Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Analytická chemie KCH/SPANA Mgr. Martin Mucha, Ph.D. kl. 2190

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Analytická chemie KCH/SPANA Mgr. Martin Mucha, Ph.D. kl. 2190"— Transkript prezentace:

1 Analytická chemie KCH/SPANA Mgr. Martin Mucha, Ph.D. kl

2 Náplň předmětu Základy klasické analytické chemie - definice ACH - základní pojmy - chemické rovnováhy používané v ACH Základní instrumentální metody ACH - základní pojmy instrumentální ACH - elektrochemické metody (potenciometrie, konduktometrie, elektrogravimetrie, coulometrie, polarografie/voltametrie) - spektrální metody (AAS, UV-VIS, IR) - Separační metody

3 Požadavky Zkouška: Předzkoušková písemka Výpočty probrané v seminářích, týkající se probíraného učiva. Ústní zkouška Prokázat přehled o analytických metodách klasických i instrumentálních.

4 Analytická chemie – definice a charakteristika V rámci chemie – aplikovaná věda (aplikace poznatků). Jako samostatný vědní obor – teoretická, metodologická a aplikovaná část. Předmět ACH: studium chemického složení látek.

5 Základní pojmy ACH Kvalitativní ACH – z čeho se látka skládá  Důkaz  Identifikace Kvantitativní ACH – kolik dané látky obsahuje daný vzorek  Stanovení Vzorek – zkoumaný materiál. Reprezentativní vzorek Analyt – látka, kterou ve vzorku dokazujeme, identifikujeme nebo stanovujeme. Rozdělení podle principu: klasické/instrumentální

6 Základní pojmy ACH Kvantitativní ACH – Klasická  Vážkové metody – gravimetrie  Odměrné metody - titrace Kvantitativní ACH – instrumentální  Elektrochemické metody – potenciometrie, voltametrie, coulometrie, konduktometrie  Spektrální metody – UV-VIS, IR, Raman, AAS, NMR  Separační metody – GC, LC, MS

7 Chemické rovnováhy používané v ACH Protolytické rovnováhy – acidobazické – kyseliny/zásady. Komplexotvorné rovnováhy – tvorba komplexů Srážecí rovnováhy – popis tvorby sraženin Redoxní rovnováhy – výměna elektronů

8 Rovnováhy – základní pojmy Rovnovážný stav – dynamický stav, reakce probíhá oběma směry stejně rychle. Dosažení rovnováhy je charakterizováno Guldberg- Waagovým zákonem [ ] – rovnovážná koncentrace, [mol.dm 3 ] – kapaliny [Pa] – plynné látky Pevné látky, rozpouštědlo – [H 2 O] = 1 K – rovnovážná konstanta

9 Rovnováhy – základní pojmy V ACH požadujeme kvantitativní průběh reakcí (reakce probíhá téměř ze 100% ve směru produktů). Rovnovážná konstanta K – co nejvyšší hodnota. Posun rovnováh – Le Chatelierův-Braunův princip (vliv koncentrace reaktantů/produktů), tlaku a teploty) „Systémy, které jsou v rovnováze reagují na rušivé vlivy přicházející z okolí tím, že v nich nastávají, či se zintenzivňují ty děje, které změnu vyvolanou rušivým zásahem co nejvíce potlačují“

10 Rovnováhy – základní pojmy Le Chatelierův-Braunův princip  Vliv koncentrace reaktantů  Vliv koncentrace produktů  Vliv tlaku  Vliv teploty Rovnovážná konstanta se nemění!!!

11 Protolytické rovnováhy Neutralizační / acidobazické rovnováhy Arrheniova teorie: HCl  H + + Cl - NaOH  Na + + OH - Brönsted-Lowryho teorie:  Kyselina - donor protonu  Zásada – akceptor protonu Lewisova teorie:  Kyselina – poskytují volný orbital (AlCl 3 )  Zásada – poskytuje elektronový pár

12 Protolytické rovnováhy Při acidobazické reakci dochází k výměně protonů: Síla kyselin a zásad – disociační konstanty

13 Protolytické rovnováhy HA + H 2 O  A + + H 3 O + B + H 2 O  BH + + OH -

14 Protolytické rovnováhy V ACH nejčastějším rozpouštědlem voda Amfiprotní rozpouštědlo Autoprotolýza vody: 2 H 2 O  H 3 O + + OH -

15 Protolytické rovnováhy Výpočet pH pH = -log [H 3 O + ] pH = - log a H3O+ = -log f. [H 3 O + ] pOH = -log [OH - ] pOH = - log a OH- = -log f. [OH - ] pH + pOH = 14

16 Volumetrická stanovení Volumetrie – odměrná analýza, titrace Roztok analytu + titrační činidlo (odměrný roztok)  reakce podle známé stechiometrie  Bod ekvivalekce (okamžik kvantitativního průběhu) Požadavky na reakce: Známá stechiometrie Kvantitativní a jednoznačný průběh

17 Volumetrická stanovení obecný postup Odměření nebo odvážení vzorku, příprava roztoku Příprava odměrného roztoku (činidlo) o známé koncentraci Titrace (byreta) Indikace bodu ekvivalence x A + y B  A x B y

18 Volumetrická stanovení Odměrné roztoky, indikace B.E. Odměrné roztoky Standard – základní látky – vyšší molekulová hmostnost, čistá, suchá, stálá na vzduchu (p.a.) Standardizace – zjištění přesné koncetrace odměrného roztoku na základní látku (NaOH – CO 2 ) Indikace B.E. Vizuálně – indikátor Změna měřitelné vlastnosti

19 Volumetrická stanovení Význam odměrných metod Jednoduché, relativně rychlé a levné Nejsou tak citlivé jako metody instrumentální Použitelné pro koncentrace > mol.dm -3 Použití Metody přímé, nezávislé Srovnávání Rychlá orientační stanovení Standardní, normované metody

20 Acidobazické titrace Založeny na protolytických rovnováhách Změna pH během titrace Alkalimetrie – titrace zásadou Acidimetrie – titrace kyselinou Indikace bodu ekvivalence: Vizuálně - acidobazické indikátory Potenciometricky – skleněná pH elektroda

21 Alkalimetrie Nejčastěji titrace roztokem NaOH o koncentraci 0,1 – 1 mol.dm -3 (není základní látka) Standardizace – základní látky: (COOH) 2. 2H 2 O – fenolftalein, methyloranž (Bruhnsova metoda) (COOH) 2 + CaCl 2  (COO) 2 Ca + 2 HCl HOOC-C6H4-COOK – fenolftalein (hydrogenftalát draselný)

22 Acidimetrie Nejčastěji titrace roztokem HCl o koncentraci 0,1 – 1 mol.dm -3 (není základní látka) Standardizace – základní látky: KHCO 3 – methyloranž Na 2 CO 3 - methyloranž

23 Acidobazické indikátory Reakce na změnu pH Slabé organické kyseliny Funkční oblast indikátoru – oblast pH, kde dochází ke změně postřehnutelné okem Chromofory – funční skupiny schopné pohlcovat vlnové délky viditelného spektra

24 Acidobazické indikátory Azobarviva – methyloranž, methylčerveň – dvoubarevné přechody Ftaleiny – fenolftalein, thymolftalein – jednobarevné přechody – bezbarvý-barevný Sulfoftaleiny – fenolová červeň Směsné indikátory

25 Indikace B.E. potenciometricky – titrační křivka Závislost měnící se veličiny na objemu přidaného činidla E = f(V)pH = f(V) Inflexní bod – bod ekvivalence

26 Acidobazické titrace Praktické použití Stanovení kyselin – alkalimetrie Stanovení zásad – acidimetrie Stanovení uhličitanů U slabých kyselin – zvýšení síly (kyselina boritá  kyselina glycerolboritá)

27 Pro dnešek vše


Stáhnout ppt "Analytická chemie KCH/SPANA Mgr. Martin Mucha, Ph.D. kl. 2190"

Podobné prezentace


Reklamy Google