Меню Рубрики

Кислотно основные реакции в аналитической химии примеры. Презентация по аналитической химии "аналитические реакции в растворах"

2.1. Общие вопросы теории растворов

Раствор как среда для проведения аналитических реакций. Влияние физико-химических характеристик растворителя на химико-аналитические свойства ионов. Основы теории сильных электролитов. Активность, коэффициент активности, ионная сила растворов.

Основные типы химических реакций, используемых в аналитической химии

Кислотно-основное равновесие. Равновесие в водных растворах кислот, оснований и амфолитов. Буферные растворы, их состав и свойства. Расчет рН протолитических систем на основе теории Бренстеда–Лоури. Применение реакций кислотно-основного взаимодействия в аналитической химии. Значение буферных систем в химическом анализе.

Окислительно-восстановительное равновесие. Сопряженная окислительно-восстановительная пара. Окислительно-восстановитель-ный потенциал и факторы, влияющие на его значение. Окислительно-восстановительные реакции, их константа равновесия, направление и скорость. Автокаталитические и индуцированные реакции, их роль в химическом анализе. Применение реакций окисления-восстановления в аналитической химии.

Равновесие комплексообразования. Строение и свойства комплексных соединений. Полидентантные лиганды, хелатные комплексы, хелатный эффект. Равновесия в растворах комплексных соединений, константы устойчивости комплексных ионов. Использование реакций комплексообразования в аналитической химии.

Равновесие в системе осадок–раствор. Гетерогенное химическое равновесие в растворах малорастворимых электролитов. Правило произведения растворимости и его использование в аналитической химии. Константа растворимости (произведение активностей). Факторы, влияющие на растворимость малорастворимых соединений: солевой эффект, влияние одноименных ионов и конкурирующих реакций. Использование гетерогенных систем в аналитических целях.

Органические аналитические реагенты

Особенности органических аналитических реагентов: высокая чувствительность и избирательность действия. Применение органических аналитических реагентов в анализе.

Химические МЕТОДЫ РАЗДЕЛЕНИЯ И ОБНАРУЖЕНИЯ

3.1. Общие вопросы качественного анализа

Цели и задачи качественного анализа. Классификация методов качественного анализа в зависимости от величины пробы. Техника эксперимента: качественные пробирочные, капельные и микрокристаллоскопические реакции.

Аналитический эффект. Аналитические химические реакции и условия их проведения. Общие, групповые и характерные (селективные и специфические) реакции.

Аналитические классификации катионов и анионов. Аналитические группы ионов и Периодический закон Д. И. Менделеева. Систематический и дробный качественный анализ.

Использование реакций осаждения, комплексообразования, кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакций в качественном анализе. Органические аналитические реагенты, их преимущества и применение в качественном анализе.

Методы разделения и обнаружения ионов, имеющих наибольшее значение в химической технологии

I аналитическая группа катионов. Общая характеристика. Характерные реакции ионов Na + , K + , NH 4 + и Mg 2+ . Методы разложения и удаления солей аммония. Систематический ход анализа смеси катионов I группы.

II аналитическая группа катионов. Общая характеристика, групповой реагент. Характерные реакции ионов Ca 2+ и Ba 2+ . Оптимальные условия осаждения катионов II группы. Систематический ход анализа смеси катионов II группы и смеси катионов I–II групп.

III аналитическая группа катионов . Общая характеристика, групповой реагент. Характерные реакции ионов Al 3+ , Сr 3+ , Fe 3+ , Fe 2+ , Mn 2+ и Zn 2+ . Оптимальные условия осаждения катионов III группы. Систематический ход анализа смеси катионов III группы и смеси катионов I–III групп.

I аналитическая группа анионов. Общая характеристика, групповой реагент. Характерные реакции ионов CO 3 2– , SO 4 2– , PO 4 3– .

II аналитическая группа анионов. Общая характеристика, групповой реагент. Характерные реакции ионов Cl – , I – .

III аналитическая группа анионов. Общая характеристика. Характерные реакции ионов NO 2 – , NO 3 – . Анализ смеси анионов I–III групп.

Анализ неизвестного вещества

Основные этапы проведения качественного химического анализа: подготовка вещества к анализу, отбор средней пробы, растворение твердых веществ, предварительные испытания, анализ катионов и анионов.

Описание презентации по отдельным слайдам:

1 слайд

Описание слайда:

Аналитические реакции в растворах Аналитические реакции в растворах, обратимые и необратимые Химическое равновесие Закон действующих масс, константа химического равновесия Факторы, влияющие на смещение равновесия аналитических реакций

2 слайд

Описание слайда:

Типы химических реакций в аналитической химии кислотно-оснóвные реакции – реакции с переносом протона Н+ окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции с переносом электрона ē реакции комплексообразования – реакции с переносом электронных пар и образованием связей по донорно-акцепторному механизму реакции осаждения – гетерогенные реакции в растворе

3 слайд

Описание слайда:

В количественном анализе широко используются обратимые реакции, т.е. протекающие одновременно в двух противоположных направлениях: аА + вВ ↔ сС + дД Реакцию, протекающую в сторону образования продуктов реакции называют прямой аА + вВ → сС + дД Реакцию, протекающую в сторону образования исходных веществ – обратной сС + дД → аА + вВ В принципе, все реакции, протекающие в природе, являются обратимыми, но в тех случаях, когда обратная реакция выражена очень слабо, реакции считаются практически необратимыми. К ним относят обычно те реакции, при протекании которых один из образующихся продуктов уходит из сферы реакции, т.е. выпадают в осадок, выделяются в виде газа, образуется малодиссоциируемое вещество (например, вода), реакция сопровождается выделением большого количества тепла.

4 слайд

Описание слайда:

Состояние химического равновесия характерно лишь для обратимых процессов. В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем снижается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ, расходующихся на образование продуктов реакции. Обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая растет по мере увеличения концентраций продуктов реакции. Таким образом, наступает момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными. Такое состояние системы называется химическим равновесием kпр=kобр

5 слайд

Описание слайда:

В 1864 − 1867 г норвежские ученые Гульдберг и Вааге установили закон действующих масс (под действующими массами они подразумевали концентрации. Тогда термин концентрация еще не был известен, его ввел позднее Вант−Гофф): скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам. Для обратимой реакции типа aA + вB = cC + дД согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции соответственно равны: vпр = kпр[A]a[B]в, vобр = kобр[C]c[Д]д. Если vпр = vобр, то kпр[A]a[B]в = kобр[C]c[Д]д, откуда К = kобр / kпр = [C]c[Д]д / [A]a[B]в. Таким образом, константа равновесия – отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ. Константа равновесия – величина безразмерная, т.к. зависит от концентрации и количества веществ.

6 слайд

Описание слайда:

Величина К, характеризующая при постоянной температуре постоянство соотношений равновесных концентраций реагентов, была названа Вант−Гоффом константой равновесия. Константа равновесия является одной из количественных характеристик состояния химического равновесия. Задание: написать выражение для константы равновесия следующих реакций: H2+I2 ↔ 2HI ; K= 2 / N2+3H2 ↔ 2NH3; K= 2 / 3

7 слайд

Описание слайда:

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации, температуры и давления определяется принципом Ле – Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, произвести воздействие (изменение концентрации, температуры, давления), то равновесие в системе смещается в сторону ослабления этого воздействия ЛЕ ШАТЕЛЬЕ Анри Луи

8 слайд

Описание слайда:

Для реакции А+В ↔ С+D Изменение концентрации если увеличивается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если уменьшается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D если увеличивается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D, если уменьшается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо, А+В → С+D

9 слайд

Описание слайда:

Для реакции А+В ↔ С+D 2) Изменение температуры определяется тепловым эффектом реакции при экзотермическом процессе (отрицательное значение реакции) - если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D при эндотермическом процессе (положительное значение реакции) – если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D

Аналитические реакции и аналитические реагенты часто (обычно) подразделяют на специфические (специфичные, характерные), селективные (избирательные) и групповые.

Специфические реагенты и реакции позволяют обнаруживать данное вещество или данный ион в присутствии других веществ или ионов.

Так, например, если в растворе присутствует молекулярный иод I 2 , (точнее, более сложное соединение – трииодид-ион I 3 –), то при прибавлении свежеприготовленного водного раствора крахмала исходный раствор окрашивается в синий цвет. Процесс – обратимый; при исчезновении в растворе молекулярного иода (например, при его восстановлении до иодид-ионов I –) синяя окраска также исчезает и раствор обесцвечивается. Эта реакция широко используется в качественном и количественном химическом анализе. Впервые ее описал в 1815 г. немецкий химик Ф. Штромейер.

Синее окрашивание раствора крахмала в присутствии иода (именно трииодид-ионов, т.к. чистый молекулярный иод I 2 даже в отсутствии иодид-ионов I – не окрашивает крахмал) объясняют образованием адсорбционного комплекса между коллоидными макромолекулами крахмала (фракциями неразветвленной амилозы) и трииодид-ионами.

Специфическим реагентом на нитрит-ионы NO 2 , является реактив Грисса – Илошвая (Илосвая), представляющий собой смесь α-нафтиламина С 10 H 7 NH 2 и сульфаниловой кислоты НО 3 SC 6 Н 4 NH 2), с которым нитрит-ион (обычно в присутствии уксусной кислоты) образует азокраситель НО 3 SС 6 Н 4 N = NС 10 Н 6 NН 2 красного цвета:

НО 3 SC 6 Н 4 NH 2 + HNO 2 + С 10 H 7 NH 2 → НО 3 SС 6 Н 4 N=NС 10 Н 6 NН 2 + 2H 2 0

Смесь α-нафтиламина с сульфаниловой кислотой в качестве специфического реагента на нитриты была впервые предложена в 1879 г. немецким химиком П.Гриссом. Позднее эта реакция изучалась венгерским химиком Л. Илошваем (Илосваем). В современной аналитической химии указанную смесь обычно называют «реактив (реагент) Грисса – Илосвая» или просто «реактив Грисса», а соответствующую реакцию – «реакцией Грисса – Илосвая» или «реакцией Грисса». Вместо α-нафтиламина применяют также нафтолы.

В качестве специфического реагента на ионы никеля Ni 2+ часто используют реактив Чугаева – диметилглиоксим, который в присутствии катионов Ni 2+ в аммиачной среде образует малорастворимый в воде комплекс красного цвета – бисдиметилглиоксимат никеля(П), который традиционно называют никельдиметилглиоксимом:

Диметилглиоксим как специфический и очень чувствительный реагент на ионы никеля Ni 2+ был впервые предложен русским химиком Л.А. Чугаевым в 1905 г. и назван впоследствии его именем («реактив Чугаева»).

Специфических аналитических реагентов и реакций известно довольно мало.



Селективные реагенты и реакции позволяют обнаруживать (одновременно !) несколько веществ или ионов (например, кристаллографические реакции, когда под микроскопом одновременно видны несколько типов кристаллов). Таких реагентов и реакций известно значительно больше, чем специфических.

Групповые реагенты и реакции (частный случай селективных) позволяют обнаруживать все ионы определенной аналитической группы (но при этом их аналитические эффекты суммируются).

Так, например, хлороводородная кислота НСl и растворимые в воде хлориды (NaСl, KСl, NH 4 Сl и т. д.) являются групповыми реагентами на группу катионов, состоящую из ионов одновалентного серебра Ag + , «одновалентной» ртути Hg 2 2+ и двухвалентного свинца Рb 2+ Точнее говоря, в роли группового реагента здесь выступают хлорид-ионы Сl -- , образующие с указанными катионами металлов малорастворимые в воде белые осадки хлоридов этих катионов:

Ag + + Сl -- → AgCl ↓

Hg 2 2+ + 2Сl -- → Hg 2 Cl 2 ↓

Рb 2+ +2Сl -- → РbCl 2 ↓

Аналогично серная кислота H 2 SO 4 и растворимые сульфаты (Na 2 SO 4 , K 2 SO 4 , (NH 4) 2 SO 4 и т.д.) являются групповыми реагентами на группу двухвалентных катионов кальция Са 2+ , стронция Sr 2+ и бария Ва 2+ . С указанными катионами сульфат-анион SO 4 2-- (собственно групповой реагент) дает малорастворимые в воде сульфаты, выпадающие в виде белых осадков:

Ca 2+ + SO 4 2-- → CaSO 4 ↓

Sr 2+ + SO 4 2-- → SrSO 4 ↓

Ba 2+ + SO 4 2-- → BaSO 4 ↓

Существуют групповые реагенты и для других групп катионов и анионов, а также органических соединений, имеющих в своей структуре одну и ту же функциональную группу (например, амино-группу, гидрокси-группу и др.).

Физико-химических и физических методов, применяемых для обнаружения элементов.Отвечает на вопрос – какие в-ва входят в обьект. Цель качественного анализа- обнаружение определенных вещ-в или их компонентов в анализируемом объекте. Реакции должны быть как можно более селективны(с несколькими компонантами) и высокочувствительны. Качественный анализ в водных растворах основан на ионных реакциях и позволяет обнаружить катионы или анионы. Если обьект новый, о нем ничего не известно, то в начале выполняют качественный анализ, а потом кол-й. Выпадение белого осадка: . Основные типы химических реакций в аналитической химии : кислотно-основные, комплексообразования, окисления-восстановления. Аналитические реакции - они сопровождаются внеш. визуальным видом(осадок, окраска, выделение газа). Образование окрашенных растворов:Fe(3+)+3SCN(-)=Fe(SCN)3(кроваво-кр.) Обьекты могут находится в твердом состоянии и жидком, т.е. «сухим» и «мокрым» путем. Окрашивание пламени: Na-желтый,K-фиолетовый,Rb-малиновый,B-зеленый,B-зеленый,Pb-голубой. «Мокрый»-чаще используется.


  • МЕТОДЫ качественного анализа делятся на химические, физико-химические и физические.Физические методы основаны на изучении физ. св-в анализируемого вещ-ва. К этим методам относятся спектральный и др.В физико-химических методах течение реакции фиксируется измерением определенного физ. св-ва исследуемого р-ра. К этим методам относятся полярография, хроматография и др.К химическим методам относятся методы, основанные на использовании хим. св-в исследуемых вещ-в.В хим. методах качест. анализа используются только аналит. реакции. Аналитические реакции- они сопровождаются внеш. визуальным видом(осадок, окраска, выделение газа). Выпадение белого осадка: . Способы: обьекты могут находится в твердом состоянии и жидком. «Сухие»-окрашивание пламени, образование свободных металлов и т.д. Окрашивание пламени: Na-желтый,K-фиолетовый,Rb-малиновый,B-зеленый,Pb-голубой. «Мокрый»-чаще используется. В зависимости от кол-ва обьекта сущ.:макроанализ0,1, микроанализ

  • Дробный метод основан на открытии ионов специфическими реакциями, проводимыми в отдельных порциях исследуемого раствора. Все катионы делят на 3 группы, включающие соответственно s-, р- и d-элементы. В дробном анализе применяют специфические реакции, которые позволяют обнаружить один ион в присутствии всех остальных ионов.Специфических реакций немного. Систематический метод - это последовательное разделение ионов и их открытие. Основан на том, что сначала с помощью групповых реактивов разделяют смесь ионов на группы и подгруппы, а потом в этих подгруппах обнаруживают каждый ион специальными реакциями. Дробный метод лучше чем систематический тем что, можно сэкономить реактивы и время. Но т.к. специфических реакций немного и влияние мешающих ионов нельзя устранить то обращаются уже к систематическому методу анализа.

  • Выполнение каждой аналитической реакции требует соблюдения определенных условий ее проведения, важнейшими из которых являются: концентрация реагирующих веществ, среда раствора, и температура. Напр.чтобы образовался какой-либо осадок, надо с помощью определенного реагента создать условия, при которых получается пересыщенный раствор. В присутствии избытка реагента реакция может не заканчиваться и идти далее. Например, при обнаружении ионов Hg2+ с помощью KI по реакцииHg(N03)2 + 2KI → 4HgI2 + 2KN03 в случае избытка реагента KI вместо осадка ярко-красного цвета Hgl2 образуется раствор в бледно-желтый цвет: HgI2 + 2KI -+ K2.

  • Чувствительность химической реакции - наименьшее кол-во вещ-ва, которое можно обнаружить данной реакцией или количественно определить данным методом анализа..Высокочувствительная р-ция -требует небольших кол-в в-в Малочувствительная реакция -р-ция требующая больших содерж. анализ. в-а. Реакция называется специфической , когда позволяет обнаружить один ион в присутствии всех остальных. Специфической, например, на ион аммония является реакция: NH4Cl + KOH → NH3 + KCl + H2O.На чувствительность качественных реакций оказывают влияние такие факторы, как Аммиак обнаруживают по запаху или по посинению красной лакмусовой бумажки, смоченной в воде и помещенной над пробиркой. Селективные реакции(избирательные)- реакции с несколькими компонентами.
    • 6) Методы:1)выпаривание воды - нагревание р-а над пламенем спиртовки, вода начнет испаряться, а объем р-ра уменьшится. По мере выпаривания воды раствор становиться более концентрированным. 2)метод экстракции - перевод компонента в органич. растворителях. Экстракция может быть разовой или непрерывной. 3)метод ионного обмена - это обратимая хим. реакция, при которой происходит обмен ионами между твердым веществом и раствором электролита. Ионный обмен может происходить как в гомогенной среде, так и в гетерогенной, в которой один из электролитов является твёрдым. 4)метод соосаждения - переход в осадок примесей, сопутствующий осаждению основного вещ-ва из р-ра, расплава или пара, содержащих несколько вещ-в. Соосаждение происходит тогда , когда раствор пересыщен в отношении вещ-ва.

    1. V реакции -изменение концентрации в-ва в ед. времени(моль/л*сек) Т.к. концентрация непрерывно меняется во времени, то и скорость непрерывно меняется во времени.Факторы, влияющие на скорость реакции:-1) природа реагирующих веществ;-2) Концентрация реагентов. Закон действия масс : скорость гомогенной реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентрации реагирующих вещ-в, возведенных в некоторую степень.Vпрям.реакции=K[A]^a*[B]^b, где –исх. молярн. концентр. в-в., K-константа скорости. Каждая реакция имеет свою контанту скорости. Порядок реакции может принимать произвольные значения..3) Зависимость от температуры. Скорость большинства реакций с ростом температуры возрастает, т.к. повышается число активных частиц.

    2. Химическое равновесие - состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причем скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.А2 + В2 ⇄ 2AB. Константа равновесия показывает во сколько раз скорость прям. реакции>или1-преобладает прямая, если Физ.смысл К: скорость реакции при концентрации реагирующих в-в 1моль /л. Зависит от природы в-в и t. От концентрации не зависит. Кпрям*[A]^a*[B]^b=Кобр.[C]^c*[D]^d

    3. З. действия масс показывает как изменять реакции в нужном направлении. Нужно увелич. скорость прямой реакции и уменьшить-обратной. FeCl3+NH4SCN↔Fe(SCN)3(кроваво-кр)+3NH4Cl.
    Kравн.=[ Fe(SCN)3]*[ NH4Cl]^3/[ FeCl3]*. Для смещения равновесия вправо необходимо увелич. концентрацию исх. в-в. Для смещения равновесия влево необходимо увелич. концентр. продуктов реакции. Факторы влияющие на химическое равновесие: 1) температура- При увеличении температуры хим. равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции. 2) давление- При увелич. давления хим. равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении наоборот. 3) концентрация исх. в-в и продуктов реакции- При увелич. концентрации одного из исх. в-в равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увелич. концентрации продуктов реакции в сторону исх. в-в. Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!
    10) КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ, отношение между концентрациями продуктов реакции и исходных веществ, которое характеризует ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ ОБРАТИМОЙ РЕАКЦИИ при определенной температуре.Вид К. равновесия зависит от типа хим. реакции.1)кислотно-основные реакции-используется кислоты и основания. К. равновесия используется только для слабых кислот и оснований. Для слабых к-т: HA=H^+ +A^- Kравн=[H]*[A]/ Для сильных кислот: BOH=B+OH Kравн=[B]*/ 2)образование осадка(гетерогенные системы) KA(осадок, твердая)=K^+ +A^-(насыщ., жидкая) Kравн=[ K]*[A]/ 3)образование комплексных соед. Kравн=Kобразов. Комплексов=

    Kравн обрт. р-ции=Кнестойкости комплекс. Для многоступенчатой хим. реакции сущ. след. равновесия: А+3В=АВ3. 1ступень:А+В=АВ Kравн=[АВ]/[A]*[B] 2ступень: АВ+В=АВ2 Kравн=/*[B] 3)ступень:АВ2+В=АВ1/3 Общая К равновесия::А+3В=АВ2 К общ. равн.=/[А]*.

    Выод: К общ.равн.хим.реакции=произведению ступ. К.равн.
    11) Кравн. зависит от t для реакции протекающих стекловым эффектом. Экзотермические-с выделением тепла,при повешение t равновесие смещаетя влево, т.е. Кравн прямой реакции уменьшается. Эндотермические- с поглащением тепла из внеш. среды,при повышении t равновесие смещается вправо,т.е. Кравн прямой реакции увелич. Для реакции не идущих с тепловым эффектом Кравн не зависит от t.
    12) Общая константа равновесия равна произведению ступенчатых констант. Общая хим.реакци::А+3В↔АВ3-многоступ. реакция.:1)ступень А+В↔АВ Кравн=/[A]*[B]. 2)ступень АВ+В↔АВ2 Кравн= /*[B]. 3)ступень АВ2+В↔АВ1/3. Общая реакция: А+3В↔АВ2. К общ. равн.=/[А]*. Общая Кравн позволяет определить направление хим. реакции. Пример растворение сульфида Fe в кислоте: FeS+2H^+= Fe^2++H2O. 1стадия: FeS↔Fe^2++S^-. Кравн=*/. К1==* 2стадия: S^2++2H+↔H2S. Кравн=/Кдис.H2S. Кобщ.=К1*К2=ПРFeS/Кдис.H2S. Чем больше ПР осадка и меньше Кдис образующего электрона, тем полнее идет прямая реакция(растворение осадка)
    13) Электролиты, в-ва, в которых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение эл. тока (ионную проводимость). К слабым электролитам относятся многие органические к-ты и основания в водных и неводных растворителях. Степень диссоциации зависит от природы растворителя, концентрации раствора, температуры и др. факторов. Один и тот же электролит при одинаковой концентрации, но в различных растворителях образует растворы с различной степенью диссоциации.Закон разбавления Освальда : с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается.
    14) Электролиты, вещества, в которых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение эл. тока (ионную проводимость).Бывают сильные и слабые.Сильные электролиты практически полностью диссоциированы на ионы в разбавленных растворах. К ним относятся многие неорганические соли, кислоты и основания, обладающих высокой диссоциирующей способностью Концентрация ионов в растворах сильных электролитов настолько велика, что начинают проявляться силы межионного взаимодействия. Св-ва электролита, зависящие от числа ионов, проявляются при этом слабее. Активность иона(обозначается а) связана с его концентрацией соотношением: a = fC. где f – коэффициент активности иона. Хим. активность каждого иона зависит от концентрации всех ионов и зарядов. Чем больше эти величины, тем меньше хим. активность каждого иона. Коэф. активности ионов зависят от состава и концентрации р-ра, от заряда и природы иона и ряда др. условий.
    15) Общей теории кислот и оснований не существует. Для аналитических целей

    используют теорию кислот и оснований Аррениуса. Согласно этой теории , кислоты - это вещества кот. отдают катионы Н, донары. Основания - это вещества кот присоед., акцепторы. В протолитической теории кислоты - это доноры протонов, т.е. в-ва, отдающие протоны. Кислоты обозначаются буквой а. CH3COOH ↔ H+ +CH3COO-. Основания в данной теории обозначаются буквой b. К-ты и основан. могут быть нейтральными-HCl, H2SО4;анионные-HCO3.HSO3;катионные-NH4. Нейтральные-HCl, Y2SO4; Анионные-YCO3, HSO3 ; Катионные-NH4.
    16) В выражении Ко= ,где Ко наз. термодинамич. константой равновесия , для идеальных и не идеальных систем зависит от t,давления и природы растворителя. При представлении вместо активностей равновесных концентраций Кр=[C]*[D]/[A]*[B] или К’= получаем концентрационные константы равновесия. На значения концентрационных констант влияет много факторов: на Ко и на К’-t, давление, природа растворителя (К-реальная концентр. константа равновесия, они хар-ют положение равновесия с учетом влияния электростатических взаимодействий К’-условная концентр. константа равновесия, они хар-ют с учетом суммарного влияния электростатических и хим. взаимодействий). Концентрационные константы можно вычислить из термодинамических предварительно рассчитав величины коэф. активности.
    17)Водородный показатель- величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН. Водородный показатель численно = отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр: pH=-lg[ H+ ] нейтральный р-р рН=7, кислый р-р рН 7. В воде концентрация ионов водорода определяется электролитической диссоциацией воды по уравнению H2O=H++OH-. Константа диссоциации при 22° С составляет: Ио́нное произведе́ние воды́ - произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах Шкала кислотности растворов:


    рН
    0
    1
    2
    3
    4
    5
    6
    7
    8
    9
    10
    11
    12
    13
    14

    рОН
    14
    13
    12
    11
    10
    9
    8
    7
    6
    5
    4
    3
    2
    1
    0

    Реакция

    среды
    Сильно-кислая
    Слабо-кислая
    Нейтра-

    льная
    Слабо-щело
    Сильно-щелочная

    кислая
    щелочная

    18) Кислотно-основные индикаторы - органические соединения, способные изменять цвет в р-ре при изменении кислотности (pH). Универсальный индикатор- смесь нескольких индикаторов, ими пропитывают полоски «индикаторной бумаги», с помощью которых можно быстро определить кислотность исследуемых водных растворов. Индикаторы широко используют в титровании в аналитической химии и биохимии.

    Индикаторы обычно используют, добавляя несколько капель водного р-ра. Другой способ применения - использование полосок бумаги, пропитанных раствором индикатора (например, "Универсальный индикатор").

    Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. 1)Использование специального прибора - pH-метра - позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH. 2)Аналитический объёмный метод - кислотно-основное титрование. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности - момент, окончания реакции. 3) Влияние температуры на значения pH
    19) Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц. а) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием: рН>7

    б) Соль образована сильной кислотой и слабым основанием:рН в) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием:
    Протолитическое равновесие при гидролизе солей может быть смещено вправо или влево при изменении температуры, разбавлении р-ра. Типы гидролиза: гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион); гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион); совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).
    20) Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц. Факторы влияющие на гидролиз солей : -природа соли; -концентрация соли; -t (чем >t, тем >h); -рН среды. Гидролиз солей понижает в качественном анализе их активность. 1)(NH4)2CO3-групп.реагент 2гр. катиона

    Концентр. карбонат аммония уменьшается и активность реагента уменьшается. 2)(NH4)2S-групп.реагент 3гр. катиона

    Активность сульфида аммония понижается. Применение:- обнаружение ионов BiCL3+H2O ↔Bi(OH)2CL+HCL; Bi(OH)2CL →BiOCL+H2O. Типы гидролиза : гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион); гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион); совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).
    21) Гидролиз солей - это хим.взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита. Гидролиз может способствовать выполнению реакции, а иногда мешает проведению анализа. Бывают следующие способы подавления и усиления гидролиза солей.1. Прибавление к раствору соли др. электролита, к-ты или осн..Для усиления гидролиза солей добавляют основания для связывания в процессе гидролиза ионов H+. Равновесие реакции смещается в сторону гидролиза соли.Для подавления гидролиза указанных солей к р-ру добавляют к-ты, тогда:В такой ситуации увеличивается кол-во ионов H+ и реакция смещается в обратную сторону, т.е. уменьшается гидролиз соли.

    22) Гидролиз солей - это хим. взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита..Гидролиз солей является обратимой химической реакцией. Количественными характеристиками его являются степень гидролиза (h) и константа гидролиза (Кг). h - показывает, какая часть соли прогидролизовалась,т.е. превратилась в свои составляющие;измеряется в %или долях единицы. Степень гидролиза не является константой. Кг -константа равновесия обратимой реакции. Зависит от t, но не зависит от концентрации р-ра. Кг=К(Н2О)/К дисс.к-ты*К дисс.осн. Степень гидролиза – отношение числа гидролизированных молекул к общему числу растворенных молекул; h= (Сгидр/Собщ)·100 %, где где Сгидр - число молей гидролизованной соли, Собщ - общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание , её образующие. Водоро́дный показа́тель, pH - мера активности ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр: pH=-Lg
    23) Буферными системами наз. р-ры, сохр. Постоянный рН, при добавлении в р-р или при разбавлении сильных к-т или оснований. Способность сохранять постоянное значение рН наз. буферным действием . Бывают: а)кислые-из слабых к-т и их солей(ацетатный); б)основные-из слабых оснований и их солей(аммиачный). Один компонент нейтрализует добавленную к-ту, второй-в добавляемую щелоч. Буферы могут быть кислыми, щелочными или нейтральными, напр.,фосфатный буфер, карбонатный. Для кислого буфера:рН=рКк-ты-LgСк-ты/Соли. Для щелочного буфера:рН=14-рКосн+LgСосн/Соли. Буферы-это двухкомпонентные системы. Буферные р-ры нужны для создания рН. Каждый буфер имеет опред. рН.

    24) Каждый буфер имеет опред. рН зависящий от концентрации компонента и их обьемов. рН(кислого буф .)=рКк-ты-Lg *Ню к-ты/Ню соли. рН(щелочного буф.)=14-рКосн.+ Lg*Ню осн/Ню соли

    Ацетатный буфер: CH3COOH ↔ CH3COO+H CH3COONa ↔ CH3COO+Na

    1. Добавим небольшое кол-во NaOH(сильная щёлочь)

    NaOH+CH3COOH → CH3COONa+H2O

    2. Добавляем небольшое количество HCL(сильная к-та)

    HCL+CH3COONa ↔ CH3COOH+HCL

    3. Добавляем небольшое количество NaOH(щёлочь)

    NaOH(сильное)+NH4C(очень слабое)L→ NH4OH+NaCL

    4. Добавляем небольшое количество HCL(сильная кислота)

    HCL(сильная)+NH4OH(соль) ↔ NH4CL+Н2О. Буферы могут быть кислыми, щелочными или нейтральными. Примеры буферов: 1)фосфатный NaH2PO4(к-та слабая) и Na2HPO4(соль)

    H2PO4 ↔ H+HPO4

    Na2HPO4 → 2Na+HPO4 2)карбонатный NaHCO3-слабая кислота и Na2CO3-соль

    Каждый буфер имеет определённую ёмкость. При добавлении больших количеств кислот и оснований к буферу, его рН может изменяться.Буферная ёмкость -это кол-во (моль) сильной к-ты или сильного осн, которое необходимо добавить к 1 л буфера, для изменения его рн на 1. Чем больше концентрация компонента, тем больше буферная ёмкость.Оптимальное соотношение между компонентами 1:1

    25) Буферы -это двухкомпонентные системы.Наиболее распространены ацетатный и аммиачный. Применяется для создания и поддержания веществ Кроме того, буферные растворы широко используются в химическом анализе и для калибровки рН-метров Буферные растворы играют огромную роль в жизни организмов, обеспечивая постоянство рН крови и лимфы. .И в количественном анализе при опред. жёсткости воды.(аммиачный буфер) формула: Ж=N*V1/V

    26) Хим. равновесие - состояние системы в кот. скорость прямой реакции=скорости обратной. В основе смещения лежит з.действия масс. CH3COOH ↔ CH3COO+H(равнов.система)

    Вводим в систему соль уксусной кислоты

    CH3COONa ↔CH3COO+Na(сильный электролит)

    После введения в раствор соли концентрация ацетата увеличивается. Скорость обратной реакции увеличивается, равновесие смещается влево, диссоциация уксусной кислоты уменьшается, она станет более слабым электролитом.

    27) Гетерогенные системы - неоднородные, равнофазные системы, они состоят из двух фаз. В качественном анализе гетерогенные системы состоят из жидкости (фаза 1) , твёрдые(фаза2) и осадка. Фаза- агрегатное состояние(жидкое, твёрдое и газообразное). Гетерогенные используют в качественном анализе для обнаружения, для разделения веществ, также в количественном анализе. Области применения гетерогенных систем : 1)Выпадение и растворение осадков 2)Выпарение и испарение, перегонка.

    П.Р .- произведение молярных К ионов осадка в насыщ.енном р-ре. Произведение растворимости-константа гетерогенного процесса раств. Чем больше растворимость осадка,тем больше произведение осадка. Растворимость (моль/л)- концентрация малорастворимого в-ва в насыщенном р-ре в данных условиях.

    28) Цель качественного анализа: обнаружение вещ-в. Чаще всего их осаждают. Поэтому нужно знать условие их осаждения: 1)растворимость в-в. Чем меньше растворимость осадка,тем больше полнота осаждения. , если концентрация не превышает 10^-6 моль/л. 2) Кол-во осадителя. Чем больше концентрация осадителя, тем больше полнота осаждения. 3).Степень диссоциации осадителя. Целесообразно использовать осадитель сильный электролит. Активность его будит выше. NH4-слабый электролит и NaOH-сильный электролит

    Mg+NaOH → Mg(OH)2+2Na

    Полнота осаждения будит больше.

    NH4OH ↔ NH4+OH

    NaOH ↔ Na+OH 4)pH-р-ра

    Каждый осадок выпадает при определённом рН-р-ра,это и позволяет разделять ионы. 5).Наличие посторонних электронов в р-ре. Посторонние электролиты -не содержат одинаковых ионов с осадителями и с осаждённым ионом.

    Пример:

    29) Растворимость малорастворимого соед. зависит от присутствия в р-ре сильных электролитов, не имеющих общего иона с осадком и имеющего общий ион. Присутствие сильного электролита, не имеющего с осадком одноименного иона, увеличивает растворимость за счет снижения активности ионов в р-ре. Это явление получило название солевого эффекта. Солевой эффект- повышение растворимости осадков при постороннем электролите. Пример: Р-римость BaSO4 в 0,1М KNO3 повышает в 2,2 раза.

    30 ) Для растворения осадка необходимо сделать р-р над осадком ненасыщ. Это достигается путем: 1)разбаления-добавление воды. Этот способ используется для хорошо растворимых осадков. 2) выделение газа FeS↓+2HCl →FeCl2+H2S Kравн.=ПР(FeS)/Kдисс.Н2S >>1-реакция идет 3)Образование слабых электролитов 4) ОВР(изменение заряда ионов в р-ре) Растворение осадков зависит от К равновесия растворения осадка, если Крав.>1 идёт растворение.

    31) Комплексообразование широко применяется, как в качественном, так и в кол-м анализе, т.к. они имеют окраску.

    Комплексные соед -это сложная группа;сущ. В р-ре как одно целое, отличающееся по св-м от образующих его компонентов.В состав комплекса входит:центр. Атом и леганды. Центральный атом - частица вокруг, которой располагаются леганды. Лиганды -могут быть анионами(хлор, бор, йод)в состав молекулы могут входить органич и неорганич. соед.. Пример: ^2+ CI2 Лиганды-доноры e.

    32) Окислительно-восстановительные реакции широко применяются в аналитической химии как в качественном так и в количественном анализе. Окисление-это отдача электронов. Восстановление-применение электронов. Окислитель принимает электроны и переходит в восстановительную форму.Восстановитель отдавая электроны переходит в окислительную форму, следовательно каждому окислителю соотв. сопряжённый восстановитель или на оборот.

    Виды ОВР:1) Межмолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например: Н2S + Cl2 → S + 2HCl 2) Внутримолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например: NH4NO3 → N2O + 2H2O. Чем сильнее окислитель, тем слабее сопряжённый восстановитель.Применяются в хим. методе анализа.

    33) Сорбционные процессы - основаны на поглощении твёрдым веществом или жидким из р-ра или из газа. Вещ-ва, которые поглощают другие вещ-ва наз. сорбент .(вещ-во) Сорбция подразделяется на:-адсорбцию-поглощение вещества на поверхности;-абсорбция-поглощение вещества объёмом сорбента. Чем больше концентрация вещества, тем больше сорбция. Сорбенты подразделяются на молекулярные(поглощают молекулы) и ионообменные(поглащают ионы). Эффективность экстракции определяет коэф. распределения. К распр.= С в-ва(в органической фазе)/С в-ва (в водной фазе) Экстракция - поглащение, растворение одного компонента. Ее можно использовать для разделения и концентрирования катионов и анионов.

    1) Задача кол-го анализа определение содержания анализируемого вещ-ва в объекте. Содержание может выражаться показателями:1)для твёрдых веществ-w(в-ва) в объекте, г/т, мг/кг; 2)для жидкостей- w(в-ва) в растворе, моль/л, г/л, и т.д.

    Задача аналитич. химии в том числе и кол-го анализа в определении вещ-в, в состав которых входит тот или иной элемент- это фазовый анализ. Например: Si может находится в виде SiO2, AI2O3*SiO3.

    Методы : химический(основан на химических реакциях), физический(на изучении физических свойств веществ зависящих от их состава.), химико-физический(на изучении физических свойств веществ полученных при химической реакции).

    2) Бывают:систематические, случайные, промахи. Систематические можно предусмотреть:

    Методические(ошибки зависящие от приборов и частоты реактивов)

    Оперативные ошибки – не чательно выполняют анализ.

    Случайные ошибки- нет закономерности, не могут быть предусмотрены(температура, влажность)

    Промахи -грубые ошибки (не правильный расчёт, просеивание раствора).

    Ошибки могут быть абсолютные и относительные.

    Абсолютные - разность между полученным и истинным результатом.

    Относительные - масса абсолютной ошибки к истинному результату.

    3.) Метод основан на взвешивании исх. обьектов и полученных при хим. реакциях в-в на аналит. весах.Точность взвешивания на аналит. весах = 2*10^-4. Метод точный, но очень длительный. Применяется при анализе вина, молока и т.д. Он подразделяется на:-метод осаждения(основан на осаждении вещ-в их фильтрации, промывки и сушки); и -метод отгонки(основан на удалении летучих веществ при нагревании или при обработки реактивами).

    Требования к осадкам : Должна иметь низкую растворимость, быстро фильтроваться и омываться от примесей.

    Требования к осадителю : Осадитель должен полностью осаждать компонент. Требования к весовой(это осадок кот. взвыешивают): состав весовой формы должен точно соответствовать её хим. формуле и должна выдерживать высокие температуры и хим. устойчива.

    4.) Соосаждение - совмесное осаждение нескольких веществ. Бывает поверхностное(поглощение вещ-в поверхностью осадка) или внешнее и внутреннее соосаждение(механический захват частицами осадка частью р-ра).

    Способы уменьшения соосаждения: переосаждение осадка, промывание осадков. Применение соосаждений: Для повышения концентраций микрокомпонентов, для обнаружения веществ Mg+2OH Mg(OH)2, некоторые осадки могут поглощать индикаторы, при этом цвет индикатора меняется.

    5) 1. Присутствие посторонних электролитов(температура, рн среды, природа раств.) Присутствие солевого эффекта. 2. С повышением температуры растворимость большинства осадков увеличивается. 3.Влияние рН: Раствор осадков зависит от рН среды..рН осаждения зависит от р-ра индикаторов. 4. Влияние природы растворителя. 5. наличие посторонних в-в

    6.) Фактор пересчета F-отношение моляр. массы опред. в-ва и моляр. массы весовой формы. F=x*М опред..формы/у*М вес.формы. Где х и у-числа уравнивающие число атомов в числителе и знаменателе. В методе осажления различают:1)определяемая форма-анализируемое в-во. 2)осаждаемая форма-осадок, к-й осаждается и 3)весовая-осадок, к-й взвешивают. m(опред. форма)=F*m(вес.форма)*100%/m образца. Напр.:Fe(опред.форма) →Fe(OH)3 ↓(осаждаемая форма)→Fe2O3(весовая форма).
    7) Оъёмный метод - основан на измерении объёма р-ра пошедшего на реакцию с другим раствором. Для анализа необходимо иметь: анализируемый раствор, раствор титранта- это раствор с точной известной концентрацией, а титрование-это постепенное добавление одного р-ра к др. р-ру до оканчания р-ции. Один раствор добавляют в колбу для титрования, а другой раствор в бюретку. Потом один раствор титруют другим. Преимущество метода: метод быстрый, но менее точный чем весовой. Задача анализа точно установить точку эквивалентности.

    8) В основе метода реакция нейтрализации H3O+ OH↔ 2H2O

    Метод применяется для отделения кислот, оснований, солей имеющих кислую или щелочную реакцию. Точка эквивалентронсти - момент окончания реакции.Ее определяют по изменении окраски титруемого р-ра. Один из способов фиксации это индикаторный метод. Индикаторы - вещества, благодаря которым можно установить конечную точку эквивалентности(момент резкого изменения окраски титруемого раствора).Интервал перехода окраски индикаторов рН 8-10(ф-ф)

    9). Метод пипетирования . Навеску анализируемого в-ва растворяют в мерной колбе, разбавляют водой до метки, перемешивают р-р, пипеткой отбирают аликвотную часть р-ра и титруют. Измерять надо 3 раза. Берут средний объём р-ра, пошедший на титрование. Метод отдельных навесок . Берут отдельные , близкие по величине навески анализируемого в-ва. Растворяют в произвольном объёме воды и целиком титруют получаемые при этом р-ры. Ошибка должна не превышать 0,1%

    10.) Кислотно-основные индикаторы- это растворимые сложные органические соед., способные изменять собственную окраску в зависимости от pH раствора. По химической природе они являются слабыми кислотами или основаниями, частично диссоциирующими в растворе. Кислотно-основные индикаторы, как правило, - обратимые индика-торы, способные обратимо изменять окраску в зависимости рН раствора.

    Хромофорная теория объясняет наличие окраски индикаторов.Ионная теория предполагает наличие в растворе двух форм молекулы индикатора - кислой формы, и основной формы

    11) Приготовленные р-ры готовят из точной навески химически чистого в-ва и растворов её в определённом объёме воды это- стандартные. Стандартизованные - их концентрацию устанавливают по стандартным растворам. К ним относится неустойчивые вещества. Титр -показывает массу опред. в-ва взаимодействующую с 1мл этого р-ра. Молярная масса эквивалентов вещества - масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества . Эквивалент вещества -молекула или ее часть отсоед. или присоед. 1 однозарядный ион. Н+ и ОН-

    12) Кривые титрования -показывают изменение рн раствора при титровании. Используют для подбора индикатора. На кривой будит резкий скачок рН, момент окончания реакции.Скачок рН начинается с более высокого рН и заканчиввется при рН=10 . Слабой к-ты сильным основ. Т.э. при рН=8,9 используют индикатор фенолфталеин т.к. он изменяет окраску при рН=8-10. Один из способов фиксации это индикаторный метод. Индикаторы - вещества, благодаря которым можно установить конечную точку эквивалентности(момент резкого изменения окраски титруемого раствора).

    13) Титрование многоосновных кислот или многокислотных оснований имеет несколько точек эквивалентности, и соответственно кривая рН дает несколько перегибов, в большинстве случаев, однако, не резко выраженных. Многоосновные кислоты (H3PO4, H2CO3) диссоциируют ступенчато. Например: H3PO4↔ H2PO-4 + H+, H2PO-4 ↔

    HPO2-4 + H+, (HPO^-2)4 ↔PO3-4 + H+.

    это кривая титрования 0,1 H3PO4 раствором 0,1 М NaOH

    кривые титрования многоосновных кислот имеют несколько перегибов, отвечающих разным ступеням диссоциации. С м-о к-та титруется как одноосновная. С ф-ф титруется как двуосновная.
    14) Метод основан на осаждении. Методы осадительного титрования: аргентометрия(титрант AgNO3), роданитометрия(титрант NH4SCN), меркурометрия(титрант Hg2(NO3)2)

    Метод Мора : наиболее простой из всех методов аргентометрии и в то же время достаточно точный. Используется в нейтральной или слобощелочной среде. Сущность его состоит в прямом титровании жидкости раствором нитрата серебра с индикатором хроматом калия. AgNO3+K2CrO4(индикатор) → Ag2CrO4.↓(красный)+2KNO3. Метод Мора широко применяется при анализе пищевых продуктов. Метод Фольгарда : используют в кислых средах. Основан на титровании раствора, содержащего ионы серебра, стандартными растворами NH4NCS или KNCS: Ag+ + NCS- ↔ AgNCS↓. Индикатором в этом методе являются ионы Fe3+. Адсорбционные индикаторы - вещества, способные адсорбироваться на поверхности осадка и менять при этом окраску или интенсивность люминесценции.

    16) Титрант Индикатор - хим. в-ва, изменяющие окраску, образующие осадок при изменении концентрации какого-либо компонента в р-ре. Сущ. 2 типа: 1)вступают в реакции с окислителем или вос-лем с изменением окраски Напр. Крахмал(индикатор,бесцветный)+I2→ I2*крахмал(синий цвет). 2)изменяет свою окраску в зависимости от ОВ потенциала. А)Перманганатометрия- титрант KMnO4, кислая среда. MnO4+5e+8eH→Mn^2++4H2O (fэ=1/5). Б)Хроматометрия-титрант K2Cr2O7, среда кислая. Cr2O7+6e+14H→2Cr^3++7H2O (fэ=1/6) Применяется для опред. всех восс-лей. В)Йодометрия-титрант I2. KI. Na2SO3+I2+H2O→2I+Na2SO4. Применяют при анализе восс-лей. Г)Броматометря-титрант Br2 C6H5OH+3Br2→C6H2Br3OH+3HBr. Применяется очень редко Д)Броматометрия-титрант NaBrO3. 2BrO3+6H+5e→Br2+3H2O (fэ=1/6)
    17)) Титрант - реагент с точно известным титром(концентрацией).Индикатор - хим. в-ва, изменяющие окраску, образующие осадок при изменении концентрации какого-либо компонента в р-ре. Ж=N*V*1000/V(H2O), где N-нормальность р-ра,V-обьем р-ра. Жесткость воды измеряется в мг*экв/л.Жесткость мы определяем с помощью Трилона Б. Комплексометрия основана на реакциях образования растворимых комплексных соед. Комплексометрическое титрование подразделяют на комплексонометрию и меркуриметрию. В основе этих методов лежит протекание реакции между опред. в-м и реагентом и в результате этой реакции образуюся комплексные соед.(это соед, которые состоят из комплексообразователя и лигандов, кот. окружены возле него).
    18) Основаны на движении частиц заряженных в эл.поле. Частицы находятся в жидкости. Частицы движутся в эл.поле

    с разной скоростью. Катод-отрицательно заряженный е; анод-положительный. Нейтральные частицы также будут идти на электрод, но медленнее.Скорость частиц зависит от их заряда и от подвижности, а подвижность частиц зависит от размера частиц. Чем больше заряд частиц и меньше их размеры, тем быстрее они движутся. Применяется для анализа всех органич. и неорганич. в-в Классификация: зональный электрофорез и капиллярный. Зональный электрофорез применяется при анализе молока, а капиллярный-при анализе вина. РИСУНОК
    19) Бывают прямые и косвенные. Основаны на измерении эл. параметров зависящих от состава р-ра Большинство из них основано на электролизе. Могут измеряться след. параметры:сопротивление и электропроводность р-ра, сила тока, потенциал электрода. Электрохим. методы подразделяются на:кондуктрометрию, потенциометрию, вольамперометрию, кулометрию, электрогравиметрию. К кондуктометрии относятся методы, в которых измеряют электропроводность электролитов. Потенциометрия основана на измерении потенциала индикаторного электрода.(электрод-это датчик).Вольамперометрия основана на излучении зависимости силы тока от внеш. напряфжения. Кулометрия основана на измерении кол-а электричества. Электрогравиметрия-на электролизе анализируемого р-ра эл. током.
    20)Метод основан на электропроводности р-ра. В кодуктрометрии измеряют сопротивление р-ра в спец. электролитич. ячейки. Кондуктрометрия подразделяется на прямую и кондуктрометрическое титрование. .Кондуктрометрич. титрование - это косвенный метод, служит для опред. точки эквивалентности. Используется для опред. точки эквивалентности, с помощью графика, кот. показывает зависимость электоопроводности р-ра от обьема титранта. Т. эквивалентности - момент титрования, когда число эквивалентов добавляемого титранта равно числу эквивалентов определяемого в-ва в образце.
    21) Основан на измерении потенциала индикатороного электрода..(электрод-датчик). Индикатор.электрод -электрод, потенциал кот. зависит от состава анализ. р-ра.Абсолютный потенциал электрода измерить невозможно. дельтаЕ(потенциал электрода)=Е(инд.)-Е^0 Для измерения потенциала электрода используют приборы потенциометры, они состоят из двух электродов. Индикаторные электроды бывают: электроды, на поверхности кот. идет обмен электронов и электроды, где идет обмен ионов.Потенциометрич. титрование основано на измерении потенциала индикатороного электрода при титровании. Точку эквивалентности можно увить по резкому скачку, для этого нужно построить график и увидить это.

    22) Кулометрия основана на измерении кол-ва электричества, затраченного на электропревращение опроеделяемого в-ва. Бывает и косвенная кулометрия или кулометрическое титрование основана на взаимодействии анализируемого в-ва с титрантом. Вольтамперометрия осована на излучении зависимости силы тока от внеш. напряжения. Для этого метода используется 2 электрода индикаторный и стандартный. Кулометрия хороша тем., что не обящательно использовать стандартные р-ры. Формла для кол-ва электричества:Q(кулон) =I(сила тока) *тау(время анализа).
    23) Метод разделения и анализа в-в, основанный на распределении между двумя фазами , кот не смешиваются-подвижной и неподвижной. Неподвижная фаза-это твердое в-во, а подвижная фаза это жидкость или газ, кот проходит через неподвижную фазу.Чем хороша хроматография, так это тем что можно много раз повторять процессы. Этот метод универсален, т.е. разделение и определение твердых, жидких и газообразных соед. Любой сорбционный процесс хр-ся константой распределения Краспред.=Снеподв.*Сподвиж. Колонки в хроматографии имеют диаметр 4-6мм.Ионообменная хроматография -это жидкостная хроматография для разделения катионов и анионов.Эта хроматография применяется например для очистки воды. Еще существует бумажная хроматотграфия, но она плоха тем что медленно разделят и нельзя сразу большое кол-во в-в.
    24) Основана на обмене ионов между подвижной и неподвижной фазами(ионит) Еще бывают катионит(обменивается катионами), анионит(анионами) и амфолит(обменивается анионами и катионами). Иониты бывают натуральными и природными и еще искусственными. Применяется для разделения катионов, отделение электролитов от не электролитов, и еще при анализе вина и молока. Сорбенты - твердые тела или жидкости, кот поглащают из окр. Среды газы. Бывают абсорбенты -образует с поглащенным в-м раствор и адсорбенты -поглащают в-во. Существуют твердые сорбенты, кот. деляться на гранилированные и волокнистые.
    25) Основан на взаимодействии анализ. в-ва с электромагнитным излучением. Каждое в-во при взаимодействии с излучением образует спектр. Спектр -упорядоченная по длинам волн электромагнитное излучение. Резонанс -совпадение частот. Виды излучений: ренгеновское, УФ, ИК, радиоволны, магнитное поле. Атомы и молекулы способны поглащать, испускать и рассеивать излучение. Спектральные методы подразделяются на атомную и молекулярную. Атомная основана взаимодействии атомов с электромагнитным излучением, она подразделяется на атомно-эмиссионный и атомно-абсорционный анализ. Эмиссия -это испускание, излучение. Молекулярные спектры -электромагнитные спектры испускания и поглощения. ГРАФИКИ2
    26) Основана на способности опред. в-ва, компонента смеси поглощать электромагнитное излучение.Бывают фотометрические и спектрофотометрические методы. Фотометрический метод измеряется фотометром, а спектрофотометрический метод-спектрофометром. Существует з. поглащение Бугера: D=-LgT= E*L*c, где D-это плотность р-ра, T-пропускание, L-толщина, с-концентрация. Из этого з. следует, что чем выше концентрация р-ра, тем выше плотность р-ра. Обычно при фотометрическом анализе сравнивают интенсивность излучения. На градуировочном графике строят зависимость плотности р-ра от его концентрации., и по этому графику опред. его концентрацию.
    27) Эти два методы основаны на измерении интенсивности света. Турбидиметрия -метод анализа мутных сред. Применяется для аналитич. определений в разных средах. Но этот метод не очень точен, и применяется только для определения компонентов, где не нужна высокая точность. Нефелометрия - применяют для определения хлоридов(AgCl) и сульфатов(BaSO4).
    28) Атомно-эмиссионный -основан на излучении атомами электромагнитного излучения, кот помещены в пламя. Суть метода: анализируемый р-р в пламени газовой горелки. Применяется в металлургии. Этот метод основан на том, чтобы атомы каждого элемента могли испускать свет определенных длин волн, но для того чтобы атомы начали испускать свет, их нужно возбудить, чем больше атомов будут возбуждены, тем ярче будет излучение. Этот метод очень точен. Атомно-абсорбционный -основан на поглощении света. Этот метод также применяется в металлургии, для большинства металлов.Метод хорош тем что он очень прост, но нельзя применять несколько элементов одновременно.
    29) Основан на явлении люминесценции. Этод метод используют в органич. химии, он позволяет обнаруживать в-ва в смесях. Различают флуоресцентный(этот метод мало селективен), фосфоресцентный анализ(обладает высокой селективностью)Селективность -это св-во одного в-ва подбирать св-во другого в-ва.
    30) Этот метод использует рентгеновские спектры для хим. анализа в-в. С помощью него можно определить качественный и кол-й анализ. Он основан на том, что при возбуждении у атома удаляются электроны из внутренних оболочек. Электроны из внеш. оболочек перескакивают на пустые места , освобождая избыточную энергию в виде кванта. И по кол-ву этих квантов можно определить кол-й и качественный анализ.
    31) Рефрактометрия -это метод исследования вещ-в, основанный на определении показателя преломления света. Она применяется для опред. физ-хим. параметров в-в. n-показатель преломления. Коэф. преломления:n=sin(альфа)/cos(бета) Применяется для определения состава и в-в, а также для качества хим. состава в продуктах. Поляриметрия -основанные на степени излучении света. Этод метод используется в аналитической химии, при анализе эфирных масел и для исследования излучений. Все измерения проводятся поляриметрами.
    32) Ядерно-магнитный резонанс -это резонансное поглощение электромагнитной энергии вещ-м. Это явление открыто в 1945г. Применяется в физ-хим. методах анализа. Главной частью спектрометра является магнит, кот. помещается в сосуд между полюсами электромагнита. Потом этот сосуд начинает вращаться. Когда магнитное поле начинает усиливаться начинают резанировать ядра, к которым настроен спектрометр.Эти показание записывают и вращать начинают на столько быстро на сколько это возможно.
    33) ИК спекторометрия -основана на поглащении ИК света. При поглащении ИК света в молекуле усиливается колебательные и вращательные движения. Применение-опред. качественный и кол-й анализ. Ультрафиолетовая -метод основан на поглащении в-м ультрофиолетового излучения. Ход анализа: через р-р пропускается УФ свет, каждая молекула поглащает опред. свет.
    34) Масс-спектрометрия - это физ. метод измерения отношения массы заряженных частиц материи к их заряду. С помощью этого метода разрабатывают новые лекарственные средства от неизличимых болезней. Применяется с незаконным распространением наркотиков. Ядерная энергетика немыслема без масс-спектроскопии. Чтобы получить масс-спктрометр нужно превратить молекулы в ионы, потом эти ионы нужно перевести в газовую фазу в вакууме, вакуум нужен для того чтобы ионы двигались без препятстсвий, а если вакуума нет то ионы превращаются в незаряженные частицы.
    35) ЭПР- поглощение энергии вещ-ми содержащие паромагнитные частицы. Основан на взаимодействии вещ-ва с магнитным полем. Применяется для исследования парамагнитных частиц, широко применяется в химии. ЭПР - частный случай магнитного резонанса Лежит в основе радио-спектроскопич. методов исследования вещ-ва Суть явления ЭПР заключается в резонансном поглощении электромагнитного излучения неспаренными электронами. ЭПР открыт Завойским в 1944г.

    Химическое равновесие. Закон действующих масс в приложении к аналитической химии. Кинетический и термодинамический подход. Сильные и слабые электролиты. Основные положения теории сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила в растворе. Предельное и расширенное уравнение Дебая-Хюккеля. Определение коэффициентов активности. Расчет концентраций и активностей ионов. Общая и равновесная концентрация ионов. Термодинамические, концентрационные и условные константы равновесия и связь между ними. Зависимость константы от температуры. Скорость реакции в химическом анализе. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Примеры ускорения, замедления реакций и процессов, используемых в химическом анализе.

    Основные типы химических реакций, используемых в аналитической химии. Кислотно-основное равновесие. Современные представления о кислотах и основаниях. Теория кислот и оснований. Протолитическая теория Бренстеда-Лоури. Равновесие в системах кислота – сопряженное основание. Константа кислотности и основности. Кислотные и основные свойства растворителей. Сила кислот и оснований. Кислотно-основные свойства в многокомпонентных системах. Буферные растворы, их свойства. Буферная емкость. Расчет рН растворов.

    Комплексообразование. Основные понятия. Типы и свойства комплексных соединений, классификация комплексных соединений. Количественные характеристики комплексных соединений, константы устойчивости. Термодинамическая и кинетическая устойчивость комплексных соединений. Факторы, влияющие на устойчивость комплексов. Использование в анализе комплексных соединений и органических реагентов.

    Окислительно-восстановительное равновесие. Уравнение окислительно-восстановительных реакций. Оценка окислительно-восстановительной способности. Уравнение Нернста. Стандартный и формальный потенциалы. Константы окислительно-восстановительных реакций. Влияние различных факторов на силу окислителя и восстановителя. Влияния ионной силы и температуры на протекание реакций окисления и восстановления.



    Равновесие в системе осадок – раствор. Произведение растворимости. Растворимость. Факторы, влияющие на растворимость. Константы растворимости (концентрационная, термодинамическая). Осаждение. Механизм и кинетика образования осадков. Влияние природы, количества осадителя, рН и комплексующих ионов на полноту осаждения.

    Раздел 5 Количественные методы анализа. Гравиметрия

    Предмет и методы количественного анализа. Значение количественного анализа в решении химических и экологических проблем. Основные разделы количественного анализа. Гравиметрический, титриметрический, газовый анализы. Современные физические и физико-химические методы анализа.

    Гравиметрический анализ. Сущность гравиметрического метода анализа. Условия получения осадков. Загрязнение осадков. Типы загрязнений. Осаждаемая и гравиметрическая формы. Требования к ним. Погрешность в гравиметрии. Расчеты в методе гравиметрии.

    Раздел 6 Титриметрические методы анализа

    Титриметрические методы. Классификация методов. Виды титриметрических определений. Способы выражения концентрации в титриметрии. Стандарты. Фиксаналы. Виды кривых титрования. Факторы, влияющие на их характер в различных методах. Способы определения конечной точки титрования в различных методах. Индикаторы.

    Методы титрований: кислотно-основной, окислительно-восстановительный, комплексонометрический. Погрешности в титриметрических методах определения. Измерительная посуда и ее проверка.

    Расчеты в методах окислительно-восстановительного, кислотно-основного и комплексометрического титрований.

    Лабораторные работы выполняются по учебнику Логинова Н.Я., Воскресенского А.П., Солодкина И.С. «Аналитическая химия».

    Подготовка к каждой лабораторной работе подразумевает изучение теоретического материала по соответствующей теме.

    Перед выполнением экспериментальной части работы следует, прежде всего, изучить содержание «Инструкции по технике безопасности и правилам поведения студентов в лаборатории химии» о чем делается соответствующая запись в «Журнале учета прохождения студентами инструктажа по технике безопасности». Прежде чем выполнять опыт, необходимо внимательно прочитать его описание, а в случае необходимости обратиться за разъяснениями или уточнениями к преподавателю или дежурному лаборанту.

    После выполнения экспериментальной части необходимо оформить отчет. В конце занятия преподаватель проверяет отчет и подписывает его.

    № лаб. работы Название лабораторной работы Содержание работы (страницы, № работ)
    1. Техника безопасности. Знакомство с лабораторным оборудованием. Аналитические весы и взвешивания С. 32 – 38
    2. ЛР №1: Частные реакции на катионы I, II, III аналитических групп С. 64 – 69; С. 94 – 101; С. 126 – 132
    3. ЛР №2: Экспериментальная задача: Анализ смеси катионов I, II, III аналитических групп С. 132 – 135
    4. ЛР №3: Частные реакции на катионы IV, V, VI аналитических групп С. 166 – 178; С. 192 – 205; С. 221 – 229
    5. ЛР №4: Экспериментальная задача: Анализ смеси катионов IV, V, VI аналитических групп С. 231 – 235
    6. ЛР №5: Экспериментальная задача: Анализ смеси катионов I, II, III, IV, V, VI аналитических групп С. 235 – 237
    7. ЛР №6: Частные реакции на анионы С. 252 – 257
    8. ЛР №7: Экспериментальная задача: Анализ сухого вещества С. 269 – 272
    Защита лабораторных работ
    9. ЛР №8: Гравиметрический анализ. Определение кристаллизационной воды в кристаллогидрате хлорида бария С. 306 – 317
    10. ЛР № 9: Метод нейтрализации. Приготовление рабочего титрованного раствора кислоты. Приготовление рабочего титрованного раствора щелочи. Определение концентрации кислоты по щелочи С. 358 – 362
    11. ЛР № 10: Перманганатометрия. Приготовление рабочих растворов, установление титра раствора перманганата калия. Определение железа (+2) в соли Мора методом перманганатометрии С. 380 - 384
    12. ЛР № 11: Йодометрия. Приготовление рабочего раствора тиосульфата натрия. Установление его концентрации и титра. Определение массовой доли меди в медном купоросе методом йодометрии С. 385 - 388
    13. ЛР № 13: Комплексонометрия. Определение общей жёсткости воды методом комплексонометрии С. 407 - 410

    Образовательные технологии

    В процессе изучения дисциплины наряду с традиционными видами лекционных занятий, также используются лекция-визуализация (с использованием различных форм наглядности: реактивы, рисунки, фото, схемы и таблицы), лекция-консультация (осуществляемая в формате «вопросы – ответы»), проблемная лекция и лекция с заранее запланированными ошибками.

    Лабораторные занятия проводятся в следующих формах: коллективный разбор решения химических задач на основе анализа подобных ситуаций, анализ результатов экспресс-тестирования или экспертиза демонстрационного эксперимента, а также выполнение лабораторных исследовательских работ частично-поискового характера.

    Защита лабораторных работ проводится в форме работы с вопросами и заданиями или в виде компьютерного тестирования, где смоделированы лабораторные работы на конкретных примерах по подобию тех, что ранее выполнялись студентом.

    Удельный вес занятий, проводимых в интерактивных формах, определен с учетом поставленной цели рабочей программы, особенностей обучающихся и содержания дисциплины и составляют не менее 50% от всего объема аудиторных занятий.

    Технологии аудиторной работы

    Традиционные технологии

    Практические занятия.

    Неигровые технологии, технологии проблемного обучения

    Проблемные лекции;

    Метод проектов;

    Выступление с докладом, сообщением по реферату;

    Рецензирование студентами работ друг друга;

    Проведение занятий с использованием материалов, размещенных в сети Интернет.

    Игровые и имитационные технологии

    Мозговой штурм;

    Дискуссия.

    Комбинированные технологии

    Экспертные оценки проектов группами студентов;

    Разбор конкретных ситуаций.



    ➤