2. Международная система единиц (си). Основные физические величины и формулы для расчёта, применяемые в количественном анализе.
ФОРМУЛЫ
СМОТРИ В 3 ПУНКТЕ!
+ здесь
(файл на сдо под названием “Международная
система единиц (СИ). Основные физические
величины и формулы для расчёта, применяемые
в количественном анализе”):
https://sdo.srspu.ru/pluginfile.php/654160/mod_resource/content/1/%D0%BB%D0%B0%D0%B11%20%D0%BF%D1%80%D0%B5%D0%B7%D0%B5%D0%BD%D1%82%D0%B0%D1%86%D0%B8%D1%8F%20%D0%A1%D0%98.pdf
3. Способы титрования. Расчёты в титриметрическом методе по результатам титрования.
Титрование можно выполнять различными способами. Различают:
1. Прямое титрование (прямой способ титрования).
В этом случае
титрант непосредственно добавляется
к анализируемому раствору. Масса
определяемого вещества рассчитывается
по результатам титрования по формуле:
, где
– масса
определяемого в-ва, г; 
– объем титранта, пошедшего на
титрование, мл;
– молярная конц-я
эквивалента титранта, моль/л; 
– молярная масса эквивалента
определякемого в-ва, г/моль.
2. Обратное титрование (обратный способ титрования).
К анализируемому раствору добавляют избыток стандартного раствора 1 (титрант 1). Избыток титранта 1, не прореагировавшего с определяемым веществом, оттитровывают другим стандартным раствором (титрантом 2).
Например, для
определения содержания иона аммония
исследуемый раствор обрабатывают
избытком стандартного раствора едкой
щёлочи и выпаривают для удаления аммония.
Затем остаток едкой щёлочи оттитровывают
раствором соляной кислоты. Массу
определяемого вещества при обратном
способе титрования рассчитывают по
формуле:
, где
– титрант 1,
– титрант 2.
3. Заместительное (косвенное) титрование (заместительный способ титрования).
К анализируемому веществу (х) добавляют какой-либо вспомогательный реагент, который реагирует с ним с выделением эквивалентного количества нового вещества (у), которое оттитровывают стандартным раствором титранта: x + Reag = yзаместитель.
Т. е. вместо
непосредственного титрования определяемого
вещества (х) титруют его заместитель
(у):
.
Например, для
определения сильных окислителей, какими
являются
,
и т.п., трудно подобрать восстановитель
для прямого титрования. Поэтому для
определения таких окислителей
предварительно действуют на них в кислой
среде вспомогательным реагентом KI,
который реагирует с ними с выделением
эквивалентного окислителям количества
I2.
Выделившийся йод оттитровывают
стандартным раствором Na2S2O3.
Массу определяемого компонента в
заместительном титровании рассчитывают
по той же формуле, что и в п.1.
4. Понятие рН. Расчет рН сильных и слабых электролитов.
Водные растворы веществ могут быть кислыми, нейтральными или щелочными. Кислотность среды зависит от концентрации положительно заряженных ионов водорода (H+) и отрицательно заряженных гидроксид-ионов (OH−) относительно друг друга.
Сильные кислоты и основания (табл.) в растворах диссоциируют полностью, поэтому концентрация ионов водорода и ионов гидроксила равна общей концентрации сильного электролита.
Для сильных оснований: [OH-] = См; для сильных кислот: [H+] = См.
Сильные электролиты:
-
Класс
Формулы электролитов
Кислота
HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HMnO4, HClO4
Основание
LiOH , KOH, RbOH, CsOH, NaOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
Соль
Растворимые соли
Слабым электролитом принято считать химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциируют на ионы. Степень диссоциации слабых электролитов для децимолярных растворов (0,1М) меньше 3%. Примеры слабых электролитов: все органические кислоты, некоторые неорганические кислоты (например, H2S, HCN), большинство гидроксидов (например, Zn(OH)2, Cu(OH)2).
Для
растворов слабых
кислот концентрация
ионов водорода [H+]
в растворе рассчитывается по формуле:
где: 
– константа диссоциации слабой кислоты;
– концентрация кислоты, моль/дм3.
Для растворов слабых оснований концентрация гидроксильных ионов рассчитывается по формуле:
где: 
– константа диссоциации слабого
основания;
– концентрация основания, моль/дм3.
Эти
формулы по идее тоже нужны:
,
,
.