- •Суть методу прямої потенціометрії. Пряме потенціометричне визначення рН розчинів.
- •4. Вибір електродів в залежності від типу реакції, що лежить в основі потенціометричного титрування.
- •5.Типи хімічних реакцій, що застосовується в потенціометричному титруванні.
- •6.Криві потенціометричного титрування, визначення точок еквівалентності на кривих потенціометричного титрування.
- •7.Способи визначення концентрації методом прямої потенціометрії. Переваги та недоліки потенціометричного титрування.
- •8.Приклади використання потенціометричного титрування у кількісному аналізі речовин з використанням реакцій окиснення-відновлення, осадження, комплексоутворення та кислотно-основної взаємодії.
- •9.Теоретичні основи амперометричного титрування.
- •10. Що спільне і що відмінне в амперометричному титруванні та полярографії?
- •11. Типи кривих амперометричного титрування, визначення кінцевої точки титрування.
- •12. Фізико-хімічні основи кондуктометричного методу аналізу. Кондуктометричне титрування.
- •13. Який вигляд має крива кондуктометричного титрування сильної кислоти сильною основою?
- •14. Який вигляд має крива кондуктометричного титрування суміші кислот hCl I ch3cooh сильною основою?
- •16 Високочастотне кондуктометричне титрування.
- •18. Класифікація методів кулонометричного аналізу.
- •19. Закони, що лежать в основі кулонометрії.
- •20. Визначення точки еквівалентності в кулонометричному титруванні.
- •15. Визначення точки еквівалентності на кривих кондуктометричного титрування.
- •21.Види забруднених осадів та їх характеристики
- •21. Гідроліз солей. Визначення реакції середовища у розчинах солей, що гідролізують.
- •22. Способи підвищення та зменшення гідролізу солей. Навести приклади використання цього процесу в аналізі.
- •24. Окислювально-відновні реакції в аналітичній хімії. Каталітичні та автокаталітичні реакції. Поняття про індуковані (спряжені) та реакції дисмутації. Навести приклади.
- •26. Фактори, що впливають на величину окислювально-відновних потенціалів. Навести приклади.
- •1) Вплив температури розчину.
- •2) Вплив присутності каталізаторів.
- •28. Основні окисники та відновники, які використовуються при аналізі іонів.
- •29. Будова комплексних сполук (теорія Вернера). Типи комплексних сполук, які використовуються в аналітичній хімії. Навести приклади. Теорія Вернера.
- •30. Константа нестійкості комплексних сполук та константа стійкості. Зв’язок між цими величинами, фактори, від яких залежить їх значення.
- •31. Умови утворення та руйнування комплексних сполук.
- •33. Умови та способи отримання колоїдних розчинів.
- •36. Методи розділення і концентрування речовин.
- •37. Механізми процесу екстракції хімічних сполук. Вимоги до органічних розчинників, які використовуються в екстракції.
- •38. Закон розподілу в екстракції. Константа розподілу, ступінь однократної екстракції, коефіцієнт розподілу, зв’язок між названими величинами. Фактори, що впливають на величину цих показників
- •39. . Криві (ізотерми) екстракції. Фактори, що впливають на характер кривих екстракції.
- •40.Застосування екстракції для ідентифікації катіонів та аніонів. Навести приклади.
- •1.Суть методу кислотно-основного титрування. Ацидиметрія та алкаліметрія.
- •2.Криві титрування методу нейтралізації. Фактори, що впливають на величину стрибка на кривій титрування.
- •5. Крива титрування слабкої кислоти.
- •6. Теорії індикаторів методу нейтралізації.
- •8.Похибки кислотно-основного титрування
- •1. Аналітична хімія як дисципліна та її завдання.
- •2. Класифікація методів хімічного аналізу в залежності від кількості аналізованого зразку. Переваги напівмікрометоду аналізу.
- •3. Способи проведення хімічних реакцій в аналізі. Навести приклади.
- •4. Основні вимоги до аналітичних реакцій. Способи підвищення чутливості та специфічності аналітичних реакцій.
- •5. Зовнішній ефект (аналітичний сигнал) якісних реакцій.
- •6. Характеристики чутливості якісних реакцій (граничне розбавлення, гранична концентрація, мінімальний об’єм граничного розбавленого розчину, границя визначення).
- •7. Систематичний та дробний аналіз. Групові та специфічні якісні реакції.
- •8. Вимоги до групового реагенту. Основні групові реагенти кислотно-основної класифікації.
- •9. Методи розділення і концентрування речовин. Навести приклади.
- •10. Види класифікацій катіонів на аналітичні групи. Їх коротка характеристика.
- •13. Фактори, що впливають на утворення осадів і повноту осадження. Вказати умови утворення та розчинення осадів на прикладі сполуки KtaAnb у випадках:
- •14. Стан електролітів в розчинах. Активна концентрація електролітів у розчинах. Зв’язок між коефіцієнтом активності та іонною силою розчину.
- •15. Електролітична дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий та гідроксильний показники.
- •16. Дисоціація електролітів у водному середовищі. Сильні та слабкі електроліти.
- •17. Ступінь дисоціації слабких електролітів. Фактори, що впливають на його величину. Закон розведення Оствальда
- •Кислота основа
- •19. Розрахунок рН у водних розчинах сильних і слабких кислот, сильних і слабких основ.
- •Розрахунок рН розчинів слабких кислот і основ.
- •20. Призначення та склад буферних розчинів. Буферна ємність.
- •1 Класифікація методів окисно-відновного титрування.
- •2.Способи фіксування точки еквівалентності в методах окисно-відновного титрування. Їх коротка характеристика.
- •3. Редокс-індикатори. Механізм дії забарвлення редокс-індикаторів. Навести формули відповідних індикаторів.
- •4.Криві окислюваьно-відновлювального титрування. Фактори, що впливають на величину стрибка кривої титрування
- •6.Застосування перманганатометрії в аналізі. Титранти та індикатори методу.
- •1.Класифікаці методів кількісного аналізу.
- •4. Поняття про генеральну та вибіркову сукупності.
- •5. Статистична обробка результатів аналізу.?
- •1.Гравіметричний аналіз.
- •2. Основні етапи гравіметричного визначення досліджуваних речовин.
- •3. Осадова форма. Гравіметрична форма.Гравіметричний фактор.
- •4. Умови одержання аморфних та кристалічних осадів
- •5. Забруднення осадів. Види забруднень осадів.
- •1 Закон еквівалентів, його застосування.
- •2. КласифІкація тиТриметричних методів аналізу за типом хім..Реакцій. Класифікація методів титриметричного аналізу
- •3. Пряме титрування.
- •4. Зворотне титрування. Титрування за заміщенням
- •5Точка еквівалентності.Методи.
- •6.Як перевірити місткість вимірювального посуду(колб, б*бюреток, піпеток). Криві поправок.
- •7. Способи вираження концентрації розчинів Концентрація розчинів і способи її вираження
- •8.Речовини –стандарти та їх розчини.
- •Класифікація хроматографічних методів аналізу. Розподільча хроматографія, її характеристика:
- •2.Адсорбційна та іонообмінна хроматографія. Коротка характеристика. Назвати основні групи іонообмінників. Їх застосування в аналізі
- •3.Афінна хроматографія. Принцип розділення. Гель-хроматографія. Суть методу. Застосування в аналізі.
- •4.Хроматографія в тонкому шарі сорбенту. Механізми розділення речовин в тонкому шарі. Величина Rf. Фактори, що впливають на цю величину
- •5.Способи хроматографування. Характеристика одномірного, двомірного, висхідного, низхідного та кругового способів хроматографування
- •6.Сорбенти для тонкошарової хроматографії, їх модифікації. Вибір рухомої фази у тонкошаровій хроматографії.
- •8.Хроматографія на папері. Основні етапи розділення речовин на папері.
- •9.Високоефективна рідинна хроматографія. Основні теоретичні положення даного методу
- •10.Газо-адсорбційна та газо-рідинна хроматографія. Фактори, що впливають на розділення речовин за допомогою названих методів.
- •12)Основні системи і вузли газового хроматографа. Їх характеристика та призначення
- •13)Якісний газо-хроматографічний аналіз. Абсолютні та відносні параметри утримування в газовій хроматографії
- •14)Кількісний газо-хроматографічний аналіз. Метод абсолютного калібрування та метод внутрішнього стандарту в газовій хроматографії, їхні переваги та недоліки.
- •15.Ідентифікація суміші спиртів газо-хроматографічним методом аналізу
- •16.Рефрактометричний метод аналізу. Розрахунок рефрактометричного фактору, питомої та молярної рефракції речовини. Застосування рефрактометрії.
- •Метод Фаянса-Фішера-Ходакова
- •Умови проведення титрування:
- •Титрант: втор. Станд. Розчин Hg2(no3)2.
- •Переваги меркурометрії порівняно з аргентометрією:
- •Переваги комплексонів.
- •Меркуриметрія
16. Дисоціація електролітів у водному середовищі. Сильні та слабкі електроліти.
Дисоціація електролітів у водних розчинах дає підстави класифікувати кислоти, основи, солі за видами йонів, які утворюються внаслідок цього процесу. Кислотами називають електроліти, внаслідок дисоціації яких не утворюється жодних інших катіонів, окрім гідратованих йонів Гідрогену. Основність кислоти визначають за кількістю катіонів Гідрогену, які утворюються в результаті дисоціації однієї молекули кислоти. Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто.
Лугами називають електроліти, які у водному розчині дисоціюють із утворенням гідратованих гідроксид-аніонів. Жодних інших негативних йонів під час цього процесу не утворюється. Луги - йонні речовини, тому їхня дисоціація є повною. Катіони у різних лугів різні, спільною ознакою усіх лугів є наявність у їхніх розчинах гідроксид-аніонів.
Солями (йдеться про середні солі) називають електроліти, які у водних розчинах дисоціюють на гідратовані катіони металічних елементів і аніони кислотних залишків. Солі – йонні речовини, тому їхня дисоціація є повною.
Процес дисоціації електролітів у водному розчині спрощено (без відображення гідратації йонів) описує рівняння електролітичної дисоціації. У правильно складеному рівнянні електролітичної дисоціації сума зарядів усіх катіонів і аніонів дорівнює нулю. Аби зазначити, що електроліт у розчині дисоціює практично повністю, в рівняннях електролітичної асоціації замість знака « = » використовують знак «→».
Усі електроліти поділяють на сильні та слабкі. Сильні електроліти в розчинах дисоціюють повністю, а слабкі — частково, тобто частина молекул залишається в недисоційованому стані. До сильних електролітів відносять усі солі (за незначним винятком), луги (гідроксиди лужних металів, а також Барію, Стронцію й Кальцію) та деякі кислоти (НСl, НВr, НІ, HNO3, H2SO4(розб)). Інші електроліти відносять до слабких.
17. Ступінь дисоціації слабких електролітів. Фактори, що впливають на його величину. Закон розведення Оствальда
Ступенем дисоціації а називають відношення числа молекул, що розпалися на іони (продисоційованих), до загального числа розчинених молекул.
Ступінь дисоціації також є характеристикою, за якою можна визначити, є електроліт сильним чи слабким. Так, якщо ступінь дисоціації електроліту в 0,1 М розчині більший 30 %, то його відносять до сильних електролітів, а якщо менший 3% — до слабких. Ступені дисоціації слабкого електроліту, визначені різними способами (наприклад, за виміром електропровідності або температурою кипіння розчину), найчастіше збігаються. Ступінь дисоціації залежить від природи розчиненої речовини, розчинника, температури розчину та його концентрації і наявності у розчині інших електролітів. Зако́н розба́влення О́ствальда — співвідношення, що виражає залежність еквівалентної електропровідності розведеного розчину бінарного слабкого електроліту від концентрації розчину.
{\displaystyle \mathrm {K={\frac {c\lambda ^{2}}{\lambda _{\mathcal {1}}(\lambda _{\mathcal {1}}-\lambda )}}} }18. Протолітичні рівноваги у водних розчинах електролітів. Теорії кислот та основ. Спряжена кислотно-основна пара.
Згідно із протолітичною (протонною) теорією кислот і основ: кислота (acidum) – це донор протонів; основа (basicum) – акцептор протонів. Отже, всі протолітичні реакції полягають у перенесенні протона від молекули кислоти до молекули основи. Вони є оборотними.
Реакції кислота-основа частіше за все відбуваються за участю молекул розчинника
Для кислотно-основних пар існує таке загальне правило: кислота реагує в першу чергу з найбільш сильною у даних умовах основою, а основа – з найбільш сильною кислотою. Розрізняють:
а) речовини, які легко віддають протони – протогенні: H2SO4, HNO3, СН3СООН; вони є кислотами;
б) речовини, які легко приєднують протон – протофільні: NH3, аміни та ін.; вони є основами (як розчинники називаються протофільними розчинниками);
в) речовини, які не проявляють ні основних, ні кислотних властивостей (не здатні ні приєднувати, ні віддавати протони), вони називаються апротонними розчинниками (бензен, толуен та ін.).
Кожній кислоті відповідає своя основа, яка утворюється при відщепленні протона. З другого боку, кожній основі відповідає своя кислота, яка утворюється в результаті приєднання протона. Відповідно, завжди доводиться мати справу з парою речовин, яка складається з кислоти і відповідної їй основи. Цю пару називають кислотно-основною або протолітичною парою. Кислота і основа одної і тої ж протолітичної пари представляє собою спряжені протоліти. Наведемо приклади протолітичних пар: