42.Елементи viа групи. Халькогени

До халькогенів (гр. халькогени – “утворенні міддю”) відносять елементи, розміщені у VIA підгрупі Періодичної системи: Оксиген O, Сульфур S, Селен Se, Телур Te, Полоній Ро. На зовнішньому електронному рівні атомів халькогенів є 6 електронів, електронна конфігурація його ns²np⁴. Це – p-елементи.Усі халькогени (крім Оксигену) мають на зовнішньому електронному рівні вільні d-орбіталі, на які під час збудження атомів можуть переходити розпаровані електрони s- і p-орбіталей зовнішнього електронного рівня.Халькогени – неметали (крім Полонію), у вільному стані утворюють молекули з ковалентним неполярним зв’язком. За рахунок малої енергії зв’язку халькогени хімічно активні.У підгрупі халькогенів зверху вниз:зростає атомний радіус;зменшується енергія іонізації і спорідненість до електрона;зменшуються неметалічні і зростають металічні властивості;у ряду H₂O – H₂S – H₂Se – H₂Te зростають кислотні і відновні властивості.Гідриди, оксиди та їх гідрати (крім Оксигену та Полонію) виявляють кислотні властивості. Сполуки цих елементів (крім Оксигену) з лужними і лужноземельними металами є солями. Гідриди елементів VIА підгрупи – відновники. Оксиди елементів у вищих ступенях окиснення – окисники. Найпоширенішим в природі є Оксиген.

43.Фізичні властивості

Хімічно чиста сульфатна кислота являє собою важку безбарвну маслянисту рідину. Продається звичайно її 96,5 % - ний водний розчин густиною 1,84 г/см³ або так званий «олеум», тобто розчин SO₃ в H₂SO₄. У воді H₂SO₄ розчиняється дуже добре (змішується з водою в необмежених кількостях). При цьому виділяється тепло, і розчин дуже сильно нагрівається (навіть до кипіння води). Тому при додаванні води до концентрованої сульфатної кислоти остання розбризкується внаслідок швидкого перетворення води в пару. Через це при розведенні концентрованої H₂SO₄ треба кислоту вливати у воду (а не навпаки!) тонким струменем при старанному розмішуванні розчину скляною паличкою. Виділення тепла обумовлюється утворенням гідратів H₂SO₄ • H₂O, H₂SO₄ • 2H₂O і ін. Концентрована H₂SO₄ активно вбирає вологу, завдяки чому її часто застосовують для висушування газів, які хімічно не взаємодіють з нею. Концентрована сульфатна кислота руйнує рослинні і тваринні організми, і працювати з нею слід дуже обережно. Якщо кислота попаде на шкіру, її треба негайно змити великою кількістю води і промити уражене місце розведеним розчином амоніаку. Сульфатна кислота руйнує також багато органічних речовин, зокрема вуглеводи — дерево, папір, бавовняні тканини, цукор тощо. Руйнування цих речовин обумовлюється тим, що концентрована сульфатна кислота віднімає від них водень і кисень у вигляді води, а вуглець залишається у вигляді пористого вугілля. Обвуглювання цукру, наприклад, можна схематично зобразити таким рівнянням: C₁₂H₂₂O₁₁ + (nH₂SO₄) → 12C +11H₂O (nH₂SO₄) 

Хімічні властивості

Сульфатна кислота - у водних розчинах дисоціює майже повністю та відноситься до сильних кислот: Н₂SО₄ = 2Н⁺ + SО₄^2- Солі сульфатної кислоти мають назву сульфати. Наприклад: Mg SО₄ - Магній сульфат. При дії розведеної сульфатної кислоти на метали, які у електрохімічному ряді активності металів розташовані ліворуч водню, виділяється водень. Mg + Н₂SО₄ = Н₂+ Mg SО₄ Сульфатна кислота реагує з основними оксидами, основами та солями. ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O ZnO + 2H⁺ +SO₄^2- = Zn ₂⁺ +SO₄₂^- + H₂O ZnO + 2H⁺ = Zn₂⁺ + H₂O 2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO4 + 2H₂O 2Na⁺+ 2OH^- +2H+ +SO₄^2- =2Na⁺+ SO₄^2- + 2H₂O H⁺+OH^- = H₂O Якісна реакція на сульфат-йон – утворення білого сірчистого осаду з солями Барію. Н₂SО₄ + 2КОН= К₂SО₄ + 2Н₂О Н₂SО₄ +СаО = Са SО₄ +Н₂О К₂SО₄ +Ва(NO₃)₂=BaSO₄+2KNO₃

Застосування Застосування сульфатної кислоти дуже широке і різноманітне. Головним споживачем її є виробництво мінеральних добрив — суперфосфату і сульфату амонію, а також нафтова промисловість для очистки газу, мінеральних масел та інших нафтопродуктів. У хімічній промисловості цю кислоту застосовують при виробництві барвників, штучного волокна, залізного купоросу FeSO₄•7H₂O, мідного купоросу CuSO₄ • 5H₂O і інших продуктів.

44.Загальна характеристика 7а групи. До галогенів (гр. галогени – “солетвірні”) відносять елементи, розміщені у VIIA підгрупі Періодичної системи (крім Гідрогену): Флуор F, Хлор Cl, Бром Br, Йод I, Астат At.Електронна структура.На зовнішньому електронному рівні атомів галогенів є 7 електронів, електронна конфігурація – ns²np⁵. До набуття стійкої електронної конфігурації благородного газу (ns²np⁶) атомам галогенів не вистачає одного електрона, тому усі галогени є високоелектронегативними елементами і сильними окисниками. Найхарактерніший ступінь окиснення у галогенів ‑1.Усі атоми галогенів (крім Флуору) мають незаповнений d-підрівень, за рахунок чого можуть переходити у збуджений стан, виявляючи валентність 3, 5, 7 та позитивні ступені окиснення.Усі галогени – типові неметали, у вільному стані утворюють двоатомні молекули з ковалентним неполярним зв’язком. За рахунок малої енергії зв’язку галогени хімічно активні.У підгрупі галогенів зверху вниз зростає радіус атома, зменшуються електронегативність та неметалічні властивості, у ряду HF – HCl – HBr – HI – HAt зростають кислотні і відновні властивості.Найпоширенішими в природі є Хлор і Флуор. За н. у. фтор, хлор – гази, бром – рідина, йод та астат – тверді речовини. Усі галогени отруйні.Природні сполуки галогенів.У зв’язку з високою хімічною активністю галогени у природі зустрічаються виключно у зв’язаному стані – в основному у формі солей відповідних галогеноводневих кислот.Найпоширенішими мінералами Флуору є плавиковий шпат CaF₂, кріоліт Na₃[AlF₆] та фтороапатит Ca₅(PO₄)₃F.Бром у вигляді бромідів міститься у морській воді, яка є основним джерелом його добування.Йод не утворює власних мінералів, а міститься у вигляді KIO₃ та KIO₄ у покладах чилійської селітри NaNO₃. У великих кількостях йод міститься у деяких видах морських водоростей та підземних бурових водах.Одержання галогенів.Дією окисників (K₂Cr₂O₇, KMnO₄, KClO₃, MnO₂) на галогеніди:2Hal^– – 2e^–  = Hal₂.Електролізом розплавів галогенідів лужних металів (див Електроліз).

45. Оксигенвмысны сполуки Хлору…… Хлор безпосередньо не сполучається з киснем. Тому його оксигенові сполуки добувають непрямим способом. У оксигенових сполуках хлор виявляє позитивний ступінь окиснення. Більшість бінарних сполук Хлору з оксигеном за звичайних умов – дуже нестійкі речовини, які розкладаються з вибухом. З киснем хлор утворює кілька оксидів – Cl2O, ClO2, Cl2O6 та Cl2O7, яким відповідають певні кислоти. 1 Хлор (I) оксид Cl2O утворюється, якщо свіжоосаджений сухий гідрарирум (II) оксид взаємодіє з хлором : HgO + 2Cl2 = HgCl2 + Cl2O­. За звичайних умов Cl2O – жовто-бурий газ, який легко зріджується у червоно-буру рідину з температурою кипіння +2°С . Яка у рідкому, так і в твердому стані Cl2O розкладається з вибухом на хлор і кисень. При взаємодії з водою утворює гіпохлориту кислоту. Гіпохлоритна кислота HclO – одноосновна кислота, відома лише у розчині, в якому спостерігається рівновага : Cl2O + H2O « 2HClO «2H+ + 2ClO- Гіпохлоритна кислота – дуже слабка кислота і витісняється з її солей навіть карбонатною кислотою. У розчині розкладається за одним з трьох рівнянь: HClO = HCl +O; 2HClO=Cl 2O +H2O ; 3HClO = HClO + 2HCl . Гіпохлоритна кислота – сильний окисник, який застосовується в органічному синтезі, в процесах дезинфекції, вибілювання тощо. Солі гіпохлоритної кислоти – гіпохлорити – у розчині малостійкі і гідролізують. Їх добувають пропусканням хлору крізь холодний розчин лугу: 2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O. Розчин, що містить суміш солей лужних металів хлоридної і гіпохлоритної кислот, називається жавелевою водою і застосовується для вибілювання тканин, паперу тощо. Ці властивості жавелевої води зумовлені тим, що калій гіпохлорит легко розкладається під дією карбон (V) оксиду повітря з виділенням гіпохлоритної кислоти: KClO + CO2 + H2O = KHCO3 + HClO.При пропусканні хлору крізь вологе вапно утворюється хлорне вапно, яке є сумішшю гіпохлориту, хлориду і гідроксиду кальцію. Внаслідок нагрівання концентрованого розчину хлорного вапна при наявності солей кобальту (каталізатора) і на сонячному світлі розкладання його відбувається з утворенням кальцій-хлориду та кисню. Якщо діяти на хлорне вапно хлоридною кислотою, то виділяється хлор : Ca(OCl)2 + 4HCl = CaCl2 + 2Cl2 + 2H2O. Кількість хлору, що виділяється при взаємодії з кислотою (“активний хлор”), є умовною характеристикою окислювальної здатності хлорного вапна. Хлорне вапно як сильний окисник використовують для дегазації, дезинфекції, вибілювання тканин, паперу. Сполуки Хлору (III) і (IV) Хлор (IV) оксид ClO2 утворюється при нагріванні до 60°С вологої суміші KСlO3 і оксалатної кислоти за рівнянням : 2KСlO3 + H2C2O4 = 2ClO2 + K2CO3 + CO2 +H2OЗа звичайних умов ClO2 – жовто-зелений газ. Хлор (IV) оксид при взаємодії з водою утворює дві кислоти, а з лугом – дві солі: 2ClO2 + H2O = HClO2 + HClO3; 4ClO2 + 2Ca(OH)2 = Ca(ClO3)2 + Ca(ClO2)2 + 2H2O. Хлорит на кислота HClO2 – одноосновна кислота існує лише в розбавлених розчинах. Утворюється при взаємодії її і барієвої солі з розбавленою сірчаною кислотою за рівнянням : Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4¯ + 2HClO2 Водні розчини хлоритної кислоти поступово розкладаються з утворенням хлоридної і хлоратної HClO3 кислот. Практичного значення ця кислота немає. Солі її – хлорити – добувають при взаємодії Хлор (IV) оксиду з гідроксидами лужних, лужноземельних металів та їх пероксидами. Хлорити, як правило, добре розчиняються у воді, гідролізують. Хлорити у кислому середовищі виявляють сильні окислювальні властивості. Більш сильні окисники (Cl2, KMnO4 тощо) окислюють кислоту та її солі до хлоратної кислоти і до хлоратів . 45. Оксигенвмысны сполуки Хлору…… Хлор безпосередньо не сполучається з киснем. Тому його оксигенові сполуки добувають непрямим способом. У оксигенових сполуках хлор виявляє позитивний ступінь окиснення. Більшість бінарних сполук Хлору з оксигеном за звичайних умов – дуже нестійкі речовини, які розкладаються з вибухом. З киснем хлор утворює кілька оксидів – Cl2O, ClO2, Cl2O6 та Cl2O7, яким відповідають певні кислоти. 1 Хлор (I) оксид Cl2O утворюється, якщо свіжоосаджений сухий гідрарирум (II) оксид взаємодіє з хлором : HgO + 2Cl2 = HgCl2 + Cl2O­. За звичайних умов Cl2O – жовто-бурий газ, який легко зріджується у червоно-буру рідину з температурою кипіння +2°С . Яка у рідкому, так і в твердому стані Cl2O розкладається з вибухом на хлор і кисень. При взаємодії з водою утворює гіпохлориту кислоту. Гіпохлоритна кислота HclO – одноосновна кислота, відома лише у розчині, в якому спостерігається рівновага : Cl2O + H2O « 2HClO «2H+ + 2ClO- Гіпохлоритна кислота – дуже слабка кислота і витісняється з її солей навіть карбонатною кислотою. У розчині розкладається за одним з трьох рівнянь: HClO = HCl +O; 2HClO=Cl 2O +H2O ; 3HClO = HClO + 2HCl . Гіпохлоритна кислота – сильний окисник, який застосовується в органічному синтезі, в процесах дезинфекції, вибілювання тощо. Солі гіпохлоритної кислоти – гіпохлорити – у розчині малостійкі і гідролізують. Їх добувають пропусканням хлору крізь холодний розчин лугу: 2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O. Розчин, що містить суміш солей лужних металів хлоридної і гіпохлоритної кислот, називається жавелевою водою і застосовується для вибілювання тканин, паперу тощо. Ці властивості жавелевої води зумовлені тим, що калій гіпохлорит легко розкладається під дією карбон (V) оксиду повітря з виділенням гіпохлоритної кислоти: KClO + CO2 + H2O = KHCO3 + HClO.При пропусканні хлору крізь вологе вапно утворюється хлорне вапно, яке є сумішшю гіпохлориту, хлориду і гідроксиду кальцію. Внаслідок нагрівання концентрованого розчину хлорного вапна при наявності солей кобальту (каталізатора) і на сонячному світлі розкладання його відбувається з утворенням кальцій-хлориду та кисню. Якщо діяти на хлорне вапно хлоридною кислотою, то виділяється хлор : Ca(OCl)2 + 4HCl = CaCl2 + 2Cl2 + 2H2O. Кількість хлору, що виділяється при взаємодії з кислотою (“активний хлор”), є умовною характеристикою окислювальної здатності хлорного вапна. Хлорне вапно як сильний окисник використовують для дегазації, дезинфекції, вибілювання тканин, паперу. Сполуки Хлору (III) і (IV) Хлор (IV) оксид ClO2 утворюється при нагріванні до 60°С вологої суміші KСlO3 і оксалатної кислоти за рівнянням : 2KСlO3 + H2C2O4 = 2ClO2 + K2CO3 + CO2 +H2OЗа звичайних умов ClO2 – жовто-зелений газ. Хлор (IV) оксид при взаємодії з водою утворює дві кислоти, а з лугом – дві солі: 2ClO2 + H2O = HClO2 + HClO3; 4ClO2 + 2Ca(OH)2 = Ca(ClO3)2 + Ca(ClO2)2 + 2H2O. Хлорит на кислота HClO2 – одноосновна кислота існує лише в розбавлених розчинах. Утворюється при взаємодії її і барієвої солі з розбавленою сірчаною кислотою за рівнянням : Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4¯ + 2HClO2 Водні розчини хлоритної кислоти поступово розкладаються з утворенням хлоридної і хлоратної HClO3 кислот. Практичного значення ця кислота немає. Солі її – хлорити – добувають при взаємодії Хлор (IV) оксиду з гідроксидами лужних, лужноземельних металів та їх пероксидами. Хлорити, як правило, добре розчиняються у воді, гідролізують. Хлорити у кислому середовищі виявляють сильні окислювальні властивості. Більш сильні окисники (Cl2, KMnO4 тощо) окислюють кислоту та її солі до хлоратної кислоти і до хлоратів .

. 46 Загальна хар-ка елементів побічної підгрупи…Підгрупа ванадію - хімічні елементи 5-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (по застарілої класифікації - елементи побічної підгрупи V групи) []. До групи входять ванадій V, ніобій Nb і тантал Ta На підставі електронної конфігурації атома до цієї ж групи належить і елемент дубній Db, штучно синтезований в наукомісті Дубні в 1970 р. групою Г. Н. Флерова шляхом бомбардування ядер 243Am іонами 22Ne і незалежно в Берклі (США) в реакції 249Cf + 15N → 260Db +4 n. Ванадій досить широко поширений в природі і становить близько 0,005 % від загального числа атомів земної кори. Однак багаті родовища його мінералів зустрічаються досить рідко. Крім подібних родовищ , важливим джерелом сировини для промислового отримання ванадію є деякі залізні руди, що містять домішки сполук цього елемента .Зміст ніобію (2.10 -4 %) і танталу (2.10 -5 %) в земній корі значно менше , ніж ванадію. Зустрічаються вони головним чином у вигляді мінералів колумбіту Fe2 + Nb2O6 і танталіта Fe2 + Ta2O6 , які зазвичай змішані один з одним.З елементів 5 групи тільки ванадій був ідентифікований як граючий роль в біохімії живих систем : він бере участь в деяких ферментах вищих організмів , а також , що незвично , в біохімії деяких морських оболочников .Підгрупа титану - хімічні елементи 4 -ї групи періодичної таблиці хімічних елементів ( по застарілої класифікації - елементи побічної підгрупи IV групи). За номенклатурою ІЮПАК підгрупа титану містить в собі титан , цирконій , гафній і резерфордій .Перші три елементи даної підгрупи знаходяться в природі в помітних кількостях. Вони відносяться до тугоплавким металам . Останній представник - Резерфорд - радіоактивний елемент . У нього немає стабільних ізотопів. Його фізичні та хімічні властивості не ізучени.Проізводство даних металів важко у зв'язку з їх реакційною здатністю . Освіта нітридів , карбідів і оксидів не дозволяє отримувати придатні до застосування метали . Цього можна уникнути , застосовуючи процес Кролла (англ.). Оксиди ( MO2 ) реагують з вугіллям і хлором , утворюючи Тетрахлорид металів ( MCl4 ) . Потім солі реагують з магнієм , в результаті чого виходять очищені метали і хлорид магнію : MO2 + C ( кокс) + Cl2 → MCl4 + 2Mg → M + 2MgCl2.Подальша очищення виходить хімічним перенесенням (англ.). У закритій камері метал реагує з йодом при температурі 500 ° C , утворюючи йодид металу. Потім на вольфрамової нитки сіль розігрівається до 2000 ° C для розщеплення речовини на метал і йод.Титан і його сплави знаходять своє застосування там , де потрібні корозійна стійкість , тугоплавкость і легкість матеріалу. Гафній і цирконій застосовуються в ядерних реакторах. Гафній має високе перетин захоплення теплових нейтронів , в той час як цирконій - навпаки. Через це властивості цирконій у вигляді сплавів застосовується як облицювання ядерних стрижнів ( ТВЕЛ ) в ядерних реакторах , в той час як гафній застосовується в керуючих стержнях ядерного реактора.Малі кількості гафнію і цирконію застосовуються в сплавах обох елементів для поліпшення їх властивостей.Підгрупа хрому - хімічні елементи 6 -ї групи періодичної таблиці хімічних елементів ( по застарілої класифікації - елементи побічної підгрупи VI групи). До групи входять хром Сr , молібден Mo і вольфрам W. На зовнішньому енергетичному рівні у атомів хрому і молібдену знаходиться один електрон , у вольфраму - два, тому характерною ознакою даних елементів є металевий блиск , що й відрізняє цю побічну підгрупу від головної. Ступінь окислювання в з'єднаннях всіх елементів підгрупи хрому дорівнює +6 , а також +5 , +4 , +3 і +2 . За зростанням порядкового номера елементів зростає і температура плавлення. Наприклад , вольфрам - найтугоплавкіший метал , його температура плавлення становить 3390 ° C. Елементи підгрупи досить стійкі до зовнішніх факторів (повітря , вода). По фізичних і хімічних властивостях молібден і вольфрам подібні , але відрізняються від хрома.Вольфрам , як найтугоплавкіший з усіх елементів , широко застосовується в металургії. Молібден широко застосовується в металургії. Найбільш часто хром знаходить своє застосування при виробництві легованих сталей.Підгрупа марганцю - хімічні елементи 7 -ї групи періодичної таблиці хімічних елементів ( по застарілої класифікації - елементи побічної підгрупи VII групи). До групи входять перехідні метали марганець Mn , технецій Tc і реній Re . На підставі електронної конфігурації атома до цієї ж групи належить і елемент борій Bh , штучно синтезований в 1976 р. групою Юрія Оганесяна з Об'єднаного інституту ядерних досліджень у Дубні.Як і в інших групах , члени цього сімейства елементів проявляють закономірності електронної конфігурації , особливо зовнішніх оболонок , в результаті проявляється схожість фізичних властивостей і хімічного поведінки: Елементи групи 7 мають по 7 валентних електронів. Всі вони є сріблясто -білими тугоплавкими металами. В ряду Mn - Tc - Re хімічна активність знижується. Електропровідність ренію приблизно в 4 рази менше , ніж вольфраму. Метал цей являє собою прекрасний матеріал для виготовлення ниток електроламп , більш міцних і довговічних , ніж звичайні вольфрамові . На повітрі компактний металевий марганець покривається найтоншої плівкою оксиду , яка охороняє його від подальшого окислення навіть при нагріванні. Навпаки , в дрібно роздробленому стані він окислюється досить легко.Два з чотирьох членів групи - технецій і борій , є радіоактивними з досить коротким періодом напіврозпаду , через що в природі вони не зустрічаються.Марганець належить до поширених елементів , складаючи 0,03 % від загального числа атомів земної кори. Невеликі кількості марганцю містять багато гірські породи. Разом з тим , зустрічаються і скупчення його кисневих сполук , головним чином у вигляді мінералу пиролюзита MnO2 . Щорічний світовий видобуток марганцевих руд становить близько 5 млн т.Чистий марганець можна отримати електролізом розчинів його солей. Близько 90 % усього видобутку марганцю споживається при виготовленні різних сплавів на основі заліза. Тому з руд зазвичай виплавляють прямо його високопроцентний сплав із залізом - феромарганець (60-90 % Мn ), яким потім і користуються для введення марганцю в інші сплави . Виплавку феромарганцю з суміші марганцових і залізних руд ведуть в електричних печах , причому марганець відновлюється вуглецем по реакції:Технецій в земній корі не міститься. Дуже малі його кількості були отримані штучно , причому було встановлено, що за хімічними властивостями він набагато ближче до ренію , ніж до марганцю . Однак детальне вивчення елемента та його сполук поки не здійснено. Зміст ренію в земній корі досить мало ( 9.10 -9 %). Елемент цей є надзвичайно розпорошеним : навіть найбільш багаті ренієм мінерали ( молібденіту ) містять його в кількостях , зазвичай не перевищують 0,002 % за вагою. Скільки-небудь широкого використання реній і його похідні поки не знаходять. Проте , в 2007 р. світове виробництво ренію склало близько 45 тонн. Він також є хімічно активним елементом .

47..Якісний хімічний аналіз базується на системі хімічних реакцій, характерних для даної речовини - розділення, відділення та виявлення. До хімічних реакцій в якісному аналізі висувають такі вимоги. 1.Реакція повинна протікати практично миттєво. 2. Реакція повинна бути необоротною. 3. Реакція повинна супроводжуватися зовнішнім ефектом : а) зміною забарвлення розчину; б) утворенням або розчиненням осаду; в) виділенням газоподібних речовин; г) фарбуванням полум'я і ін 4. Реакція повинна бути чутливою і по можливості специфічною.Послідовність реакцій, яка дозволяє відкривати йони, уникаючи заважаючої дії інших йонів називається систематичним ходом якісного аналізу.Систематичний хід якісного аналізу – послідовність аналітичних реакцій, за якої катіони, які заважають відкривати інші, відкриваються і відокремлюються першими ( для цього використовують групові реактиви ). Але використання групових реактивів у багатьох випадках зв’язане з довготривалими і кропіткими операціями осадження, фільтрування, промивання осадів, повторного розчинення, які забирають багато часу. Тому часто використовують дробний аналіз.Дробний аналіз – відкриття йона за допомогою специфічних реакцій, яке проводиться в довільній послідовності, в окремих порціях досліджуваного розчину.Дробне відкриття йонів виконується у два прийоми: спочатку шляхом підходящих реакцій виділяють визначаємий йон або ж маскують його йони, які заважають його відкривати, а потім за допомогою характерної реакції переконуються в присутності визначувального йона. Дробний аналіз (ввів у практику М.О.Тананаєв) має переваги над систематичним аналізом у швидкості виконання визначення, легко відтворюється.48…Аналітична класифікація катіонівАналітична класифікація йонів пов’язана з розподілом йонів на аналітичні групи при послідовному дії груповими реагентами. Серед багаточисельних схем розподілу і класифікацій катіонів найбільш відомими є сірководнева і кислотно-лужна схеми. Сірководнева схема ґрунтується на різній розчинності сульфідів, хлоридів, гідроксидів і карбонатів металів. Кислотно-лужна схема ґрунтується на різній розчинності хлоридів, сульфатів, гідроксидів і аміакатів металів. Всі катіони мають постійні і характерні властивості.Сірководнева класифікація катіонів:

Номер групи	Катіони	Груповий реактив
I	Li+, NH4+, K+, Na+	немає
II	Ca2+, Ba2+, Sr2+	(NH4)2CO3
III	Fe2+, Fe3+, Zn2+, Ni2+, Al3+, Mn2+	(NH4)2S
IV	Ag+, Pb2+ Cu2+	HCl, підгрупа аргентуму H2S, в кислому середовищі

Лужно-кислотна класифікація катіонів

Номер групи	Катіони	Груповий реактив
I	Li+, NH4+, K+, Na+	немає
II	Ag+, Pb2+, Hg22+	2н. розчин HCl
III	Ca2+, Ba2+, Sr2+	2н. розчин H2SO4
IV	Al3+, Cr3+, Zn2+, Sn2+, Sn4+, As3+, As5+	4н. розчин NaOH, KOH
V	Fe2+, Fe3+, Mg2+, Mn2+, Bi3+, Sb3+, Sb5+	2н. розчин NaOH, KOH або надлишок 25% розчину NH3
VI	Cu2+, Hg2+, Cd2+, Co2+, Ni2+	надлишок 25% розчину NH3

 Періодичний закон Д.І. Менделєєва відіграв велике значення в розвитку аналітичної хімії. Аналітична класифікація катіонів, полягає в основі сірководневого методу аналіза, органічно пов’язана з періодичною системою елементів. В ході систематичного аналізу іони виділяються із складних сумішів не по одному, а невеликими групами з врахуванням однакового відношення їх до деяких реактивів. Реактиви, за допомогою яких виділяють із складних сумішів цілу групу іонів, називають груповими. Дія групових реактивів складається не тільки в осадженні, но і у розчиненні складових частин осаду. Зручність використання групових реактивів заклечається в тому, що вони дозволяють складну аналітичну задачу поділити не декілька прості. Крім того, якщо груповий реактив не дає осаду, то це вказує на відсутність цілої групи катіонів.Катіони розподіляються на п’ять аналітичних груп. Кожна група має свій груповий реактив-осаджувач, який утворює нерозчинну сполуку одночасно зі всіма катіонами даної групи. Винятком є перша група: ці катіони не мають групових реагентів, так як не існує аніона, який утворивби осад зі всіма катіонами цієї групи.

49. Перша аналітична група катіонів…

1 група катіонів
не	Груповий реагент	Рівняння реакції	Якісна реакція	Рівняння реакції
NH4+	реагенту немає	-	1)Реактив Неслера – виявляє катіон амонію за червоно – бурим осадом 2)Дія лугів – запах аміаку.	1)4Na3[HgI4]+ (NH4)2SO4+16KОН-  2[OHg2NH2]I↓+14KI-+8Н2О+K2SO4+12Na 2)NH4+NaOH NH3↑+H2O+Na
K+	групового реагенту немає	-	1)Гексанитрокобальтмат(III) натрия- виявляє катіони калію за жовтим осадом. 2)Натрійгідрогентартрат – кристалічний осад.	1)2K+Na3[Co(NO2)6] K2Na[Co(NO2)6] ↓ +2Na 2)KCl+NaHC4H4O6 KHC4H4O6↓NaCl
Mg+2	групового реагенту немає	-		MgCl2+(NH4)2CO3→2NH4Cl+MgCO3
Na+	групового реагенту немає	-	1) Дія лугів ( амфотерний осад). 2)Натрій гексонітрокобальтат (оксиди нітрату)	1)Na3[Co(NO2)6+3NaOH]→Co(OH)3↓+6NaNO2 2)2Na3[Co(OH)6]+10HCl→2CoCl2+6NaCl+5NaCl+5NO+7NO2+5H2O

 

Біологічна роль:катіони NH4 впливають на синтез білка. Na+ сприяє засоленню ґрунтів, негативно впливають на синтез білка. К+ впливає на роботу серцевого м’яза, на синтез вуглеводів

2 група катіонів
не	Груповий реагент	Рівняння реакції	Якісна реакція	Рівняння реакції
Ca2+	Карбонат амонію –білий осад	(NH4)2CO3+Ca CaCO3↓+2NH4	1)Сульфати і оксалати – осад випадає з концентрованих розчинів. 2)Оксалати утворюють з катіонами кальцію також білий осад.	1) Ca+SO4 CaSO4↓ 2)Ca +(NH4)2C2O4 CaC2O4↓+2NH4
Ba2+	Карбонат амонію –білий осад	(NH4)2CO3+Ba BaCO3↓+2NH4	1) Розчинні сульфати – білий осад. 2)Калій біхромат – відокремлення катіонів Ba від катіонів K.	1) Ba+SO4 BaSO4↓ 2)Ba+K2Cr2O7+H2O 2BaCrO4+2H
Sr+2	Карбонат амонію –білий осад	+(NH)2CO3→2NH4Cl+SrCO3 (БІЛИЙ ОСАД)

. 51 Третя аналітична група… .До каіонів 3 групи входять Fe²⁺ ,Fe³⁺ ,Mn²⁺ ,Zn²⁺ Αl, Cr . Груповий реагент (NH₄)₂S . З Fe²⁺ ,Fe³⁺ Амоній сульфід – виділяє осад чорного кольору. Fe+(NH₄)₂S FeS↓+2NH₄ ; 2Fe+3(NH₄)₂S Fe₂S₃↓+6NH₄ Розчинні в мінеральних кислотах. З Mn²⁺ Амоній сульфід – виділяє осад тілесного кольору. Розчинні в мінеральних кислотах. Mn+(NH₄)₂S MnS↓+2NH₄ А з Zn²⁺ Амоній сульфід – виділяє осад білого кольору. Розчинні в мінеральних кислотах. Zn+(NH₄)₂S ZnS↓+2NH_4.Якісні реакції на Fe²⁺ 1) Дія лугів – Осад зеленого кольору. Fe+2OH Fe(OH)₂↓ 2) Калій гексаціаноферат – темно-синій осад (турнублева синь) 3Fe²⁺+2K₃[Fe(CN)₆]^3-→Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓+6K. На Fe³⁺ 1) Дія лугів – осад бурого кольору. Fe+3OH Fe(OH)₃↓. 2) Берлінська лазур 4Fe+3K₄[Fe(CN)₆] Fe₄[Fe(CN)₆] ₃↓+12K 3) криваво-червоний розчин Роданіди, тіоціанати – Fe+3SCN Fe(SCN)_3. На Mn²⁺ 1)Дія лугів – білий осад, зчасом набуває бурий колір за рахунок окиснення O2 Mn+2OH Mn(OH)₂↓, 2)Окиснююча суміш PbO2 і HNO3 – фіолетовий колір розчину 2Mn+7PbO₂+14HNO₃ 2HMnO₄+7Pb(NO₃)₂+6H₂O . На Zn²⁺ 1) Дія лугів – Білий амфотерний осад. Zn +2OH Zn(OH)₂↓ 2) Сірководень – білий осад. Zn+H₂S ZnS↓+2H 3) Додати до сірководню буферну суміш – ринманова зелень. ZnSO₄+CoSO₄ CoZnO₂+2SO₂+O₂ Біологічна роль. Катіони 3 групи внаслідок змінних ступенів окиснення беруть учать в окисно-відновних реакціях, виступають в біологічному каталізаторі або ферментами. Ферум входить до складу гемоглобіну, забезпечує дихання живих організмів, при нестачі феруму листя жовтіє, зумовлює хлороз рослин. Цинк впливає на розвиток ростових речовин ауксинів. Манган використовують для дизнфекції насіння

. 52. Четверта аналітична группа…. До катіонів 4 групи входять Cu²⁺ , Pb²⁺, Ag⁺. Груповий реагент H₂S. Сірководень – виділяє чорні осади сульфідів, що не розчиняються в мінеральних кислотах. Cu+H₂S CuS↓+2H, Pb+H₂S PbS↓+2H, 2Ag+H₂S Ag₂S↓+2H. Якісні реакції на Cu²⁺ 1)Дія лугу – осад кольору морської хвилі. Cu+2NaOH Cu(OH)₂↓+2Na. 2) Реакція для надлишку амоніаку приводить до утворення комплексної солі яскраво синього забарвлення – сіль розчинна. Cu+4NH₄OH [Cu(NH₃)₄]+4H₂O. 3)KI – утворює осад кольору слонової кістки. Cu+4KI CuI₂↓+I₂+4K. На Pb²⁺ 1)Утворює з лугами білий амфотерний осад. Pb+2NaOH Pb(OH)₂↓+2Na. 2)Реакція золотого дощу. Pb+2KI PbI₂↓+2K. 3) Хромати – осад жовтого кольору. Pb+CrO₄ PbCrO₄↓. На Ag⁺ 1)Дія лугів – осад чорного кольору. Ag+OH AgOH Ag₂O+H₂O. 2)Калій біхромат – осад цегляно-червоного кольору. Ag+K₂Cr₂O₇ Ag₂Cr₂O₇+2K. 3) Реакція срібного дзеркала. R-CH-O+Ag₂O R-COOH+2Ag↓. Біологічне значення. мідь абсолютно необхідна для нормальної життєдіяльності рослин. недолік міді в грунті призводить до різкого зниження врожаю злакових. іони срібла мають властивість вбивати бактерії.

53АНІОни…………………

1 група аніонів
Назва елементу	Груповий реагент		Рівняння реакції
SO42-	Солі Ba – білий осад. Не розчинні ні в кислотах ні в лугах.	Ba+SO4 BaSO4↓
CO32-	Розчинний в кислотах, з виділенням вуглекислого газу.	CO3+2HCl CO2↑+2Cl+2H
PO43-	Розчинні в кислотах, без виділення вуглекислого газу.	PO4+2HCl H2PO4+2Cl
2 група аніонів
Назва елементу	Груповий реагент	Рівняння реакції
Cl-	Солі срібла. Для розділення аніонів 2 групи користуються розчином аміаку, при цьому утворюється комплексна сполука. Аміак розчиняє ТІЛЬКИ AgCl.	Ag+Cl AgCl AgCl+NH4OH [Ag(NH3)2]Cl+H2O
Br-	Солі срібла. Фуксин сульфітна кислота – барвник синього кольору (реактив Шиффа).
I-	Визначається дією крохмалю – утворюється абсорбційна сполука синього кольору.	2J - + 2NO2- + 4H+ = J2 + 2H2O + 2NO 2Cu2+ + 4J  = 2СuJ + J2. C6H10O5+

3 група аніонів (груповий реагент відсутній)
Назва елементу	Якісна реакція	Рівняння реакції
NO3-	Дифеніламіном, реакцію проводять на предметному скельці, виникає темно-синій комплекс. Розділення іонів ґрунтується на окисно- відновних реакціях.	2KMnO4+2NaNO3+3H2SO4→5KNO4+MnSO4+Na2SO4+Na2SO4+3H2O
NO2-	Дефінія амін, реакцію проводять на предметному скельці, виникає темно-синій комплекс. Розділення іонів ґрунтується на окисно- відновних реакціях.	2KMnO4+3NaNO2+H2SO4 2MnO2+3NaNO3+K2SO4+H2O
CH3COO-	1)Утворює з катіонами феруму осад темно-вишневого кольору, під впливом температури і розведення розчину посилюється гідроліз солі, утворюється основна сіль бурого кольору. 2)Ацетет аніонів виявляється за запахом 3)Ізоаміловий спирт з ацетатною кислотою – запах карамелі.	1)Fe2++CH3COO (CH3COO)2Fe 2)CH3COONa+HCl CH3COOH↑+NaCl 3)CH3COOH+C5H12O CH3COO-C5H11+H2O

Біологічна роль: Cl-іонів сприяє засоленості грунтів, що негативно впливає на ріст і розвиток рослин; входить до складу шлункового шлункового соку, сприяють травленню. NaCl – фізіологічний розчин, який використовують для введення ліків. Br використовують для заспокоєння нервової системи. Сульфат іонів входить до складу добрив K2SO4. Карбонат аніону використовують з метою зменшення кислотності грунтів. NO2,NO3 входять до скл азотовмісних білкових сполук. Надлишок нітратів спричинюю заболоченню водоймищ.

54.План аналізу невідомої речовини.. Розбавити сіль.( 1) Виявляємо катіони амонію (реактив Неслера) K2[HgI4]-червоно-бурий осад на предметному скельці, налити реактив і додати NH4Cl ( 2) Виявляємо катіони: Fe+2 Fe+3 калійгексоціаноферат К2[Fe(CN)6] в пробірці Fe+2( сине забарвлення); Fe+3(зелене забарвлення ).( 3) виявлення аніонів 3) і 4) амонію груп 4) – Cu+2,Ag+, Pb+ - Na2S –чорний колір; Cu та NaOH або KOH – аморфний голубий колір; Ag – срібне дзеркальне; Pb – KI «золотий дощ» - жовтий осад; 3) Mn+2, Zn+2 – білий осад, розчин в кислот; Mn+2 – тілесний колір з реагентом; Zn+2 – «ріманова зелень» - спалення зелений; (4) Ca+2, Ba+2,Sr+2 – (NH4)CO3 – білий осад. Ba+2+ SO4 - розчин сульфат – білий дріно кристалічний; Ca+2+ SO4 – осад сульф. осад; (5)Виявлення катіонів К+. Гідрогентартрат Na HCuH4O6 - білий дрібно кристалічний; Аніони. (1)визначети аніонів 1 групи / CaCl2 – білий осад SO4, Cо3(-2),HPO4(2) - + кислоту, якщо розчин з утвор. Газу, то це Cо3(-2); - взаємодія із амонієм молібден (NH4)2 Mo (10 крапель); + азотна кислота,підігріваємо добавляючи розчин , якщо жовтий осад - HPO4, якщо ні - SO4(2). (2) визначення аніонів 2 групи / Ag NO4 –білий осад; - S -2 – неприємний запах; Cl - взаємодія з нітритом калію (KNO2) в присутності (SO4); Йод – сине забарвлення (+KI, + Na, +NO4, H2SO4). (3) визначення CH3COOH – (ацетат аніону) з хлоридом феруму 2 – утворюється червоний осад. Визначення NO2(-) і NO3(-) Дифениламін , щоб визначити NO2 необхідно до осаду + перманганат калію KMnO4, якщо відбувається знебарвлення осаду то це аніон NO2, якщо ні – NO3.

55.

Гравіметрія (ваговий аналіз) - метод кількісного аналізу в аналітичної хімії, який заснований на зміні маси визначається компонента, виділеному у вигляді речовин певного складу.

Використовується рівняння хімічної реакції типу: aX + bR = XaRb для отримання осаду XaRb.

Знаючи маси наважки (а) і ваговій форми (Ь), розраховують вміст х (% по масі) визначається компонента: x = (bF / a) 100. Множник F, наз. фактором перерахунку, дорівнює змістом визначається компонента (мол. маса ML) в 1 г його ваговій форми (мол. маса М2): F == mМ1/nМ2, де т і n-стехіометріч. коефіцієнти в ур-ванні хім. перетворення визначається компонента в його вагову форму. Напр., При визначенні Fe за масою Fe2O3 m = 2, n = 1.

При виконанні вагових визначень визначається компонент суміші, або складову частину (елемент, іон) речовини кількісно пов'язують в таке хімічна сполука, у вигляді якого вона може бути виділена і виважена (так звана гравіметрична форма, раніше вона називалася "вагова форма"). Склад цього з'єднання повинен бути строго певним, тобто точно виражатися хімічною формулою, і воно не повинно містити яких-небудь сторонніх домішок.

У гравіметрії використовуються різні неорганічні й органічні хімічні сполуки. Так, наприклад, 1,2,3-бензотриазол застосовується для гравіметричного визначення металів: міді, срібла, цинку та ін

У гравіметрії є три методи: отгонка, осадження і виділення.

Гравіметричні методи застосовують рідко. Їхня основна перевага - виключається побудова калібрувальних графіків (побудова графіка при аналізі багатокомпонентних сумішей важко, через неможливість приготування стандартної суміші, точно моделює пробу, не знаючи заздалегідь складу проби). Гравіметричні методи застосовують як арбітражних при визначенні магнію, натрію, кремнекислоти, сульфат-іонів, сумарного вмісту нафтопродуктів, жирів.

56. ОБ’ЄМНИЙ АНАЛІЗ — сукупність методів кількісного аналізу, до яких належить не лише титриметрія, а й газовий О.а., седиментаційний О.а. та деякі інші. У фармацевтичному аналізі найбільш широко використовують титриметричний О.а. (див. Тит­риметричний аналіз), сутність якого полягає у вимірюванні об’єму розчину реактиву­ (титрованого розчину) відомої концентрації, витраченого на взаємодію з розчином речовини, що визначається, та обчисленні кількості цієї речовини за рівнянням хімічної реакції.

Газовий О.а. — аналіз газових сумішей, зас­нований на вибірковому поглинанні­ певного­ компонента та вимірюванні об’єму суміші до поглинання та після нього.

Седиментаційний О.а. базується на розшаруванні дисперсних систем під дією сили тяжіння, що супроводжується відділенням дисперсної фази у вигляді осаду, та вимірюванні його об’єму.

Відомі методи, напр. газоволюметрія, за допомогою яких вимірюють об’єм газоподібного продукту, що утворюється при взаємодії компонента, який визначають із певним реагентом, а також методи, якими вимірюю­ть об’єм фази, виділеної з дослід­жуваної гетерогенної системи.

Стандартний розчин (титрований або робочий) – розчин речовини, яка вступає в реакцію з досліджуваною речовиною, що має точно відому концентрацію. Всі стандартні розчини титриметричного аналізу ділять на 2 типа: приготовані і встановлені.

Приготованим стандартним розчином називають такий розчин, точна концентрація якого досягається в результаті його приготування: точну наважку розчиняють в мірній колбі. Титр такого розчину дорівнює масі наважки, поділеній на об’єм колби, в якій приготований розчин. Вимоги до речовин, з яких виготовляють стандартні розчини:

1. повинні мати точний хімічний склад, який виражається точною формулою

2. склад речовини не повинен змінюватися під час приготування розчину

Встановлені стандартні розчини готують таким чином: спочатку готують розчин приблизної концентрації, а потім встановлюють його точну концентрацію шляхом титрування. Речовину, за якою встановлюють титр стандартного розчину, називають вихідною речовиною. Речовину, з якої приготований стандартний розчин, називається робочою речовиною. Титром за робочою речовиною називають число грамів робочої речовини, яка міститься в 1 см³ його розчину. Наприклад ТH₂SO₄ = 0,004912 г/см³ означає, що в 1 см³ цього розчину міститься 0,004912 г чистої H₂SO₄. Титром за певною речовиною називають масу речовини, що визначається, в грамах, від титровану 1см³ робочого розчину. Наприклад, якщо Т H₂SO₄/NaOH = 0,004006 г/см³, це означає, що 1 см³ робочого розчину H₂SO₄, відтитровує 0,004006 г NaOH. Обчислення концентрації досліджуваної речовини здійснюється у відповідності до закону еквівалентів:

V1N1=V2N2.