Analytická chemie KCH/SPANA

Prezentace na téma: "Analytická chemie KCH/SPANA"— Transkript prezentace:

1 Analytická chemie KCH/SPANA
Mgr. Martin Mucha, Ph.D. kl. 2192

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.dm3] – kapaliny [Pa] – plynné látky Pevné látky, rozpouštědlo – [H2O] = 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 (AlCl3) Zásada – poskytuje elektronový pár

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

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

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

15 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

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  AxBy

18 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

19 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

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 . 2H2O – fenolftalein, methyloranž (Bruhnsova metoda) (COOH)2 + CaCl2  (COO)2Ca + 2 HCl HOOC-C6H4-COOK – fenolftalein (hydrogenftalát draselný)

22 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

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 