Chimie analitică

I. OBIECTUL CHIMIEI ANALITICE

1.1. Generalităţi

Chimia analitică se defineşte ca ştiinţa ce se ocupă cu elaborarea teoriilor şi metodelor de analiză ce au ca obiect studiul compoziţiei, structurii şi proprietăţile substanţelor.

În ultimele secole, chimia a cunoscut o dezvoltare şi diversificare importantă, în strânsă corelaţie cu progresele din fizică, biologie, matematică, etc.

Deşi cercetarea chimică nu poate fi imaginată fără analize chimice, totuşi această ramură a chimiei, chimia analitică, s-a detaşat relativ recent ca domeniu de sine stătător.

În fazele iniţiale, chimia analitică se ocupa cu aspectele calitative. Determinările cantitative au început să devină o preocupare sistematică după ce au fost stabilite unele legi fundamentale:

a) Legea conservării masei, de către M.V.Lomonosov (1748) şi L.A.Lavoisier (1777) care arată că, în orice reacţie chimică, suma maselor substanţelor reactante (mr) este egală cu suma maselor produşilor (mp):

.

Urmare a faptului că în decursul unei reacţii chimice atomii se conservă trecând prin regrupare din moleculele reactanţilor în moleculele produşilor, suma tuturor atomilor, înainte şi după reacţie, se va menţine aceeaşi, ca şi masa lor.

b) Legea proporţiilor definite (Proust, 1799): elementele se combină în raporturi de masă constante (sau: indiferent de calea prin care se obţine o substanţă compusă, elementele componente se află în aceleaşi proporţii de masă) - dacă unul din reactanţi este în exces după reacţie rămâne neconsumat.

Exemplu: substanţele de mai jos vor avea întotdeauna aceeaşi compoziţie:

H2O 2:16 = 1:8 HNO3 1:14:48 C2H5O2N 24:5:32:14

HCl 1:35,5 CH2O2 12:2:32

sau 6:1:16

c) Legea proporţiilor multiple (J.Dalton, 1804) – arată că dacă două substanţe simple reacţionează şi rezultă mai multe combinaţii chimice, în rapoarte de masă diferite, atunci masele diferite ale unui element ce corespund unei mase constante a celuilalt se află între ele în rapoarte simple de numere întregi.

De exemplu, oxizii azotului:

Protoxid de azot: N2O 28 : 16 14 : 8

Oxid de azot: NO 14 : 16 14 : 16

Trioxid de azot: N2O3 28 : 48 14 . 24

Bioxid de azot: NO2 14 : 32 14 : 32

Pentoxidul de azot: N2O5 28 : 80 14 : 40

Aceasta arată că rapoartele de combinare a elementelor simple poate varia în funcţie de capacitatea de combinare a atomilor, o altă proprietate fundamentală a acestora pe lângă masa atomică

d) Legea proporţiilor echivalente (J.B.Richter,Ch.Fr. Wenzel, 1791) – Din legea proporţiilor de mase s-a ajuns la definirea echivalentului chimic: se numeşte echivalent chimic cantitatea dintr-un element care reacţionează sau substituie în combinaţii chimice, 1,008 g hidrogen sau 8 g oxigen. Echivalentul gram este cantitatea de substanţă numeric egală cu echivalentul chimic. Raportul de mase dintre elementele A, B ce compun o substanţă AnBm este proporţional cu raportul echivalenţilor chimici ale acestora:

e) Legea volumelor constante (Gay-Lussac, 1808)

La reacţiile dintre elementele în stare gazoasă, volumele gazelor care intră în reacţie se află între ele şi faţă de volumele substanţelor gazoase ce se formează în raporturi de numere simple şi întregi.

Astfel, la formarea HCl din H2 şi Cl2 raportul dintre H2 şi Cl2 este 1 : 1; la formarea apei: volumul H2/volumul O2 = 2/1; la formarea amoniacului: volumul H2/volumul N2 = 3/1. Din această lege a rezultat legea lui Avogardo.

f) Legea lui Avogardo: volume egale de gaze diferite, în aceleaşi condiţii de temperatură şi presiune, conţin acelaşi număr de molecule.

Din această lege rezultă că:

1. Volumul molar este acelaşi pentru toate gazele ideale şi are valoarea de 22,415 l pentru 1 mol gram de substanţă.

2. Numărul lui Avogardo. Teoria lui Avogardo arată pentru prima dată că 1 mol gram de substanţă, deci şi volumul molar, conţine acelaşi număr de molecule: 6,023 x 1023 mol-1.

3. Cu ajutorul numărului lui Avogardo se poate astfel calcula masa moleculară (atomică) absolută a substanţelor.

În secolul XIX, ca unitate pentru masele atomice a fost aleasă masa atomului de hidrogen, H = 1, apoi 1/16 din masa izotopului de oxigen O = 16,00.

Din 1961 s-a convenit adoptarea unei scări unice pentru masele atomice, în care unitatea de masă atomică relativă este 1/12 din masa izotopului 12C=12,000.

După enunţarea acestor legi, teoria lui Dalton a devenit teoria atomo-moleculară a materiei şi a stat la baza studiului fenomenelor chimice, contribuind la fundamentarea ştiinţifică a existenţei atomului, deschizând drumul unei mulţimi de descoperiri tehnico-ştiinţifice.