- •1. Качественный анализ и его виды. Чувствительность и специфичность аналитической реакции.
- •2. Понятие группового реагента и частные реагента и частные реакции ионов в аналитической химии.
- •3. Аналитическая классификация катионов. Виды и принципы разделения катионов на аналитические группы.
- •4. Аналитическая классификация анионов.
- •5. Понятие о буферных растворах. Примеры. Буферная емкость.
- •6. Ионное произведение воды, водородный показатель.
- •7. Закон действующих масс, константа равновесия химической реакции.
- •8. Принцип Ле-Шателье- принцип подвижного равновесия обратимых химический реакций.
- •9. Идеальные и реальные растворы. Понятие активности.
- •11. Понятие растворимости, произведение растворимости.
- •12. Требования, предъявляемые к качественным реакциям.
- •13. Количественные характеристики процесса гидролиза, степень и константа гидролиза.
- •15. Теория электролитической диссоциации, молекулярные и ионные уравнения диссоциации.
- •16. Количественные характеристики процесса электролитической диссоциации.
- •17. Сильные и слабые электролиты. Характеристика и примеры.
- •19. Дробный и систематический методы качественного анализа.
- •20. Групповой реагент и частные реакции анионов 1-ой аналитической группы.
- •21. Групповой реагент и частные реакции анионов 2-ой аналитической группы.
- •23. Гидролиз солей и его значение для качественного анализа.
- •24. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение гидролиза соли, раствор которого имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.
- •25. Понятие об окислительно-восстановительных потенциалах.
- •27. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: kcn, Na2co3, ZnSo4Какое значение рH у водных растворов этих солей?
- •28. Строение комплексных соединений.
- •29. Константа нестойкости и общая константа устойчивости комплексных соединений.
- •30. Приготовление растворов процентной концентрации (массовая доля).
- •31. Приготовление растворов нормальной концентрации.
- •32. Количественный анализ, виды и характеристика.
- •33. Гравиметрический анализ, классификация.
- •34. Метод осаждения в гравиметрическом анализе, ход анализа, расчеты.
- •35. Виды титриметрического анализа. Практические примеры.
- •36. Построение кривых титрования.
- •37. Материалы и оборудование гравиметрического анализа.
- •38. Материалы и оборудование титриметрического анализа.
- •39. Кислотно-основное титрование, характеристика. Расчеты.
- •40. Окислительно-восстановительное титрование, виды, расчеты.
- •41. Комплексонометрическое титрование. Практическое применение, расчеты.
- •42. Классификация титриметрических методов. Различные приемы титрования.
- •Виды титрования
- •43. Физико-химические методы анализа, достоинства и недостатки.
- •44. Потенциометрия, практическое использование.
- •45.Особенности перманганатометрического и иодометричеекого титрования, практические приемы, расчеты.
- •46. Колориметрические методы анализа, практические примеры.
- •47. Гравиметрический анализ. Виды весовых анализов.
- •48. Ход осадочного весового анализа. Величина фактора пересчета и ее смысл.
- •49. Групповой реагент и частные реакции анионов 3-ой аналитической группы.
- •50. Групповой реагент и частные реакции 4-ой аналитической группы катионов.
- •51. Групповой реагент и частные реакции 5-ой аналитической группы катионов.
- •52. Требования, предъявляемые к осаждаемой и весовой форме в гравиметрическом анализе.
- •53. Основные понятия объемного анализа. Момент эквивалентности.
- •54. Изменение окраски индикаторов. Интервал перехода индикатора и показатель титрования индикатора.
5. Понятие о буферных растворах. Примеры. Буферная емкость.
Растворы, рН которых почти не изменяется от прибавления небольших объемов сильных кислот или щелочей, а также от разбавления называют буферными растворами или буферными смесями. Они представляют собой смеси электролитов, содержащие одноименные ионы. Например, ацетатный буферный раствор – это смесь уксусной кислоты и ацетата натрия, аммонийный буферный раствор – смесь гидрата окиси аммония и хлористого аммония. Количество молей сильной кислоты или сильного основания, прибавление которого к 1 л буферного раствора изменяет его рН на единицу, характеризует буферную емкость раствора. Следовательно, буферная емкость измеряется количеством г-экв или моль/л сильной кислоты или сильного основания, которое необходимо добавить к 1 л буферной системы, чтобы изменить его значение рН на единицу. Буферным действием обладают также смеси кислых солей с различной замещенностью водорода металлом. Примерами буферных действий в природе является кровь, лимфа, почва.
6. Ионное произведение воды, водородный показатель.
Вода является очень слабым электролитом: лишь незначительная часть молекул воды диссоциирует на ионы:
H2O ↔ H+ + OH¯
Экспериментально установлено, что произведение концентраций ионов H+ и OH¯ в воде и разбавленных водных растворах электролитов является величиной постоянной и называется ионным произведением воды (Kw)
Kw = [H+] + [OH¯] = 10-14,
[H+] = [OH¯] = 10-7 моль/л
Для удобства условились выражать кислотность раствора как отрицательный логарифм концентрации водородных ионов. Эту величину называют водородным показателем и обозначают pH.
Водородный показатель, pH— мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) 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[H+]
В зависимости от соотношения концентраций ионов H+ и OH¯ различают три вида реакции среды:
кислая среда: [H+] > [OH¯]; [H+] > 10-7 моль/л; pH < pOH; pH < 7;
нейтральная среда: [H+] = [OH¯] = 10-7 моль/л; pH = pOH = 7;
щелочная среда: [H+] < [OH¯]; [H+] < 10-7 моль/л; pH > pOH; pH >7;
Таким образом, значения pH всех водных растворов электролитов укладывается в шкалу pH от 0 до 14.
7. Закон действующих масс, константа равновесия химической реакции.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, сформулированная Гульдбергом Като Максимилианом (1836 – 1902) – норвежским физикохимиком и математиком и Петером Вааге (1833 – 1900) норвежским физикохимиком и минералогом в 1864 – 1867 г. г. получила название закона действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициенто.
Химическим равновесием называют такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны. Для системы mА + nВ = рС + qD скорость прямой реакции v1= k1[А] m [В]n, а скорость обратной реакции v2 = k2 [С]р [D] q. При химическом равновесии v1 = v2. Поэтому можно написать k1[A]m[B]n = k2[C]р [D]q . После преобразования получим k1 / k2 = ([С]р [D] q ) / ([A]m[В]n). Но отношение 2-х постоянных величин k1 / k2 есть величина постоянная, которую обозначают через К и называют константой равновесия: К = ([С]р [D] q ) / ([A]m[В]n). При химическом равновесии произведение молярных концентраций получающихся веществ (продуктов реакции), деленное на произведение молярных концентраций исходных веществ, представляет собой постоянную для данной реакции величину, называемую константой равновесия (значение концентрации каждого компонента возводят в степень, равную стехиометрическому коэффициенту его в уравнении реакции). Константа равновесия показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции k1 / k2 при данной температуре и одинаковых концентрациях. Если константа равновесия равна К = 1, то скорости прямой и обратной реакций приблизительно равны. Если величина К> 1, то преобладает прямая реакция и динамическое равновесие сдвинуто вправо. При К< 1 идет преимущественно обратная реакция и равновесие смещено влево. Для обратимой реакции N2 + 3Н2 = 2NН3 уравнение константы равновесия имеет вид К = [NН3 ]2/ [N2 ][Н2]3. Добавление в систему одного из реагирующих веществ вызывает смещение (сдвиг) химического равновесия, т. е. изменение равновесных концентраций. Равновесие вновь установится, но уже при других новых концентрациях исходных веществ и получающихся продуктов. В этом случае обязательно повышается скорость той реакции, при которой прибавленное вещество расходуется. Чтобы достичь более полного смещения (сдвига) химического равновесия нужно действовать избытком реагента, вызывающего это смещение.