Размещено на http://www.allbest.ru/

ТЕОРЕТИЧНІ ОСНОВИ АНАЛІТИЧНОЇ ХІМІЇ

Частина І. Теоретичні основи аналітичної хімії

Розділ 1. Хімічні реакції, термодинаміка та термокінетика процесів

Для отримання оптимального сигналу за допомогою використовуваної методики (аналітичних властивостей речовин або результатів аналітичних реакцій) необхідно впливати на реакцію або процес, на глибину їхнього перебігу та швидкість. З цією метою необхідно використовувати закони термодинаміки та кінетики. Термодинаміка вказує на принципову можливість процесу, не враховуючи напрямки самого процесу або реакції та їхню швидкість. Кінетика, навпаки, розглядає механізм процесу, послідовність його стадій, їхню швидкість, структуру і властивості проміжних сполук. У процесі розробки методик аналізу аналітик повинен враховувати обидва аспекти - термодинамічний та кінетичний.

Усі поняття термодинаміки придатні для макроскопічних систем, які складаються з численних безладно рухомих частинок, сукупна поведінка яких підлягає статистичним законам. Макросистеми можуть бути гомогенними (однорідними) та гетерогенними (неоднорідними). Гомогенна складова будь-якої системи становить фазу. Стан системи характеризується набором середньостатистичних величин, які називаються параметрами або функціями стану, таких як температура, тиск, об'єм, ентальпія, ентропія та ін.. Параметри стану бувають інтенсивними, що не залежать від розмірів системи (температура, тиск, концентрація), та екстенсивними, пропорційними до розмірів системи (маса, об'єм, ентальпія, ентропія, кількість речовини).

Система, у якій параметри стану при відсутності зовнішніх сил не змінюються в часі необмежено довго, називається термодинамічно рівноважною. Процес, при якому у кожен момент часу система знаходиться у рівновазі, називається рівноважним процесом. Рівноважні процеси зворотні: систему у цьому випадку можна повернути до початкового стану через ті ж проміжні стани без втрати енергії. Такий процес повинен перебігати безконечно повільно і реально нездійсненний. Усі реальні процеси незворотні. Однак, у багатьох випадках їх можна наближено вважати зворотними і використовувати простий спосіб опису рівноважних систем і процесів.

Як приклад, для рівноважного стану у хімічній системі при ?G=0 розглянемо реакцію:

aA + bB = cC + dD. (1.1)

Для такої системи константа рівноваги (К) дорівнює:

. (1.2 )

Величина цієї константи залежить тільки від температури і тиску, а для реакцій, що відбуваються у розчинах, - також від природи розчинника. Ця формула використовується тільки для ідеальних систем.

Наведене рівняння константи рівноваги є математичним виразом одного з фундаментальних хімічних законів, який називається законом діючих мас: для ідеальних систем у стані хімічної рівноваги відношення добутків концентрацій продуктів реакції у ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам, до добутку концентрацій вихідних речовин є величиною постійною при даній температурі, тиску і у даному розчиннику.

У такому формулюванні закон діючих мас справедливий тільки для ідеальних систем. Однак, після деякої модифікації він стає справедливим і для реальних систем.

Фактори, які впливають на рівновагу у реальних системах, можна звести до двох основних груп: електростатичні і хімічні взаємодії. Межа між ними дуже часто буває умовною.

До електростатичних взаємодій відносяться: кулонівські взаємодії між іонами; іон-дипольні та диполь-дипольні взаємодії за участю полярних молекул; ван-дер-ваальсові взаємодії між будь-якими частинками, що присутні у розчині. Така взаємодія призводить до відхилення властивостей розчинів від ідеальних.

Для нейтральних молекул сили електростатичної взаємодії відносно незначні і проявляються на невеликих відстанях, тому відхилення властивостей розчинів неелектролітів від ідеальних стають помітними лишень при високих концентраціях. І навпаки, взаємодія між іонами є значною і проявляється на великих відстанях. Тому для розчинів електролітів відхилення від ідеальних станів виражені значно сильніше і проявляються навіть у достатньо розведених розчинах.

У складних хімічних системах одні і ті ж частинки беруть участь у декількох (процесах) рівновагах одночасно. Тому при описі складних хімічних систем найчастіше виділяють одну рівновагу, яку вважають головною, а інші -побічними, і розглядають сумарний вплив побічних рівноваг на головну.

Врахувати вплив електростатичних факторів можна за допомогою методу активностей.

Активність (а) - це та концентрація, яку б мав компонент уявного ідеального розчину з тими ж термодинамічними властивостями, що і даний реальний розчин. Використавши рівняння (1.1) і провівши перетворення відповідно до формули (1.2), отримуємо:

. (1.3)

Це співвідношення, як і наведене вище (1.2), є виразом закону діючих мас. Однак, на відміну від (1.2), воно застосовуване до будь-яких хімічних систем - як реальних, так і ідеальних. У загальному формулювання закону діючих мас звучить так: у стані хімічної рівноваги відношення добутків активностей продуктів реакції у ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам, до добутку активностей вихідних речовин є величиною постійною при даній температурі, тиску і у даному розчиннику.

Відношення активності частинки до її рівноважної концентрації

(1.4)

називається коефіцієнтом активності. Коефіцієнти активності іонів у розчинах електролітів можуть служити мірою електростатичної взаємодії у системі. Для ідеальних розчинів електростатична взаємодія надто мала, тому активності дорівнюють рівноважним концентраціям і f = 1.

Величини коефіцієнтів активності іонів електролітів залежать від іонної сили розчину І, яку розраховують за формулою:

, (1.5)

де: заряд i-го іону,

c_i - концентрація i-го іону.

Таким чином, іонна сила враховує електростатичну взаємодію усіх іонів у розчині.

Вона має розмірність концентрації і для розчинів сильних однозарядних електролітів чисельно їй дорівнює.

Коефіцієнти активності індивідуальних іонів можна оцінити за наближеними формулами Дебая-Гюккеля:

(І ? 0,01), (1.6)

(І = 0,01-0,1), (1.7)

де: А і В - константи, що залежать від температури і діелектричної проникності розчинника ( для води при 298 К вони дорівнюють А - 0,5 і В - 0,33);

а - емпірична константа, яка враховує розміри іонів і характеризує

середню відстань наближення сольватованих іонів, вважаючи їх жорсткими сферами. Значення а можна наближено вважати постійним, незалежним від природи іону і рівним ? 3 А. Для точніших розрахунків можна для кожного іону використовувати його значення а.

У розведених розчинах (І < 0,1) коефіцієнти активності іонів є меншими за одиницю і зменшуються з ростом іонної сили: при І > 0 величина f > 1. Розчини з дуже малою іонною силою (І <1•10^-4) можна вважати ідеальними.

Експериментально визначити коефіцієнти активності окремих іонів неможливо, оскільки не можна отримати розчин, що містить іони тільки одного виду.

Розділ 2. Основні типи хімічних реакцій та рівноваг, які використовуються в аналітичній хімії

З точки зору використання реакцій в аналітичній хімії доцільно виділити такі типи хімічних реакцій:

– з переносом протону - кислотно-основні реакції;

– з переносом електрону - окислювально-відновні реакції;

– з переносом електронних пар і утворенням донорно-акцепторних зв'язків - реакції комплексоутворення.

Усі названі типи реакцій, які лежать у основі хімічних рівноваг, є основою окремих хімічних методів аналізу. Особливості кожного типу важливі при виявленні, розділенні та визначенні речовин не тільки хімічними, але й фізико-хімічними методами аналізу.

1. Кислотно-основні рівноваги

Властивість кислоти віддавати протон, а основи приймати його можна характеризувати константами рівноваг, які називаються відповідно константою кислотності К_а та константою основності К_в.

Для хіміка-аналітика важливо знати концентрацію усіх частинок у розчині кислоти або основи після встановлення рівноваги, зокрема, концентрацію іонів гідрогену (рН розчину). Для розрахунків рН виділяють домінуючі рівноваги, а також нехтують, у більшості випадків, впливом іонної сили розчину.

Розчин сильної кислоти або сильної основи. Протолітичні рівноваги

(2.1)

повністю зміщені вправо (нівелюючий вплив води). Автопротоліз води при с_НА або с_В > ~ 10^-6 М пригнічений, тому

(2.2)

Розчин слабкої кислоти або слабкої основи. У розчині слабкої кислоти встановлюється рівновага

НА + Н₂О ? Н₃О⁺ + А^-(2.3 )

Якщо кислота дисоціює слабко (б < 5 %), то можна вважати, що .

В розчині слабких електролітів автопротоліз води практично не пригнічується, але у більшості розрахунків, які не потребують дуже високої точності, ним (для спрощення розрахунків) можна знехтувати. Тому можна припустити, що кислота є єдиним джерелом появи іонів гідрогену в розчині. Згідно принципу електронейтральності розчину . З врахуванням цих припущень

, (2.4)

звідси

і . (2.5)

Аналогічно, допускаючи, що у розчині слабкої основи вона є єдиним джерелом OH- -іонів:

В + Н₂О ? ВН⁺ + ОН ^- (2.6)

( 2.7)

звідси

і . (2.8)

Поліпротонні кислоти іонізують декількома ступенями. Звичайно процес іонізації за першим ступенем перебігає на декілька порядків (приблизно у 1000 разів) інтенсивніше, ніж за другим та наступними ступенями. Тому при розрахунку рН у розчинах поліпротонних кислот нехтують (через незначний вплив на рН) концентрацією іонів, що утворюються при іонізації за другим та наступними ступенями, приймаючи поліпротонну кислоту за однопротонну. Розрахунок рН у розчинах таких кислот проводять за формулами, які враховують першу константу іонізації.

Буферні розчини. Буферними називають системи, які підтримують певне значення якогось із параметрів при зміні складу. Буферні розчини можуть бути кислотно-основними, що підтримують значення рН при введенні кислот або основ; окислювально-відновними - підтримують постійним потенціал систем при введенні окисників або відновників та ін. Буферний розчин представляє собою спряжену пару, зокрема, кислотно-основний - спряжену кислотно-основну пару, наприклад, ацетатний буферний розчин складається з і , амонійний - з і і т.д.

У розчині, що містить спряжену пару, встановлюється рівновага:

НА + Н₂О ? Н₃О⁺ + А^-

А^- + Н₂О ? НА + ОН ^- (2.9)

Обидві рівноваги суттєво зміщені вліво, оскільки у розчині знаходиться достатня кількість як кислоти , так і основи . Константа рівноваги є константою кислотності НА:

. (2.10)

Звідси

. ( 2.11)

Оскільки рівновага зміщена вліво, можна у першому наближенні вважати, що і , тому для буферних систем, що складаються зі слабких кислот та їхніх солей, розраховуємо:

і . ( 2.12)

Для буферних систем, що складаються зі слабких основ та їхніх солей:

і . (2.13)

Розчини солей, що гідролізують. У розчині солі, утвореної слабкою кислотою та сильною основою, використовуючи формули констант рівноваги, знаходимо:

 і (2.14)

Аналогічно для солі, утвореної сильною кислотою та слабкою основою:

і , (2.15)

і для солі, утвореної слабкою кислотою та слабкою основою:

і . (2.16)

2. Рівновага реакцій комплексоутворення

Комплексні сполуки - це складні сполуки, які містять складові частини, здатні до автономного існування. Властивості комплексних сполук (стійкість, інтенсивність забарвлення, низька розчинність у воді та ін.) широко використовують для отримання інформації про якісний та кількісний склад проби, вони лежать у основі хімічних та фізичних методів аналізу.

Реакції утворення комплексних сполук характеризуються константами рівноваги, які називаються константами утворення або константами стійкості комплексної сполуки. Звичайно утворення комплексних сполук відбувається ступінчато, кожен зі ступенів характеризується ступінчатою константою стійкості К.

Рівновагу комплексоутворення звичайно представляють наступним чином: ступінчаті:

M+L=ML

M L+L=ML₂

ML_N-1+L=ML_N (2.17)

сумарні:

M+L=ML

M+2L=ML₂

M+NL=ML_N (2.18)

Відповідно до закону діючих мас ступінчате утворення комплексів можна представити набором відповідних термодинамічних ступінчатих констант стійкості:

(2.19)

(2.20)

. (2.21)

Константи відповідних сумарних рівноваг називають загальними (сумарними) константами стійкості і позначають символом :

(2.22)

(2.23)

. (2.24)

Якщо коефіцієнти активності реагентів дорівнюють одиниці (умова, яка буває справедливою для дуже розведених розчинів), то рівноважні активності дорівнюють рівноважним концентраціям Тоді константа стійкості комплексу дорівнює його концентраційній константі стійкості:

(2.25)

(2.26).

3. Рівновага окислювально-відновних реакцій

У окислювально-відновній реакції беруть участь дві редокс-пари - пара окисника (n₂Ox₁/n₂Red₁) і пара відновника (n₁Red₂/n₁Ox₂):

n₂Оx₁ + n₁Red₂ = n₁Ox₂ + n₂Red₁,

півреакціями якої є:

Оx₁ + n₁е = Red₁

Оx₂ + n₂е =Red₂

Термодинамічна константа рівноваги цієї реакції дорівнює:

. (2.27)

У стані рівноваги потенціали пів реакцій, що входять до редокс-реакції, однакові:

(2.28)

Перетворюючи цю рівність, отримуємо:

, (2.29)

Звідси

; , (2.30)

де n - загальна кількість електронів, що передаються від окисника до відновника відповідно до рівняння реакції; ДЕ⁰ = Е-Е.

Якщо замість стандартних використовувати формальні електродні потенціали (E),при розрахунку яких використовується не активна, а аналітична концентрація, то отримуємо умовну константу рівноваги:

. (2.31)

Якщо у окислювально-відновних реакціях беруть участь іони та , то потенціал системи залежить від їх концентрації, що передбачено рівнянням Нернста. Коли у системі присутні інші рівноваги (розчинення осадів, комплексоутворення, протолітичні), загальна константа рівноваги реакції дорівнює добутку ступінчатих констант.

4. Гетерогенна рівновага та гетерогенні системи

До гетерогенних систем відносяться будь-які багатофазні системи, найпростішими з яких є двофазні. Рівновага в системі, яка складається з декількох фаз, називається гетерогенною рівновагою. Прикладами найбільш поширених гетерогенних систем можуть служити системи, які складаються з двох рідин, що не змішуються між собою та системи, які складаються з осаду на насиченого розчину. В обох випадках спостерігається динамічна рівновага, яка характеризується однаковими швидкостями двох протилежних процесів: переходу речовини з фази І в фазу ІІ та із фази ІІ в фазу І.

Реакції утворення малорозчинних сполук (осадів)

Реакції утворення малорозчинних сполук - осадів - використовують у аналітичній хімії для розділення іонів, для виявлення неорганічних та органічних сполук в якісному аналізі, а також у гравіметрії та осадовому титруванні у кількісному аналізі. Процеси осадження та розчинення сполук є складними фізико-хімічними процесами і мають велике значення не тільки в хімічному аналізі, але й для розділення і виділення різноманітних речовин у хімічній технології.

Константа гетерогенної рівноваги (добуток розчинності). У рівновазі з твердою фазою може знаходитись тільки розчин, насичений речовиною, з якої складається тверда фаза. Якщо речовина має іонну кристалічну структуру, то при розчиненні у такому полярному розчиннику як вода вона буде існувати переважно у вигляді гідратованих іонів. Якщо виключити можливість співіснування молекулярних форм та іонних асоціатів, то схематично рівновагу у системі тверда речовина МmAn - її насичений розчин можна представити так:

М_mA_n = mM ⁿ⁺ + nA ^m- (2.32)

Константа рівноваги такого процесу має вигляд:

, (2.33)

Тверда фаза - хімічно чиста індивідуальна речовина М_mA_n, тому [М_mA_n] = 1, звідси константа гетерогенної рівноваги має вигляд:

. (2.34)

Отже, у насиченому розчині над осадом добуток концентрації іонів, що входять до складу твердої фази, є величиною сталою. Він носить назву добутку розчинності. Як термодинамічна величина він зберігає постійне значення при сталих значеннях температури і тиску.

Правило сталості добутку розчинності випливає із застосування закону діючих мас до насичених розчинів малорозчинних електролітів. Однак, це правило має наближений характер, оскільки рівновага між осадом і розчином характеризується складнішою залежністю.

При введенні в насичений розчин малорозчинної солі стороннього електроліту стан рівноваги порушується, частина твердої фази буде переходити в розчин і розчинність осаду збільшиться.

Процес розчинення твердої фази відбувається до тих пір, поки активність іонів у розчині, тобто їхня здатність до взаємних зіткнень, не стане такою ж, як і до введення в розчин стороннього електроліту. Після цього знову встановлюється динамічна рівновага між осадом та іонами розчину. Таким чином, з наведеного прикладу можна зробити висновок, що постійною величиною є не величина добутку розчинності, а добуток активності.

Правило добутку активностей формулюють таким чином: в насиченому розчині малорозчинної солі добуток активностей іонів при постійній температурі та тиску є величиною сталою.

Математично цю залежність записують наступним чином:

 (2.35)

Величину DA називають добутком активностей, він, на відміну від добутку розчинності, не залежить від присутності сторонніх іонів у розчині.

Зв'язок між добутком розчинності і добутком активностей можна встановити, виходячи з наступної залежності:

(2.36)

Підставляючи значення активності з рівняння (2.34), маємо:

= . (2.37)

Відомо, що величина коефіцієнтів активності наближається до одиниці тільки в дуже розведених розчинах. Тому тільки в дуже розведених розчинах добуток розчинності практично дорівнює добутку активності. У присутності сторонніх електролітів коефіцієнти активності іонів, які залежать від іонної сили розчину, завжди менші від одиниці.

Добуток розчинності є однією з основних характеристик осаду. Користуючись цією величиною, можна змінювати розчинність осаду, розраховувати оптимальні умови осадження, передбачити, якими реакціями осадження краще користуватись для визначення тих чи інших іонів.

Розрахунок розчинності малорозчинних сполук. Обчислення величин добутку розчинності та добутку активностей не дають достатньої інформації про кількість речовини в системі. Для обчислення кількості речовини у насиченому розчині, тобто її розчинності в цих умовах використовують формулу:

термодинаміка термокінетика екстракція

, (2.38)

де: S - розчинність речовини, моль/л.

Ця формула придатна для розрахунків розчинності малорозчинної іонокристалічної сполуки типу барію сульфату, в насиченому розчині якої речовина знаходиться тільки у формі гідратованих іонів. При цьому I = 0, тобто система за властивостями є близькою до ідеальної.

Процес розчинення твердої речовини у воді описується складнішою схемою, інакше кажучи, у розчині можуть знаходитись не тільки гідратовані іони, але й іонні пари, молекулярні форми та складніші утворення, наприклад, іонні асоціати.

Умови утворення і розчинення осадів випливають із рівняння 2.32 і представлені у таблиці 2.1.

Таблиця 2.1

Умови утворення та розчинення осадів

Співвідношення між іонним добутком (ІД) та добутком розчинності ().	Характеристика розчину	Стан твердої фази
ІД<	Ненасичений	Розчиняється
ІД =	Насичений	Рівновага з розчином
ІД>	Пересичений	Утворюється осад

Якщо добуток концентрацій іонів (іонний добуток, (ІД)) малорозчинного електроліту менший від його добутку розчинності, тобто розчин над осадом є ненасиченим, такий стан системи призводить до розчинення осаду. Коли іонний добуток стане рівним величині добутку розчинності, розчинення осаду припиняється. Осад утворюється у тому випадку, коли добуток концентрацій іонів малорозчинного електроліту перевищить добуток розчинності електроліту при даній температурі. Коли іонний добуток стане рівним величині добутку розчинності, випадання осаду припиняється.

Фактори, що впливають на гетерогенну рівновагу

Вплив температури. Як і в гомогенних системах, вплив температури на величину добутку розчинності пов'язаний із тепловим ефектом кожної конкретної реакції. Для більшості речовин процес розчинення (в тому числі і до утворення ними насичених розчинів) є ендотермічним, тому добуток розчинності з підвищенням температури зростає. Для тих речовин, розчинення яких представляє екзотермічний процес, залежність добутку розчинності від температури носить зворотний характер - з підвищенням температури добуток розчинності таких речовин зменшується.

Іонна сила розчину. Сольовий ефект. Зміна іонної сили розчину речовини, який знаходиться у рівновазі з твердою фазою, може відбуватись при введенні в таку систему електролітів, які не пов'язані спільними іонами з осадом і не викликають конкуруючих реакцій в цій системі.

При збільшенні іонної сили розчину внаслідок введення у розчин над осадом сильного електроліту (до певної межі) коефіцієнти активності іонів малорозчинної сполуки будуть зменшуватись, концентрація іонів малорозчинної сполуки буде зростати, зберігаючи при цьому стале значення добутку активностей. Таке явище носить назву сольового ефекту. Сольовий ефект трактують як підвищення розчинності малорозчинних сполук у присутності сильних електролітів, які не мають спільного іону з осадом і не вступають в конкуруючі реакції.

Електроліти з однойменними іонами. Повнота осадження. У рівноважній системі осад-насичений розчин постійним є добуток активностей іонів твердої фази в розчині незалежно від абсолютного значення активностей кожного з іонів. При введенні в таку систему сильних електролітів з однойменними з осадом іонами активність цих іонів в розчині зростає і, як наслідок, зростає добуток їх активностей, система виходить зі стану рівноваги. Після введення однойменного іону розчин над осадом стає пересиченим, тому в системі встановлюється рівновага внаслідок виділення додаткової кількості осаду.

Таким чином, введення електроліту з однойменним іоном призводить до додаткового виділення речовини із розчину в тверду фазу - розчинність речовини зменшується. Зменшення розчинності малорозчинних сполук у присутності електролітів з однойменними іонами носить назву ефекту дії однойменного іону. При цьому слід мати на увазі, що такий ефект забезпечують лише ті електроліти з однойменними іонами, які одночасно не викликають конкуруючих реакцій.

Але й при відсутності конкуруючих реакцій ефект дії однойменного іону проявляється яскравіше, якщо концентрація введеного електроліту не дуже велика. Якщо ж концентрація електроліту значна, то внаслідок одночасного підвищення іонної сили розчину зростає і сольовий ефект, який призводить до підвищення розчинності малорозчинної сполуки. Тому ці два ефекти частково будуть компенсовувати один одного. Це є однією з причин, через яку осаджувачі вводять у відношенні до осаджуваного іону в надлишку, що не перевищує 20-50 %. Такий надлишок осаджувача забезпечує повноту осадження іону (для його відокремлення або кількісного визначення), при цьому сольовий ефект впливає незначно. Іон вважається осадженим кількісно (повністю), якщо його залишкова концентрація в розчині є меншою за 10^-8 .

Якщо у розчині присутні декілька іонів, які утворюють з осаджувачем малорозчинні сполуки, то послідовність виділення їх в осад визначається послідовністю перевищення величин їх добутків розчинності. Виділення іонів із суміші в осад при введенні спільного осаджувача в послідовності, яка визначається величиною їх добутку розчинності, носить назву фракційного осадження.

Конкуруючі реакції. Якщо у рівноважну систему осад-насичений розчин ввести електроліт, який може вступати у реакцію взаємодії з одним або декількома іонами, то встановлена раніше рівновага в системі порушиться. Іон, що входить до складу осаду, буде вступати не тільки в основну реакцію утворення осаду, але й в конкуруючу реакцію з введеним електролітом. Будь-яка конкуруюча реакція (протонізації, комплексоутворення, окислення-відновлення) завжди призводить до зменшення активності в розчині того іону осаду, який бере участь у цій конкуруючій реакції. Відповідно до зменшення активності іону зменшується і добуток активностей іонів осаду в розчині, він стає меншим від величини добутку розчинності цього осаду, розчин з насиченого переходить в ненасичений, що призводить до зміщення рівноваги в бік часткового або повного розчинення осаду.

Використання процесів осадження та розчинення в аналізі

Утворення малорозчинних сполук може бути покладено в основу реакцій виявлення іонів, які базуються на виділенні осадів з малою величиною добутку розчинності і дають можливість визначати незначні концентрації елементів. Однак реакції утворення малорозчинних сполук рідко бувають у повній мірі специфічними, тому у більшості випадків не можуть використовуватись з метою виявлення елементів без попереднього створення особливих умов, які виключають вплив присутніх іонів.

Процес розподілу речовин між рідкою та твердою фазами може бути покладений не тільки в основу виявлення елементів, але й в основу їх розділення: це фракційне (дробне) осадження та вибіркове розчинення.

Дробне осадження. Якщо в розчині присутні іони, кожен з яких утворює з реагентом-осаджувачем малорозчинні сполуки, то ці іони будуть виділятись в осад у певній послідовності. При умові однакових концентрацій іонів у розчині та однакового складу осаду ця послідовність відповідає послідовності зростання величин добутку розчинності.

Групові осаджувачі. Під впливом того чи іншого осаджувача на багатокомпонентну суміш у осад виділяється не один іон, а ціла група іонів. Осаджувач, спільний для даної групи іонів, називається груповим, а виділені ним осади містять іони однієї групи. В основу систематичного аналізу покладено послідовну дію групових реагентів на складну за вмістом систему. При цьому отримують осади, які складаються з малорозчинних сполук відповідних аналітичних груп іонів.

Осадження при контрольованому значенні рН. Якщо осаджувач являє собою іон з властивостями основи, то його активність у реакції осадження в значній мірі залежить від кислотності розчину. Регулюючи кислотність розчину, можна забезпечити умови кількісного розділення окремих аналітичних груп. На цьому принципі у значній мірі базується класична сульфідна схема аналізу.

Вибіркове розчинення. Вибіркове розчинення однієї речовини або цілої групи речовин із осаду може базуватись на різниці між величинами добутку розчинності однотипних сполук і на проведенні певної конкуруючої реакції тільки для певних іонів, які входять до складу осаду.

Переведення одних малорозчинних сполук у інші малорозчинні сполуки. Інколи аналізують осади, які неможливо або занадто важко перевести у розчин, використовуючи наведені вище способи зсуву гетерогенної рівноваги. Типовим прикладом може служити осад барію сульфату; його не можна розчинити за рахунок протонізації аніону (сульфатна - сильна кислота) або реакції окислення-відновлення. Через такі властивості барію сульфат звичайно спочатку переводять в іншу малорозчинну сполуку - барію карбонат, який легко розчиняється у кислотах.

Забруднення осадів

Осад, що виділяється, в більшій або меншій мірі забруднюється сторонніми речовинами; це може бути наслідком різних причин: спільного осадження, послідовного осадження та співосадження.

Спільне осадження - це виділення в тверду фазу декількох речовин, для яких в умовах осадження досягнені їхні величини добутку розчинності.

Послідовне осадження - виділення домішки на поверхні вже сформованого осаду. В цьому випадку домішка та початковий осад - однотипні сполуки, які значно відрізняються за величиною добутку розчинності. При осадженні виділяється основний компонент з меншим значенням добутку розчинності, а через деякий час на межі розділу фаз на поверхні осаду відбувається поступове виділення домішки. Слід відмітити, що і у випадку послідовного осадження домішка виділяється в осад при досягненні величини добутку розчинності цієї сполуки.

Співосадження - забруднення осаду речовинами, як правило, добре розчинними, які при відсутності цього осаду самостійно не осаджуються, оскільки розчин у відношенні до них є ненасиченим.

Співосадження сторонніх речовин з осадом може бути наслідком різних причин - адсорбції, оклюзії, ізоморфного осадження.

Рис. 2.1. Приклади забруднення осадів домішками внаслідок:

а - хімічної чи фізичної сорбції у кристалічну гратку. C і A представляють пари катіон-аніон досліджуваної речовини в осаді, - домішка (забруднення);

b - оклюзії шляхом захоплення домішок з-над осадової рідини;

с - поверхневої адсорбції надлишку C.

Адсорбція речовин на поверхні осаду відбувається внаслідок нерівномірного електростатичного поля іонів всередині і на поверхні кристалічної гратки. Адсорбуються на поверхні з розчину переважно ті іони, які входять до складу осаду, а як протиіони - сторонні іони. Для повного осадження досліджуваних іонів вводять звичайно надлишок осаджувача, тому маточний розчин після осадження містить електроліт з однойменним з осадом іоном - він і адсорбується першим. Адсорбція протиіонів підлягає закономірності, відповідно до якої переважно адсорбуються:

– при однакових концентраціях багатозарядні іони;

– при однакових зарядах іон, присутній у більшій концентрації;

– при однакових концентраціях і зарядах іон, який з іоном гратки утворює менш розчинну (але не малорозчинну), менш дисоційовану сполуку, або сполуку зі значною міжіонною взаємодією (правило Панета-Фаянса-Гана).

У кислому середовищі співосадження катіонів зменшується внаслідок конкурентної адсорбції Н₃ О⁺ .

Кількість адсорбованої домішки залежить від величини поверхні осаду, концентрації домішки, що адсорбується і температури, причому із збільшенням поверхні осаду і підвищенням концентрації домішки адсорбція зростає, а з підвищенням температури - знижується, оскільки процес адсорбції - екзотермічний.

Оклюзія - забруднення осадів домішками, які знаходяться всередині твердої фази. За механізмом захоплення домішки та її розподілу всередині твердої фази розрізняють внутрішню адсорбцію або адсорбційну оклюзію і механічну оклюзію або іноклюзію. Механічна оклюзія або іноклюзія - це захоплення маточного розчину всередину твердої фази внаслідок порушення кристалічної структури, вона особливо виражена при швидкій кристалізації і при виділенні аморфних безструктурних осадів.

Адсорбційна оклюзія виникає при досить швидкому рості кристалів, коли адсорбовані на його поверхні іони заростають або обростають речовиною, що кристалізується. Адсорбційна оклюзія підлягає тим же закономірностям, що і поверхнева адсорбція, з тою лишень різницею, що відбувається не після осадження, а у процесі виділення твердої фази і, відповідно, визначається складом системи, який вона мала під час осадження.

Загальне правило зниження адсорбційної та механічної оклюзії для кристалічних осадів - сповільнення процесу виділення твердої фази, тобто осадження при малому пересиченні.

Для аморфних осадів в деяких випадках добрі результати дає використання методу Тананаєва - осадження при великому пересиченні, коли процес утворення осаду обганяє оклюзію та іноклюзію.

Ізоморфне співосадження характерне тільки для речовин, що ізоморфно кристалізуються і можуть утворювати змішані кристали. У цьому випадку домішка бере безпосередню участь у побудові кристалічної гратки основної речовини, що кристалізується. Іони, що ізоморфно кристалізуються, мають однакові координаційні числа, близькі іонні радіуси, тому можуть заміщати один одного у кристалічній гратці.

Рідинна екстракція

Екстракція - це фізико-хімічний процес розподілу речовини між двома фазами, найчастіше між двома рідинами, які не змішуються між собою (звичайно між водою та органічним розчинником). Відповідно це і метод виділення, розділення і концентрування речовин. Другою фазою може бути також тверда речовина.

При екстракції одночасно відбуваються процеси утворення екстрагованих сполук; розподіл екстрагованих сполук між водною та органічною фазами; реакції в органічній фазі (дисоціації, асоціації, полімеризації).

Органічну фазу або сполуку (переважно в органічній фазі), яка відповідає за утворення екстрагованої сполуки, називають екстрагентом. Органічну фазу, відділену від водної фази, яка містить екстраговані речовини, називають екстрактом.

Умови екстракції речовин.

– речовина добре екстрагується, якщо розчинність досліджуваної сполуки в органічному розчиннику є вищою, ніж у воді; чим більша енергія сольватації і менша енергія гідратації, тим вищим є ступінь екстракції;

– щоб іони металів та інші заряджені частинки перейшли в органічну фазу, необхідно нейтралізувати заряд. Іони металів можна зв'язати у незаряджений комплекс; комплекси, які мають заряд, можна екстрагувати у вигляді іонних асоціатів;

– щоб гідрофільні сполуки добре екстрагувалися органічним розчинником бажано забезпечити їх гідрофобність. Гідрофільні групи (-SO₃H, -COOH, -OH та інші) можна хімічно зв'язати, або утворити достатньо об'ємний хелат, щоб блокувати гідрофільну частину молекули;

– із збільшенням розміру молекул екстрагованої сполуки ступінь екстракції її переважно зростає, оскільки крупні молекули сильніше руйнують гідратну оболонку;

– при екстракції іонних асоціатів важливими є заряд і розмір іонів; екстракція покращується із зменшенням заряду і збільшенням розміру іонів;

– за інших рівних умов більш стійкі комплекси екстрагуються краще.

Рідинно-рідинна екстракція описується законом розподілу Нернста, справедливим для випадку, коли одна індивідуальна речовина розподіляється між двома рідкими фазами і знаходиться у рівноважному стані:

“Речовина, розчинна у двох незмішуваних між собою рідинах, розподіляється між ними у постійному відношенні. Це відношення в ідеальних випадках залежить тільки від температури та природи речовини, але не залежить від концентрації”.

До основних величин, які кількісно характеризують процес екстракції, відносяться коефіцієнт розподілу (D), константа розподілу (К_D) і ступінь однократної екстракції (R).

Коефіцієнт розподілу (D) - це відношення сумарної аналітичної концентрації речовини у органічному розчиннику до сумарної аналітичної концентрації її у водній фазі у рівноважному стані. Форма існування речовини у тій або іншій фазі до уваги не береться. Для розрахунку коефіцієнта розподілу користуються формулою:

, (2.39)

де: D - коефіцієнт розподілу;

с_о - сумарна аналітична концентрація речовини у фазі органічного розчинника, моль/л;

с_в - сумарна аналітична концентрація речовини у водній фазі, моль/л.

Коефіцієнт розподілу залежить від температури, тиску, від хімічної будови розчиненої речовини у обох фазах, від полярності (будови) органічного розчинника, від pH середовища, іонної сили розчину (присутності електролітів у водному розчині).

Константа розподілу (К_D) представляє відношення рівноважної активної концентрації однієї і тієї ж форми речовини у фазі органічного розчинника і у водній фазі:

, (2.40)

де: K_D - константа розподілу;

[А]_о - активна концентрація речовини у фазі органічного розчинника, моль/л;

[A]_в - активна концентрація речовини у водній фазі, моль/л.

Величина константи розподілу залежить від природи досліджуваної речовини, від характеру екстрагента, а також від температури, при якій відбувається екстракція. Константа розподілу не залежить від величини рівноважних концентрацій досліджуваної речовини і від об'ємів водної та неводної фаз.

При розрахунку константи розподілу речовини необхідно знати, у яких формах знаходиться досліджувана речовина у обох фазах. Однак у більшості екстракційних систем ця умова не дотримується. Переважно у водній фазі можуть відбуватись процеси дисоціації, асоціації, сольватації, гідролізу досліджуваної речовини, утворення комплексів та ін., які мають суттєвий вплив на стан досліджуваної речовини в розчині та на її активну концентрацію. Тому дуже часто для розрахунків екстракційних рівноваг у таких системах не приймають до уваги форму, у якій знаходиться досліджувана речовина у кожній фазі, а враховують тільки відношення сумарних (аналітичних) концентрацій речовини у обох фазах.

Ступінь однократної екстракції (R,%)- це відношення кількості екстрагованої речовини до загальної (початкової) кількості її у водній фазі у відсотках:

, (2.41)

де: с_o - концентрація речовини у фазі органічного розчинника, моль/л;

V_o - об'єм фази органічного розчинника;

с_в - концентрація речовини у водній фазі, моль/л;

V_в - об'єм водної фази.

На відміну від коефіцієнта розподілу D, ступінь однократної екстракції R,% залежить від співвідношення об'ємів фаз і при одному і тому ж коефіцієнті розподілу при постійному об'ємі водної фази V_в кількість речовини, яка переходить у органічний розчинник, збільшується при збільшенні об'єму органічного розчинника V_о.

Розрахунок залишку речовини після проведення багаторазової екстракції. Залишок речовини у першому розчиннику (воді) після проведення n екстракцій буде дорівнювати:

, (2.42)

де: с_n - залишкова концентрація речовини після n екстракцій;

с_в - початкова концентрація речовини у першому розчиннику (воді) до екстракції;

V_в - об'єм першого розчинника (води);

V_о - об'єм другого (органічного) розчинника ;

D - коефіцієнт розподілу.

Розрахунок кількості екстракцій, необхідних для отримання заданої залишкової концентрації речовини у водному розчині:

, (2.43)

де: n - кількість екстракцій, необхідна для отримання заданої залишкової концентрації речовини;

с_в - початкова концентрація речовини у водному розчині, моль/л;

с_n - залишкова концентрація речовини у водному розчині (моль/л) після проведення n екстракцій,

Використання екстракції в аналізі. Екстракційні методи використовуються для концентрування, виділення мікрокомпонентів і макрокомпонентів, індивідуального і групового виділення компонентів при аналізі різноманітних природних і промислових об'єктів. Екстракція дозволяє вивчати стан речовин у розчинах, визначати фізико-хімічні характеристики, наприклад, константи дисоціації кислот і основ, константи стійкості комплексів.

Розрахункові типові задачі

До теми: «Pівновага у водних розчинах сильних і слабких електролітів»

Визначити іонну силу 0,1 М розчину натрію хлориду.

Обчислити коефіцієнт активності 0,05 М розчину магнію сульфату.

Як зміниться іонна сила розчину калію хлориду при переході від 0,1 н. розчину до 0,001 н. розчину? Обчислити активність калій- та хлорид-іонів в 1 л розчину, який містить 0,001 М калію хлориду.

Обчислити коефіцієнт активності 0,1 н. розчину алюмінію хлориду.

Обчислити іонну силу 0,5 М розчину кальцію хлориду.

Обчислити активність іонів натрію та сульфат-іонів у 0,1 н. розчині натрію сульфату (f_Na⁺ = 0,89, f_SO4^2- = 0,63).

Обчислити іонну силу 0,2 М розчину калію сульфату.

Обчислити активність сульфат- та нітрат-іонів у розчині, в 1 л якого знаходиться 0,05 моля магнію сульфату та 0,3 моля алюмінію нітрату.

Обчислити коефіцієнт активності хлорид-іонів в 0,02 М розчині хлоридної кислоти.

Як зміниться коефіцієнт активності іонів в розчині хлоридної кислоти при переході від 0,2 н. розчину до 0,01 н. розчину?

Обчислити коефіцієнт активності іонів в 0,1 М розчині кальцію хлориду.

Обчислити активність іонів магнію та алюмінію в розчині, в 1 л якого міститься 0,1 моля магнію сульфату та 0,05 моля алюмінію нітрату.

Обчислити іонну силу 0,02 М розчину алюмінію сульфату.

Обчислити pH та рОН розчинів, концентрація водневих іонів у яких: 10^-6; 410^-3; 1,510^-7; 1,310^-4; 3,110^-8.

Обчислити pH 0,5 н. розчину нітратної кислоти .

Обчислити pH 0,1 % розчину натрію гідроксиду.

Як зміниться рН 0,1 М розчину хлоридної кислоти, якщо до 1 л цього розчину додати 4 л води.

Обчислити концентрацію водневих іонів у розчинах, у яких pH становить: 1,3; 4,3; 7,8; 9,6.

Обчислити pH 0,1 н. розчину ацетатної кислоти.

Обчислити pH 0,2 н. розчину ціанідної кислоти.

Обчислити рОН та pH 0,3 н. розчину аміаку.

Знайти pH розчину, який містить 0,5 моля ортофосфатної кислоти та 0,25 моля натрію дигідрогенфосфату в 0,5 л розчину.

Обчислити pH 0,5 % розчину форміатної кислоти.

Обчислити К_а ацетатної кислоти, якщо концентрація розчину дорівнює 3 %, а ступінь іонізації - 0,6 % (М.м._{СНзСООН} = 60).

До 1 л 0,1 М розчину хлоридної кислоти додали 0,01 моля натрію гідроксиду. Обчислити, на скільки збільшиться pH утвореного розчину.

Обчислити pH та рівноважну концентрацію НРО₄^2--іонів у 0,5 М розчині фосфатної кислоти.

Як зміниться pH розчину, якщо до 100 мл 0,1 М розчину ацетатної кислоти додати 1 г льодяної ацетатної кислоти.

Обчислити константу іонізації форміатної кислоти, якщо 0,04 М розчин цієї кислоти має рН = 2,57.

Розчин ціанідної кислоти має рН=5,68. Обчислити молярну концентрацію розчину?

Концентрація Н⁺-іонів в 0,1 М розчині ацетатної кислоти 1,3•10^-3 моль/л. Розрахувати константу та ступінь іонізації кислоти.

Обчислити ступінь іонізації HCN в 0,01 М розчині, якщо константа іонізації дорівнює 6,2.10^-10.

До теми: «Рівновага у буферних розчинах та розчинах солей, що гідролізують»

Буферна суміш утворена з 50 мл 0,1 М розчину ацетатної кислоти та 20 мл 0,2 М розчину натрію ацетату. Обчислити концентрацію Н⁺-іонів і pH цього розчину.

Як зміниться концентрація Н⁺-іонів у розчині, якщо до 100 мл 0,05 М розчину ацетатної кислоти додали 0,082 г безводного натрію ацетату ?

Обчислити pH розчину, одержаного змішуванням 150 мл 0,08 М розчину форміатної кислоти та 180 мл 0,15 М розчину калію форміату.

Обчислити pH розчину, одержаного змішуванням 50 мл 0,1 М розчину ацетатної кислоти з 30 мл 0,1 М розчину натрію гідроксиду.

Скільки грамів твердого натрію форміату потрібно розчинити у 100 мл 0,05 М розчину форміатної кислоти, щоб одержати розчин з pH 4,0?

У якому співвідношенні необхідно змішати 0,1М розчини ацетатної кислоти і натрію ацетату, щоб одержати розчин з pH 6,20?

Як зміниться pH 50 мл 0,1 н. розчину аміаку, якщо до нього додати 1 г льодяної ацетатної кислоти?

Як зміниться концентрація гідроксид-іонів у 100 мл 0,1 н. розчину аміаку, якщо до нього додати 1 г амонію хлориду?

Обчисліть рН розчину, який містить 0,5 моля форміатної кислоти і 0,4 моля натрію форміату в 1000 мл.

Як зміниться pH і ступінь дисоціації CH₃COOH у 0,2 М розчині, якщо до 100 мл цього розчину додати 30 мл 0,3 М розчину CH₃COONa?

Обчислити pH розчину, одержаного змішуванням рівних об'ємів 0,1 М H₂C₂O₄ і 0,2 М NaOH.

Обчислити pH 0,5 М розчину натрію гідрогенфосфату.

Обчислити pH 0,25 М розчину калію гідрогенкарбонату.

Обчислити pH 0,3 М розчину натрію дигідрогенфосфату.

Обчислити pH 0,2 н. розчину амонію ціаніду.

Обчислити рН у 0,03М розчині амонію нітрату.

Обчислити pH розчину, приготованого розчиненням 0,02 г натрію ацетату у 250 мл води.

Обчислити pH 0,1 н. розчину амонію хлориду.

Обчислити рН розчину натрію тартрату, 500 мл якого містить 1,2 г цієї сполуки.

Обчислити рН розчину амонію бензоату, 300 мл якого містить 0,5 г цієї сполуки.

До теми: «Рівновага у розчинах комплексних сполук»

Обчислити рівноважні концентрації іонів аргентуму(І) і тіосульфат-іонів у 0,10 М розчині комплексного іону [Ag₂(S₂O₃)₂]^2-.

Чому дорівнюють рівноважні концентрації аміаку і іонів ауруму(І) в розчині комплексного іону [Au(NH₃)₂]³⁺ з концентрацією 1,0 моль/л?

Обчислити рівноважні концентрації іонів меркурію(ІІ) і сульфат-іонів в 0,10 М розчині Na₄[Hg(SO₃)₃].

Обчислити рівноважні концентрації іонів плюмбуму(ІІ) і йодид-іонів в 1,00 М розчині K₂[PbI₄].

Обчислити рівноважні концентрації іонів нікелю(ІІ) і ціанід-іонів в 0,50 М розчині комплексного іону [Ni(CN)₅]^3-.

Чому дорівнюють рівноважні концентрації іонів феруму(ІІ) і ціанід-іонів в 1,0 М розчині K₄[Fe(CN)₆]?

Обчислити константу стійкості комплексного іону [Ag(NH₃)₂]⁺, якщо в 1,0 М розчині цього іону рівноважні концентрації комплексоутворювача і ліганда дорівнюють 0,0025 моль/л і 0,0049 моль/л відповідно.

Обчислити константу стійкості комплексного іону [Co(NH₃)₆]³⁺, якщо в 0,10 М розчині рівноважні концентрації іонів Со³⁺ і аміаку дорівнюють 1,510^-6 і 9,010^-6 моль/л відповідно.

Чому дорівнює рівноважна концентрація іонів меркурію(ІІ) в 0,10 М розчині комплексного іону [HgBr₄]^2- з концентрацією бромід-іонів 0,50 моль/л?

Обчислити рівноважну концентрацію іонів вісмуту(III) в розчині комплексного іону [BiI₆]^3- з концентрацією 0,10 моль/л.

Обчислити розчинність (моль/л) Ni²⁺ в 1 л 0,05 М розчину аміаку, якщо в розчині утворюються тільки комплексні іони [Ni(NH₃)₆]²⁺.

В якому розчині більша концентрація іонів Cd²⁺ : у 0,1М розчині [Cd(NH₃)₄]Cl₂ чи у 0,1М розчині K₂[Cd(CN)₄]?

Змішали рівні об'єми 1 М розчину Na₂[PbI₄] і насиченого розчину барію хромату. Чи утвориться осад плюмбуму хромату?

Яку концентрацію сульфід-іонів необхідно створити в розчині [Zn(NH₃)₄]SO₄ з концентрацією 1 моль/л, щоб утворився осад цинку сульфіду?

Який об'єм розчину аміаку з концентрацією 0,30 моль/л необхідний для розчинення 66,4 мг аргентуму хромату?

Який об'єм розчину ЕДТАNa₂ з концентрацією 0,01 моль/л потрібен для розчинення 0,233 г барію сульфату?

Який об'єм розчину натрію гідроксиду з масовою часткою 25,10 % потрібен для розчинення 9,94 г плюмбуму гідроксиду?

Обчислити рівноважну концентрацію іонів алюмінію в розчині комплексного іону [AlF₆]^3- з концентрацією 1,0 моль/л.

Чому дорівнює рівноважна концентрація іонів алюмінію в 1,0 М розчині [Al(OH)₄]^-?

Обчислити рівноважну концентрацію іонів стануму(ІV) в 0,1 М розчині [Sn(OH)₆]^2-.

Чи утвориться осад аргентуму йодиду, якщо до 2 мл 2 М розчину [Ag(NH₃)₂]NO₃ додати рівний об'єм 1 М розчину натрію йодиду?

Чи утвориться осад плюмбуму хлориду, якщо до 0,20 М розчину Na₂[Pb(CH₃COOH)₄] додати рівний об'єм 0,1 М розчину хлоридної кислоти?

Чи утвориться осад аргентуму хромату, якщо до 2 мл 2 М розчину [Ag(NH₃)₂]NO₃ додати рівний об'єм 1 М розчину калію хромату?

До теми: «Рівновага у гетерогенних системах»

Обчислити розчинність аргентуму фосфату (у грамах в 100 г води), якщо добуток розчинності дорівнює 1,310^-20.

Обчислити розчинність кальцію оксалату (в моль/л) у чистій воді і у 0,01 М розчині амонію оксалату.

Обчислити, у скільки разів розчинність аргентуму хлориду в 0,1 М розчині натрію хлориду менша, ніж розчинність його у чистій воді.

Обчислити добуток розчинності () плюмбуму йодиду, якщо розчинність його дорівнює 6,010^-1 г/л.

Обчислити необхідну концентрацію гідроксид-іонів та pH розчину для осадження феруму(ІІІ) гідроксиду з 0,1 М розчину феруму(ІІІ) хлориду.

Чи випаде осад магнію гідроксиду при взаємодії 2 мл 0,2 М розчину магнію сульфату з однаковим об'ємом 0,2 М розчину аміаку?

Який осад випаде першим під дією калію хромату на розчин, який містить іони плюмбуму та барію однакової концентрації ?

Який осад випаде першим під дією натрію сульфіду на розчин, який містить іони мангану(ІІ) та кадмію(ІІ) в концентраціях 0,01 і 0,001 моль/л?

Обчислити розчинність СаСО₃ в гл, якщо _СаСО3 = 3,8·10^-9.

Чи утвориться осад РСl₂ при змішуванні рівних обємів 0,05 н. розчинів Р(₃)₂ та НСl?

Чи утвориться осад ВаО₄ при змішуванні рівних обємів 0,01 н. розчинів ВаСl₂ та К₂О₄, якщо _ВаО4 =1,1·10^-10?

Який розчин потрібно додати, щоб зменшити розчинність АВ РI₂?

Чому дорівнює добуток розчинності АСl, якщо концентрація насиченого розчину АСl становить 1,25·10^-5 моль/л?

Обчислити _PbS, якщо розчинність його становить 2·10^-14 мольл.

При якій концентрації хлорид-іонів почне утворюватись осад аргентуму хлориду під дією 0,0001 М розчину аргентуму нітрату (К=1,7810^-10).

Користуючись таблицею добутків розчинності представити, в якій послідовності будуть осаджуватись аніони Сl-, Br-, I- аргентуму нітратом.

Необхідно одноразово виекстрагувати 87 % речовини із 90 мл водного розчину при умові, якщо D = 15. Обчислити об'єм органічного розчинника (V_o), необхідний для одноразової екстракції.

Необхідно одноразово виекстрагувати 96 % речовини із 100 мл розчину при умові, що D = 17. Обчислити об'єм органічного розчинника (V_o), необхідний для одноразової екстракції.

Необхідно одноразово виекстрагувати 99 % речовини із 100 мл розчину при умові, що D =20. Обчислити об'єм органічного розчинника (V_o), необхідний для одноразової екстракції.

В 2 л водного розчину міститься 0,02 г йоду. Яка концентрація йоду залишиться у водному розчині після екстракції його 50 мл сірковуглецю (D = 16,7)?

У трьох водних розчинах до екстракції знаходилось по 0,05 М речовини. Після однократної екстракції цієї речовини із вказаних розчинів у хлороформову фазу перейшло 0,012 М, у діетиловий етер - 0,027 М, а у бензол - 0,044 М речовини. Чому дорівнює ступінь екстракції R (у відсотках) і коефіцієнт розподілу (D) речовини між водою та кожним з органічних розчинників.

Обчислити коефіцієнт розподілу (D) речовини між водою та діетиловим етером, якщо концентрація його в органічній фазі дорівнює 0,78 %, а у водній - 3 %.