- •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
26. Фактори, що впливають на величину окислювально-відновних потенціалів. Навести приклади.
1) Вплив температури розчину.
Згідно з рівнянням Нернста-Петерса, реальний окиснювально-відновний потенціал є функцією температури:
Тому зміна температури буде впливати на зміну потенціалу окремої окисно-відновної пари, а тому і потенціалу реакції. Окиснювально-відновні реакції, як правило протікають повільно, тому для підвищення швидкості реакції її проводять при нагріванні до різних температур (в залежності від природи реагуючих речовин).
2) Вплив присутності каталізаторів.
Як і у кожній реакції, застосування каталізаторів приводить до збільшення швидкості реакції, але не впливає на встановлення рівноваги, бо однаково збільшується швидкість прямої і зворотньої реакції. В окремих випадках застосування реакції може визначати шлях і продукти реакції. Наприклад, при окисненні іонів мангану (ІІ) амоній персульфатом у кислому середовищі без іонів Аргентуму утворюється манган (IV) оксид, а в присутності іонів аргентуму - іони перманганату.
3) вплив іонної сили розчину..
Зміна іонної сили розчину викликає зміну коефіцієнтів активності іонів. Заряд іона окисненої форми звичайно відрізняється від заряду іона відновленої форми, тому їхні активності змінюються по-різному. Якщо при цьому відношення активностей у формулі Нернста збільшується, то редокс-потенціал збільшується і навпаки.
.4) вплив концентрації компонентів редокс-пари.
З рівняння Нернста випливає, що Е = f(COx, CRed). Збільшення COx і зменшення CRed приводить до збільшення потенціалу і навпаки. Однак зміна співвідношення концентрацій викликає відносно невелику зміну потенціалу.
5) вплив рН розчину.У більшості випадків у водних розчинах у редокс-переходах беруть участь іони гідроксонію чи гідроксид-іони.
27. Визначення напрямків протікання окисно-відновних реакцій в залежності від величини окислювально-відновних потенціалів. Навести приклади.
Чим вищий окиснювально-відновний потенціал, тим сильнішим окисником є окиснена форма цієї редокс-пари. Чим менший окиснювально-відновний потенціал редокс-пари, тим сильнішим відновником є відновлена форма цієї пари.
За значенням і при порівнянні Е0 редокс-пари можна визначити принципову можливість проходження ОВ реакції. За значенням формального потенціалу можна оцінити можливість протікання реакції в конкретних реальних умовах.
Наприклад, порівняння значень Е0 при взаємодії пар Fe2+/Fe (Е0=-0,44 B) і Cu2+/Cu (Е0=+0,34 В) показує, що окисником буде форма Cu2+, відновником – Fe, тому що стандартний окиснювально-відновний потенціал другої системи більший, ніж потенціал першої системи:Cu2+ + Fe Fe2+ + Cu.
Напрям протікання реакції залежить від значення електрорушійної сили (ЕРС), яку ще називають потенціалом реакції Е:
ЕРС = Е = Е0(окисника) - Е0(відновника).
якщо ЕРС (Е) 0, то проходить пряма реакція ,якщо ЕРС (Е) 0, то проходить зворотна реакція
28. Основні окисники та відновники, які використовуються при аналізі іонів.
Найважливіші окисники:
1) (NH4)2S2O8, KMnO4, K2Cr2O7, K2CrO4, KBrO3, KClO3, KJO3;
2) Cl2, Br2, J2, JCl, JBr, NaClO, NaBrO, CaOCl2;
3) H2O2, HNO3, H2SO4конц., MgO2, Na2O2, HCl+HNO3, H2O2+HCl (суміш Комаровського);
4) Cu2+, Fe3+, Hg2+.
Найважливіші відновники:
1) Zn, Fe, Mg, Al, лужні і лужноземельні метали;
2) Sn2+, Mn2+, Fe2+;
3) S2-, SO32-, S2O32-, J-, Br-, C2O42-.
Частинка (атом, молекула, іон), що містить елемент, який віддає електрони, називається відновником.
Частинка, що містить елемент, який приєднує електрони, називається окисником.