coolreferat.com.ua сторінка 1сторінка 2сторінка 3

1 Предмет і завдання АХ. Значення АХ в совр.науке. аналіз в біології та службі охорони природи.

АХ-наука про методи визначення якісного і кількісного складу ве-ва, АХ явл.составной частиною єдиної хім.наукі.

Предмет АХ- розробка методів аналізу, їх практіч.виполненіе, опр-е складу ве-в, вивчення фіз.св-в ве-в.

Завдання-1. розвиток теорії методів аналізу.

2. розробка і вдосконалення методів аналізу.

3. забезпечення хім.-аналітіч.контроля в процесі проведення науково-дослідних робіт.

Велике місце відводиться в АХ пошуку нових совр.методов аналізу, з використанням нових досягнень науки і техніки. Аналіз має велике значення для промисловості, медицини. Визначається склад вод, грунтів. У пром-ти исп-ся склад як кількісний так і якісний сплавів матеріалів і т.д.


2.Концентрація і активність. Іонна сила розчину.

Концентрацію, в завіст-ти від розчину виражають след.способамі5

молярна
еквівалентні.

Т-титр.

Якщо використовуються під ве-ва явл.електролітамі, то їх стан хар-ся ступенем дисоціації L.

Активність- та ефективна удавана концентрація іонів в розчині, в співвідношенні з кот.он проявляє себе в хіміч.реакціі

Активність пов'язана з концентрацією в співвідношенні: a = f * c, де f- коеф-т активності.

Значення коеф-та активних іонів опр-ся тільки іонною силою розчину, і не залежить від природи інших іонів, присутніх у розчині- закон іонної сили Льюїса і Рендала.

Іонна сила при цьому хар-т загальний вміст іонів у розчині і розраховується як


3 Хім.равновесіе. константа хім.равновесія (концентраційна, термодінаміческяа, умовна). Рівноважна концентрація. Поняття про аналітіч.концентраціі.

Концентрація ве-в, що має місце в системі з моменту настання рівноваги, наз-ся рівноважними []. ці концентрації залишаються незмінними стільки довго, скільки не змінюється зовнішнє умова.

Рівноважна концентр.ве-ва заздрості від його вихідної концентрації ве-ва і витрати ве-ва на протікання р-ції до моменту встановлення рівноваги.



т.про аналітіч.концентр.-це загальна концентрація ве-ва в р-ре, незалежно від форми її утримання (іони, молекули).

Для оборотних р-ції з-н действ.масс запису-ся у вигляді конст.равновесія А + В? С + Д


4 Теорії кислот і основ (Арреніуса, Льюїса, Бренстеда-Лоурі)

однією з перших теорій, що пояснюють природу кислот і підстав стала теорія електролітіч.діссоціаціі Аррениуса-Оствальда. Згідно їй кислотою є електронейтральних ве-во, яке при дисоціації у воді в якості катіона обрзуют тільки іони водню Н +.

НА? Н + + А -

А підставою явл.ве-во, кот.прі дисоціації утворює у воді в кач.аніона тільки гідроксид-іони

NaOH? Na + + OH -

Але так як виникали некот.трудності (некот.ве-ва проявляли св-ва солей, кислот і т.д), то прийшла на зміну Протолітична теорія кислот і основаній- Бренстеда-Лоурі, згідно з якою кислотою явл.любое ве-во, здатне віддавати протон, а підставою здатне приймати протон.

Багато солі у водних розчинах поводяться як кислоти, хоча Н + в їх складі немає. Ці факти були пояснені в теорії Льюїса, але вона не знайшла широкого застосування.


5 Протолітична теорія: аналіз ролі розчинника. Класифікація розчинників.

Теорія Бренстеда-Лоурі, згідно з якою кислотою явл.любое ве-во, здатне віддавати протон, а підставою здатне приймати протон.

Розчинник явл.не тільки явл.средой, а й учасником процесу.

Розчинники:

  1. протонні-можуть віддавати або приймати протон.

  • Кіслотние- спос-ть до віддачі протона, основні-спос-ть приєднувати протон, амфотерні.

  1. апротонні - не володіють донорно-акцепторними св-ми по відношенні до протона.

Якщо ве-під взято в кач.растворітеля, то в залежності від того, яка тенденція віддача або приєднання протона у нього переважає, то воно може різним чином впливати на іонізацію розчиненого ве-ва

За впливом на кислотно-основні св-ва%: невелір і диференційні.


6 Автопротоліз розчинників. Вплив розчинників на силу кислот і підстав.

Автопротолізу піддаються амфотерні розчинники.

Якщо ве-під взято в кач.растворітеля, то в залежності від того, яка тенденція віддача або приєднання протона у нього переважає, то воно може різним чином впливати на іонізацію розчиненого ве-ва.

Автопротоліз розчинників протікає в незначіт.степені, в р-ре настає арвновесіе кот.опісивается константою:




це найважливіша вираз, що свідчить про те, що в будь-якому р-ре є як іони водню, таки гідроксид іони.

Реакція середовища: рН = -lga H +

рН = 7 в нейтральному розчині,

рН <7 в кислому

pH> 7 в лужному.

Анологично водородному опр-т гідроксильний показник рОН = lga ОН +

А вир-е часто записують у логаріфміч.форме: рН + рОН = 14

8 Рівновага у водних розчинах сильних і слабких кислот і основ. Розрахунок рН.

1.Когда слабкі к-ти дисоціюють у незначіт.степені, то в розчині настає рівновага.

НА? Н + + А -

Воно описание-ся наз-т константою дисоціації і зн-е дивляться в довіднику

2. сильні к-ти в водн.р-рах дисс-т практіч.нацело

НА? Н + + А - концентрація іонів водню збігається із загальною конц.кіслоти в р-ре, а рН = -

[H +] = Cк, рН = -lg [H +] = - lgCk

3. сильні підстави (луга) дис-т остачі

ВОН? В + + ОН -

4. слабкі підстави-дис-т в незначіт.степені і цей процес описание-ся відповідною константою, і наз-ся константою дисоціації слаб.основанія.

ВОН? В + + ОН -


9 Буферні розчини. Механізм буферної дії, поняття буферної ємності. Розрахунок рН.

Сущ-т р-ри при + до яких небольш.кол-ва кислоти, луги або при їх розведенні рн змінюється незначітельно- буферні розчини. А зазначена їх здатність підтримувати рн практично постійною наз-ся буферним дією.

Буф.спос-тьма володіють суміші след.тіпа:

1.смесь слабкою к-ти і солі з однойменною аніоном. CH 3 COOH + CH 3 COONa

2. суміш слабкої підстави і солі з однойменною катіоном NH 3 + NH 4 Cl

3. суміш слабкої багатоосновної к-ти різного ступеня заміщення NaH 2 PO 4 + Na 2 KPO 4

Буферну дію розчинів хар-ся буферною ємністю. Це те мін.кол-під сильною к-ти або лугу, кот.необходімо додати до 1 л. Буферного розчину, щоб його рН змінилася на еденицу.

рН буф.р-рів залежить від конст.діссоціаціі слабкою к-ти чи підстави і від компонентів буф.р-ра.

[H +] = Ккісл * (скисло. / Ссолі)

[ОH -] = Косн. * (Сосна ../ Ссолі)


10 Рівновага у водних розчинах гидролизующих солей. Розрахунок рН.

Розрахунок рН в розчинах солей:

    1. гідроліз по аніону



для розрахунку рН в розчині солі зручніше ползоваться след.схемой:

а) написати Ур-е р-ції гідролізу

б) розрахувати концентрацію іонів

в) розрахувати рОН, потім рН
2) при гідролізі по катіону


3) у разі спільного гідролізу по катіонів та аніонів



11 поняття про окисно-відновної системі. Окислювально-відновний потенціал. Ур-е Нернста.

Ознакою ОВР явл.переход електронів від одних частинок до інших.

Напр. 2Fe 2+ + Sn 2+? 2Fe 2+ + Sn 4+

Електрон переходить від іонів олова (восст-ль) до іонів заліза (ок-ль).

Кожну ОВР можна представити як суму 2х напівреакцій:

Восстановленіе- окислювача і окислення-відновника.

Роль окислювача закл.в прісодеіненіі електрона, а роль восст-ля в їх віддачі, то т.про розходження в силі ок-їй і восст-лей пов'язана з їх спос-тьма до приєднання або віддачі електрона.

Чим легше атом, іон, молекула віддає електрон, тим є сильнішим восст-лем, і навпаки, чим більше засіб до Ел-ну, тим сильнішим окислювачем вона явл.

Кількісно цю активність хар-т значенням Е-потенціалу.

ОВ систему або редоксопару запису-т: Fe 3+ / Fe 2+

Sn 4+ / Sn

Потенціал отдельн.редоксопар змінити неможливо, але можна складати гальваніч.ел-ти, комбінуючи редоксопари з однією і тією ж системою, умовно прийнятою як відлікової. Такий відлікової системою явл.сістема (2Н + / Н 2).

Потенціал ОВ пари залежить не тільки від її природи, а й від др.факторов- гл.явл. концентрація і активність.

Ур-е Нернста:

де, Е 0 -станд. ОВ потенціал, R-газова стала, T-абсолютна температура, n-число електронів беруть участь у процесі, F-постійна Фарадея (96500 Кл / моль), під log варто ставлення активності окислювальних і відновних форм.



Значення Е наз-т реальним ОВ потенціалом системи.


12. константа рівноваги ОВР.

Можливість протікання ОВР в протівоположн.направленіі свідчить про її оборотності. Оборотні хім.р-ції хар-ся константою рівноваги. ОВ потенціали відповідних редоксопар опр-ся Ур-ем Нернста.



де, n- загальне число електронів переходять від ок-ля до восст-лю.

Застосування ОВР в аналізі різноманітне: для виявлення іонів, для кількісного виявлення іонів, поділу іонів, усунення заважають аналізу іонів.

13. комплексні сполуки, їх будови і типи. Внутрішньокомплексні з'єднання.


14. стійкість комплексних сполук

15. поняття органіч.реагентов. теоретичні основи їх дії

під органіч.реагентамі розуміють органіч.соедіненія, застосовувані в аналізі для след.целей:

  1. якісне і кількісне виявлення іонів.

  2. поділ іонів.

  3. маскування.


Широке застосування реагентів обумовлено їх достоїнствами в порівнянні з неорганічними:

  1. висока селективність.

  2. висока чутливість (опр-е мале кол-во іонів у розведених розчинах)

  3. велике у доступних реагентів і возм-ть зміни їх властивостей.

Вперше реагенти були запропоновані для застосування в аналізі Ілінскім, кот.в кач.реагента ан іони Со запропонував використовувати органічні.

Неск.позже Чугаєвим був запропонований діметілгліаксін для опр-я іонів Ni.

Св-ва органіч.реагентов залежать від присутності в їх молекулах опр.атомних груп, що володіють кислотними св-ми.

Атоми водню входять до їх складу здатні заміщатися атомами Ме. Крім того в молекулі органіч.реагента присутній др.группа атомів, що володіють неподделенной електронної парою. Тому катіон Ме одночасно утворює донорно-акцепторами зв'язок із зазначеним атомом.
16. класифікація методів аналізу. Вимоги до методів аналізу і до результатів.

Аналіз ве-в проводиться для встановлення кількісного та якісного складу ве-в.

Якісний аналіз дозволяє встановити, з яких ел-тів складається ве-во.

Кількісний - дозволяє встановити кількісний вміст складових частин у аналізованої середовищі.

Методи м / класифікуватися залежно від кол-ва аналізованого ве-ва:

  • Макрометоду,

  • Полумикрометодом

  • Мікрометоди

  • Ультрамікрометоди

  • Субмікрометоди (дуже важливі в медицині, біології).


Залежно від техніки виконання аналізу:

  • Хіміческіе- в основі хім.реакція.

  • Фізико-хіміческіе- про склад аналізованого ве-ва судять по фіз.св-ву продукту (щільність)

  • Фізіческіе- судять по фізичній властивості.


Чіткої межі м / у физич. і фізіч.-хім. р-ції немає, а об'єднує їх те, що і там і там досліджуються св-ва при пом.прібора.


17.аналітіч.реакціі і реагенти, вимоги до них. Сп-б підвищення селективності та чутливості

Реагент- ве-во, що викликало аналітичну реакцію.

Аналітичні р-ції м / здійснюватися двома способами:

  • Мокрим- хім.р-ція здійснювана м / у розчинами досліджуваного ве-ва і реагенту. Вона проводиться на фільтр.бумаге, предметному склі з посследующім розглядом форми утворилися кристалів.

  • Сухім- прожарювання, пірохіміческіе р-ції.


Хім.методи кількісного аналізу: гравіметричні (вагові), тітріметріческіе (об'ємні).

Вимоги методів аналізу: 1.чувствітельность- визначення можливо менших кількостей ве-в.

2. сілектівность-з великого кол-ва знаходяться в зразку метод д / визначити одне єдине.

3. експрессность- час витрачений на аналіз д / бути мінімальним

18.дробний і систематичний аналіз іонів, груповий реагент.

Дробний аналіз - виявлення іонів за допомогою специфічних растворіетлей в необхідних порціях досліджуваного р-ра.

Систематичний

Послідовність виявлення іонів м / б різною.

Якщо специфічні р-ції відсутні, виявлення іонів цим методом неможливо. Розробляється опр.последовательность реакцій виявлення отд.іонов.

Наприклад, р-р містить іони Ca 2+ і Ва 2+. Чутливої ​​реакцією на іони Са явл. утворення осаду Ca 2+ + С 2 О 4 2-? Сас 2 О 4 також і опр-т іони Ва Ва 2 + С 2 О 4 2-? ВаС 2 О 4

Значить, у присутності Ва виявити СА неможливо.

У зв'язку з різноманіттям іонів їх зазвичай відокремлюють від розчину не по одинаку, а цілими групами, наприклад, додавання соляної к-ти викликає осадження іонів срібла, ртуті. Такий реагент наз-т груповим.

Вимоги: 1. іони д / осідати практіч.полностью.

2. надлишок реагенту НЕ д / заважати виявленню інших іонів в розчині.

3. образ-ся осад повинен бути раст-н в кислотах.




наступна сторінка >>