Кинетические методы анализа

ПЛАН:

1. Теоретические основы кинетического метода анализа.

2. Каталитические методы анализа.

3. Основные методы обработки кинетических данных.

4. Основные приемы кинетических методов анализа

5. Применение кинетических методов анализа в аналитическом контроле.

6. Список использованной литературы.

1.ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ МЕТОДА

Скорость химических реакций имеет большое значение в аналитической химии. Измерение скорости реакций лежит в основе кинетических методов анализа. Медленное протекание некоторых реакций затрудняет анализ. Иногда, наоборот, небольшая скорость химических процессов благоприятствует выполнению анализа и играет положительную роль. Исследование скорости реакций – предмет химической кинетики.

Скорость реакций определяется количеством веществ, прореагировавших за единицу времени. Рассмотрим реакцию между веществами А и В:

A + B = C + D.

Ее скорость зависит от концентрации реагирующих компонентов:

V = dx/dt = K [A] [B], (1)

где х – количество вступившего в реакцию [A] (или [B] ) за время t; К – константа скорости реакции.

В самом деле, при увеличении концентрации возрастает общее количество частиц в единице объема, число их столкновений между собой и, следовательно, вероятность взаимодействия; поэтому за единицу времени прореагирует больше вещества, чем при малых концентрациях.

Физический смысл константы скорости выясняется, если принять концентрации [A] и[B] равными 1 моль/л. Тогда

V = dx/dt = K, (2)

т.е. константа скорости равна количеству вещества, прореагирующего за единицу времени при [A] = [B] = 1 моль.

Скорость реакций может изменяться в очень широких пределах – от малых долей секунды до нескольких часов или дней. Условно все реакции обычно делят на быстрые и медленные. К быстрым реакциям относят такие, в которых половина имеющегося количества вещества реагирует за 10 с или за меньшее время, все остальные реакции относят к медленным.

Очень быстрые и очень медленные реакции в химико- аналитических целях являются малопригодными. Хотя трудно установить какие-либо жесткие правила или критерии, ограничивающие применение тех или иных реакций в кинетических методах анализа, все же некоторые пределы применимости можно отметить. Почти повсеместно принято считать, что аналитическая реакция ( в кинетических методах ее часто называют индикаторной реакцией) должна продолжаться не менее 1 мин и не более 2 ч. Более быстрые реакции, как правило, не применяются потому, что при использовании обычного обычного оборудования химико –аналитической лаборатории скорость таких реакций трудно измерить с достаточной точностью. При наличии специального оборудования эти затруднения отпадают и соответствующее ограничение снимается. Реакции, продолжающиеся более 2 ч, нежелательны из-за большой длительности анализа. Оптимальным временем для измерения скорости реакции считается 10 – 15 мин. Указанные пределы в значительной степени условны, поскольку можно в достаточно широких пределах регулировать скорость химической реакции, например, изменением температуры, концентрации реагирующих веществ или введением в раствор катализаторов ( или ингибиторов).

Примером быстрых реакций могут служить многие реакции между ионами противоположного знака заряда, например реакции между водородными и гидроксильными ионами, между окислителями и восстановителями и т.д. Однако существует и очень медленные реакции. Так, исходя из значения стандартных потенциалов, следовало ожидать, что должна происходить реакция между перманганатом и водой с выделением кислорода. Но эта реакция происходит с очень малой скоростью, в связи с чем водные растворы перманганата калия вполне устойчивы и не изменяют своей концентрации длительное время.

Известны и другие реакции, характеризующиеся большими значениями констант равновесия, но протекающие с очень малой скоростью. Наоборот, реакции с меньшими константами часто протекают быстро. Примером могут служить следующие реакции:

I₂ + AsO₂ ^- + 2H₂ O = 2I^- + AsO₄ ^3- + 4H⁺ , (3)

H₂ O₂ + AsO₂ ^- = AsO₄ ^3- + 2H⁺ . (4)

Реакция (3) – быстрая, а реакция (4) – очень медленная. В то же время окислительный потенциал иода значительно меньше, чем у пероксида водорода, и, следовательно, константа равновесия реакции (3) меньше, чем реакции (4). Значения констант равновесия можно найти по уравнению:

lg K = (E₀₁ – E₀₂ )n / 0,058. (5)

Имея в виду, что Е₀ ( I₂ /2I^- ) = 0,62 B, E₀ (H₂ O₂ /H₂ O) = 1,77 B и E₀ (AsO₄ ^3- /AsO₂ ^- ) = 0,56 В, для реакций (3) и (4) получаем соответственно:

lg K₃ = 2,1 lg K₄ = 41,7,

т.е. в термодинамическом смысле реакция (4) значительно более вероятна, чем реакция (3), и должна быть сдвинута в правую сторону в большей степени, однако скорости обеих реакций находятся в обратно пропорциональном отношении к значениям констант равновесия.

Пользуясь различными скоростями реакций, нередко удается определять одно вещество в присутствии другого даже в том случае, если реагент взаимодействуе

Внимание, отключите Adblock

Вы посетили наш сайт со включенным блокировщиком рекламы!
Ссылка для скачивания станет доступной сразу после отключения Adblock!

Скачать