
- •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.
19. Дробный и систематический методы качественного анализа.
Дробный анализ, метод качественного химического анализа, позволяющий обнаруживать в растворе отдельные ионы без их предварительного последовательного разделения. Дробный анализ основан на применении высокочувствительных селективных реагентов, при помощи которых искомый ион может быть обнаружен в присутствии других. Для проведения дробного анализа применяют небольшие количества раствора; продолжительность анализа невелика. Метод отличается весьма высокой чувствительностью: открываемый минимум искомых ионов может достигать 0,05—0,001 мкг. Дробный анализ, созданный в результате развития капельного анализа, детально разработан Н. А. Тананаевым.
Систематический метод качественного анализа заключается в том, что смесь ионов с помощью групповых реагентов предварительно разделяют в определенной последовательности на аналитические группы. Отдельные ионы внутри каждой группы обнаруживаются с помощью их аналитических реакций после разделения или в условиях, устраняющих (маскирующих) влияние других ионов.
20. Групповой реагент и частные реакции анионов 1-ой аналитической группы.
Реактивы, позволяющие выделить из сложной смеси группу ионов, называют групповыми B(OH)4-, CO32-, SiO32-, PO43-, AsO33-, AsO43-, SO42-, SO32-, S2O32-, F-, C2O42-, CrO42- групповой реагент BaCl2 выделить анионы этой группы в виде осадка групповым реагентом—хлоридом бария BaCl2 можно только в нейтральной или слабощелочной среде. Частные реакции анионов первой группы В качестве примера рассмотрим реакции сульфат-аниона SO4. Хлорид бария BaCl2 образует с анионом SO42- белый осадок BaSO4:
H2SO4 + ВаСl2 = BaSO4↓ + 2HCl.
21. Групповой реагент и частные реакции анионов 2-ой аналитической группы.
Реактивы, позволяющие выделить из сложной смеси группу ионов, называют групповыми S2-, Cl-, Br-, I-, IO3-, SCN- - групповой реагент AgNO3. В качестве примера рассмотрим реакции хлорид-иона С1- .
Нитрат серебра AgNO3 образует с анионом С1- белый творожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в воде и кислотах.
AgNO3+NaCl--->AgCl↓+NaNO3
22. Изменение окислительно-восстановительных свойств атомов в зависимости от их степени окисления.
Степень окисления – это величина и знак заряда атома в соединении, рассчитанные таким образом, чтобы алгебраическая сумма всех зарядов в молекуле равнялась нулю, а в сложном ионе – заряду этого иона. Величина заряда определяется отношением электронов связи к наиболее электроотрицательному атому или делением электронов между 2-мя атомами. Правила определения степени окисления: Степень окисления в простом веществе (т.е. в свободном состоянии) равна нулю. Щелочные металлы всегда имеют степень окисления +1, а щелочноземельные +2.Степень окисления фтора всегда равна -1Степень окисления водорода равна +1 (кроме гидридов – его соединений со щелочными и щелочноземельными металлами, где она равна -1).Степень окисления кислорода всегда равна -2 (кроме его соединений с фтором –F2O, где она равна +2, а также Н2О2, где она равна -1 и других пероксидов, производных от перекиси водорода). Степени окисления – высшая, промежуточная и низшая. Высшая положительная степень окисления характеризуется группой, в которой расположен данный элемент в таблице Д. И. Менделеева Атом элемента в своей высшей степени окисления не может ее повысить (отдать электроны) и поэтому проявляет только окислительные свойства, а в своей низшей степени окисления не может ее понизить (принять электроны) и проявляет только восстановительные свойства. Атом элемента, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.