Размещено на http://www.allbest.ru/

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ГРАВИМЕТРИЧЕСКОГО АНАЛИЗА

Растворимость твердых электролитов в воде

Мерой растворимости вещества при данных условиях является концентрация его насыщенного раствора (моль/л, г/л, массовые и объемные проценты). Коэффициентом растворимости называют число массовых частей безводного вещества, насыщающего при данных условиях 100 массовых частей растворителя. Растворимость различных веществ в воде изменяется в широких пределах. Если в 100 г воды растворяется более 10 г вещества, такое вещество принято называть хорошо растворимым; если растворяется менее 1 г вещества - малорастворимым и если менее 0,01 г вещества - практически нерастворимым. Однако абсолютно нерастворимые вещества не существуют.

Влияние природы растворителя. Свойства растворителя существенно влияют на растворимость вещества, его кислотно-основные свойства и равновесия в растворе. Кроме воды, в практике аналитической химии применяются неводные и смешанные растворители.

Растворение электролитов (кислот, оснований, солей) в воде и других полярных растворителях сопровождается диссоциацией растворенного вещества с образованием ионов. Для электролитов не предложено общей теории, предсказывающей растворимость, но известен ряд эмпирических правил. Ионные кристаллы лучше растворяются в полярных растворителях, причем растворимость многих электролитов возрастает пропорционально кубу диэлектрической проницаемости растворителя. Обычно более растворимы твердые электролиты с большей энергией гидратации (сольватации).

Влияние температуры. Растворение большинства твердых тел сопровождается поглощением энергии (Hs> 0), так как энергия, затраченная на разрушение кристаллической решетки, обычно не полностью компенсируется выделяющейся энергией гидратации. Растворимость таких кристаллов в воде возрастает при нагревании в соответствии с принципом Ле Шателье (нитраты калия, серебра и свинца, хлориды аммония и калия, йодид калия, сульфаты калия, свинца и др.). Однако существуют твердые электролиты, растворимость которых при нагревании уменьшается, так какHs< 0, например CaCO3, Ca(OH)2, и такие, растворимость которых при нагревании проходит через максимум (CaSO4 2H2O).

Влияние давления на растворимость твердых электролитов в воде незначительно, так как при их растворении объем системы изменяется мало.

Существенное или сильное влияние на водорастворимость твердых электролитов оказывает химический состав водной среды (посторонние сильные электролиты, общие ионы, рН раствора, гидролиз ионов осадка и их комплексообразование).

Константа растворимости

При равенстве скоростей растворения и осаждения между твердой фазой (осадком) и водным раствором установится химическое равновесие

MmAn(т) mMn+(p) + nAm-(p),

S ms ns

характеризуемое константой равновесия

Ks = [Mn+]m [Am-]n = const,

которую называют концентрационной константой растворимости (произведением растворимости ПРк).

Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение молярных концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффициентов является постоянной величиной при данной температуре.

Из понятия Ks (ПР) следуют условия образования и растворения осадков. Осадок может образоваться, когда произведение молярных концентраций его ионов (ПКИ) достигает или превосходит величину Ks:

ПКИ = [Mn+]m [Am-]nKs.

Растворение осадка происходит тогда, когда ПКИ <Ks.

Зная cтандартную величину Ks0или рKs0= -lg Ks0, можно вычислить растворимость малорастворимого электролита MmAn в чистой воде при 250С

, моль / л

или Mso (г / л), где М - молярная масса электролита. Равновесные молярности катионов Mn+ и анионов Am- в насыщенном водном растворе равны соответственно msoи nso (моль / л).

Cтандартная константа растворимости Ks0 может быть вычислена по известной растворимости so (г / л) твердого электролита MmAn в чистой воде. Для этого сначала находят молярную величину растворимости so (моль / л) = so (г / л) / М, а затем вычисляют Ks0 по формуле

Ks0 = (mso)m (nso)n.

Приведем примеры расчета so и Ks0.

Пример 1. Вычислить растворимость (моль / л, г / л) Ва3(РО4)2 в чистой воде, если Ks0 этой соли при 25С равна 6 10-39.

Решение. Для гетерогенного химического равновесия в насыщенном водном растворе



Ва3(РО4)2 (к) 3Ва2+(р) + 2РО(р)

so 3so 2so

Ks0 = [Ba2+]3 [РО]2 = (3so)3(2so)2 = 108 (so)5;

откуда находим растворимость

so = = 8,9 10-9 моль / л,

или 5,4 10-6 г / л.

Пример 2. Может ли образоваться осадок MgF2 (Ks0 = 6,5 10-9) при смешении 100 мл 0,02 н. раствора MgSO4 и 25 мл 0,01 н. раствора NaF? Ионную силу раствора не учитывать.

Решение. Напишем уравнение реакции

MgSO4 + 2NaF = MgF2 + Na2SO4

или

Mg2+2F- = MgF2

и условие образования осадка MgF2

[Mg2+] [F-]2Ks0 (MgF2).

Находим молярные концентрации ионов после смешения растворов



[Mg2+] =

[F-] =

и произведение концентраций ионов [Mg2+] [F-]2 = 3,2 10-8>(Ks0MgF2).

Следовательно, осадок MgF2 может образоваться.

Способы выражения константы растворимости

Для гетерогенного равновесия (1.1) растворения-осаждения малорастворимого твердого электролита MmAn (т) в справочниках обычно указывают термодинамическую константу растворимости при 250С

Кs0 = ПРт = аа,

где Кs0< 1 - величина, зависящая от природы растворяемого вещества и растворителя, при ионной силе раствора I = CiZ 0; aM и аА - равновесные активности ионов Mn+ и Аm- в насыщенном растворе, определяемые произведением молярности иона на его коэффициент активности f, зависящий от ионной силы 1 и заряда иона Z.

В отличие от ПРт величина ПРк учитывает электростатическое взаимодействие ионов и зависит от ионной силы раствора. Термодинамическое и концентрационное произведения растворимости связаны соотношением

ПРк = [Mn+]m [Am-]n = >ПРт .

Если ионы осадка в растворе вступают в конкурирующие реакции (кислотно-основные, комплексообразования), то равновесие между осадком и раствором характеризуется условным произведением растворимости

ПРу = С С = > ПРк ,

выраженным через общие молярности CМ и СА, учитывающие соответственно свободные ионы Mn+ и их комплексы, свободные анионы Am- и их протонированные формы. В выражении (1.8) xМ и xA определяют мольные (молярные) доли свободных катионов Mn+ и анионов Am-.

Величина ПРу зависит от условий протекания конкурирующих реакций и является константой только при постоянстве этих условий (I, pH, T).

Располагая величинами ПРт, ПРк и ПРу, можно вычислить молярную растворимость твердого соединения MmAn в заданных условиях по формуле (1.4) с использованием соответствующей величины ПР (Ks)

Растворимость осадков в присутствии общих ионов

В чистой воде равновесные концентрации катиона и аниона определяются молярной величиной растворимости соединения MmAn (т) и стехиометрией равновесия (1.1):

[M] = mso и [A] = nso.

Если в насыщенный раствор введено избыточное количество осадителя, например аниона с концентрацией СА, то равновесие сместится в сторону образования осадка и новые равновесные концентрации ионов будут равны

[M] = ms и [A] = ns + С.



Подставляя эти значения в выражение константы (1.2)

Ks = (ms)m (ns + CA)n,

можно вычислить растворимость осадка MmAn по известным величинам Ks и СА.

Если СА>> ns, то выражение (1.10) упрощается:

Ks = (ms)m С

.

Уравнения (1.10) - (1.12) позволяют рассчитать растворимость осадка в присутствии избытка осадителя или вычислить необходимую избыточную концентрацию осадителя, обеспечивающую требуемое значение растворимости осадка.

При увеличении избыточной концентрации осадителя без комплексообразования растворимость осадка значительно или сильно уменьшается. Это используют в аналитической химии для понижения потерь осадка вследствие растворимости при его промывании.

Пример 3. Как изменится при 25С молярная растворимость Ва3(РО4)2 при добавлении 0,01 моль Na3PO4 к 1 литру насыщенного водного раствора? Ионную силу раствора не учитывать.

Решение. После добавления сильного электролита Na3PO4 равновесие

Ва3(РО4)2 (к) 3Ва2+ (р) + 2РО(р)

S 3s 2s + 0,01 0,01 М

сместится влево с увеличением массы осадка и уменьшением концентрации Ва2+ в растворе:

Ks = (3s)3 0,012 = 2,7 10-3s3 = 6 10-39,

Уменьшение растворимости по сравнению с чистой водой (см. пример 1) составит

so / s = 6,9 103.

Гораздо сильнее растворимость фосфата бария понизится (в 2 108 раз) при добавлении 0,01 моль ВаCl2 к 1 л насыщенного раствора фосфата бария в чистой воде.

Расчет растворимости проводится по формуле

s = 0,5 [PO] = = 3,9 10-17 М.

Для малорастворимого соединения несимметричного типа избыток общего иона с меньшим зарядом (Ва2+) вызывает более резкое уменьшение растворимости соединения (Ва3(РО4)2), нежели избыток другого иона (PO). Это используется в химическом анализе для выбора и расчета условий практически полного осаждения (С 10-6 М) определяемого иона.

Растворимость осадков с учетом влияния ионной силы раствора

При более точных расчетах растворимости следует учитывать ионную силу раствора (I 5 10-4 M) и использовать уравнение (1.7) для определения ПРк при отсутствии конкурирующих реакций протонирования и комплексообразования ионов осадка.

В присутствии сильного растворимого электролита, не имеющего общих ионов с осадком, увеличивается ионная сила раствора, уменьшаются (при I <0,1 М) коэффициенты активности ионов осадка, концентрационное ПРк превышает справочную величину ПРт в соответствии с уравнением (1.7) и, как следствие, заметно увеличивается растворимость осадка по сравнению с чистой водой (солевой эффект).

В присутствии сильного электролита, имеющего общий ион с осадком, незначительный солевой эффект компенсируется более сильным отрицательным влиянием общих ионов на растворимость осадка, в результате чего s < so и с учетом положительного солевого эффекта.

Пример 4. Вычислить растворимость CaSO4 (к) в его насыщенном водном растворе с учетом влияния ионной силы раствора, если при 25С Ks0(CaSO4) = 2,5 10-5.

Решение. Сначала оценим растворимость осадка без учета солевого эффекта:

CaSO4 (к) Ca2+ (р) + SO(р),

S 0 s0 s0

so = = 5,0 10-3 М.

Расчет ионной силы раствора по формуле I = (0,005 22 + 0,005 22) / 2 = 0,02 М позволяет затем найти величину коэффициента активности двухзарядного иона из справочных таблиц или вычислить по уравнению Дебая-Хюккеля

lg fi = -0,51 при I 0,1.

Расчет дает f (Ca2+) = f(SO) = 0,56, Ks = ПРк = Ks0 / f = 8,0 10-5 и s1= 8,9 10-3 М, что в 1,8 раза больше значения so, вычисленного без учета ионной силы раствора.

Таким образом, при Ks0 > 10-6 при расчете растворимости осадков следует учитывать солевой эффект.

2. ВЛИЯНИЕ КОНКУРИРУЮЩИХ РАВНОВЕСИЙ ПРОТОНИРОВАНИЯ И КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЯ НА РАСТВОРИМОСТЬ ОСАДКОВ

В реальных условиях на равновесие растворения-осаждения могут оказывать существенное или сильное влияние конкурирующие равновесия протонирования и комплексообразования. В результате связывания ионов малорастворимого соединения в виде недиссоциированных форм слабого электролита (кислоты, основания, комплекса) растворимость осадков возрастает.

В присутствии слабых электролитов (органические кислоты) и неэлектролитов (спирты, кетоны) растворимость солей в воде понижается за счет изменения истинных коэффициентов активности ионов, если не образуются комплексы с катионом или анионом соли.

Влияние рН кислой водной среды

Если малорастворимое соединение (соль, гидроксид) содержит ионы с выраженными протолитическими свойствами, его растворимость зависит от водородного показателя (рН) кислой водной среды.

Растворимость солей, образованных анионами сильных кислот, возрастает несущественно при понижении рН среды от 7 до 1 благодаря солевому эффекту. Растворимость кристаллических галогенидов серебра и таллия (I) в воде и кислотах-неокислителях возрастает с увеличением степени ионности галогенидов (15 70%) в ряду I Br Cl F [5].

Для расчета условного произведения растворимости по уравнению (1.8) необходимые значения мольной доли xA свободных анионов An- слабой кислоты HnA определяют по обобщенному уравнению



хA =

где К1, К2,…Кn - ступенчатые константы диссоциации слабой кислоты.

Для гетерогенного равновесия в кислоте-неокислителе

MАn(т) + nH+ (p) Mn+ (p) + nHA (p),

термодинамическая константа которого равна К = К, МАn / К, кислото-стойкость солей МАn (A- - F-, CN-, OCN-, NO, N и др.) рассчитывается по уравнению

sn+1 =

с использованием выражения

xA- = ,

а при рН < 3, когда [H+] > KHA, по приближенной формуле

sn+1 ,

где Ks - концентрационная константа растворимости соли МАn .

Для гетерогенного равновесия в кислоте-неокислителе



MmАn(т) + 2nH+ (p) mM(2n/m)+ (p) + nH2A (p)

молярную растворимость соли, образованной анионом слабой кислоты Н2А, рассчитывают по уравнению

sm+n =

с использованием уравнения (1.14) при n = 2 для молярной доли хА, где

А - S2-, CO, SO, Se2- и др.

Приближенные формулы расчета растворимости могут быть выведены в зависимости от типа стехиометрии соединения MmAn и соотношения величин рК1 и рК2 слабой кислоты Н2А и рН среды. Например, растворимость малорастворимой соли типа МА, образованной катионом М2+ и анионом А2-, определяют по приближенным формулам:

а) при pH < pK1 (сульфиды MS, карбонаты MCO3)

s [H+] ;

б) при рК1< pH < pK2 (сульфиты MSO3, селениты MSeO3)

s ;

в) при рК2< pH (сульфаты MSO4, селенаты MSeO4, дихроматы MСr2O7)

s .

Расчеты показывают, что растворимость сульфидов MS (M - Pb, Cd, Cu, Hg) сильно (в 104 раз) возрастает при уменьшении рН от 7 до 3 и еще в 200-240 раз при изменении рН от 3 до 1 в основном из-за связывания сульфид-ионов в слабые кислоты HS- и H2S . Растворимость фторидов MF3 (M - Sc, Y, La) при тех же изменениях рН возрастает в~2 и 40 раз в основном из-за связывания фторид-ионов в молекулы слабой кислоты HF[5].

Пример 5. Какую избыточную концентрацию осадителя Na2C2O4 следует создать при рН 3, чтобы растворимость осадка СаС2О4 (К = 2,3 10-9) не превышала 10-6 моль / л? Ступенчатые константы диссоциации щавелевой кислоты К1 = 5,6 10-2 и К2 = 5,4 10-5 при 25С. Ионную силу раствора не учитывать.

Решение. Для гетерогенного равновесия в кислой среде

СаС2О4 (к) Са2+ (р) + С2О(р)

10-6 C (Na2C2O4)x (C2O)

равновесную мольную долю оксалат-ионов вычисляем по формуле (1.14) при n = 2 и полученное значение 0,05 подставляем в выражение для константы растворимости оксалата кальция:

К = [Ca2+] [C2O] = 10-6 C (Na2C2O4) 0,05 = 2,3 10-9.

Затем находим С (Na2C2O4) 0,046 моль / л.

Пример 6. Может ли образоваться осадок СаF2 (К = 4,0 10-11) в растворе, содержащем 0,01 моль / л СаCl2, 0,01 моль / л KF и 0,06 моль / л HCl? KHF = 6,2 10-4. Решать с учетом ионной силы раствора.

Решение. Условием образования осадка СаF2 является соотношение [Ca2+] [F-]2 KS. В кислой среде с гетерогенным равновесием

Са2+ (р) + 2F- (p) СаF2 (к)

конкурирует гомогенное равновесие протонирования фторид-ионов в растворе

F- + Н+ HF.

Общая ионная сила раствора равна 0,1 моль / л. Тогда коэффициенты активности ионов будут равны f (Ca2+)= 0,405, f (F-) = 0,755 [2], а концентрационная константа растворимости СаF2 составит 1,7 10-10. Мольную долю анионов F- вычисляем по формуле (1.14) при n = 1 и [H+] = CHCl = 0,06 M. Полученное значение x (F-) вместе с значениями [Ca2+]=0,01М и [F-]= 0,01 x (F-) используем для определения ПКИ = 10-2 (10-2 0,0102)2= 1,04 10-10.

Так как ПКИ = [Ca2+] [F-]2< K, осадок СаF2 образоваться не может. Решение без учета ионной силы раствора приводит к неверному заключению.

Пример 7. При какой минимальной концентрации ионов водорода не будет выделяться осадок MnS (K = 2,5 10-10) в растворе 0,02 М по MnCl2 и 0,06 М по Na2S? Константы ионизации H2S равны К1=1,010-7иК2= 2,5 10-13 при 25С.

Решение. Осадок MnS не будет выделяться при условии [Mn2+] [S2-] < K. Рассмотрим гетерогенное равновесие

MnS (к) + 2H+ (p) Mn2+ (р) + H2S (р),

K = 1,5 10-9 рН 0,02 М К = 2,5 10-20

которое смещается вправо при понижении рН раствора. При общей ионной силе электролита 0,24 М коэффициенты активности двухзарядных ионов равны 0,414 [2], а концентрационная константа растворимости MnS составит 1,5 10-9. Тогда [S2-] <K / [Mn2+]. Так как [S2-] = С (Na2S)x (S2-) < 7,3 10-8 М, то согласно формуле (1.15) при n = 2 получаем уравнение

[H+]2 + 10-7 [H+] - 2,05 10-14 = 0,

решая которое, находим [H+]min = 1,02 10-7 М и рН = 6,99.

При строгом расчете растворимости в чистой воде осадка соли, содержащей анионы слабой кислоты, следует учитывать влияние гидролиза аниона. В результате частичного связывания анионов в недиссоциированные формы кислоты растворимость осадка возрастает.

Если без учета гидролиза растворимость осадка меньше 10-9 М, то ионы ОН-, образующиеся в результате гидролиза соли, практически не нарушают равновесие ионизации воды и [H+] = 10-7 М = const при 25С.

Влияние комплексообразования катиона

При побочной реакции комплексообразования катиона растворимость осадка соли (гидроксида, оксида) возрастает. В этом случае для расчетов по уравнениям (1.8) и (1.4) необходимо знать численное значение мольной доли х(М) свободных (раскомплексованных) катионов М.

Мольную долю х(М) вычисляют для известного значения равновесной молярности [L] лиганда по формуле

x(M) = [M] / C(M) = [1 + ]-1

где C (M) = [M] + [ML] + [ML2] +…+ [MLn] и

i - общие концентрационные константы устойчивости (образования) комплексов MLi. Обратную величину 1/х (М) называют функцией закомплексованности.

Пример 8. Рассчитать растворимость йодида серебра в 2 М растворе аммиака.

Ks0 (AgI) = 8,3 10-17; lg 1 = 3,32 и lg 2 = 7,23

для аммиачных комплексов серебра.

Решение. С гетерогенным равновесием

Ag I (к) Ag+ (p) + I- (p)

конкурируют гомогенные равновесия в растворе

Ag+ + NH3 Ag (NH3)+,

Ag+ + 2NH3 Ag (NH3)

с общими константами 1 и 2. Рассчитаем мольную долю свободных катионов Ag+ по формуле (1.20)

x (Ag+) = (1 + 21 + 222)-1 = 1,5 10-8.

Находим условное произведение растворимости AgI

ПРу =



и вычисляем растворимость

s = = 7,4 10-5 М.

Пример 9. Рассчитать растворимость свежеосажденного основания Mg(OH)2 (Ks0 = 6 10-10) при 250С в 0,1 М растворе NaOH с учетом ионной силы раствора и образования гидроксокомплекса MgOH+ (1 = 3,6 102).

Решение. Растворимость аморфного Mg (OH)2 в чистой воде вычисляем по формуле (1.4)

s = (Ks0 / 4)1/3 = 5,3 10-4 М.

В щелочном 0,1 М растворе NaOH гетерогенное равновесие

Mg(OH)2 (a) Mg2+ (p) + 2OH- (p)

s s 2s + 0,1 0,1

сместится влево из-за увеличения концентрации гидроксид-ионов, общих с анионами осадка, и растворимость s основания уменьшится.

Рассчитаем сначала величину s без учета комплексообразования, но с учетом ионной силы раствора с использованием формул (1.7) и (1.4):

I = C (NaOH) = 0,1 M, f (Mg2+) = 0,45, f (OH-) = 0,76 [2],

Ks = ПРк = 6 10-10 / (0,45 0,762) = 2,3 10-9, s = Ks / [OH-]2 = 2,3 10-7 M << s.

С учетом гомогенного равновесия в щелочном растворе Mg2+ + OH- MgOH+с константой 1 найдем мольную долю свободных катионов Mg2+ по формуле.

x (Mg2+) = 1 / (1 + 1 [OH-] = 2,7 10-2,

условное произведение растворимости Mg(OH)2

ПРу = ПРк / x (Mg2+) = 8,6 10-8

и вычислим растворимость s = ПРу / [OH-]2 = 8,6 10-6 М. Полученное значение s в 37 раз превышает величину s, вычисленную без учета комплексообразования катиона магния, но в 62 раза меньше растворимости s в чистой воде (влияние общих ионов ОН- преобладает).

3. РАСЧЕТ РАСТВОРИМОСТИ ТВЕРДЫХ ГИДРОКСИДОВ В ВОДЕ И ЩЕЛОЧНЫХ СРЕДАХ

Влияние величины рН на растворимость гидроксидов металлов в водно-щелочной среде представляет интерес при определении условий гидролиза, практически полного осаждения или эффективного маскирования катионов в виде растворимых гидроксокомплексов.

В водном растворе, насыщенном относительно малорастворимого гидроксида M(OH)m, устанавливается гетерогенное химическое равновесие

M (OH)m (т) Mm+(p) + mOH- (p),

термодинамическая константа которого определяется выражением

K = ПРт = a (Мm+) am(OH-) = const (Т).

Значения константы растворимости находят в справочниках или рассчитывают. электролит водорастворимость осадок кристаллический

Молярную растворимость M(OH)m в чистой воде и водно-щелочной среде рассчитывают с учетом ионной силы раствора и образования моноядерных гидроксокомплексов по обобщенному уравнению

s = CM = ,

где СМ - общая молярность всех химических форм М в насыщенном растворе; о = 1, (1, 2, … , i - общие константы устойчивости гидроксокомплексов MOH(m-1)+ , …, М(ОН) .

Концентрацию свободных анионов ОН- и величину рНо насыщенных растворов гидроксидов или оксидов в чистой воде измеряют рН-метром или находят путем решения соответствующей системы уравнений.

Растворимость свежеосажденных аморфных гидроксидов выше, чем кристаллических модификаций. Растворимость последних заметно зависит от структуры, уменьшаясь при переходе к стабильным модификациям. Причиной возникновения метастабильных донных фаз с повышенной энергией и растворимостью является кинетическая заторможенность тех или иных стадий формирования равновесных кристаллических осадков [1].

Влияние образования гидроксокомплексов на растворимость гидроксидов и оксидов усиливается при добавлении щелочи.

Расчеты показывают [6], что при увеличении рН или активной щелочности водной среды молярная растворимость оснований Mg(OH)2, Са(OH)2, Sr(OH)2 и Ва (OH)2 монотонно уменьшается, следуя приближенному уравнению s = Ks / [OH-]2 (см. рис. 1.1, кривые 2 и 3).

При этом эффект сильного понижения растворимости в присутствии общих ОН--ионов не компенсируется слабым положительным эффектом образования непрочных гидроксокомплексов МОН+ и М(ОН)2.

У Sn (OH)2, как и HgO (рис.1.1. кривая 6), практически отсутствует эффект общих ионов ОН-. Анализ показывает, что условиями отсутствия этого эффекта являются высокие значения константы устойчивости 2 нейтрального комплекса М(ОН)2 и его молярной доли в чисто водном растворе (х 0,9). У Zn(ОН)2 и Со(ОН)2 заметно понижающее (в 2 раза) влияние общих ионов ОН- на растворимость в щелочи, а наиболее сильное влияние (в 350 раз) у Fe(ОН)2.

Рис. 1.1 Рассчитанная зависимость растворимости s(моль/л) твердых гидроксидов от водородного показателя рН водно-щелочной среды при t = 25C

1 - -Be(OH)2, 2 - свежеосажденный Mg(OH)2, 3 - Ca(OH)2,

4 - -Zn(OH)2, 5 - -Cd(OH)2, 6 - -HgO.

Минимальная растворимость амфотерных гидроксидов

Анализ уравнения (1.23) приводит к заключению о том, что минимальная растворимость амфотерных гидроксидов М(ОН)nнаблюдается при оптимальной концентрации ОН--ионов, когда среди равновесных частиц в растворе преобладают нейтральные комплексы М(ОН)n. В частности, из условия максимума молярной доли x [M(OH)2] получаем уравнение



24 [OH-]4 + 3 [OH-]3 - 1 [OH-] - 2 = 0,

приближенное решение которого с использованием метода Ньютона и констант i позволяет найти оптимальные значения [OH-]opt и затем sminпо формуле (1.23) .

Пример 10. С учетом образования гидроксокомплексов рассчитать рН наиболее полного осаждения, минимальную и собственную растворимость в водно-щелочной среде стабильной модификации - Zn (OH)2. K = 3,3 10-17. Общие константы устойчивости гидроксокомплексов цинка (II):

1 = 1,1 106, 2 = 1,3 1011, 3 = 4,0 1013, 4 = 6,3 1014.

Решение. Упрощая уравнение (1.24), получим приближенное уравнение x(3x2 - 1) = 0,

откуда x = [OH-] 1,66 10-4 М. Уточняя методом Ньютона найденную величину [OH-], получим [OH-]opt = 1,67 10-4 М и рНopt =
= 10,22[6]. По уравнению (1.23) находим smin = 4,9 10-6 моль / л, или 0,5 мг/л. Вычисленные мольные доли Zn2+, ZnOH+, Zn(OH)2, Zn(OH) и Zn(OH), равны соответственно 0,03, 4,73, 90,45, 4,78 и 0,01 мол. %.

Собственная растворимость гидроксида - Zn(OH)2, определяемая равновесной молярностью нейтральных комплексов Zn(OH)2 в растворе, равна Ks2 = 4,4 10-6 моль / л, или 0,905 smin.

Расчет растворимости - (ZnOH)2 при рН = 10,22 по формуле (1.12) без учета образования гидроксокомплексов дает некорректное значение 1,2 10-9 М (в 3,8 103 раз меньше).

Оксиды как продукты реальной или условной дегидратации гидроксидов в основном сохраняют химические свойства последних. Осньвные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов химически реагируют с водой, образуя растворимые гидроксиды. Амфотерные оксиды (ZnO, BeO, SnO, PbO, Al2O3, Cr2O3 и др.) в воде практически нерастворимы, реагируют с кислотами и концентрированными щелочами, полностью или заметно растворяясь. Химическая активность и растворимость аморфных оксидов выше, чем прокаленных и стабильных кристаллических оксидов. Гетерогенное химическое равновесие растворимости твердых оксидов

МОm/2 (т) + Н2О (ж) Мm+ (р) + mOH- (p)

характеризуется константой K = [Mm+] [OH-]m, как и для гидроксидов[7].

4. ГРАВИМЕТРИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА

Гравиметрические методы анализа - методы количественного химического анализа, основанные на точном измерении массы определяемого компонента пробы, выделенного в элементном виде либо в виде соединения определенного состава.

Гравиметрическое определение можно разделить на три группы:

- метод осаждения - осаждение определяемого компонента в виде малорастворимого соединения( SO42- в виде BaSO4);

- метод отгонки - выделение определяемого компонента в виде летучего соединения (CO2 в карбонатах);

- метод выделения - количественное выделение определяемого компонента (H2O в гидратах). Наиболее широко используется метод осаждения.

Сущность метода осаждения

1.Осаждение определяемого компонента в виде малорастворимого соединения (осаждаемая форма).

2.Отделение осадка от жидкой фазы фильтрованием.

3.Промывание осадка для удаления жидкости и адсорбированных примесей с его поверхности.

4.Высушивание при относительно низкой температуре для удаления воды или прокаливание при высокой температуре для превращения осадка в более подходящую для взвешивания форму (гравиметрическую форму).

5.Взвешивание гравиметрической формы.

Осаждаемая форма - это соединение, в виде которого определяемый компонент осаждается из раствора.

Гравиметрическая форма - это соединение, в виде которого производят взвешивание.

Гравиметрическая форма может отличаться по составу от осаждаемой формы, например:

6OH- 7000

2 Fe3+ > Fe2O3·3H2Ov > Fe2O3

осаждаемая -3Н2О гравиметрическая форма и может совпадать:

Ba2+ 6000

SO42- > BaSO4v > BaSO4v

осаждаемая гравиметрическая форма

Требования к осаждаемой форме

1. В осадок должна выделяться только осаждаемая форма.

2. Осадок должен быть практически нерастворимым (для бинарных соединений Кs< 10-8). Определяемый компонент должен выделяться в осадок количественно. Осаждение считается полным, если в растворе остается масса вещества, меньшая чувствительности аналитических весов, т.е. меньше, чем 1,0 · 10-4 г. Это значение не превышает погрешности взвешивания. Если молярную массу осаждаемого соединения принять равной 100 г/моль, объем - 1л, то молярная концентрация осаждаемого вещества в растворе над осадком составит 1,0 · 10-6 моль/л. Это значение является количественным критерием полноты осаждения.

3.Осадок должен легко фильтроваться и отмываться от загрязнений.

4.Осаждаемая форма должна легко и полностью превращаться в гравиметрическую форму.

Требования к гравиметрической форме

1. Гравиметрическая форма должна быть стехиометрическим соединением известного состава.

2.Химическая устойчивость.

3.Содержание определяемого элемента в гравиметрической форме должно быть как можно меньшим, так как погрешности определения при этом меньше влияют на окончательный результат анализа, например: одинаковая по абсолютной величине погрешность при определении массы осадков BaCrO4 и Cr2O 3 влияет на найденное содержание Cr в первом случае в 3,5 раза меньше, чем во втором. Потеря 1 мг осадка при анализе соответствует следующим ошибкам при определении массы Cr:

Гравиметрическая форма BaCrO4	Гравиметрическая форма Cr2O 3
253,3мг BaCrO4 - 52мгCr 1мг потерь BaCrO4 - х мг Cr Х = 0,2 мг ? потери Cr	152 мг Cr2O 3 - 104 мг Cr 1 мг потерь Cr2O 3 - х мг Cr Х = 0,7 мг ? потери Cr

Вычисление результатов определения

При выполнении вычислений в гравиметрическом анализе удобно пользоваться гравиметрическим фактором F:

aM(молекулярная масса определяемого компонента)

bM(молекулярная масса гравиметрической формы)

где a,b - стехиометрические коэффициенты, уравнивающие числа молей определяемого компонента в числителе и знаменателе. Тогда масса определяемого компонента рассчитывается по формуле:

m(определяемого компонента) = F• m(гравиметрической формы)

Массовая доля w(%) определяемого вещества в образце:

w = mграв.ф.• F·100/mнав(1.26),

где mнав - масса навески образца, взятого для анализа.

Например, при гравиметрическом определении кальция его осаждают в виде оксалата кальция, гравиметрическая форма - оксид кальция, образующийся при прокаливании осадка:

СаС2О4• Н2О > СаО + СО2^ + СО^ + Н2О

m(Ca) = F(Са/CaO)• m(CaO)

Таблица 1.2 Примеры гравиметрических факторов

Определяемое вещество	Гравиметрическая форма	F
Cl-	AgCl	M(Cl) / M(AgCl) = 0,2474
Mg2+	Mg2P2O7	2•M(Mg) / M(Mg2P2O7) = 0,2184
Ni2+	NiC8H14N4O4	M(Ni) / M(NiC8H14N4O4) = 0,2032
P2O5	Mg2P2O7	M(P2O5)/ M(Mg2P2O7)=0,6378

Решение типовых задач

Пример 11. Какой должна быть навеска сплава с массовой долей серы 2% для ее гравиметрического определения в виде сульфата бария, чтобы при анализе можно было получить 0,5 г осадка?

Решение.

m(S) = F• m(BaSO4) = 0,1373 • 0,5 = 0,0687г.

Составляем пропорцию:

m(S) - 2%

m(сплава) - 100%

Пример12. Рассчитать массовую долю карбонатов кальция и магния в известняке, если навеска его 0,9866г. В результате анализа получено 0,3755г СаО и 0,4105г Mg2P2O7.

Решение.

F(CaCO3/ CaO)= M(CaCO3) 100 / M(CaO) 56 1,7847

m(CaCO3) = F(CaCO3/ CaO)• m(CaO) = 1,7847 • 0,3755 = 0,6701г

w(CaCO3) = 0,6701 • 100% / 0,9866 = 67,94%

m(MgCO3) = F(MgCO3/Mg2P2O7)• m(Mg2P2O7) = 0,7574 • 0,4105 = 0,3109г

w(MgCO3) = 0,3109 • 100% / 0,9866 = 31,51%

Пример 13. Для анализа смеси химически чистых CaCO3 и SrCO3 была взята навеска 0,6566г и подвергнута прокаливанию. Масса прокаленного осадка равна 0,4186г. Вычислить процентный состав (по массе) смеси карбонатов.

Решение. В результате прокаливания смеси чистых CaCO3 и SrCO3 образовался осадок, содержащий оксиды кальция и стронция.

Пусть Х - масса CaCO3

m(CaO) = F( CaO / CaCO3)• m(CaCO3) = 0,56 • X

Пусть Y - масса SrCO3

m(SrO) F( SrO/SrCO3)• m(SrCO3) = 0,7019 • Y

Составляем систему уравнений с двумя неизвестными X, Y:

m(CaCO3) + m(SrCO3) =0,6566,

m(CaO) + m(SrO) =0,4186

X + Y = 0,6566,

0,5600 • X + 0,7019 • Y= 0,4186 .

В результате решения системы уравнений получаем:

m(CaCO3) = X = 0,2979г , m(SrCO3) = Y = 0,3587 г,

w(CaCO3) = m(CaCO3) • 100% / m(смеси) = 0,2979 • 100% / 0,6566 = 45,37%,

w(SrCO3) = m(SrCO3) • 100% / m(смеси) = 0,3587 • 100% / 0,6566 = 54,63%.

Пример14. Какой объем раствора MgCl2 c массовой долей 20% (с=1,17г/см3) потребуется для осаждения MgNH4PO4 из навески фосфорита массой 5,0г, содержащего 25% P2O5, если осадитель добавлять в полуторном количестве?

Решение.

m(P2O5) = w(P2O5) • mнавески / 100% = (25% · 5,0) / 100% =1,25г

Найдем массу MgCl2, необходимую для осаждения MgNH4PO4, используя

два гравиметрических фактора:

m(MgNH4PO4) = F(MgNH4PO4/ P2O5)• m(P2O5)

m(MgCl2) = F(MgCl2 / MgNH4PO4)• m(MgNH4PO4) =

Найдем массу 20%-ного раствора MgCl2:



mраствора= 100% • m(MgCl2) / w(MgCl2) = 100%• 1,68 / 20% = 8,4г

Найдем объем 20% -ного раствора MgCl2, необходимого для осаждения эквивалентного количества MgNH4PO4:

V1 = mраствора / с = 8,4 / 1,17 = 7,2мл

По условию задачи добавляется полуторное количество осадителя:

V2 = 1,5 · V1 = 1,5 · 7,2 = 10,8мл

При проведении анализов различных технических материалов, содержащих внешнюю и гигроскопическую влагу, часто делают пересчет результата анализа на сухое вещество. Под сухим веществом понимают сумму всех составных частей продукта без внешней и гигроскопической влаги. Удаляют внешнюю и гигроскопическую влагу в результате высушивания материала до постоянной массы, обычно при температуре выше 105 0С. Гигроскопической называют влагу, адсорбированную веществом из окружающего воздуха. Наощупь такое вещество может казаться сухим. Избыточную влагу, содержащуюся в веществе сверх гигроскопической, называют внешней влагой, а вещество, содержащее внешнюю влагу, ? влажным или мокрым. Высушиванием на воздухе при обычной температуре внешняя влага может быть удалена и вещество становится воздушно-сухим, содержащим только гигроскопическую влагу. Последняя удаляется при более высокой температуре.

Пример15. Из навески суперфосфата массой 0,5302г, содержащего 14,50% влаги, получили 0,3240г прокаленного осадка Mg2P2O7. Вычислить массовую долю (%) P2O5 во влажном и абсолютно сухом суперфосфате.

Решение.



m(P2O5) = F(P2O5/Mg2P2O7) • m(Mg2P2O7) = 0,64 • 0,3240 = 0,2074г,

m(влаги) = w(влаги) • m(суперфосфата) / 100% = 14,50% • 0,5302 / 100% = 0,0769г,

m(сух. суперфосфата) = m(суперфосфата) ?m(влаги) = 0,5302 - 0,0769 = 0,4533г,

w(P2O5) = m(P2O5) ) / m(суперфосфата) = 0,2074 · 100% / 0,5302 = 39%,

w(P2O5) = m(P2O5) ) / m(сух.суперфосфата) = 0,2074 · 100% / 0,4533 = 46%.

Механизм образования осадка

Образование осадка происходит в две стадии:

1) образование центров кристаллизации - процесс объединения некоторого минимального числа ионов или молекул с образованием устойчивой второй фазы,

2) рост частиц - увеличение размера сформировавшихся зародышей кристаллов.

Дальнейшее осаждение может осуществляться путем образования новых центров или путем роста частиц. Размеры частиц осаждаемого вещества определяются тем, какая из двух стадий является доминирующей. Если осаждение преимущественно идет по первому пути, получается осадок, состоящий из большого числа мелких частиц; если доминирует второй процесс, образуется меньшее число, но крупных частиц. Размеры частиц связаны с относительным пересыщением (С - s)/s , где С ? концентрация растворенного вещества в данный момент времени, s - концентрация насыщенного раствора. В процессе образования малорастворимого осадка добавление каждой порции осадителя приводит к мгновенному пересыщению раствора, т.е. С>s. Скорость образования центров кристаллизации возрастает с увеличением относительного пересыщения по степенному закону: V1 = k1 • (С?s)n/ sn. Скорость роста частиц связана линейным состношением с относительным пересыщением: V2 = k2 • (С ?s) / s. Обычно k2>k1, поэтому при низком относительном пересыщении доминирует рост кристаллов. Если пересыщение велико, процесс образования центров кристаллизации может практически подавить линейный рост кристаллов с формированием при низких Кs аморфных осадков и золей.

Условия получения кристаллических осадков

Кристаллические осадки более предпочтительны в гравиметрическом анализе, так как они легко промываются и фильтруются. Для получения кристаллических осадков необходимо уменьшить относительное пересыщение. Это можно достигнуть, соблюдая следующие условия:

1) осаждение проводят из горячего раствора (увеличивается s);

2) осаждение проводят из разбавленного раствора (уменьшается С);

3) осадитель добавляется медленно при интенсивном перемешивании;

4) увеличивают растворимость за счет понижения рН и солевого эффекта.

Условия получения фильтруемого аморфного осадка

Если растворимость осаждаемой формы мала, то избежать мгновенного большого относительного пересыщения при перемешивании растворов невозможно. Например, в аналитических условиях гидраты оксидов железа (III), алюминия, хрома (III), сульфиды большинства тяжелых металлов вследствие их низкой растворимости можно получить только в коллоидном состоянии. Отдельные коллоидные частицы не задерживаются при фильтровании. Но их можно укрупнить (скоагулировать); при этом образуется некристаллическая масса, которая быстро оседает и легко фильтруется. Для этого:

а) осаждение проводят из горячего раствора при перемешивании в присутствии электролита в количестве, достаточном для коагуляции осадка;

б) скоагулированный осадок оставляют на 1-2 часа в горячем маточном растворе для удаления слабо связанной воды.

Загрязнение осадка

Загрязнение осадка может происходить за счет:

1) совместного осаждения, 2) последующего осаждения,

2) соосаждения.

Совместное осаждение наблюдается при одновременном превышении произведения растворимости осаждаемого и посторонненго соединения, например, при рН 2-3 совместно осаждаются гидроксиды железа (III) и алюминия.

Последующее осаждение возникает, когда осаждаемое и постороннее соединения имеют общий ион, но скорость образования осадка - примеси меньше, например, последующее осаждение MgC2O4 на осадке CaC2O4·H2O.

При гравиметрическом определении совместное и последующее осаждение сводят к минимуму путем предварительного разделения и правильного выбора условий осаждения.

Основная причина загрязнения - это соосаждение путем захвата образующимся осадком тех компонентов, которые обычно в условиях анализа находятся в растворе. Примеси могут оказаться на поверхности осадка (адсорбция) и внутри его (абсорбция). По механизму захвата посторонних веществ различают следующие виды соосаждения: адсорбция, окклюзия, образование твердого раствора (изоморфное соосаждение).

К адсорбции приводит нескомпенсированность заряда ионов на поверхности осадка. Адсорбция является главной причиной загрязнения аморфных и мелкокристаллических осадков, так как такие осадки имеют большую внутреннюю поверхность. Для кристаллических осадков источниками загрязнения являются инклюзия и окклюзия, различающиеся характером распределения примеси внутри твердой фазы.

Инклюзия - захват индивидуальных ионов или молекул, которые гомогенно распределяются по всему кристаллу. Окклюзия - неравномерное распределение многочисленных ионов или молекул примеси, попавших в кристалл вследствие несовершенства кристаллической решетки. Окклюзия возникает в тех случаях, когда целые капельки раствора, содержащего загрязняющие примеси, захватываются и окружаются быстро растущим кристаллом. Степень окклюзии значительно снижается при медленном осаждении, позволяющем частичкам примеси удалиться с поверхности твердой фазы, и при старении кристаллических осадков, сопровождающемся перекристаллизацией первоначально получившихся частиц.

При изоморфном осаждении один из ионов замещается в кристаллической решетке другим ионом при условии, что заряд их одинаков, размеры близки, а кристаллы обоих соединений относятся к одному классу. Например, Ba2+ и Pb2+ имеют одинаковые заряды и близкие ионные радиусы, поэтому Pb2+ изоморфно замещает Ba2+ в кристаллической решетке BaSO4 при его осаждении с образованием смешанных кристаллов mBaSO4 Ч nPbSO4.

Выбор осадителя

Осадитель должен удовлетворять следующим требованиям:

1) осадитель селективно реагирует с определяемым компонентом с образованием наименее растворимого соединения;

2) ионы осадителя, разноименные с ионами осадка, должны легко удаляться с поверхности осадка при промывании осадка на фильтре и получении гравиметрической формы;

3) количество осадителя следует брать примерно в 1,5 раза больше рассчитанного, так как в присутствии одноименных с осадком ионов уменьшается растворимость осаждаемого малорастворимого электролита.

Кроме неорганических реагентов - осадителей, в гравиметрическом анализе используют органические хелатообразующие (8 - гидроксихинолин, диметилглиоксим и др.) и солеобразующие осадители (бензидин, нитрон и др.). Органические осадители способны снижать гравиметрический фактор и предел обнаружения, повышать селективность осаждения ионов, формировать негигроскопичные осадки стехиометрического состава, которые можно взвешивать непосредственно после высушивания.

Фильтрование и промывание осадка

Фильтрованием отделяют полученный осадок от раствора, содержащего посторонние примеси. Тщательность выполнения этой операции анализа повышает точность определений. В гравиметрии используют бумажные беззольные фильтры, различающиеся по диаметру и пористости:

а) наименее плотные и быстро отделяющие осадок от раствора фильтры “красная или черная лента” для аморфных осадков гидроксидов;

б) фильтры средней пористости “белая лента”, используемые для отделения большинства кристаллических осадков;

в) наиболее плотные фильтры “синяя лента” для отделения мелкокристаллических осадков (BaSO4, CaC2O4).

Для фильтрования подбирают стеклянную воронку с углом 600 и такого размера, чтобы фильтр не доходил до ее верхнего края на 5 мм. Воронку с фильтром помещают в кольцо штатива и подставляют позднее стакан для фильтрата. Затем проводят декантацию, т.е. осторожно сливают отстоявшуюся жидкость с осадка на фильтр по стеклянной палочке, стараясь не взмутить осадок. После декантации осадок, оставшийся в стакане, промывают. Кроме бумажных фильтров, в гравиметрии применяют также стеклянные фильтрующие тигли и воронки.

Промывание необходимо для удаления ионов, которые не улетучиваются при переводе осадка в гравиметрическую форму.

Промывная жидкость для кристаллических осадков обычно содержит летучие электролиты. Осадки веществ с растворимостью 10 ?6 ? 10 ?5 моль/л промывают растворами электролитов, содержащих одноименные с осадком ионы. Например, осадок CaC2O4 (S= 4,8·10 ?5моль/л) промывают раствором оксалата аммония.

Общий объем промывной жидкости не должен превышать 100 мл.

Осадок более полно освобождается от загрязняющих веществ, если его промывать многократно небольшими порциями промывной жидкости, чем при двух - трехкратном промывании большими порциями:

Cn = Co[Vo / (Vo + V )]n

где Сn - концентрация примесей после n - го промывания; Co - начальная концентрация примесей; Vo- объем промывной жидкости, остающейся в осадке после промывания; V - объем каждой порции промывной жидкости.

При двухкратном промывании осадка порциями по 30мл (при Vo = 1мл)

С2 = С0[1/ (1 + 30 )]2= 1· 10-3 •С0

При шестикратном промывании осадка порциями промывной жидкости по 10мл

С6 = С0[1/ (1 + 10 )]6= 5· 10-7 •С0

Видно, что при шестикратном промывании осадка концентрация примесей в осадке более, чем на три порядка меньше, по сравнению с двухкратным промыванием при использовании одного и того же объема жидкости (60мл).

Эти расчеты носят приближенный характер, так как не учитывают действие капиллярных сил, затрудняющих просачивание промывной жидкости, и другие факторы. Однако оценка числа необходимых многократных промываний остается справедливой.

Пример 16. Достаточно ли трехкратного промывания на фильтре осадка гидроксида железа (Ш) порциями промывной жидкости по 10 мл для очистки от примесей хлорида калия, концентрация которого в исходном растворе 0,1 М, а объем удерживаемой жидкости 1 мл?

Решение. Найдем концентрацию CKCl (3) после трехкратного промывания:

C3 = Co[Vo/ (Vo + V )]3= 0,1[1/ (1 + 10 )]3= 7,5•10-5моль/л.

Эта концетрация больше, чем 1•10-6моль/л (критерий полноты осаждения). Следовательно, трехкратного промывания не достаточно для очистки осадка гидроксида железа (Ш) от примесей хлорида калия.

Промывание осадка может приводить к существенным потерям определяемого вещества за счет растворения осадка. Поэтому в качестве промывной жидкости воду используют в редких случаях. Обычно в промывную жидкость вводят электролит, имеющий одноименный ион с осадком.

Пример 17. Какой объем 0,05 М раствора (NH4)2SO4 нужно прибавить к 300мл воды, чтобы при промывании осадка BaSO4 массой 0,5г потери за счет растворимости не превышали0,01%?

Решение. Найдем массу потерь BaSO4:

m(потерь BaSO4) = w(потерь)% · m(осадка) / 100% = 0,01% · 0,5 / 100% = 5 • 10?5г,

n(потерь BaSO4) = m(потерь BaSO4) / M(BaSO4) = 5 • 10?5 / 233,3 = 2,1 • 10 ?7моль.

Пусть V(л) ? объем 0,05 М раствора (NH4)2SO4, который нужно прибавить к 300мл воды. Найдем растворимость осадка (s, моль/л), соответствующую данным потерям:

s = n(потерьBaSO4) / (V + 0,3) = 2 • 10?7/ (V + 0,3)

Константа растворимости для BaSO4:

Ks=С(Ba2+)· С(SO42-) = s • 0,05 · V / (V + 0,3) = 1,1 · 10?10

Допустим, что V много меньше 0,3, тогда (V + 0,3) ? 0.3. Подставляем выражение для растворимости и решаем уравнение с одним неизвестным относительно V:

1,1 · 10?10 = 2,1 • 10?7• 0,05 · V / 0,32

V = 0,94• 10?3л = 0.94мл

Получение гравиметрической формы

Гравиметрическую форму получают высушиванием осадка или прокаливанием его до постоянной массы. Высушивание осадка проводят при использовании органических осадителей. При прокаливании гравиметрическая форма может взаимодействовать с углеродом золы фильтра (BaSO4 >BaS) или частично разложиться при перегреве (BaSO4>BaO + SO3). Для определения температуры прокаливания снимают термогравиметрическую кривую. Например, прокаливание осадков BaSO4 и Al2O3·nH2O проводят при температурах соответственно 600 - 8000С и 1000 - 12000С.

Гравиметрический метод применяют при анализе ограниченного числа проб образцов с содержанием определяемого компонента более 0,1%. Погрешность определения не превышает 0,1-0,2%.

Недостатки гравиметрического метода определения:

1. Длительность определения.

2. Неселективность. Реагенты - осадители за небольшим исключением редко бывают специфическими. Необходимо предварительное разделение компонентов пробы.

Размещено на Allbest.ru

...