Первоисточниками минерального состава природных вод являются:

1) газы, выделяемые из недр земли в процессе дегазации.

2) продукты химического воздействия воды с магматическими породами. Эти первоисточники состава природных вод имеют место до сих пор. В настоящее время в химическом составе воды выросла роль осадочных пород.

Происхождение анионов связано главным образом с газами, выделявшимися при дегазации мантий. Состав их сходен с современными вулканическими газами. В атмосферу наряду с паром воды поступают газообразные водородистые соединения хлора (HCl), азота (), серы (), брома (HBr), бора (НB), углерода (). В результате фитохимического разложения CH 4 образуется СО 2:

В результате окисления сульфидов идет образование иона .

Происхождение катионов связано с горными породами. Средний химический состав изверженных пород (%): – 59, – 15.3, – 3.8, – 3.5, – 5.1, – 3.8, – 3.1 и т. д.­

В результате выветривания горных пород (физического и химического) происходит насыщение катионами подземных вод по схеме: .

При наличии анионов кислот (угольной, соляной, серной) образуются соли кислот: .

Микроэлементы. Типичные катионы: Li, Rb, Cs, Be, Sr, Ba. Ионы тяжелых металлов: Cu, Ag, Au, Pb, Fe, Ni, Co. Амфотерные комплексообразователи (Cr, Co, V, Mn). Биологически активные микроэлементы: Br, I, F, B.

Микроэлементы играют важную роль в биологическом круговороте. Отсутствие или избыток фтора вызывают болезни кариес и флюороз. Недостаток иода – болезни щитовидной железы и др.

Химия атмосферных осадков. В настоящее время развивается новая отрасль гидрохимии – химия атмосферы. Атмосферная вода (близкая к дистиллированной) содержит многие элементы.

Кроме атмосферных газов () в воздухе присутствуют примеси, выделившиеся из недр земли компонентов (и др.), элементы биогенного происхождения () и другие органические соединения.

В геохимии изучение химического состава атмосферных осадков позволяет охарактеризовать солевой обмен между атмосферой, поверхностью земли, океанов. Последние годы в связи с атомными взрывами в атмосферу поступают радиоактивные вещества.

Аэрозоли. Источником формирования химического состава являются аэрозоли:

· пылевидные минеральные частицы, высокодисперсные агрегаты растворимых солей, мельчайшие капли растворов газовых примесей (). Размеры аэрозолей (ядер конденсации) различны – радиус в среднем 20 мк (см) колеблется (до 1 мк). Количество уменьшается с высотой. Концентрация аэрозолей максимальна в пределах городских территорий, минимальна в горах. Аэрозоли поднимаются ветром в воздух – эоловая эрозия;

· соли поднимаемые с поверхности океанов и морей, льдов;

· продукты вулканических извержений;

· человеческой деятельности.

Формирование химического состава. В атмосферу поднимается огромное количество аэрозолей – они на поверхность земли опускаются:

1. в виде дождей,

2. гравитационного осаждения.

Формирование начинается с захвата аэрозолей атмосферной влагой. Минерализация колеблется от 5 мг/л до 100 мг/л и более. Первые порции дождя более минерализованы.

Прочие элементы в составе осадков:

– от сотых долей до 1-3 мг/л. Радиоактивные вещества: и др. Они поступают в основном при испытаниях атомных бомб.

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Гидрогеология представляет собой комплексную науку и разделяется на следующие самостоятельные разделы

Подземные воды находятся в сложной взаимосвязи с горными породами слагающими земную кору изучением которых занимается геология поэтому геология и.. гидрогеология охватывает значительный круг вопросов изучаемых другими.. значение подземных вод в геологических процессах исключительно велико под влиянием подземных вод изменяются состав и..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Твитнуть

Все темы данного раздела:

Гидросфера
План: 1. Гидросфера и кругооборот воды в природе 2. Виды воды в горных породах 3. Свойства горных пород по отношению к воде 4. Понятие о зоне аэрации и насыщения

Происхождение и динамика подземных вод
План: 1. Происхождение подземных вод 2. Законы фильтрации подземных вод 3. Определение направления и скорости движения подземных вод 4. Основные гидрогеологическ

Законы фильтрации подземных вод. Линейный закон фильтрации
Ламинарное движение подземных вод подчиняется линейном закону фильтрации (закон Дарси – по фамилии французского ученого установившего этот закон 1856г. для пористых зернистых пород

Расход воды трапецеидального сечения: Q=0.0186bh√h, л/сек, где Q – расход источника, л/сек; b – ширина нижнего водосливного ребра в см; h – высота уровня в

Основные гидрогеологические параметры
Наиболее важными свойствами горных пород являются фильтрационные, которые характеризуются следующими параметрами: коэффициент фильтрации, коэффициент проницаемости, коэффициент водоотдачи, водопров

Формула Газена
K=Сdн2(0.70+0.03t), м/сут, С – эмпирический коэффициент, зависящий от степени однородности и пористости грунта. Для чистых, однородных песков С=1200, средней однородности и плот

Определение расходов подземных вод
1) Плоский поток и его расход. Плоским называют такой поток подземных вод, струйки которого протекают более или менее параллельно. Примером может явится поток грунтовых вод, движущ

Типы вертикальных водосборов
Вертикальные водосборы можно разделить на колодцы (шурфы) и буровые скважины. По характеру эксплуатируемых водоносных горизонтов они подразделяются на грунтовые и артезианские (напорные). По характ

Формула притока воды в дрену
Для понижения уровня подземных вод сооружают дрены. Приток воды в совершенную горизонтальную дрену длиной В в условиях не напорных вод по уравнению Дюпюи равен

Химический состав подземных вод
План: 1. Физические свойства подземных вод 2. Реакция воды 3. Общая минерализация воды 4. Химический состав воды 5. Формы выражения химического состава

Атомные веса ионов и множителей для пересчета миллиграмм-ионов на миллиграмм-эквиваленты
Индекс Атомный вес (множитель для пересчета из мг-экв в мг/л) Множитель для пересчета из мг/л в мг-экв К+

Оценка пригодности воды для различных целей
Водоснабжение. По ГОСТу 2874-73 «Вода питьевая» и СанПиН 2.1.4.1074-01 вода должна отвечать следующим требованиям: Минерализация до 1 г/л (по разр. СЭС до 1,5 г/л); жесткость 7 мг-

Емкость поглощения некоторых глинистых минералов
Минерал Емкость от поглощения, мг-экв на 100 г Каолинит Иллит Монтморилланит Вермикулит Галлуазит 3-15 10-40

Минеральные воды
Лечебные свойства минеральных вод определяются: минерализацией, ионно-солевым составом, содержанием биологически активных компонентов, газовым и окислительно-восстановительным потенциалом (Eh), акт

Нормативные требования к минеральным промышленным водам
50 г/л Галитовые

Зональность подземных вод
Зональность подземных вод проявляется в глобальном масштабе и принадлежит к категории фундаментальных свойств гидролитосферы. Под ней понимается закономерность в пространственно-временной организац

Геологическая деятельность подземных вод
План: 1. Карст 2. Трещиноватость пород 3. Суффозия I. Карст. По определению Д.С. Соколова (1962) карст – это процесс разруш

Эксплуатационные запасы
Qэкс = +0,7Qвоз, где α – коэффициент извлечения, предельная допу

Режим подземных вод
Под режимом подземных вод следует понимать изменение их уровня, температуры, химического состава и расхода во времени и в пространстве под влиянием естественных и искусствен

Основы инженерной геологии
План: 1. Понятие об инженерно-геологических свойствах пород. 2. Методы изучения инженерно-геологических свойств горных пород. 3. Основные инженерно-геологические свойства

Химия - "волшебная" наука. А где вы еще получите безопасное вещество, соединив два опасных? Речь идет об обыкновенной поваренной соли - NaCl . Рассмотрим подробнее каждый элемент, опираясь на ранее полученные знания об устройстве атома.

Натрий - Na , щелочной металл (группа IA).
Электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Как видим, натрий имеет один валентный электрон, который он "согласен" отдать, чтобы его энергетические уровни стали завершенными.

Хлор - Cl , галоген (группа VIIA).
Электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Как видим, хлор имеет 7 валентных электронов и ему "не хватает" одного электрона, чтобы его энергетические уровни стали завершенными.

Теперь догадываетесь, почему так "дружны" атомы хлора и натрия?

Ранее говорилось, что полностью "укомплектованные" энергетические уровни имеют инертные газы (группа VIIIA) - у них полностью заполнены внешние s и p-орбитали. Отсюда они так плохо вступают в химические реакции с другими элементами (им просто не надо ни с кем "дружить", поскольку ни отдавать, ни принимать электроны они "не хотят").

Когда валентный энергетический уровень заполнен - элемент становится стабильным или насыщенным .

Инертным газам "повезло", а что же делать остальным элементам периодической таблицы? Конечно же, "искать" себе пару, подобно дверному замку и ключу - определенному замку соответствует свой ключ. Так и химические элементы, пытаясь заполнить свой внешний энергетический уровень, вступают с другими элементами в реакции, создавая устойчивые соединения. Т.к. заполняются внешние s (2 электрона) и р (6 электронов) орбитали, то данный процесс получил название "правило октета" (октет = 8)

Натрий: Na

На внешнем энергетическом уровне атома натрия находится один электрон. Для перехода в стабильное состояние, натрий должен: либо отдать этот электрон, либо принять семь новых. Исходя из вышесказанного, натрий будет отдавать электрон. При этом у него "исчезает" 3s-орбиталь, а количество протонов (11) будет на один превосходить количество электронов (10). Поэтому, нейтральный атом натрия превратится в положительно заряженный ион - катион .

Электронная конфигурация катиона натрия: Na + 1s 2 2s 2 2p 6

Особо внимательные читатели справедливо скажут, что такая же электронная конфигурация и у неона (Ne). Так что же, натрий превратился в неон? Вовсе нет - не забывайте о протонах! Их по-прежнему; у натрия - 11; у неона - 10. Говорят, что катион натрия является изоэлектронным неону (поскольку их электронные конфигурации одинаковы).

Подведем итог:

• атом натрия и его катион отличаются одним электроном;
• катион натрия имеет меньший размер, поскольку он теряет внешний энергетический уровень.

Хлор: Cl

У хлора ситуация прямо противоположная - на внешнем энергетическом уровне у него находится семь валентных электронов и ему надо принять один электрон, чтобы стать стабильным. При этом произойдут следующие процессы:

• атом хлора примет один электрон и станет отрицательно заряженным анионом (17 протонов и 18 электронов);
• электронная конфигурация хлора: Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
• анион хлора является изоэлектронным аргону (Ar);
• поскольку внешний энергетический уровень хлора "достроился", то радиус катиона хлора будет немного больше, чем у "чистого" атома хлора.

Поваренная соль (хлорид натрия): NaCl

Исходя из вышесказанного, видно, что электрон, который отдает натрий, становится электроном, который получает хлор.

В кристаллической решетке хлорида натрия каждый катион натрия окружен шестью анионами хлора. И наоборот, каждый анион хлора окружен шестью катионами натрия.

В результате перемещения электрона образуются ионы: катион натрия (Na +) и анион хлора (Cl -). Поскольку противоположные заряды притягиваются, то образуется устойчивое соединение NaCl (хлорид натрия) - поваренная соль .

В результате взаимного притяжения противоположно заряженных ионов, образуется ионная связь - устойчивое химическое соединение.

Соединения с ионными связями называют солями . В твердом состоянии все ионные соединения являются кристаллическими веществами.

Следует понимать, что понятие ионной связи довольно относительно, строго говоря к "чистым" ионным соединениям можно отнести только те вещества, у которых разность в электроотрицателности атомов, которые образуют ионную связь, равна или более 3. По этой причине в природе существует всего с десяток чисто ионных соединений - это фториды щелочных и щелочно-земельных металлов (например, LiF; относительная электроотрицательность Li=1; F=4).

Чтобы не "обижать" ионные соединения, химики договорились считать, что химическая связь является ионной, если разность электроотрицательностей атомов, образующих молекулу вещества равна или более 2. (см. понятие электроотрицательности).

Катионы и анионы

Другие соли образуются по аналогичному принципу, что и хлорид натрия. Металл отдает электроны, а неметалл их получает. Из периодической таблицы видно, что:

• элементы группы IA (щелочные металлы) отдают один электрон и образуют катион с зарядом 1 + ;
• элементы группы IIA (щелочноземельные металлы) отдают два электрона и образуют катион с зарядом 2 + ;
• элементы группы IIIA отдают три электрона и образуют катион с зарядом 3 + ;
• элементы группы VIIA (галогены) принимают один электрон и образуют анион с зарядом 1 - ;
• элементы группы VIA принимают два электрона и образуют анион с зарядом 2 - ;
• элементы группы VA принимают три электрона и образуют анион с зарядом 3 - ;

Распространенные одноатомные катионы

Распространенные одноатомные анионы

Не все так просто с переходными металлами (группа В), которые могут отдавать разное количество электронов, образуя при этом по два (и более) катиона, имеющих разные заряды. Например:

• Cr 2+ - ион двухвалентного хрома; хром (II)
• Mn 3+ - ион трехвалентного марганца; марганец (III)
• Hg 2 2+ - ион двухатомной двухвалентной ртути; ртуть (I)
• Pb 4+ - ион четырехвалентного свинца; свинец (IV)

Многие ионы переходных металлов могут иметь разную степень окисления.

Ионы не всегда бывают одноатомными, они могут состоять из группы атомов - многоатомные ионы . Например, ион двухатомной двухвалентной ртути Hg 2 2+ : два атома ртути связаны в один ион и имеют общий заряд 2 + (каждый катион имеет заряд 1 +).

Примеры многоатомных ионов:

• SO 4 2- - сульфат
• SO 3 2- - сульфит
• NO 3 - - нитрат
• NO 2 - - нитрит
• NH 4 + - аммоний
• PO 4 3+ - фосфат

Катионами называют положительно заряженные ионы.

Анионами называют отрицательно заряженные ионы.

В процессе развития химии понятия «кислота» и «основание» претерпели серьёзные изменения. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называют электролиты, при диссоциации которых образуются ионы водорода H + , а основаниями - электролиты, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы OH – . Эти определения в химической литературе известны как определения кислот и оснований по Аррениусу.

В общем виде диссоциацию кислот представляют так:

где A – - кислотный остаток.

Такие свойства кислот, как взаимодействие с металлами, основаниями, основными и амфотерными оксидами, способность изменять окраску индикаторов, кислый вкус и т. д., обусловлены наличием в растворах кислот ионов H + . Число катионов водорода, которые образуются при диссоциации кислоты, называют её основностью. Так, например, HCl является одноосновной кислотой, H 2 SO 4 - двухосновной, а H 3 PO 4 - трёхосновной.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например:

От образовавшегося на первой ступени кислотного остатка H 2 PO 4 – последующий отрыв иона H + происходит гораздо труднее из-за наличия отрицательного заряда на анионе, поэтому вторая ступень диссоциации протекает гораздо труднее, чем первая. На третьей ступени протон должен отщепляться от аниона HPO 4 2– , поэтому третья ступень протекает лишь на 0,001%.

В общем виде диссоциацию основания можно представить так:

где M + - некий катион.

Такие свойства оснований, как взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и способность изменять окраску индикаторов, обусловлены наличием в растворах OH – -ионов.

Число гидроксильных групп, которые образуются при диссоциации основания, называют его кислотностью. Например, NaOH - однокислотное основание, Ba(OH) 2 - двухкислотное и т. д.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато, например:

Большинство оснований в воде растворимо мало. Растворимые в воде основания называют щелочами .

Прочность связи М-ОН возрастает с увеличением заряда иона металла и увеличением его радиуса. Поэтому сила оснований, образуемых элементами в пределах одного и того же периода, уменьшается с возрастанием порядкового номера. Если один и тот же элемент образует несколько оснований, то степень диссоциации уменьшается с увеличением степени окисления металла. Поэтому, например, у Fe(OH) 2 степень основной диссоциации больше, чем у Fe(OH) 3 .

Электролиты, при диссоциации которых одновременно могут образовываться катионы водорода и гидроксид-ионы, называют амфотерными . К ним относят воду, гидроксиды цинка, хрома и некоторые другие вещества. Их полный перечень приведён в уроке 6, а их свойства рассмотрены в уроке 16.

Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катион аммония NH 4 +) и анионы кислотных остатков.

Химические свойства солей будут описаны в уроке 18.

Тренировочные задания

1. К электролитам средней силы относится

1) H 3 PO 4
2) H 2 SO 4
3) Na 2 SO 4
4) Na 3 PO 4

2. К сильным электролитам относится

1) KNO 3
2) BaSO 4
4) H 3 PO 4
3) H 2 S

3. Сульфат-ион в значительном количестве образуется при диссоциации в водном растворе вещества, формула которого

1) BaSO 4
2) PbSO 4
3) SrSO 4
4) K 2 SO 4

4. При разбавлении раствора электролита степень диссоциации

1) остается неизменной
2) понижается
3) повышается

5. Степень диссоциации при нагревании раствора слабого электролита

1) остается неизменной
2) понижается
3) повышается
4) с начала повышается, потом понижается

6. Только сильные электролиты перечислены в ряду:

1) H 3 PO 4 , K 2 SO 4 , KOH
2) NaOH, HNO 3 , Ba(NO 3) 2
3) K 3 PO 4 , HNO 2 , Ca(OH) 2
4) Na 2 SiO 3 , BaSO 4 , KCl

7. Водные растворы глюкозы и сульфата калия соответственно являются:

1) с ильным и слабым электролитом
2) неэлектролитом и сильным электролитом
3) слабым и сильным электролитом
4) слабым электролитом и неэлектролитом

8. Степень диссоциации электролитов средней силы

1) больше 0,6
2) больше 0,3
3) лежит в пределах 0,03-0,3
4) менее 0,03

9. Степень диссоциации сильных электролитов

1) больше 0,6
2) больше 0,3
3) лежит в пределах 0,03-0,3
4) менее 0,03

10. Степень диссоциации слабых электролитов

1) больше 0,6
2) больше 0,3
3) лежит в пределах 0,03-0,3
4) менее 0,03

11. Электролитами являются оба вещества:

1) фосфорная кислота и глюкоза
2) хлорид натрия и сульфат натрия
3) фруктоза и хлорид калия
4) ацетон и сульфат натрия

12. В водном растворе фосфорной кислоты H 3 PO 4 наименьшая концентрация частиц

1) H 3 PO 4
2) H 2 PO 4 –
3) HPO 4 2–
4) PO 4 3–

13. Электролиты расположены в порядке увеличения степени диссоциации в ряду

1) HNO 2 , HNO 3 , H 2 SO 3
2) H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , HNO 2
3) HCl, HBr, H 2 O

14. Электролиты расположены в порядке уменьшения степени диссоциации в ряду

1) HNO 2 , H 3 PO 4 , H 2 SO 3
2) HNO 3 , H 2 SO 4 , HCl
3) HCl, H 3 PO 4 , H 2 O
4) CH 3 COOH, H 3 PO 4 , Na 2 SO 4

15. Практически необратимо диссоциирует в водном растворе

1) уксусная кислота
2) бромоводородная кислота
3) фосфорная кислота
4) гидроксид кальция

16. Электролитом, более сильным по сравнению с азотистой кислотой, будет

1) уксусная кислота
2) сернистая кислота
3) фосфорная кислота
4) гидроксид натрия

17. Ступенчатая диссоциация характерна для

1) фосфорной кислоты
2) соляной кислоты
3) гидроксида натрия
4) нитрата натрия

18. Только слабые электролиты представлены в ряду

1) сульфат натрия и азотная кислота
2) уксусная кислота, сероводородная кислота
3) сульфат натрия, глюкоза
4) хлорид натрия, ацетон

19. Каждое из двух веществ является сильным электролитом

1) нитрат кальция, фосфат натрия
2) азотная кислота, азотистая кислота
3) гидроксид бария, сернистая кислота
4) уксусная кислота, фосфат калия

20. Оба вещества являются электролитами средней силы

1) гидроксид натрия, хлорид калия
2) фосфорная кислота, азотистая кислота
3) хлорид натрия, уксусная кислота
4) глюкоза, ацетат калия

Классификация катионов и анионов.

Методы анализа.

Аналитическая химия – наука об определении химического состава вещества.

Аналитическая химия и ее методы широко применяются на предприятиях общественного питания и пищевой промышленности для осуществления контроля качества сырья, полуфабрикатов, готовой продукции; определения сроков реализации и условий хранения продукции.

В аналитической химии различают количественный и качественный анализ. Задача количественного анализа - определение относительного количества элементов в соединениях или химических соединений в смесях; задача качественного анализа - обнаружить присутствие элементов в соединениях или химических соединений в смесях.

История развития аналитической химии.

Изначально с помощью качественного анализа определяли свойства некоторых минералов. Количественный анализ применялся в пробирном деле (определение благородных металлов) - Древняя Греция, Египет. В 9-10веке методы пробирного дела применялись для определения благородных металлов в Киевской Руси.

Аналитическая химия как наука начинает развиваться с середины 17 века.

Впервые основы качественного анализа изложил английский ученый Р.Бойль, он же ввел термин «химический анализ». Р.Бойль считается родоначальником научной аналитической химии.

Законы количественного анализа изложил Ломоносов в середине 17 века. Ломоносов впервые начал применять взвешивание исходных веществ и продуктов реакции.

К середине ХIХ века оформились титриметрические и гравиметрические методы анализа, методы газового анализа.

Первый учебник по аналитической химии появился в России в 1871 г. Автор этого учебника – русский химик Н.А. Меншуткин.

Во второй половине ХХ века появилось много новых методов анализа: рентгеновские, масс-спектральные и т.д.

Классификация методов анализа, применяемых в аналитической химии.

Аналитическая химия включает два основных раздела: количественный анализ и качественный анализ.

Методы качественного анализа:

Ø Химические

Ø Физико-химические

Ø Физические

Химический анализ:

Ø «сухим» путем

Ø «мокрым» путем

«Сухой» путь – химические реакции, которые идут при накаливании, сплавлении, окрашивании пламени.

Пример : окрашивание пламени катионами металлов (натрий – желтый, калий – розово-фиолетовый, кальций – оранжево-красный, медь – зеленый и т.д.), которые образуются при электролитической диссоциации солей:

NaCl → Na + + Cl -

K 2 CO 3 → 2K + + CO 3 2-

«Мокрый» путь – химические реакции в растворах электролитов.

Также в качественном анализе в зависимости от количества исследуемого вещества, объема раствора, техники выполнения различают:

1) макрометод: сравнительно большие навески (0,1 г и более) или большие объемы растворов (10 мл и более) исследуемого вещества. Этот метод наиболее удобен в определении.

2) микрометод: навески от 10 до 50 мг и объемы раствора до нескольких мл.

3) полумикрометод: навески 1-10 мг и объемы раствора около 0,1 – 1 мл.

Микрометод и полумикрометод обладают двумя несомненными достоинствами:

1. Большая скорость выполнения анализа

2. Небольшое требуемое количество анализируемого вещества.

Физико-химические методы анализа:

Ø колориметрические (сравнение окраски двух растворов)

Ø нефелометрические (помутнение исследуемого раствора от действия каких-то реагентов)

Ø электрохимические (момент окончания реакции определяют по изменению электропроводности раствора, потенциала электродов в исследуемом растворе)

Ø рефрактометрические (определяют показатель преломления)

Физические методы анализа:

Ø спектральный анализ (изучение спектров излучения или поглощения)

Ø люминесцентный (изучение характера свечения вещества под действием УФ)

Ø масс-спектрометрический

Ø рефрактометрический

Для обнаружения ионов в растворах в аналитической химии используют аналитические реакции.

Аналитическая реакция – химическое превращение, при котором исследуемое вещество переводят в новое соединение с характерным признаком.

Признаки аналитической реакции:

Ø Выпадение осадка

Ø Растворение осадка

Ø Изменение цвета

Ø Выделение газообразного вещества

Условия аналитической реакции:

Ø Быстрое протекание

Ø Специфичность

Ø Чувствительность

Чувствительная реакция – реакция, при помощи которой можно обнаружить наименьшее количество вещества из наименьшего количества раствора.

Чувствительная реакция характеризуется:

1. Открываемым минимумом (наименьшее количество вещества, которое может быть обнаружено данной реакцией)

2. Минимальной концентрацией (отношение массы определяемого вещества к массе или объему растворителя).

Специфичной называется реакция, при помощи которой можно открыть ион в присутствии других ионов по специфичному изменению цвета, образованию характерного осадка, выделению газа и т.д.

Пример: ион бария обнаруживают хроматом калия К 2 СгО 4 (выпадает ярко-желтый осадок).

На специфичных реакциях основан анализ, называемый дробным . С помощью дробного анализа можно открывать ионы в любой последовательности, используя специфичные реакции.

Однако специфичных реакций известно мало, чаще реактивы взаимодействуют с несколькими ионами. Такие реакции и реактивы называются общими . В этом случае применяют систематический анализ. Систематический анализ - определенная последовательность обнаружения ионов, находящихся в смеси. Ионы, составляющие смесь, разделяют на отдельные группы, из этих групп каждый ион выделяют в строго определенной последовательности, а затем открывают этот ион наиболее характерной реакцией. Реакции, характерные для одного иона, называются частными .

Классификация катионов и анионов.

В основу классификации ионов в аналитической химии положено различие в растворимости образуемых ими солей и гидроксидов.

Аналитическая группа – группа катионов или анионов, которая с каким-то одним реактивом дает сходные аналитические реакции.

Классификации катионов:

Ø сульфидная, или сероводородная,– является классической, разработал Меншуткин Н.А.;

Ø кислотно-основная и т.д.

Сульфидная классификации катионов основана на отношении катионов к сульфид-иону:

1) Катионы, осаждаемые сульфид-ионом

2) Катионы, не осаждаемые сульфид-ионом.

Каждая группа имеет свойгрупповой реактив – реактив, используемый для открытия одной группы ионов и образующий осадок с ионами данной группы (Ва 2+ + SО 4 2- → ВаSО 4 ↓)

Определение катионов проводят систематическим анализом .

Электроли́т - вещество , которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы , что происходит врастворах и расплавах , или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов . Примерами электролитов могут служить водные растворы кислот , солей и оснований и некоторые кристаллы (например, иодид серебра , диоксид циркония ). Электролиты - проводники второго рода, вещества, электропроводность которых обусловлена подвижностью ионов.

Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы

Сильные электролиты - электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4).

Слабые электролиты - степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относятводу, ряд кислот (слабые кислоты, такие как HF), основанияp-, d-, и f-элементов.

Между этими двумя группами чёткой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом - слабого.

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа ; обозначается i ) - безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные частицы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами.

3. Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами (катод заряжен отрицательно, а анод – положительно).

4. Ионизация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

Основываясь на теории электролитической диссоциации, можно дать следующие определения для основных классов соединений:

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Например,

HCl → H + + Cl - ; CH 3 COOH H + + CH 3 COO - .

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO 3 – одноосновные кислоты, H 2 SO 4 , H 2 CO 3 – двухосновные, H 3 PO 4 , H 3 AsO 4 – трехосновные.

Основаниями называют электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Например,

KOH → K + + OH - , NH 4 OH NH 4 + + OH - .

Растворимые в воде основания называются щелочами.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп. Например, KOH, NaOH – однокислотные основания, Ca(OH) 2 – двухкислотное, Sn(OH) 4 – четырехкислотное и т.д.

Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также ион NH 4 +) и анионы кислотных остатков. Например,

CaCl 2 → Ca 2+ + 2Cl - , NaF → Na + + F - .

Электролиты, при диссоциации которых одновременно, в зависимости от условий, могут образовываться и катионы водорода, и анионы – гидроксид-ионы называются амфотерными. Например,

H 2 O H + + OH - , Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH - , Zn(OH) 2 2H + + ZnO 2 2- или Zn(OH) 2 + 2H 2 O 2- + 2H + .

Катио́н - положительно заряженный ион . Характеризуется величиной положительного электрического заряда: например, NH 4 + - однозарядный катион, Ca 2+

Двузарядный катион. В электрическом поле катионы перемещаются к отрицательному электроду - катод

Происходит от греческого καθιών «нисходящий, идущий вниз». Термин введен Майклом Фарадеем в 1834 году .

Анио́н - атом , или молекула , электрический заряд которой отрицателен, что обусловлено избытком электронов по сравнению с количеством положительныхэлементарных зарядов . Таким образом, анион - отрицательно заряженный ион . Заряд аниона дискретен и выражается в единицах элементарного отрицательного электрического заряда; например, Cl − - однозарядный анион, а остаток серной кислоты SO 4 2− - двузарядный анион. Анионы имеются в растворах большинствасолей , кислот и оснований , в газах , например, H − , а также в кристаллических решётках соединений с ионной связью , например, в кристаллах поваренной соли , вионных жидкостях и в расплавах многих неорганических веществ .