Питання до семінарів

Семінар № 1: «Теорія розчинів»

1. Поняття про розчини та їх характеристика.

2. Способи вираження складу розчинів.

3. Розчинність речовин.

4. Теорія електролітичної дисоціації.

5. Дисоціація води. Водневий показник.

6. Буферні розчини.

7. Гідроліз солей.

8. Закон діючих мас.

9. Сила кислот і основ.

10. Комплексні сполуки та їх класифікація.

11. Окисно-відновні реакції.

12. Гетерогенні процеси. Добуток розчинності.

Семінар № 2: «Якісний аналіз»

1. Предмет та завдання аналітичної хімії.

2. Хімічний аналіз.

3. Прикладні види хімічного аналізу.

4. Якісний аналіз в аналітичній хімії.

5. Аналітичні властивості речовин.

6. Вимоги до аналітичних реакцій.

7. Типи аналітичних реакцій: газовідтворювальні, кольорові, крапельні реакції та реакції осадження.

8. Аналітична характеристика катіонів та аніонів.

9. Визначення катіонів I – VI групи.

10. Визначення аніонів I – III групи.

Семінар № 3: «Кількісний аналіз»

1. Гравіметричний метод аналізу.

2. Титриметричний метод аналізу.

3. Класифікація методів титрування.

4. Кислотно-основне титрування. Вихідні розчини. Вибір індикаторів.

5. Класифікація методів осадження і комплексоутворення.

6. Класифікація методів окисно-відновного титрування.

7. Суть методу перманганатометрії та йодометрії.

8. Фізико-хімічні методи аналізу. Класифікація та характеристика методів.

9. Хроматографія. Типи хроматографії.

10. Колориметрія. Умови визначення концентрацій розчинів.

11. Прилади в колориметричному методі аналізу.

Питання до самостійних робіт та індивідуальні завдання

Номера варіантів індивідуальних завдань відповідають порядковому номеру студента у списку за журналом.

Самостійна робота № 1

1. Вимоги до приміщення хімічної лабораторії.

2. Рисунок аналітичних терез та правила роботи з ними.

3. Види хімічного посуду. Правила роботи та очищення хімічного посуду.

4. Хімічні реактиви та правила роботи з ними.

5. Поняття про розчини та їх класифікація за досягненням розчинності (насичений, ненасичений, пересичений розчини).

6. Розчинність речовин, закон розчинності газів (з-н Генрі).

Індивідуальне завдання № 1. В V л розчину міститься m г даної речовини, густина розчину ρ г/мл. Обчислити молярну концентрацію та визначте масову частку речовини у розчині.

Варіант	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
речовина	KOH	H2SO4	NH4OH	HCl	KNO3	H3PO4	Na2CO3	NaOH	H2S	KI
m, г	56	98	70	100	25	78	24	40	34	166
V, л	5	9	1	7	6	4	2	7	3	10
ρ,г/мл	1,1	1,01	1,001	1,2	1,02	1,1	1,005	1,09	0,98	1,0

Варіант	11	12	13	14	15	16	17	18	19	20
речовина	Ni(OH)2	K2SO4	NH4Cl	BaCl2	HNO3	Na3PO4	H2CO3	KOH	K2S	HI
m, г	58	174	45	90	68	116	85	69	40	125
V, л	1	4	9	11	5	7	3	4	1	9
ρ, г/мл	1,2	1,06	1,005	1,03	1,1	1,02	1,2	0,96	0,98	1,1

Індивідуальне завдання № 2. Змішали m₁ г ω₁%-го та m₂ г ω₂%-го розчинів даної речовини. Обчислити масову частку ω₃ цієї речовини у розчині після змішування.

Варіант	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
речовина	NaCl	K2SO4	NH4Cl	BaCl2	HNO3	Na3PO4	H2CO3	KOH	K2S	HI
ω1, %	20	40	30	60	80	15	46	25	78	15
m1, г	100	50	45	460	120	350	100	500	254	20
ω2, %	16	30	15	25	60	10	35	10	60	12
m2, г	250	100	100	580	200	500	350	650	300	50

Варіант	11	12	13	14	15	16	17	18	19	20
речовина	KOH	H2SO4	NH4OH	HCl	KNO3	H3PO4	Na2CO3	NaOH	H2S	KI
ω1, %	26	49	35	55	43	19	77	64	50	21
m1, г	249	460	80	64	210	115	170	160	30	90
ω2, %	14	37	20	39	21	9	60	58	38	16
m2, г	400	512	150	180	290	130	200	210	50	140

Самостійна робота № 2

1. Закон діючих мас, як теоретична основа аналітичної хімії.

2. Поняття про хімічну рівновагу. Константа рівноваги.

3. Протолітична теорія кислот та основ.

4. Сила кислот та основ з точки зору електролітичної дисоціації.

5. Поняття про буферні розчини. рН буферних розчинів.

Індивідуальне завдання № 1. Обчислити ступінь дисоціації кислоти А у розчині з молярною концентрацією речовини А С_м моль/л.

Варіант	1	2	3	4	5	6	7
Речовина А	СН3СООН	НСООН	HNO2	С6Н5СООН	HBrO3	HBrO	CHCl2COOH
См моль/л	0,1	0,01	0,1	0,001	0,1	0,01	0,1

Варіант	8	9	10	11	12	13	14	15
Речовина А	HIO3	HIO	HSCN	HF	HClO2	HClO	СН3СООН	НСООН
См моль/л	0,01	0,1	0,001	0,01	0,1	0,001	0,01	0,1

Варіант	16	17	18	19	20	21	22
Речовина А	HNO2	HBrO	С6Н5СООН	CHCl2COOH	HSCN	СН3СООН	HClO
См моль/л	0,001	0,1	0,1	0,01	0,1	0,001	0,01

Індивідуальне завдання № 2.

А) Розрахувати рН у водному розчині хлоридної кислоти HCl з молярною концентрацією речовини (моль/л) (розчини взяті за 25 °С):

1. 0,018;

2. 0,026;

3. 0,022;

4. 0,023;

5. 0,0078;

6. 0,037;

7. 0,0052;

8. 0,0044;

9. 0,23;

10. 0,018;

11. 0,37;

12. 0,052;

13. 0,44;

14. 0,015;

15. 0,011;

16. 0,0039;

17. 0,0026;

18. 0,0045;

19. 0,25;

20. 0,58.

Б) Розрахувати рН у водному розчині сульфатної кислоти H₂SO₄ з молярною концентрацією речовини (моль/л) (розчини взяті за 25 °С):

1. 0.023;

2. 0,078;

3. 0,037;

4. 0,0052;

5. 0,044;

6. 0,0015;

7. 0,0023;

8. 0,00018;

9. 0,0037;

10. 0,00052;

11. 0,0044;

12. 0,000015;

13. 0,23;

14. 0,018;

15. 0,37;

16. 0,052;

17. 0,44;

18. 0,015;

19. 0,011;

20. 0,0039.

В) Розрахувати рН у водному розчині калій гідроксиду КОН з молярною концентрацією речовини (моль/л) (розчини взяті за 25 °С):

1. 0,0074;

2. 0,0029;

3. 0,0018;

4. 0,0055;

5. 0,0036;

6. 0,0041;

7. 0,074;

8. 0,029;

9. 0,018;

10. 0,055;

11. 0,036;

12. 0,41;

13. 0,0037;

14. 0,0015;

15. 0,0009;

16. 0,0028;

17. 0,00018;

18. 0,0022;

19. 0,00074;

20. 0,00029.

Самостійна робота № 3

1. Умови протікання реакцій йонного обміну.

2. Гетерогенні процеси в аналітичній хімії. Добуток розчинності.

3. Фактори, що викликають виникнення осадів.

4. Правила фільтрування осадів. Декантація осадів.

5. Сорбційні процеси в аналітичній хімії: екстракція, перегонка, концентрування речовин.

Індивідуальне завдання № 1. Закінчити рівняння реакцій та написати йонно - молекулярні рівняння реакцій утворення менш розчинних сполук, ніж вихідні:

1. AgNO₃ + NaCl 

2. CuCl₂ + Na₂S 

3. Pb(NO₃)₂ + K₂SO₄ 

4. Ca(NO₃)₂ + Na₂CO₃ 

5. AlCl₃ + NaOH 

6. MgCl₂ + Na₂CO₃ 

7. FeCl₂ + NaOH 

8. H₂SO₄ + Na₂CO₃ 

9. Zn(NO₃)₂ + Na₂S 

10. AgNO₃ + K₂S 

11. K₂SO₄ + Ba(OH)₂ 

12. AgNO₃ + Na₃PO₄ 

13. (CH₃COO)₂Pb + Na₂SO₄

14. Fe(NO₃)₂ + Na₂S 

15. ZnCl₂ + K₃PO₄ 

16. MgSO₄ + NaOH 

17. H₂SO₄ + Na₂S 

18. K₂CO₃ + BaCl₂ 

19. Na₂CO₃ + HCl 

20. FeCl₂ + NaOH 

Індивідуальне завдання № 2. Написати по два молекулярні (повні) рівняння реакцій утворення таких малорозчинних сполук:

1. Ag⁺ + Cl^-  AgCl;

2. Pb²⁺ + S^2-  PbS;

3. 3Ca²⁺ + 2PO₄^3-  Ca₃(PO₄)₂;

4. Ba²⁺ + CrO₄^2-  BaCrO₄;

5. Ag⁺ + I^-  AgI;

6. 2Ag⁺ + CO₃^2-  Ag₂CO₃;

7. Pb²⁺ + 2I^-  PbI₂;

8. 3Ba²⁺ + 2PO₄^3-  Ba₃(PO₄)₂;

9. Cu²⁺ + 2OH^-  Cu(OH)₂;

10. Hg²⁺ + S^2-  HgS;

11. Pb²⁺ + 2Cl^-  PbCl₂;

12. Sr²⁺ + SO₄^2-  SrSO₄;

13. Ba²⁺ + SO₄^2-  BaSO₄;

14. Ca²⁺ + CO₃^2-  CaCO₃;

15. Ag⁺ + Br^-  AgBr;

16. 2Ag⁺ + S^2-  Ag₂S;

17. Fe³⁺ + 3OH^-  Fe(OH)₃;

18. 3Mg²⁺ + 2PO₄^3-  Mg₃(PO₄)₂;

19. Cu²⁺ + S^2-  CuS;

20. Al³⁺ + 3OH^-  Al(OH)₃.

Індивідуальне завдання № 3. Написати рівняння гідролізу для наступних солей. Вказати середовище, в якому відбувається гідроліз.

1. Карбонат натрію - Na₂CO₃.

2. Нітрат магнію - Mg(NO₃)₂.

3. Сульфід калію - K₂S

4. Хлорид амонію - NH₄Cl

5. Сульфіт натрію - Na₂SO₃

6. Нітрат купруму - Cu(NO₃)₂

7. Ацетат натрію - CH₃COONa

8. Хлорид цинку - ZnCl₂

9. Нітрат амонію - NH₄NO₃

10. Карбонат калію - K₂CO₃

11. Хлорид ферума - FeCl₃

12. Йодид магнію - MgI₂

13. Ацетат калію - CH₃COOK

14. Бромід алюмінію AlBr₃

15. Хлорид купруму - CuCl₂

16. Сульфіт калію - K₂SO₃

17. Сульфід натрію - Na₂S

18. Нітрат цинку - Zn(NO₃)₂

19. Фосфат натрію - Na₃PO₄

20. Сульфат амонію - (NH₄)₂SO₄

Індивідуальне завдання № 4. Написати математичні вирази добутків розчинності таких малорозчинних сполук:

1. CuS;

2. AgCl;

3. CaSO₄;

4. AgBr;

5. BaSO₄;

6. CaCO₃;

7. PbCl₂;

8. Ag₂ClO₄;

9. HgI₂;

10. Ca₃(PO₄)₂;

11. Ag₂SO₄;

12. AlPO₄;

13. Fe(OH)₃;

14. CaF₂;

15. Ba(OH)₂;

16. Pb(CNS)₂;

17. Ag₂CO₃;

18. CoSO₃;

19. Li₂SiO₃;

20. ZnCrO₄.

Самостійна робота № 4

1. Принцип якісного аналізу.

2. Вимоги до аналітичних реакцій: вибірковість, селективність та чутливість.

3. Способи підвищення чутливості аналітичної реакції.

4. Типи аналітичних реакцій: газовідтворювальні, кольорові, крапельні, реакції осадження (з прикладами реакцій).

5. Заповніть таблицю: «Якісні реакції катіонів»

Іон	Перелік якісних реакцій	Аналітичний сигнал	Умови проведення

Самостійна робота № 5

1. Характеристика та вибір індикаторів при кислотно-лужному титруванні.

2. Значення кислотно-лужного аналізу.

3. Поняття про комплексні сполуки та їх класифікація.

4. Класифікація методів осадження і комплексоутворення.

5. Суть методу осадження. Встановлення точки еквівалентності.

6. Поняття про металіндикатори.

Індивідуальне завдання №1

На титрування V₁ мл С₁ М речовини А витрачається V₂ мл розчину В. Визначити молярну концентрацію речовини В у розчині.

Варіант	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
Речовина А	HClO4	HCl	H2SO4	HNO3	HClO4	HCl	H3PO4	HNO3	NaOH	HCl
V1, мл	40	20	10	12	15,5	20	20,3	50	28	15
C1, моль/л	0,125	0,2	0,1	0,3	0,25	0,1	0,2	0,5	0,25	0,4
Речовина В	KOH	NH4OH	NaOH	LiOH	NaOH	LiOH	NH4OH	KOH	HClO4	KOH
V2, мл	50	40	15	20	25,5	50	42,5	34,2	20	32,6

Варіант	11	12	13	14	15	16	17	18	19	20
Речовина А	KOH	NH4OH	NaOH	LiOH	NaOH	HCl	NH4OH	KOH	H3PO4	KOH
V1, мл	20	15	12,5	50	20	35	40	25	16,5	20
C1, моль/л	0,1	0,5	0,125	0,2	0,36	0,84	0,3	0,55	0,25	0,125
Речовина В	HCl	HClO4	H3PO4	H2SO4	HCl	KOH	H2SO4	HClO4	NaOH	HCl
V2, мл	14,5	20	35	45	15,6	14,8	25,1	15	20	41,3

Індивідуальне завдання №2

Який об’єм С₂ М речовини А було взято для аналізу, якщо на титрування витрачено V₁ мл С₁ розчину В?

Варіант	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
Речовина А	HCl	H2SO4	NH4OH	NaOH	HCl	KOH	H2SO4	KOH	HCl	NH4OH
V1, мл	20,5	15,3	16,1	25,2	14,2	30	12,5	19,3	12,5	14,9
C1, моль/л	0,2	0,125	0,31	0,25	0,14	0,2	0,125	0,14	0,25	0,1
Речовина В	KOH	NaOH	HNO3	H3PO4	NH4OH	HNO3	LiOH	H3PO4	NaOH	HNO3
С2, моль/л	0,25	0,14	0,2	0,16	0,154	0,4	0,36	0,1	0,15	0,25

Варіант	11	12	13	14	15	16	17	18	19	20
Речовина А	HNO3	KOH	H3PO4	KOH	HNO3	NH4OH	LiOH	HNO3	NH4OH	KOH
V1, мл	25,3	12,6	13,5	20,1	31,2	21,3	18,6	14,3	12,5	15,4
C1, моль/л	0,15	0,1	0,15	0,35	0,2	0,125	0,25	0,34	0,4	0,16
Речовина В	LiOH	HCl	NaOH	H2SO4	LiOH	HCl	H2SO4	NaOH	HCl	HClO4
С2, моль/л	0,2	0,125	0,31	0,25	0,14	0,2	0,125	0,14	0,25	0,1

Самостійна робота № 6

1. Поняття про окисно-відновні реакції.

2. Константи рівноваги в ОВР.

3. Основа методу окисно-відновного титрування.

4. Дихроматометричне титрування: індикатор даного методу, вихідні та робочі розчини.

Індивідуальне завдання №1. Розставити коефіцієнти в рівняннях ОВР методом електронного балансу, вказати окисник та відновник, навести процеси відновлення та окиснення:

1. Al + O₂  Al₂O₃

Zn + H₂SO₄  ZnSO₄ + H₂S + H₂O

2. Na + O₂  Na₂O

V₂O₅ + SO₂  VO₂ + SO₃

3. H₂ + S  H₂S

I₂ + H₂O  HIO₃ + HI

4. C + O₂  CO

HBr + H₂SO₄  Br₂ + SO₂ + H₂O

5. H₂ + O₂  H₂O

K₂MnO₄ + Cl₂  KMnO₄ + KCl

6. H₂ + Cl₂  HCl

P + H₂SO₄  H₃PO₄ + SO₂ + H₂O

7. N₂ + H₂  NH₃

SO₃  SO₂ + O₂

8. Mg + O₂  MgO

HI + H₂SO₄  I₂ + H₂S + H₂O

9. Na + Cl₂  NaCl

Cu + HNO₃  Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

10. H₂ + F₂  HF

CuS + HNO₃  Cu(NO₃)₂ + S + NO + H₂O

11. S + O₂  SO₃

NO₂ + H₂SO₃  H₂SO₄ + NO

12. Ca + O₂  CaO

Ag + HNO₃  AgNO₃ + NO₂ + H₂O

13. C + O₂  CO₂

KI + NO₂  KNO₂ + I₂

14. N₂ + O₂  NO₂

HCl + HNO₃  Cl₂ + NO + H₂O

15. P + O₂  P₂O₅

NaBr + Cl₂  NaCl + Br₂

16. Fe + Cl₂  FeCl₂

KI + Cu(NO₃)₂  CuI + I₂ + KNO₃

17. Ba + O₂  BaO

I₂ + H₂SO₃ + H₂O  H₂SO₄ + HI

18. N₂ + O₂  NO

ClO₂ + KOH  KClO₃ + KClO₂ + H₂O

19. Mg + S  MgS

NO₂ + H₂O + O₂  HNO₃

20. Fe + Br₂  FeBr₃

Ag₂S + HNO₃  AgNO₃ + S + NO + H₂O

Самостійна робота № 7

1. Іонно – обмінна хроматографія.

2. Основи рідинної хроматографії.

3. Визначення оптичної густини в колориметричному методі аналізу.

4. Прилади та обладнання в колориметрії. Принцип дії КФК-2.

Індивідуальне завдання № 1. Написати реферат на задану тему згідно свого варіанту.

1. Рідинна хроматографія.

2. Історія розвитку хроматографії.

3. Відбір та ввід проби в хроматографічному аналізі.

4. Тонкошарова хроматографія: адсорбенти, нанесення проб, способи проведення.

5. Використання фотометрії в аналізі сумішей речовин.

6. Електрохімічні методи аналізу.

7. Люмінесцентний аналіз.

8. Помилки в хімічному аналізі.

9. Прилади для колориметричного методу аналізу.

10. Полум’яна фотометрія в хімічному аналізі.

11. Іонно-обмінна хроматографія.

12. Теорія хроматографічного розділення.

13. Методи та метрологія хроматографічних вимірів.

14. Газова хроматографія.

15. Класифікація хроматографічних методів аналізу.

16. Сорбція: механізм, сорбенти, використання на практиці.

17. Використання хроматографічних методів аналізу.

18. Метод екстракції: кількісні характеристики, швидкість, класифікація процесів.

19. Апаратура та обробка хроматограм.

20. Використання хроматографічних методів в промисловості.

21. Методи розділення та концентрування речовин.