

Соли.

Соли – сложные вещества, продукты полного или частичного замещения водорода в кислотах на атомы металла или гидроксогрупп в основаниях на кислотный остаток.

Иными словами, в простейшем случае соль состоит из атомов металла (катионов) и кислотного остатка (аниона).

Классификация солей.

В зависимости от состава соли бывают:

средние (FeSO₄ , Na₂SO₄)

кислые (KH₂PO₄ – дигидрофосфат калия)

основные (FeOH(NO₃)₂ – гидроксонитрат железа)

двойные (Na₂ZnO₂ – цинкат натрия)

комплексные (Na₂[Zn(OH)₄] – тетрагидроксоцинкат натрия)

I. Физические свойства:

Большинство солей – твердые вещества белого цвета (Na₂SO₄, KNO₃). Некоторые соли имеют окраску. Например, NiSO₄ - зеленого, CuS - черного, CoCl₃ – розового).

По растворимости в воде соли бывают растворимые, нерастворимые и малорастворимые.

II. Химические свойства.

1. Соли в растворах реагируют с металлами:

соль₁ + металл₁ = соль₂ + металл₂

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

Соли могут вступать во взаимодействие с металлами, если металл, которому соответствует катион соли, находится в ряду напряжений правее реагирующего свободного металла.

2. Реакция солей с кислотами:

соль₁ + кислота₁ = соль₂ + кислота₂

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

С кислотами реагируют соли:

а) катионы которых образуют с анионами кислоты нерастворимую соль;

б) анионы которых соответствуют неустойчивым или летучим кислотам;

в) анионы которых соответствуют малорастворимым кислотам.

3. Реакция солей с растворами оснований:

соль₁ + основание₁ = соль₂ + основание₂

FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃ + 3KCl

Со щелочами реагируют только соли:

а) катионам металлов которых соответствуют нерастворимые основания;

б) анионам которых соответствуют нерастворимые соли.

4. Реакция солей с солями:

соль₁ + соль₂ = соль₃ +соль₄

AgNO₃ + KCl = AgCl↓ + KNO₃

Соли взаимодействуют между собой, если одна из полученных солей нерастворима или разлагается с выделением газа или осадка.

5. Многие соли разлагаются при нагревании:

MgCO₃ = CO₂ + MgO

6. Основные соли взаимодействуют с кислотами с образованием средних солей и воды:

Основная соль + кислота = средняя соль + Н₂О

CuOHCl + HCl = CuCl₂ + Н₂О

7. Кислые соли взаимодействуют с растворимыми основаниями (щелочами) с образованием средних солей и воды:

Кислая соль + кислота = средняя соль + Н₂О

NaHSO₃ + NaOH = Na₂SO₃ + Н₂О

III. Способы получения солей.

Способы получения солей основаны на химических свойствах основных классов неорганических веществ – оксидов, кислот, оснований.

6.Основные классы неорганических соединений: основания, классификация, физ. и хим. св-ва, получение

Основания – это сложные вещества, содержащие ионы металла и одну или несколько гидроксогрупп (ОН^-).

Число гидроксогрупп соответствует степени окисления металла.

По числу гидроксильных групп основания делят:

однокислотные (NaOH)

двукислотные (Сa(OH)₂)

многокислотные (Al(OH)₃)

По растворимости в воде:

растворимые (LiOH, NaOH, KOH, Ba(OH)₂ и др.)

нерастворимые (Cu(OH)₂, Fe(OH)₃ и др.)

I. Физические свойства:

Все основания представляют собой твердые кристаллические вещества.

Особенностью щелочей является их мыльность на ощупь.

II. Химические свойства.

1. Реакция с индикаторами.

основание + фенолфталеин = малиновое окрашивание

основание + метиловый оранжевый = желтое окрашивание

основание + лакмус = синее окрашивание

Нерастворимые основания окраску индикаторов не изменяют.

2. Реакция с кислотами (реакция нейтрализации):

основание + кислота = соль + вода

КОН + НСl = КСl + H₂O

3. Реакция с кислотными оксидами:

основание + кислотный оксид = соль + вода

Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО₃ + H₂O

4. Реакция оснований с амфотерными оксидами:

основание + амфотерный оксид = соль + вода

5. Реакция оснований (щелочей) с солями:

основание₁ + соль₁ = основание₂ + соль₂

КОН + CuSO₄= Сu(OH)₂↓ + K₂SO₄

Для протекания реакции необходимо, чтобы реагирующие основание и соль были растворимы, а полученное основание или (и) соль выпадали бы в осадок.

6. Реакция разложения оснований при нагревании: _t

основание = оксид + вода

Сu(OH)₂ = СuO + H₂O

Гидроксиды щелочных металлов устойчивы к нагреванию (исключение – литий).

7. Реакция амфотерных оснований с кислотами и щелочами.

8. Реакция щелочей с металлами:

Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, которые образуют амфотерные оксиды и гидроксиды (Zn, Al, Cr)

Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂

Zn + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

IV. Получение.

1. Получить растворимое основание можно взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

К + H₂O = КОН + H₂

2. Получить растворимое основание можно взаимодействием оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

ВаО + H₂O = Ва(ОН)₂

3. Получить нерастворимые основания можно действием щелочей на растворимые соли металлов:

2NaOH + FeSO₄ = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄