Transcript Analytická chemie

Analytická chemie
KCH/SPANA
Mgr. Martin Mucha, Ph.D.
kl. 2190
[email protected]
Náplň předmětu

Základy klasické analytické chemie
- definice ACH
- základní pojmy
- chemické rovnováhy používané v ACH

Základní instrumentální metody ACH
- základní pojmy instrumentální ACH
- elektrochemické metody (potenciometrie,
konduktometrie, elektrogravimetrie, coulometrie,
polarografie/voltametrie)
- spektrální metody (AAS, UV-VIS, IR)
- Separační metody
Požadavky

Zkouška:
Předzkoušková písemka
Výpočty probrané v seminářích, týkající se
probíraného učiva.
Ústní zkouška
Prokázat přehled o analytických metodách
klasických i instrumentálních.
Analytická chemie – definice a
charakteristika



V rámci chemie – aplikovaná věda (aplikace
poznatků).
Jako samostatný vědní obor – teoretická,
metodologická a aplikovaná část.
Předmět ACH: studium chemického složení
látek.
Základní pojmy ACH

Kvalitativní ACH – z čeho se látka skládá



Kvantitativní ACH – kolik dané látky obsahuje daný
vzorek





Důkaz
Identifikace
Stanovení
Vzorek – zkoumaný materiál.
Reprezentativní vzorek
Analyt – látka, kterou ve vzorku dokazujeme,
identifikujeme nebo stanovujeme.
Rozdělení podle principu: klasické/instrumentální
Základní pojmy ACH

Kvantitativní ACH – Klasická



Vážkové metody – gravimetrie
Odměrné metody - titrace
Kvantitativní ACH – instrumentální



Elektrochemické metody – potenciometrie,
voltametrie, coulometrie, konduktometrie
Spektrální metody – UV-VIS, IR, Raman, AAS, NMR
Separační metody – GC, LC, MS
Chemické rovnováhy používané v
ACH




Protolytické rovnováhy – acidobazické –
kyseliny/zásady.
Komplexotvorné rovnováhy – tvorba
komplexů
Srážecí rovnováhy – popis tvorby sraženin
Redoxní rovnováhy – výměna elektronů
Rovnováhy – základní pojmy


Rovnovážný stav – dynamický stav, reakce probíhá
oběma směry stejně rychle.
Dosažení rovnováhy je charakterizováno GuldbergWaagovým zákonem
aA  bB  mM  nN
m
[ ] – rovnovážná koncentrace,
n [mol.dm3] – kapaliny
[ M ] .[ N ]
K
a
b
[ A] .[B]
[Pa] – plynné látky
Pevné látky, rozpouštědlo – [H2O] = 1
K – rovnovážná konstanta
Rovnováhy – základní pojmy



V ACH požadujeme kvantitativní průběh reakcí
(reakce probíhá téměř ze 100% ve směru
produktů).
Rovnovážná konstanta K – co nejvyšší hodnota.
Posun rovnováh – Le Chatelierův-Braunův
princip (vliv koncentrace reaktantů/produktů),
tlaku a teploty)
„Systémy, které jsou v rovnováze reagují na rušivé vlivy přicházející
z okolí tím, že v nich nastávají, či se zintenzivňují ty děje, které
změnu vyvolanou rušivým zásahem co nejvíce potlačují“
Rovnováhy – základní pojmy

Le Chatelierův-Braunův princip





Vliv koncentrace reaktantů
Vliv koncentrace produktů
Vliv tlaku
Vliv teploty
Rovnovážná konstanta se nemění!!!
Protolytické rovnováhy

Neutralizační / acidobazické rovnováhy

Arrheniova teorie:
HCl  H+ + ClNaOH  Na+ + OH-

Brönsted-Lowryho teorie:



Kyselina - donor protonu
Zásada – akceptor protonu
Lewisova teorie:


Kyselina – poskytují volný orbital (AlCl3)
Zásada – poskytuje elektronový pár
Protolytické rovnováhy

Při acidobazické reakci dochází k výměně
protonů:

Síla kyselin a zásad – disociační konstanty
Protolytické rovnováhy
HA + H2O  A+ + H3O+
B + H2O  BH+ + OH-
K HA
K HA




[ A ].[H 3O ]

[ HA].[H 2O]
[ A ].[H 3O ]

[ HA]
[ BH  ].[OH  ]
KB 
[ B].[H 2O]


[ BH ].[OH ]
KB 
[ B]
Protolytické rovnováhy



V ACH nejčastějším rozpouštědlem voda
Amfiprotní rozpouštědlo
Autoprotolýza vody:

2 H2O  H3O+ + OH-

[ H 3O ].[OH ]
Kv 
2
[ H 2 O]


14
Kv  [H3O ].[OH ]  1.10 (25C)
Protolytické rovnováhy
Výpočet pH
pH = -log [H3O+]
pH = - log aH3O+ = -log f . [H3O+]
pOH = -log [OH-]
pOH = - log aOH- = -log f . [OH-]
pH + pOH = 14
Volumetrická stanovení

Volumetrie – odměrná analýza, titrace
Roztok analytu + titrační činidlo (odměrný roztok) 
reakce podle známé stechiometrie  Bod ekvivalekce
(okamžik kvantitativního průběhu)

Požadavky na reakce:


Známá stechiometrie
Kvantitativní a jednoznačný průběh
Volumetrická stanovení
obecný postup




Odměření nebo odvážení vzorku, příprava roztoku
Příprava odměrného roztoku (činidlo) o známé
koncentraci
Titrace (byreta)
Indikace bodu ekvivalence
x A + y B  AxBy
cb .VB x
cA 
.
VA y
Volumetrická stanovení
Odměrné roztoky, indikace B.E.

Odměrné roztoky



Standard – základní látky – vyšší molekulová
hmostnost, čistá, suchá, stálá na vzduchu (p.a.)
Standardizace – zjištění přesné koncetrace odměrného
roztoku na základní látku (NaOH – CO2)
Indikace B.E.


Vizuálně – indikátor
Změna měřitelné vlastnosti
Volumetrická stanovení

Význam odměrných metod




Jednoduché, relativně rychlé a levné
Nejsou tak citlivé jako metody instrumentální
Použitelné pro koncentrace > 10-3 mol.dm-3
Použití




Metody přímé, nezávislé
Srovnávání
Rychlá orientační stanovení
Standardní, normované metody
Acidobazické titrace





Založeny na protolytických rovnováhách
Změna pH během titrace
Alkalimetrie – titrace zásadou
Acidimetrie – titrace kyselinou
Indikace bodu ekvivalence:


Vizuálně - acidobazické indikátory
Potenciometricky – skleněná pH elektroda
Alkalimetrie

Nejčastěji titrace roztokem NaOH o koncentraci
0,1 – 1 mol.dm-3 (není základní látka)

Standardizace – základní látky:
(COOH)2 . 2H2O – fenolftalein, methyloranž (Bruhnsova
metoda)
(COOH)2 + CaCl2  (COO)2Ca + 2 HCl
HOOC-C6H4-COOK – fenolftalein (hydrogenftalát draselný)
Acidimetrie

Nejčastěji titrace roztokem HCl o koncentraci
0,1 – 1 mol.dm-3 (není základní látka)

Standardizace – základní látky:
KHCO3 – methyloranž
Na2CO3 - methyloranž
Acidobazické indikátory


Reakce na změnu pH
Slabé organické kyseliny

HInd  H  Ind



Funkční oblast indikátoru – oblast pH, kde
dochází ke změně postřehnutelné okem
Chromofory – funční skupiny schopné pohlcovat
vlnové délky viditelného spektra
Acidobazické indikátory

Azobarviva – methyloranž, methylčerveň –
dvoubarevné přechody

Ftaleiny – fenolftalein, thymolftalein –
jednobarevné přechody – bezbarvý-barevný

Sulfoftaleiny – fenolová červeň

Směsné indikátory
Indikace B.E. potenciometricky –
titrační křivka


Závislost měnící se veličiny na objemu
přidaného činidla
E = f(V)
pH = f(V)
Inflexní bod – bod ekvivalence
Acidobazické titrace
Praktické použití

Stanovení kyselin – alkalimetrie
Stanovení zásad – acidimetrie
Stanovení uhličitanů

U slabých kyselin – zvýšení síly


(kyselina boritá  kyselina glycerolboritá)
Pro dnešek vše 