11. Електролітична дисоціація.

розчинення речовини є першим етапом аналізу. Розчинником звичайно є вода. Це пояснюється не тільки великою поширеністю воли в природі, а й деякими своєрідними фізико-хімічними властивостями, які роблять її кращим розчинником в порівнянні з іншими рідинами.

Речовини, які розчиняють, у переважній більшості випадків є солями, кислотами або основами. Розчинення названих типів сполук у воді – це складний фізико-хімічний процес, наслідком якого є електролітична дисоціація – перехід розчинюваної речовини у розчин частково або повністю ц вигляді іонів. Процес розчинення полягає в руйнуванні кристалічної решітки сполук. Причиною цього є в першу чергу суто фізичний процес послаблення електростатичних зв’язків між складовими частинами розчинюваної речовини у воді, що відбувається під впливом високої діелектричної сталої води . З другого боку, при розчиненні відбувається процес гідратації – хімічна взаємодія молекул води з розчинюваною речовиною.

Отже, електролітична дисоціація зумовлена фізичним процесом послаблення електростатичних зв’язків у воді і хімічним процесом гідратації, що відбувається з виділенням енергії.

Схематично процес електролітичної дисоціації можна зобразити таким рівнянням

MeA+nH₂O↔Me(H₂O)_m⁺+A(H²O)_k^-

Гідратація катіонів відбувається, як правило, більшою мірою, ніж гідратація аніонів.

Кількісною характеристикою електролітичної дисоціації є ступінь дисоціації, яка показує яка частина молекул від загальної кількості молекул розчиненої речовини розклалася на іони. Ступінь дисоціації виражають числом, що показує яка частина моль розпалася на іони, або в процентах.

Речовини, які мало дисоціюють у водних розчинах і ступінь дисоціації яких становить кілька процентів, називають слабкими електролітами. Другу групу речовин, які дисоціюють практично повністю, називають сильними електролітами.

Ступінь дисоціації залежить від індивідуальності речовини і від умов, які створюються у розчині.

Загальні правила дисоціації сполук.

1. Звичайні (некомплексні) солі, кристалічні решітка котрих у твердому стані має іонний характер, дисоціюють у водних розчинах практично повністю. Винятком є хлорид ртуті (ІІ), ацетат заліза, ціанід ртуті, фтори алюмінію, які дисоціюють слабко.

2. Комплексні солі мало дисоціюють, але характер їх дисоціації відрізняється від дисоціації простих солей.

3. Майже всі органічні кислоти і переважна кількість неорганічних кислот є слабкими електролітами. Виняток становлять хлороводневі, бромисто-воднева, йодоводнева, азотна, сірчана та деякі інші кислоти.

4. Основи теж дисоціюють, але, як правило, мало; більшість з них – важкорозчинна. До основ, які є сильними електролітами, належать їдкі луги.

Константа К називається константою дисоціації, а саме рівняння - рівнянням закону розведення Освальда.

12. їдкі луги утворюють чорний осад оксиду ртуті (І), який не розчиняється в надлишку лугу.

13. Реактив Несслера – це суміш K₂[HgI₄] з KOH.

16. леткі солі барію забарвлюють безбарвне полум’я в жовто-зелений колір. Якщо сіль барію не летка, її змочують концентрованою соляною кислотою.

леткі солі кальцію (хлорид або нітрат) забарвлюють безбарвне полум’я в цеглисто-червоний колір.

леткі солі стронцію забарвлюють безбарвне полум’я в характерний карміново-червоний колір.

17. Аналіз суміші катіонів ІІ аналітичної групи.

Карбонати і фосфати катіонів цієї групи не розчиняються у воді. Розчинність сульфатів збільшується, а оксалатів зменшується в ряді барі, стронцій, кальцій: хромат барію не розчиняється в оцтовій кислоті, тоді як стронцій в цих умовах у вигляді хромату не осаджується.

32. Реакції окислення-відновлення – це реакції, за яких змінюється валентність реагуючих іонів або елементів.

1)перганатометрія - робочий розчин КМnO₄ – окислювач, визначення іонів Fe²⁺, NO^2-, CNS^- та інш.;

2)йодометрія – у якості окислювача використовують І₂, у вигляді відновлювача І^-. Цим методом визначають КМnO₄, MnO₂, Cl₂, Na₂SO₃ тощо;

3) хроматометрія – у якості окислювача застосовують робочий розчин біхромату калію K₂Cr₂O₇;

4)броматометрія – використовування у якості робочого розчину окислювача – бромату калію КВrО₃;

5)ванадатометрія – робочим розчином є розчин ванадату амонію NH₄VO₃;

6) цериметрія – окислювач та робочий розчин є різні су мушу церію Се.

Використовують для виявлення катіонів практично всіх груп.

33. Гексаціано-(ІІІ)ферат калію утворює з іонами заліза (ІІ) темно-синій осад «турнбульової сині». Осад не розчиняється у кислотах, але розкладається лугами.

Гексаціано-(ІІ)ферат калію осаджує іони заліза (ІІ) у вигляді білого осаду гексаціано-(ІІ)ферату заліза. Осад на повітрі поступово окислюється і перетворюється в синю «берлінську лазур» і червоно-бурий гідроксид заліза (ІІІ).

34. Реакції іонів заліза (ІІІ).

Сульфід амонію з іонами заліза утворює чорний осад сульфіду заліза (ІІІ) Fe₂S₃:

Fe₂(SO₄)₃+6(NH₄)₂S=Fe₂S₃+3(NH₄)₂SO₄.

Їдкі луги, а також аміак утворюють з іонами 3-валентного заліза червоно-бурий осад гідроксиду заліза (ІІІ) Fe(OH)₃:

Fe³⁺+3OH^-=Fe(OH)₃.

Карбонати лужних металів утворюють з іонами заліза (ІІІ) червоно-бурий осад основного карбонату заліза:

2Fe³⁺+3CO₃^2-+HOH=2FеOHCO₃+CO₂.

FeCl₃+2Na₂HPO₄=FePO₄+NaH₂PO₄+3NaCl.

Реакції іонів заліза (ІІ).

Сульфід амонію з іонами заліза (ІІ) утворює чорний осад сульфіду заліза (ІІ) FeS:

FeSO₄+(NH₄)₂S=FeS+(NH₄)₂SO₄.

Гексаціано-(ІІ)ферат калію утворює з залізом (ІІІ) темно-синій осад, який не розчиняється в розведених мінеральних кислотах, але розчиняється при добавлянні великого надлишку реактива. Ця реакція є характерною на іони заліза (ІІІ):

Тіосульфат натрію при нагріванні з солями ртуті в кислому розчині утворює осад у вигляді суміші сульфіду ртуті і сірки.

хлорид олова (ІІ) спочатку відновлює хлорид ртуті (ІІ) до хлориду ртуті 9ІІ), потіп відновлює ртуть до металічної.

Металічна мідь відновлює іони до металічної ртуті.

Дитизон утворює оранжевий осад, який розчиняється в органічних розчинниках.

Дифенілкарбазид з розчином солі ртуті утворює осад синього або фіолетового кольору.

39. Поділ аніонів на групи ґрунтується на різній розчинності солей барію і срібла.

І група - аніони, солі барію яких погано розчиняються у воді.

ІІ група - аніони, Соля срібла яких погано розчиняються у воді і розведеній азотній кислоті.

ІІІ група – це аніони, які не утворюють важкорозчинних солей з іонами барію і срібла. до них належать сильні аніони-окислювачі і аніони оцтової кислоти.

40. Соляна кислота і реакції хлорид-іонів.

нітрат срібла осаджує білий сирнистий осад хлориду срібла, який не розчиняється в розведених кислотах, але добре розчиняється в розчині гідроксиду амонію:

Cl^-+Ag⁺↔AgCl

Бромисто-воднева кислота і реакції бромід-іонів.

Нітрат срібла осаджує жовтуватий сирнистий осад броміду срібла, який не розчиняється в азотній кислоті, але розчиняється в гідроксиді амонію, тіосульфаті натрію та ціаніді калію.

Br^-+Ag⁺↔AgBr

Йодистоводнева кислота і реакції йодид-іонів.

Нітрат срібла осаджує жовтий осад йодиду срібла, який розчиняється в тіосульфаті та ціаніді, але не розчиняється в гідроксиді амонію.

I^-+Ag⁺↔[AgI]

43. дифеніламін – речовина, що у сильно кислому середовищі утворює з нітрат-іонами сполуку синього кольору, яка при подальшому окислюванні переходить у сполуку білого кольору.

44. Кремнієва кислота і реакції силікат-іонів

хлорид барію осаджує білий осад силікату барію, осад розкладається кислотами:

Na₂SiO₃+BaCl₂↔BaSiO₃+2NaCl

розведені кислоти виділяють з концентрованих розчинів силікатів об’ємистий драглистий осад кремнієвих кислот.

Фосфорна кислота і реакції фосфат-іонів.

хлорид барію з нейтральних розчинів осаджує білий гідро фосфат барію, осад розчиняється в оцтовій і мінеральних кислотах.

HPO₄^2-+Ba²⁺↔BaHPO₄

молібденова рідина осаджує з азотнокислих розчинів жовтий кристалічний осад фосфорнододекамолібдату амонію