Analitik kimyo fanining maqsad va vazifalari, tibbiyotdagi ahamiyati. Sifat analizi usullari

2–misol. 500 ml 0,1 n eritma tayyorlash uchun necha g suvsiz Na₂CO₃ kerak bo`ladi?

Berilgan: V (eritma) = 500 ml. Cn (BaCl2) = 0,1 n Topish kerak: m (Na2CO3) = ?

Yechish: 1000 ml 0,1 n eritmada 5,3002 g Na2CO3 bo`ladi. 500 ml 0,1 n eritmada x g Na2CO3 bo`ladi.

Eritmalarning konsentratsiyasini bir birlikdan boshqasiga yangidan hisoblash:

Ko`pincha laboratoriya amaliyotida bor bo`lgan eritmalarning konsentratsiyasini bir birlikdan boshqasiga yangidan hisoblab o`tkazishga to`g`ri keladi. Foiz konsentratsiyasi molyarga o`tkazishda va aksincha qilishda shuni esda tutish kerakki, foiz konsentratsiyasi eritmaning ma`lum massasiga hisoblanadi. Molyar va normal esa hajmiga, shuning uchun hisoblashda eritmaning zichligini bilish zarur. Eritmaning zichligi ma`lumotnomalarda, tegishli jadvallarda keltiriladi yoki areometr bilan o`lchanadi. Agar belgilansa, C–foiz konsentratsiyasi; M–molyar konsentratsiyasi; N–normal konsentratsiya; d–eritmaning zichligi, E–ekvivalent massa; m–mol massa; u holda foiz konsentratsiyasidan molyar va normalga qayta hisoblash uchun formulalar quyidagicha bo`ladi:

;

1–misol. Zichligi d=1,08 g/sm³ bo’lgan 12 % li sulfat kislota eritmasining molyar va normal konsentratsiyasi qanday bo`ladi?

Berilgan: d=1,08 g/sm^3. ω (H2SO4) = 12 %. Topish kerak: CM va Cn (H2SO4) = ?

Yechish: Mr(H2SO4) = 98 g/mol. a) b)

Mavzuga oid tayanch iboralar.

1. Eritmalar–ikki yoki undan ortiq komponent (tarkibiy qismlar) dan tarkib topgan bir jinsli sistemalar.

2. Suyuq eritmalar–moddalarning suvda yoki boshqa suyuqliklarda (spirt, benzol, xloroform, atseton) erigan eritmalari.

3. Qattiq eritmalar–metallarning qotishmalari bo`lib, foiz miqdori ko`p metall erituvchi, foiz miqdori kam metall erigan modda hisoblanadi.

4. Gazsimon eritmalar–havo, aerozollar bo`lib, gaz miqdori ko`p hamda erituvchi, qattiq moddalar esa erigan modda hisoblanadi.

5. To`yingan eritmalar–erituvchi va erigan modda miqdorlari o`zaro dinamik muvozanatda bo`lgan eritmalar.

6. To`yinmagan eritmalar–erigan modda miqdori to`yingan eritmada erigan modda miqdoridan kam bo`lgan eritmalar.

7. O`ta to`yingan eritmalar–erigan modda miqdori to`yingan eritmada erigan modda miqdoridan ko`p bo`lgan eritmalar.

8. Eruvchanlik (moddaning eruvchanligi)–berilgan haroratda erituvchi yoki eritmaning ma`lum hajmida erigan moddaning maksimal konsentratsiyasi (miqdori).

9. Amfiprot erituvchilar–kislotali va asosli xossaga ega bo`lgan erituvchilar, masalan, suv, metanol, yuqori spirtlar.

10. Protogen erituvchilar–kislotali xossaga ega bo`lgan erituvchilar, masalan, ftorid kislota, sulfat kislota, muz sirka kislota.

11. Protofil erituvchilar–asosli xossaga ega bo`lgan erituvchilar, masalan, tetrametilmochevina, aminlar.

12. Aproton erituvchilar–neytral xossaga ega bo`lgan erituvchilar, masalan, atsetonitril, benzol.

13. Erigan moddaning massa ulushi–100 g eritmada erigan modda miqdori.

14. Molyar konsentratsiya–1000 ml (1 l) erituvchida 1 mol modda erigan eritma.

15. Normal konsentratsiya–1000 ml (1 l) erituvchida 1 g/ekv modda erigan eritma.

16. Molyal konsentratsiya–1000 g (1 kg) erituvchida 1 mol modda erigan eritma.

17. Titr–1 ml (1 sm³) erituvchida erigan modda miqdori.

Mavzuga oid adabiyotlar:
1. M. S. Mirkomilova: «Analitik kimyo», Toshkent, «O`zbekiston» nashriyoti, 2005 yil, 23–33 betlar;

2. M. G`ulomova: «Analitik kimyo», Toshkent, «Talqin» nashriyoti, 2005 yil, 7–26 betlar;

3. U. Haydarov: «Analitik kimyo», Toshkent, «O`qituvchi» nashriyoti, 2007 yil, 16–36 betlar.

Mavzu: Oksidlanish–qaytarilish reaksiyalari.
O`quvchi–talaba bilishi kerak:

1. Oksidlanish–qaytarilish reaksiyalari va ularning turlarini;

2. Oksidlanish–qaytarilish reaksiyalarini elecktron-balans usulida tenglashtirishni ;

3. Oksidlanish–qaytarilish reaksiyalarini yarim-reaksiyalar usulida tenglashtirishni;

4. Oksidlanish–qaytarilish reaksiyalariga eritma muhitining ta`sirini.
Yangi darsning bayoni.

1. 
   Oksidlanish–qaytarilish reaksiyalari va ularning turlari.
   

Oksidlanish–qaytarilish reaksiyalari (OQR) tabiatda juda keng tarqalgan bo`lib, kimyo sanoatida, xalq xo`jaligi tarmoqlarida, shuningdek dorishunoslik sanoatida keng qo`llaniladi. Biologik va yashash jarayonida muhim bo`lgan nafas olish, yemirilish va fotosintez ko`p bosqichli katalitik OQR hisoblanadi. Bu mavzuni chuqur bilish analitik, biologik, farmatsevtik va toksikologik kimyoni hamda farmakologiya va patofiziologiyani o`rganishda yordam beradi.

Oksredmetriya va redoksmetriya OQR ga asoslangan bo`lib, eritmadagi oksidlovchi va qaytaruvchining miqdorini hajmiy analiz bilan aniqlash usulidir. Oksredmetriya va redoksmetriya farmatsiyada, biokimyoda, sanitary va klinik tekshirishlarda (masalan, Cu<sup>2+</sup>, K<sup>+</sup> ionlari konsentratsiyasini, atsetonni, xinonni, gidroxinonni, askorbin kislotani, fermentlardan katalaza peroksidini aniqlashda) keng qo`llaniladi.

Barcha kimyoviy reaksiyalar ikkiga bo`linadi:

1. Reaksiyaga kirishayotgan moddalar tarkibidagi elementlarning oksidlanish darajalari o`zgarmaydigan reaksiyalar, ularga neytrallanish, almashinish, ayrim birikish va ajralish reaksiyalari misol bo`ladi.

HCl + NaOH = NaCl + H₂O MgCO₃ = MgO + CO₂↑

CaCl₂ + K₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2KCl SO₃ + H₂O = H₂SO₄

2. Reaksiyaga kirishayotgan moddalar tarkibidagi elementlarning oksidlanish darajalari o`zgaradigan reaksiyalar, ularga o`rin olish va ajralish (parchalanish) reaksiyalari misol bo`ladi.

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑ 2Pb(NO₃)₂ = 2PbO + 4NO₂↑ + O₂↑

Elementlarning oksidlanish darajasi o`zgarishi bilan boradigan reaksiyalar oksidlanish–qaytarilish reaksiyalari deb ataladi. OQR uch turga bo`linadi: molekulalararo, ichki molekulyar va o`z–o`zidan oksidlanish–qaytarilish (disproporsiyalanish) reaksiyalari.

1. Molekulalararo OQR da oksidlanish darajasi o`zgaradigan element atomlari turli xil molekulalar tarkibiga kiradigan reaksiyalar kiradi. Masalan:

2. Ichki molekulyar OQR da oksidlanish darajasi o`zgaradigan element atomlari bir molekula tarkibiga kiradi. Masalan:

3. Disproporsiyalanish yoki o`z–o`zidan OQR da bir atomning oksidlanish darajasi ham ortadi, ham kamayadi. Ya`ni o`sha atom reaksiyada ham oksidlovchi bo`ladi, ham qaytaruvchi bo`ladi. Masalan:

OQR da ikkita element atomlari yoki ionlari ishtirok etib oksidlansa yoki qaytarilsa oddiy OQR, ikkitadan ortiq element atomlari yoki ionlari ishtirok etib oksidlansa yoki qaytarilsa murakkab OQR deb ataladi.

O`zidan elektron beradigan atom, molekula yoki ion qaytaruvchi deyiladi. Elektron berish jarayoni oksidlanish deyiladi, bunda qaytaruvchi oksidlanadi va oksidlanish darajasi ortadi.

Na⁰ – e^– = Na⁺ H₂⁰ – 2e^– = 2H⁺ Fe⁺² – e^– = Fe⁺³

O`ziga elektron qabul qiladigan atom, molekula yoki ion oksidlovchi deyiladi. Elektron qabul qilish jarayoni qaytarilish deyiladi, bunda oksidlovchi qaytariladi va oksidlanish darajasi kamayadi.

S⁰ + 2e^– = S^–2 Cl₂⁰ + 2e^– = 2Cl^– N⁺⁵ + 3e^– = N⁺²

2. Oksidlanish–qaytarilish reaksiyalarini tenglash usullari.

Oksidlanish–qaytarilish reaksiyalarini tenglashtirishning ikki xil usuli bor: elektron–balans usuli va ionli–elektron (yarim reaksiya) usuli.

1. Elektron–balans usuli–bu usulning asosida, qaytaruvchi yo`qotgan elektronlarning umumiy soni, oksidlovchi biriktirib olgan elektronlarning umumiy soniga teng bo`lishi kerak. Masalan, kislotali sharoitdagi reaksiya.

Oksidlanish jarayoni S⁺⁴ – 2e^– = S⁺⁶ 2 5

Qaytarilish jarayoni Mn⁺⁷ + 5e^– = Mn⁺² 5 2

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

2. Ion–elektronli usul–bu usulda oksidlovchi, qaytaruvchi va ularning reaksiya mahsulotlari ion holida yozilib, keyin yarim reaksiyalar tenglamasi tuziladi. Kuchli elektrolitlar ion holida, kuchsiz elektrolitlar, gazlar va cho`kmalar esa molekula holida yoziladi.

1–qoida.

[O] + 2H⁺ + 2e^– = H₂O

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e^– = Mn⁺² + 4H₂O

2–qoida.

[O] + 2H⁺ + 2e^– = 2OH^–

MnO₄^– + 2H₂O + 3e^– = MnO₂ + 4OH^–

3–qoida.

H₂O – 2e^– = [O] + 2H⁺

SO₃^–2 + H₂O – 2e^– = SO₄^–2 + 2H⁺

4–qoida.

2OH^– – 2e^– = [O] + H₂O

SO₃^–2 + 2OH^– – 5e^– = SO₄^–2 + H₂O

Masalan:

KMnO₄ + H₂SO₄ + Na₂SO₃ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

a) MnO₄^– + SO₃^–2 + 2H⁺ → Mn⁺² + SO₄^–2 + … (1)

MnO₄^– → Mn⁺² (1) SO₃^–2 → SO₄^–2 (2)

b) MnO₄^– + 8H⁺ → Mn⁺² + 4H₂O SO₃^–2 + H₂O → SO₄^–2 + 2H⁺

c) MnO₄^– + 8H⁺ + 5e^– → Mn⁺² + 4H₂O SO₃^–2 + H₂O – 2e^– → SO₄^–2 + 2H⁺

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e^–→ Mn⁺² + 4H₂O 5 2

SO₃^–2 + H₂O – 2e^– → SO₄^–2 + 2H⁺ 2 5

d) 2MnO₄^– + 16H⁺ + 5SO₃^–2 + 5H₂O = 2Mn⁺² + 8H₂O + 5SO₄^–2 + 10H⁺

2MnO₄^– + 5SO₃^–2 + 6H⁺ = 2Mn⁺² + 5SO₄^–2 + 3H₂O

e) 2MnO₄^– + 5SO₃^–2 + 6H⁺ = 2Mn⁺² + 5SO₄^–2 + 3H₂O

2K⁺ + 10Na⁺ + 3SO₄^–2 = 2SO₄^–2 + 10Na⁺ + 2K⁺ + SO₄^–2

f) 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O