Analytická chemie KCH/SPANA Mgr. Martin Mucha, Ph.D. kl. 2190 martin.mucha@osu.cz

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

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

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

Základní pojmy ACH Kvalitativní ACH – z čeho se látka skládá 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

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

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

Rovnováhy – základní pojmy Rovnovážný stav – dynamický stav, reakce probíhá oběma směry stejně rychle. Dosažení rovnováhy je charakterizováno Guldberg-Waagovým zákonem [ ] – rovnovážná koncentrace, [mol.dm3] – kapaliny [Pa] – plynné látky Pevné látky, rozpouštědlo – [H2O] = 1 K – rovnovážná konstanta

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

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

Protolytické rovnováhy Neutralizační / acidobazické rovnováhy Arrheniova teorie: HCl  H+ + Cl- NaOH  Na+ + OH- Brönsted-Lowryho teorie: Kyselina - donor protonu Zásada – akceptor protonu Lewisova teorie: Kyselina – poskytují volný orbital (AlCl3) Zásada – poskytuje elektronový pár

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

Protolytické rovnováhy HA + H2O  A+ + H3O+ B + H2O  BH+ + OH-

Protolytické rovnováhy V ACH nejčastějším rozpouštědlem voda Amfiprotní rozpouštědlo Autoprotolýza vody: 2 H2O  H3O+ + OH-

Protolytické rovnováhy Výpočet pH pH = -log [H3O+] pH = - log aH3O+ = -log f . [H3O+] pOH = -log [OH-] pOH = - log aOH- = -log f . [OH-] pH + pOH = 14

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

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

Volumetrická stanovení Odměrné roztoky, indikace B.E. Standard – základní látky – vyšší molekulová hmostnost, čistá, suchá, stálá na vzduchu (p.a.) Standardizace – zjištění přesné koncetrace odměrného roztoku na základní látku (NaOH – CO2) Indikace B.E. Vizuálně – indikátor Změna měřitelné vlastnosti

Volumetrická stanovení Význam odměrných metod Jednoduché, relativně rychlé a levné Nejsou tak citlivé jako metody instrumentální Použitelné pro koncentrace > 10-3 mol.dm-3 Použití Metody přímé, nezávislé Srovnávání Rychlá orientační stanovení Standardní, normované metody

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

Alkalimetrie Nejčastěji titrace roztokem NaOH o koncentraci 0,1 – 1 mol.dm-3 (není základní látka) Standardizace – základní látky: (COOH)2 . 2H2O – fenolftalein, methyloranž (Bruhnsova metoda) (COOH)2 + CaCl2  (COO)2Ca + 2 HCl HOOC-C6H4-COOK – fenolftalein (hydrogenftalát draselný)

Acidimetrie KHCO3 – methyloranž Nejčastěji titrace roztokem HCl o koncentraci 0,1 – 1 mol.dm-3 (není základní látka) Standardizace – základní látky: KHCO3 – methyloranž Na2CO3 - methyloranž

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

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

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

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

Pro dnešek vše 