Методов анализа химического состава

В аналитически контроле на металлургическом производстве используют различные методы анализа, которые наиболее правильно отражают химический состав материала. Эти методы анализа зара­нее разрабатывают в специальных лабораториях научно-исследова­тельских институтов   отбирают по точности, скорости выполнения и другим чисто практическим качествам. Проверяют на массовых ана­лизах в условиях заводских лабораторий. Затем эти, так называ­емые унифицированные (единообразные) метод» сводят в специаль­ные сборники стандартизованных методов анализа (сборники ГОСТов) в зависимости от объекта анализируют. (руда, шлак, чугун, сталь и т.д.).

Более подробно изучить терминологию, сущность методов анализа, применяемых в контроле металлургического производства,

можно в литературе [5], с. 6- 12.

Вопросы, связанные с отбором и подготовкой проб к анализу, излагаются также а литературе Г&],с»19-45}[8],глава Ш.1У,

В контрольной работе I к денной тепе относятся вопросы 87-37.

2. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

2.1. Химическое равновесие и теория электролити­ческой диссоциации

В этой теме рассматриваются вопросы, которые тесно связан» с курсом предмета «Основы физической химии» а именно: равнове­сие в однородной системе, скорость химической реакции и ее выра­жение, закон действующих масс, константа химического равновесия, сдвиг равновесия.

Кроме этого, рассматриваются вопросы, изученные в курсе "Общая химия", а именно: электролитическая диссоциация, электро­литы, степень и константа электролитической диссоциации. Равно­весие в насыщенных растворах, ПР. Электролитическая диссоциа­ция воды, ионное произведение воды, водородный и гидроксильный показатели, буферные растворы и их применение. Двойные соли и комплексные соединения.

Зависимость скорости реакции от концентрации (при T=const) выражается законом действия масс. Например, для обратимой реак­ции, записанной в общем виде уравнением:

Скорость прямой реакции составляет

где  - константа скорости реакции, а зависящая от природы реагирующих веществ и от температуры;

[A],[B] - концентрации веществ А и В, моль/л,

Аналогично, скорость обратной реакции:

где[С],[D]- концентрации веществ C и D моль/л.

При достижении равновесия:    

Следовательно,

Преобразуя это уравнение и заменив отношение  на К получим:

где К - константа химического равновесия

Формуле константы скроет отражает

для обратимых реакции. Пользуясь этим законом можно управлять состоянием химического равновесия.

Основные положения теория электролитической диссоциации:

I. Многие вещества под влиянием полярных молекул воды распадаются на ионы:

Такой процесс называется электролитической диссоциацией вещества, способные к диссоциации - электролитами.

2. Способность электролитов распадаться на ионы выражают через степень электролитической диссоциации α – отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул в растворе, т.е.

 (2.2)

Например: α= 0, 15 - это означает. что на ионы распадалось 15%  или 15 молекул из 100.

Процесс диссоциации обратимый.

- уксусная кислота является слабый электролит, т.е. диссоциированы на  ионы менее 3%

Применим закон действующих масс как к обратимой реакции

где С - концентрация раствора уксусной кислоты.

Для слабых электролитов от α< 0, 01, поэтому в знаменателе α можно пренебречь. Тогда

 (2.3)

Даже чистая вода обладав; некоторой электропроводностью и, хоть незначительно, распадается на ионы:

Определим константу равновесия этой реакции:

 величина постоянная, называемая  ионным произведением воды, при комнатной температуре равна 10^-14 .

Отсюда   10^-14

В нейтральной среде

Удобнее концентрацию ионов водорода выражать водородным показателем рН, а концентрацию гидроксильных ионов – гидроксильным показателем рОН.                                                               -

(2,4)

В кислой среде рН < 7; щелочной рН > 7. Чем выше значе­ние рН. тем сильнее выражена щелочность раствора и наоборот, но сумма значений рН и рОН постоянна, равна 14.

В аналитической практике приходится работать с осадками, Известно, что абсолютно нерастворимых веществ в природе не су­ществует, поэтому любой о се до к, хоть и незначительно, растворяется

на ионы, например

Мерой растворимости осадка служит произведение растворимости, сокращенно ПР.

Применяя закон действующих масс к данному равновесию, полу­чим:

При установившемся равновесии в насыщенном растворе трудно-растворимого электролита произведение концентраций его ионов при денной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости.

Пример 2.1.1. Как изменится скорость прямой реакции 2А + В = С, если концентрация А и В увеличится в два раза?

Решение

Скорость реакции найдем из Формулы (2.1)  При увеличен [2А];[2В] .

Скорость реакции

 Найдем измерение скорости, т.е.

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 16 раз,

Пример 2.1,2. Вычислить степень диссоциации 1,028 М раствора гидрооксида аммония, если концентрация ОН-ионов в нем 4,112-10'*³г-ион/л'^>.

Решение

Уравнение диссоциации:

Выражение 1,028М означает, что в одном литре данного раствора содержится 1,028 молей NH₄OH. Такой способ выражения концентрации называется молярностью или молярной концентрацией.

       Для расчёта степени диссоциации применим формулу 2.2

, или 0,4%

Пример 2.1.3. Вычислить рОН раствора, содержащего ионы водорода в количестве  г-ион/л.

Решение

       Из формулы 2.4. находим значение рН

Вопросы контрольной работы 1 с №38 по №50.

Литература: [3],с.27-46,76-78,96-105,129; [7],с.10-21,25-28;[8], с.25-41.