Типы реакций применяемых в аналитической химии. Типы химических реакций и процессов в аналитической химии

Описание презентации по отдельным слайдам:

1 слайд

Описание слайда:

Аналитические реакции в растворах Аналитические реакции в растворах, обратимые и необратимые Химическое равновесие Закон действующих масс, константа химического равновесия Факторы, влияющие на смещение равновесия аналитических реакций

2 слайд

Описание слайда:

Типы химических реакций в аналитической химии кислотно-оснóвные реакции – реакции с переносом протона Н+ окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции с переносом электрона ē реакции комплексообразования – реакции с переносом электронных пар и образованием связей по донорно-акцепторному механизму реакции осаждения – гетерогенные реакции в растворе

3 слайд

Описание слайда:

В количественном анализе широко используются обратимые реакции, т.е. протекающие одновременно в двух противоположных направлениях: аА + вВ ↔ сС + дД Реакцию, протекающую в сторону образования продуктов реакции называют прямой аА + вВ → сС + дД Реакцию, протекающую в сторону образования исходных веществ – обратной сС + дД → аА + вВ В принципе, все реакции, протекающие в природе, являются обратимыми, но в тех случаях, когда обратная реакция выражена очень слабо, реакции считаются практически необратимыми. К ним относят обычно те реакции, при протекании которых один из образующихся продуктов уходит из сферы реакции, т.е. выпадают в осадок, выделяются в виде газа, образуется малодиссоциируемое вещество (например, вода), реакция сопровождается выделением большого количества тепла.

4 слайд

Описание слайда:

Состояние химического равновесия характерно лишь для обратимых процессов. В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем снижается вследствие уменьшения концентрации исходных веществ, расходующихся на образование продуктов реакции. Обратная реакция в начальный момент имеет минимальную скорость, которая растет по мере увеличения концентраций продуктов реакции. Таким образом, наступает момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными. Такое состояние системы называется химическим равновесием kпр=kобр

5 слайд

Описание слайда:

В 1864 − 1867 г норвежские ученые Гульдберг и Вааге установили закон действующих масс (под действующими массами они подразумевали концентрации. Тогда термин концентрация еще не был известен, его ввел позднее Вант−Гофф): скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам. Для обратимой реакции типа aA + вB = cC + дД согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции соответственно равны: vпр = kпр[A]a[B]в, vобр = kобр[C]c[Д]д. Если vпр = vобр, то kпр[A]a[B]в = kобр[C]c[Д]д, откуда К = kобр / kпр = [C]c[Д]д / [A]a[B]в. Таким образом, константа равновесия – отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ. Константа равновесия – величина безразмерная, т.к. зависит от концентрации и количества веществ.

6 слайд

Описание слайда:

Величина К, характеризующая при постоянной температуре постоянство соотношений равновесных концентраций реагентов, была названа Вант−Гоффом константой равновесия. Константа равновесия является одной из количественных характеристик состояния химического равновесия. Задание: написать выражение для константы равновесия следующих реакций: H2+I2 ↔ 2HI ; K= 2 / N2+3H2 ↔ 2NH3; K= 2 / 3

7 слайд

Описание слайда:

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации, температуры и давления определяется принципом Ле – Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, произвести воздействие (изменение концентрации, температуры, давления), то равновесие в системе смещается в сторону ослабления этого воздействия ЛЕ ШАТЕЛЬЕ Анри Луи

8 слайд

Описание слайда:

Для реакции А+В ↔ С+D Изменение концентрации если увеличивается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если уменьшается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D если увеличивается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D, если уменьшается концентрация продуктов реакции, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо, А+В → С+D

9 слайд

Описание слайда:

Для реакции А+В ↔ С+D 2) Изменение температуры определяется тепловым эффектом реакции при экзотермическом процессе (отрицательное значение реакции) - если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D при эндотермическом процессе (положительное значение реакции) – если температура увеличивается, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, т.е. вправо А+В → С+D, если температура уменьшается, то равновесие смещается в сторону образования исходных веществ, т.е. влево А+В ← С+D

2.1. Общие вопросы теории растворов

Раствор как среда для проведения аналитических реакций. Влияние физико-химических характеристик растворителя на химико-аналитические свойства ионов. Основы теории сильных электролитов. Активность, коэффициент активности, ионная сила растворов.

Основные типы химических реакций, используемых в аналитической химии

Кислотно-основное равновесие. Равновесие в водных растворах кислот, оснований и амфолитов. Буферные растворы, их состав и свойства. Расчет рН протолитических систем на основе теории Бренстеда–Лоури. Применение реакций кислотно-основного взаимодействия в аналитической химии. Значение буферных систем в химическом анализе.

Окислительно-восстановительное равновесие. Сопряженная окислительно-восстановительная пара. Окислительно-восстановитель-ный потенциал и факторы, влияющие на его значение. Окислительно-восстановительные реакции, их константа равновесия, направление и скорость. Автокаталитические и индуцированные реакции, их роль в химическом анализе. Применение реакций окисления-восстановления в аналитической химии.

Равновесие комплексообразования. Строение и свойства комплексных соединений. Полидентантные лиганды, хелатные комплексы, хелатный эффект. Равновесия в растворах комплексных соединений, константы устойчивости комплексных ионов. Использование реакций комплексообразования в аналитической химии.

Равновесие в системе осадок–раствор. Гетерогенное химическое равновесие в растворах малорастворимых электролитов. Правило произведения растворимости и его использование в аналитической химии. Константа растворимости (произведение активностей). Факторы, влияющие на растворимость малорастворимых соединений: солевой эффект, влияние одноименных ионов и конкурирующих реакций. Использование гетерогенных систем в аналитических целях.

Органические аналитические реагенты

Особенности органических аналитических реагентов: высокая чувствительность и избирательность действия. Применение органических аналитических реагентов в анализе.

Химические МЕТОДЫ РАЗДЕЛЕНИЯ И ОБНАРУЖЕНИЯ

3.1. Общие вопросы качественного анализа

Цели и задачи качественного анализа. Классификация методов качественного анализа в зависимости от величины пробы. Техника эксперимента: качественные пробирочные, капельные и микрокристаллоскопические реакции.

Аналитический эффект. Аналитические химические реакции и условия их проведения. Общие, групповые и характерные (селективные и специфические) реакции.

Аналитические классификации катионов и анионов. Аналитические группы ионов и Периодический закон Д. И. Менделеева. Систематический и дробный качественный анализ.

Использование реакций осаждения, комплексообразования, кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакций в качественном анализе. Органические аналитические реагенты, их преимущества и применение в качественном анализе.

Методы разделения и обнаружения ионов, имеющих наибольшее значение в химической технологии

I аналитическая группа катионов. Общая характеристика. Характерные реакции ионов Na + , K + , NH 4 + и Mg 2+ . Методы разложения и удаления солей аммония. Систематический ход анализа смеси катионов I группы.

II аналитическая группа катионов. Общая характеристика, групповой реагент. Характерные реакции ионов Ca 2+ и Ba 2+ . Оптимальные условия осаждения катионов II группы. Систематический ход анализа смеси катионов II группы и смеси катионов I–II групп.

III аналитическая группа катионов . Общая характеристика, групповой реагент. Характерные реакции ионов Al 3+ , Сr 3+ , Fe 3+ , Fe 2+ , Mn 2+ и Zn 2+ . Оптимальные условия осаждения катионов III группы. Систематический ход анализа смеси катионов III группы и смеси катионов I–III групп.

I аналитическая группа анионов. Общая характеристика, групповой реагент. Характерные реакции ионов CO 3 2– , SO 4 2– , PO 4 3– .

II аналитическая группа анионов. Общая характеристика, групповой реагент. Характерные реакции ионов Cl – , I – .

III аналитическая группа анионов. Общая характеристика. Характерные реакции ионов NO 2 – , NO 3 – . Анализ смеси анионов I–III групп.

Анализ неизвестного вещества

Основные этапы проведения качественного химического анализа: подготовка вещества к анализу, отбор средней пробы, растворение твердых веществ, предварительные испытания, анализ катионов и анионов.

Введение

Предмет аналитической химии, ее структура; место в системе наук, связь с практикой. Основные аналитические проблемы: снижение предела обнаружения; повышение точности и избирательности; обеспечение экспрессности; анализ без разрушения; локальный анализ; дистанционный анализ. Виды анализа: изотопный, элементный, структурно-групповой (функциональный), молекулярный, вещественный, фазовый. Химические, физические и биологические методы анализа. Макро-, микро- и ультрамикроанализ.
Основные этапы развития аналитической химии. Современное состояние и тенденции развития аналитической химии: инструментализация, автоматизация, математизация, миниатюризация, увеличение доли физических методов, переход к многокомпонентному анализу, создание сенсоров и тест-методов. Научная химико-аналитическая литература.

Метрологические основы химического анализа

Основные стадии химического анализа. Выбор метода анализа и составление схем анализа. Основные метрологические понятия и представления: измерение, методы и средства измерений, погрешности. Аналитический сигнал и помехи. Способы определения содержания по данным аналитических измерений.
Основные характеристики метода и методики анализа: правильность и воспроизводимость, коэффициент чувствительности, предел обнаружения, нижняя и верхняя границы определяемых содержаний.
Классификация погрешностей анализа. Систематические и случайные погрешности. Погрешности отдельных стадий химического анализа. Способы оценки правильности: использование стандартных образцов, метод добавок, метод варьирования навесок, сопоставление с другими методами. Статистическая обработка результатов измерений. Закон нормального распределения случайных ошибок, t- и F-распределения. Среднее, дисперсия, стандартное отклонение. Проверка гипотезы нормальности, гипотезы однородности результатов измерений. Сравнение дисперсии и средних двух методов анализа. Регрессионный анализ.
Требования к метрологическим характеристикам методов и методик в зависимости от объекта и цели анализа. Способы повышения воспроизводимости и правильности анализа

Типы химических реакций и процессов в аналитической химии

Основные типы химических реакций в аналитической химии: кислотно-основные, комплексообразования, окисления-восстановления. Константы равновесия реакций и процессов. Состояние веществ в идеальных и реальных системах. Сольватация, ионизация, диссоциация. Поведение электролитов и неэлектролитов в растворах. Теория Дебая-Хюккеля. Коэффициенты активности. Концентрационные константы. Общая и равновесная концентрации. Условные константы.
Скорость реакций в химическом анализе. Быстрые и медленные реакции. Факторы, влияющие на скорость. Катализаторы, ингибиторы. Автокаталитические реакции. Индуцированные и сопряженные реакции. Понятие об индукторе, акторе, акцепторе.
Кислотно-основные реакции. Современные представления о кислотах и основаниях (теория Льюиса). Теория Бренстеда-Лоури. Константы кислотности и основности. Кислотные и основные свойства растворителей. Константа автопротолиза. Влияние природы растворителя на силу кислоты и основания; нивелирующий и дифференцирующий эффект растворителя.
Буферные растворы и их свойства. Буферная емкость. Вычисления рН растворов кислот и оснований, многоосновных кислот и оснований, смеси кислот и оснований. Понятие об изоэлектрической точке аминокислот и белков.
Реакции комплексообразования . Типы комплексных соединений, используемых в аналитической химии. Классификация комплексных соединений по характеру взаимодействия центральный ион (комплексообразователь) ─ лиганд, по однородности лиганда и центрального иона: внутрисферные комплексы и ионные ассоциаты (внешнесферные комплексы и ионные пары); однороднолигандные и смешанолигандные; полиядерные (гетерополиядерные и гомополиядерные). Свойства комплексных соединений, имеющие аналитическое значение: устойчивость, растворимость, окраска, летучесть.
Ступенчатое комплексообразование. Ступенчатые и общие константы устойчивости комплексных соединений. Факторы, влияющие на комплексообразование: строение центрального атома и лиганда, концентрация компонентов, рН, ионная сила раствора, температура. Классификация комплексных соединений по термодинамической и кинетической устойчивости.
Влияние комплексообразования на растворимость соединений, кислотно-основное равновесие, окислительно-восстановительный потенциал систем, стабилизацию различных степеней окисления элементов. Способы повышения чувствительности и селективности анализа с использованием комплексных соединений.
Органические реагенты в химическом анализе.Влияние общей структуры органических реагентов на их свойства. Функционально-аналитические группы (ФАГ). Влияние природы, расположения ФАГ, стереохимии молекул реагента на его взаимодействие с неорганическими ионами. Использование теорий аналогий и «мягких» и «жестких» кислот и оснований для объяснений действия органических реагентов. Основные типы соединений, образуемых с участием органических реагентов. Хелаты, внутрикомплексные соединения. Факторы, определяющие устойчивость хелатов: характер связи металл-лиганд, размер цикла, число циклов.
Важнейшие органические реагенты, применяемые для обнаружения и определения ионов металлов, для маскирования и демаскирования, разделения. Органические реагенты, наиболее часто используемые в биохимических методах анализа.
Возможности использования органических реагентов в различных методах анализа.
Окислительно-восстановительные реакции . Электродный потенциал. Уравнение Нернста. Стандартный и формальный потенциалы. Связь константы равновесия со стандартными потенциалами. Направление реакции окисления и восстановления. Факторы, влияющие на направление окислительно-восстановительных реакций. Основные неорганические и органические окислители и восстановители, применяемые в анализе. Методы предварительного окисления и восстановления определяемого компонента.

Хроматографические методы анализа

Определение хроматографии. Понятие о подвижной и неподвижной фазах. Классификация методов по агрегатному состоянию подвижной и неподвижной фаз, по механизму разделения, по технике выполнения. Способы получения хроматограмм (фронтальный, вытеснительный, элюентный). Основные параметры хроматограммы. Основное уравнение хроматографии. Селективность и эффективность хроматографического разделения. Теория теоретических тарелок. Кинетическая теория. Качественный и количественный хроматографический анализ.
Газовая хроматография . Газо-адсорбционная (газо-твердофазная) и газо-жидкостная хроматография . Сорбенты и носители, требования к ним. Механизм разделения. Колонки. Детекторы, их чувствительность и селективность. Области применения газовой хроматографии.
Жидкостная хроматография . Виды жидкостной хроматографии: адсорбционная (нормально-фазовый и обращенно-фазовый варианты), ионообменная, эксклюзионная. Преимущества высокоэффективной жидкостной хроматографии (ВЭЖХ). Особенности неподвижных и подвижных фаз. Механизмы разделения. Насосы, колонки. Основные типы детекторов, их чувствительность и селективность. Области применения жидкостной хроматографии.
Плоскостная хроматография . Общие принципы разделения. Способы получения плоскостных хроматограмм (восходящий, нисходящий, круговой, двумерный). Реагенты для проявления хроматограмм. Бумажная хроматография . Механизмы разделения. Подвижные фазы. Преимущества и недостатки. Тонкослойная хроматография . Механизмы разделения. Сорбенты и подвижные фазы. Области применения.

Титриметрические методы анализа

Методы титриметрического анализа. Классификация. Требования, предъявляемые к реакции в титриметрическом анализе. Виды титриметрических определений: прямое, обратное, косвенное титрование. Способы выражения концентраций растворов в титриметрии. Эквивалент. Молярная масса эквивалента. Первичные стандарты, требования к ним. Фиксаналы. Вторичные стандарты. Виды кривых титрования. Скачок титрования. Точка эквивалентности и конечная точка титрования. Автоматические титраторы.
Кислотно-основное титрование . Построение кривых титрования. Влияние величины констант кислотности или основности, концентрации кислот или оснований, температуры, ионной силы на величину скачка на кривой титрования. Кислотно-основное титрование в неводных средах. Кислотно-основные индикаторы. Погрешности титрования при определении сильных и слабых кислот и оснований, смесей кислот и оснований.
Окислительно-восстановительное титрование. Построение кривых титрования. Факторы, влияющие на величину скачка на кривой титрования: концентрация ионов водорода, образование комплексов и малорастворимых соединений, ионная сила, температура. Способы определения конечной точки титрования; индикаторы. Погрешности титрования.
Методы окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия. Иодометрия и иодиметрия. Система иод-иодид как окислитель или восстановитель. Бихроматометрия. Первичные и вторичные стандартные растворы, способы фиксирования конечной точки титрования. Индикаторы.
Комплексонометрическое титрование. Использование аминополикарбоновых кислот. Построение кривых титрования. Металлохромные индикаторы и требования, предъявляемые к ним. Важнейшие универсальные и специфические металлохромные индикаторы. Способы комплексонометрического титрования: прямое, обратное, косвенное. Селективность титрования и способы ее повышения. Погрешности титрования.
Примеры практического применения.

Электрохимические методы анализа

Общая характеристика электрохимических методов. Классификация. Электрохимические ячейки. Индикаторный электрод и электрод сравнения. Равновесные и неравновесные электрохимические системы и их использование в различных электрохимических методах.

Потенциометрия

Прямая потенциометрия . Измерение потенциала. Обратимые и необратимые окислительно-восстановительные системы. Индикаторные электроды. Ионометрия. Классификация ионселективных электродов. Характеристики ионселективных электродов: электродная функция, коэффициент селективности, время отклика.
Примеры практического применения ионометрии.
Потенциометрическое титрование . Изменение электродного потенциала в процессе титрования. Способы обнаружения конечной точки титрования. Использование реакций кислотно-основных, осаждения, комплексообразования, окисления-восстановления.
Примеры практического применения.

Спектроскопические методы анализа

Спектр электромагнитного излучения (энергия, способы ее выражения; термины, символы и единицы энергии излучения; диапазоны излучения, типы энергетических переходов). Основные типы взаимодействия вещества с излучением: эмиссия (тепловая, люминесценция), поглощение, рассеяние. Классификация спектроскопических методов по энергии. Классификация спектроскопических методов на основе спектра электромагнитного излучения (атомная, молекулярная, абсорбционная, эмиссионная спектроскопия).
Спектры атомов. Основные и возбужденные состояния атомов, характеристики состояний. Энергетические переходы. Правила отбора. Законы испускания и поглощения. Вероятности электронных переходов и времена жизни возбужденных состояний. Характеристики спектральных линий: положение в спектре, интенсивность, полуширина.
Спектры молекул; их особенности. Схемы электронных уровней молекулы. Представление о полной энергии молекул как суммы электронной, колебательной и вращательной. Зависимость виды спектра от агрегатного состояния вещества.
Связь аналитического сигнала с концентрацией определяемого соединения.

Аппаратура. Способы монохроматизации лучистой энергии. Классификация спектральных приборов. Инструментальные помехи.

Методы атомной оптической спектроскопии

Атомно-эмисионный метод . Источники атомизации и возбуждения: электрические разряды (дуговые, искровые, пониженного давления), пламена, индуктивно-связанная плазма, лазеры. Основные характеристики источников атомизации: температура плазмы, состав пламени, концентрация электронов. Физические и химические процессы в источниках атомизации и возбуждения.
Качественный и количественный анализ. Уравнение Ломакина-Шайбе и причины отклонения от закона Больцмана. Спектральные, химические и физико-химические помехи, способы их устранения.
Методы атомно-эмиссионной спектроскопии. Эмиссионная фотометрия пламени, атомно-эмиссионная спектроскопия с индуктивно-связанной плазмой, искровая атомно-эмиссионная спектроскопия и их сравнение. Метрологические характеристики и аналитические возможности.
Атомно-флуоресцентный метод. Принцип метода; особенности и применение.
Атомно-абсорбционный метод . Атомизаторы (пламенные и непламенные). Основной закон светопоглощения в атомно-абсорбционной спектроскопии. Источники излучения (лампы с полым катодом, источники сплошного спектра, лазеры), их характеристики. Спектральные и физико-химические помехи, способы их устранения. Возможности, преимущества и недостатки метода, его сравнение с атомно-эмиссионными методами (точность, избирательность, чувствительность, экспрессность).
Примеры практического применения атомно-эмиссионного и атомно-абсорбционного методов в биохимических методах анализа.

Методы молекулярной оптической спектроскопии

Молекулярная абсорбционная спектроскопия (спектрофотометрия). Связь химической структуры соединения с абсорбционным спектром. Функциональный анализ по колебательным и электронным спектрам.
Основной закон светопоглощения (Бугера-Ламберта-Бера). Отклонения от закона, их причины (химические, физико-химические, инструментальные). Понятие об истинном и кажущемся молярном коэффициенте поглощения. Фотометрическая реакция и фотометрические аналитические реагенты; требования к ним. Приборы в спектрофотометрии. Способы определения концентрации веществ. Анализ многокомпонентных систем. Аналитические возможности и ограничения метода. Роль пробоподготовки в спектрофотометрии. Примеры практического применения метода.
Молекулярная люминесцентная спектроскопия. Общая классификация молекулярной люминесценции. Схема Яблонского. Флуоресценция и фосфоресценция. Закон Стокса-Ломмеля. Правило зеркальной симметрии Левшина. Энергетический и квантовый выход. Закон Вавилова. Тушение люминесценции. Люминесцентный качественный и количественный анализ. Преимущества люминесцентной спектроскопии при идентификации и определении органических соединений. Приборы в люминесценции. Метрологические характеристики и аналитические возможности метода.
Примеры практического применения метода в биохимических методах анализа.
Пробоотбор и пробоподготовка
Представительность пробы; проба и объект анализа; проба и метод анализа. Способы получения представительной пробы твердых, жидких и газообразных веществ. Отбор проб гомогенного и гетерогенного состава. Устройства и приемы, используемые при отборе проб; первичная обработка и хранение проб. Основные способы перевода пробы в форму, необходимую для конкретного вида анализа: растворение в различных средах; спекание, сплавление, разложение под действием высоких температур, давления, высокочастотного разряда; комбинирование различных приемов; особенности разложения органических соединений. Особенности пробоотбора и проподготовки при работе с биологическими образцами. Способы устранения и учета загрязнений и потерь компонентов при пробоподготовке.

• Основы аналитической химии (под ред. Ю.А. Золотова). В 2-х кн. Общие вопросы. Методы разделения. Методы химического анализа. М.: Высшая школа. 2004. 361, 503 с.Серия «Классический университетский учебник».
• Основы аналитической химии. Практическое руководство. Учебное пособие для вузов. Под ред. Ю.А. Золотова. М.: Высшая школа. 2001. 463 с.
• Основы аналитической химии. Задачи и вопросы. Учебное пособие для вузов. Под ред. Ю.А. Золотова. М.: Высшая школа. 2004. 412 с.

Дополнительная

• Золотов Ю.А. Аналитическая химия: проблемы и достижения. М.: Наука, 1992, 288 с.
• Васильев В.П. Аналитическая химия. В двух книгах. М.: Дрофа, Кн. 1. 2004, Кн. 2. 2005.
• Дорохова Е.Н., Прохорова Г.В. Задачи и упражнения по аналитической химии. М.: Изд-во Моск. ун-та, 1984. 215 с.
• Отто М. Современные методы аналитической химии (в 2-х томах). / Пер. с нем. и под ред. А.В. Гармаша. Т.1. М.: Техносфера, 2003. 412 с. Т.2. М.: Техносфера, 2004. 281 с.
• Аналитическая химия. Проблемы и подходы. В 2-х томах. (Пер. с англ. под ред. Ю.А. Золотова) М.: Мир. 2004.
• Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. М.: Химия, 1989.

Программа составлена
доц. Веселовой И.А.
Редактор проф.Шеховцова Т.Н.

Физико-химических и физических методов, применяемых для обнаружения элементов.Отвечает на вопрос – какие в-ва входят в обьект. Цель качественного анализа- обнаружение определенных вещ-в или их компонентов в анализируемом объекте. Реакции должны быть как можно более селективны(с несколькими компонантами) и высокочувствительны. Качественный анализ в водных растворах основан на ионных реакциях и позволяет обнаружить катионы или анионы. Если обьект новый, о нем ничего не известно, то в начале выполняют качественный анализ, а потом кол-й. Выпадение белого осадка: . Основные типы химических реакций в аналитической химии : кислотно-основные, комплексообразования, окисления-восстановления. Аналитические реакции - они сопровождаются внеш. визуальным видом(осадок, окраска, выделение газа). Образование окрашенных растворов:Fe(3+)+3SCN(-)=Fe(SCN)3(кроваво-кр.) Обьекты могут находится в твердом состоянии и жидком, т.е. «сухим» и «мокрым» путем. Окрашивание пламени: Na-желтый,K-фиолетовый,Rb-малиновый,B-зеленый,B-зеленый,Pb-голубой. «Мокрый»-чаще используется.

МЕТОДЫ качественного анализа делятся на химические, физико-химические и физические.Физические методы основаны на изучении физ. св-в анализируемого вещ-ва. К этим методам относятся спектральный и др.В физико-химических методах течение реакции фиксируется измерением определенного физ. св-ва исследуемого р-ра. К этим методам относятся полярография, хроматография и др.К химическим методам относятся методы, основанные на использовании хим. св-в исследуемых вещ-в.В хим. методах качест. анализа используются только аналит. реакции. Аналитические реакции- они сопровождаются внеш. визуальным видом(осадок, окраска, выделение газа). Выпадение белого осадка: . Способы: обьекты могут находится в твердом состоянии и жидком. «Сухие»-окрашивание пламени, образование свободных металлов и т.д. Окрашивание пламени: Na-желтый,K-фиолетовый,Rb-малиновый,B-зеленый,Pb-голубой. «Мокрый»-чаще используется. В зависимости от кол-ва обьекта сущ.:макроанализ0,1, микроанализ

Дробный метод основан на открытии ионов специфическими реакциями, проводимыми в отдельных порциях исследуемого раствора. Все катионы делят на 3 группы, включающие соответственно s-, р- и d-элементы. В дробном анализе применяют специфические реакции, которые позволяют обнаружить один ион в присутствии всех остальных ионов.Специфических реакций немного. Систематический метод - это последовательное разделение ионов и их открытие. Основан на том, что сначала с помощью групповых реактивов разделяют смесь ионов на группы и подгруппы, а потом в этих подгруппах обнаруживают каждый ион специальными реакциями. Дробный метод лучше чем систематический тем что, можно сэкономить реактивы и время. Но т.к. специфических реакций немного и влияние мешающих ионов нельзя устранить то обращаются уже к систематическому методу анализа.

Выполнение каждой аналитической реакции требует соблюдения определенных условий ее проведения, важнейшими из которых являются: концентрация реагирующих веществ, среда раствора, и температура. Напр.чтобы образовался какой-либо осадок, надо с помощью определенного реагента создать условия, при которых получается пересыщенный раствор. В присутствии избытка реагента реакция может не заканчиваться и идти далее. Например, при обнаружении ионов Hg2+ с помощью KI по реакцииHg(N03)2 + 2KI → 4HgI2 + 2KN03 в случае избытка реагента KI вместо осадка ярко-красного цвета Hgl2 образуется раствор в бледно-желтый цвет: HgI2 + 2KI -+ K2.

Чувствительность химической реакции - наименьшее кол-во вещ-ва, которое можно обнаружить данной реакцией или количественно определить данным методом анализа..Высокочувствительная р-ция -требует небольших кол-в в-в Малочувствительная реакция -р-ция требующая больших содерж. анализ. в-а. Реакция называется специфической , когда позволяет обнаружить один ион в присутствии всех остальных. Специфической, например, на ион аммония является реакция: NH4Cl + KOH → NH3 + KCl + H2O.На чувствительность качественных реакций оказывают влияние такие факторы, как Аммиак обнаруживают по запаху или по посинению красной лакмусовой бумажки, смоченной в воде и помещенной над пробиркой. Селективные реакции(избирательные)- реакции с несколькими компонентами.

6) Методы:1)выпаривание воды - нагревание р-а над пламенем спиртовки, вода начнет испаряться, а объем р-ра уменьшится. По мере выпаривания воды раствор становиться более концентрированным. 2)метод экстракции - перевод компонента в органич. растворителях. Экстракция может быть разовой или непрерывной. 3)метод ионного обмена - это обратимая хим. реакция, при которой происходит обмен ионами между твердым веществом и раствором электролита. Ионный обмен может происходить как в гомогенной среде, так и в гетерогенной, в которой один из электролитов является твёрдым. 4)метод соосаждения - переход в осадок примесей, сопутствующий осаждению основного вещ-ва из р-ра, расплава или пара, содержащих несколько вещ-в. Соосаждение происходит тогда , когда раствор пересыщен в отношении вещ-ва.

1. 
   V реакции -изменение концентрации в-ва в ед. времени(моль/л*сек) Т.к. концентрация непрерывно меняется во времени, то и скорость непрерывно меняется во времени.Факторы, влияющие на скорость реакции:-1) природа реагирующих веществ;-2) Концентрация реагентов. Закон действия масс : скорость гомогенной реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентрации реагирующих вещ-в, возведенных в некоторую степень.Vпрям.реакции=K[A]^a*[B]^b, где –исх. молярн. концентр. в-в., K-константа скорости. Каждая реакция имеет свою контанту скорости. Порядок реакции может принимать произвольные значения..3) Зависимость от температуры. Скорость большинства реакций с ростом температуры возрастает, т.к. повышается число активных частиц.
2. 
   Химическое равновесие - состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причем скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.А2 + В2 ⇄ 2AB. Константа равновесия показывает во сколько раз скорость прям. реакции>или1-преобладает прямая, если Физ.смысл К: скорость реакции при концентрации реагирующих в-в 1моль /л. Зависит от природы в-в и t. От концентрации не зависит. Кпрям*[A]^a*[B]^b=Кобр.[C]^c*[D]^d
3. 
   З. действия масс показывает как изменять реакции в нужном направлении. Нужно увелич. скорость прямой реакции и уменьшить-обратной. FeCl3+NH4SCN↔Fe(SCN)3(кроваво-кр)+3NH4Cl.

Kравн.=[ Fe(SCN)3]*[ NH4Cl]^3/[ FeCl3]*. Для смещения равновесия вправо необходимо увелич. концентрацию исх. в-в. Для смещения равновесия влево необходимо увелич. концентр. продуктов реакции. Факторы влияющие на химическое равновесие: 1) температура- При увеличении температуры хим. равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции. 2) давление- При увелич. давления хим. равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении наоборот. 3) концентрация исх. в-в и продуктов реакции- При увелич. концентрации одного из исх. в-в равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увелич. концентрации продуктов реакции в сторону исх. в-в. Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!
10) КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ, отношение между концентрациями продуктов реакции и исходных веществ, которое характеризует ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ ОБРАТИМОЙ РЕАКЦИИ при определенной температуре.Вид К. равновесия зависит от типа хим. реакции.1)кислотно-основные реакции-используется кислоты и основания. К. равновесия используется только для слабых кислот и оснований. Для слабых к-т: HA=H^+ +A^- Kравн=[H]*[A]/ Для сильных кислот: BOH=B+OH Kравн=[B]*/ 2)образование осадка(гетерогенные системы) KA(осадок, твердая)=K^+ +A^-(насыщ., жидкая) Kравн=[ K]*[A]/ 3)образование комплексных соед. Kравн=Kобразов. Комплексов=

Kравн обрт. р-ции=Кнестойкости комплекс. Для многоступенчатой хим. реакции сущ. след. равновесия: А+3В=АВ3. 1ступень:А+В=АВ Kравн=[АВ]/[A]*[B] 2ступень: АВ+В=АВ2 Kравн=/*[B] 3)ступень:АВ2+В=АВ1/3 Общая К равновесия::А+3В=АВ2 К общ. равн.=/[А]*.

Выод: К общ.равн.хим.реакции=произведению ступ. К.равн.
11) Кравн. зависит от t для реакции протекающих стекловым эффектом. Экзотермические-с выделением тепла,при повешение t равновесие смещаетя влево, т.е. Кравн прямой реакции уменьшается. Эндотермические- с поглащением тепла из внеш. среды,при повышении t равновесие смещается вправо,т.е. Кравн прямой реакции увелич. Для реакции не идущих с тепловым эффектом Кравн не зависит от t.
12) Общая константа равновесия равна произведению ступенчатых констант. Общая хим.реакци::А+3В↔АВ3-многоступ. реакция.:1)ступень А+В↔АВ Кравн=/[A]*[B]. 2)ступень АВ+В↔АВ2 Кравн= /*[B]. 3)ступень АВ2+В↔АВ1/3. Общая реакция: А+3В↔АВ2. К общ. равн.=/[А]*. Общая Кравн позволяет определить направление хим. реакции. Пример растворение сульфида Fe в кислоте: FeS+2H^+= Fe^2++H2O. 1стадия: FeS↔Fe^2++S^-. Кравн=*/. К1==* 2стадия: S^2++2H+↔H2S. Кравн=/Кдис.H2S. Кобщ.=К1*К2=ПРFeS/Кдис.H2S. Чем больше ПР осадка и меньше Кдис образующего электрона, тем полнее идет прямая реакция(растворение осадка)
13) Электролиты, в-ва, в которых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение эл. тока (ионную проводимость). К слабым электролитам относятся многие органические к-ты и основания в водных и неводных растворителях. Степень диссоциации зависит от природы растворителя, концентрации раствора, температуры и др. факторов. Один и тот же электролит при одинаковой концентрации, но в различных растворителях образует растворы с различной степенью диссоциации.Закон разбавления Освальда : с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается.
14) Электролиты, вещества, в которых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение эл. тока (ионную проводимость).Бывают сильные и слабые.Сильные электролиты практически полностью диссоциированы на ионы в разбавленных растворах. К ним относятся многие неорганические соли, кислоты и основания, обладающих высокой диссоциирующей способностью Концентрация ионов в растворах сильных электролитов настолько велика, что начинают проявляться силы межионного взаимодействия. Св-ва электролита, зависящие от числа ионов, проявляются при этом слабее. Активность иона(обозначается а) связана с его концентрацией соотношением: a = fC. где f – коэффициент активности иона. Хим. активность каждого иона зависит от концентрации всех ионов и зарядов. Чем больше эти величины, тем меньше хим. активность каждого иона. Коэф. активности ионов зависят от состава и концентрации р-ра, от заряда и природы иона и ряда др. условий.
15) Общей теории кислот и оснований не существует. Для аналитических целей

используют теорию кислот и оснований Аррениуса. Согласно этой теории , кислоты - это вещества кот. отдают катионы Н, донары. Основания - это вещества кот присоед., акцепторы. В протолитической теории кислоты - это доноры протонов, т.е. в-ва, отдающие протоны. Кислоты обозначаются буквой а. CH3COOH ↔ H+ +CH3COO-. Основания в данной теории обозначаются буквой b. К-ты и основан. могут быть нейтральными-HCl, H2SО4;анионные-HCO3.HSO3;катионные-NH4. Нейтральные-HCl, Y2SO4; Анионные-YCO3, HSO3 ; Катионные-NH4.
16) В выражении Ко= ,где Ко наз. термодинамич. константой равновесия , для идеальных и не идеальных систем зависит от t,давления и природы растворителя. При представлении вместо активностей равновесных концентраций Кр=[C]*[D]/[A]*[B] или К’= получаем концентрационные константы равновесия. На значения концентрационных констант влияет много факторов: на Ко и на К’-t, давление, природа растворителя (К-реальная концентр. константа равновесия, они хар-ют положение равновесия с учетом влияния электростатических взаимодействий К’-условная концентр. константа равновесия, они хар-ют с учетом суммарного влияния электростатических и хим. взаимодействий). Концентрационные константы можно вычислить из термодинамических предварительно рассчитав величины коэф. активности.
17)Водородный показатель- величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН. Водородный показатель численно = отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр: pH=-lg[ H+ ] нейтральный р-р рН=7, кислый р-р рН 7. В воде концентрация ионов водорода определяется электролитической диссоциацией воды по уравнению H2O=H++OH-. Константа диссоциации при 22° С составляет: Ио́нное произведе́ние воды́ - произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах Шкала кислотности растворов:

рН	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14
рОН	14	13	12	11	10	9	8	7	6	5	4	3	2	1	0
Реакция среды	Сильно-кислая				Слабо-кислая			Нейтра- льная	Слабо-щело			Сильно-щелочная
	кислая								щелочная

18) Кислотно-основные индикаторы - органические соединения, способные изменять цвет в р-ре при изменении кислотности (pH). Универсальный индикатор- смесь нескольких индикаторов, ими пропитывают полоски «индикаторной бумаги», с помощью которых можно быстро определить кислотность исследуемых водных растворов. Индикаторы широко используют в титровании в аналитической химии и биохимии.

Индикаторы обычно используют, добавляя несколько капель водного р-ра. Другой способ применения - использование полосок бумаги, пропитанных раствором индикатора (например, "Универсальный индикатор").

Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. 1)Использование специального прибора - pH-метра - позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH. 2)Аналитический объёмный метод - кислотно-основное титрование. Раствор известной концентрации (титрант) по каплям добавляется к исследуемому раствору. При их смешивании протекает химическая реакции. Точка эквивалентности - момент, окончания реакции. 3) Влияние температуры на значения pH
19) Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц. а) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием: рН>7

б) Соль образована сильной кислотой и слабым основанием:рН в) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием:
Протолитическое равновесие при гидролизе солей может быть смещено вправо или влево при изменении температуры, разбавлении р-ра. Типы гидролиза: гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион); гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион); совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).
20) Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц. Факторы влияющие на гидролиз солей : -природа соли; -концентрация соли; -t (чем >t, тем >h); -рН среды. Гидролиз солей понижает в качественном анализе их активность. 1)(NH4)2CO3-групп.реагент 2гр. катиона

Концентр. карбонат аммония уменьшается и активность реагента уменьшается. 2)(NH4)2S-групп.реагент 3гр. катиона

Активность сульфида аммония понижается. Применение:- обнаружение ионов BiCL3+H2O ↔Bi(OH)2CL+HCL; Bi(OH)2CL →BiOCL+H2O. Типы гидролиза : гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион); гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион); совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).
21) Гидролиз солей - это хим.взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита. Гидролиз может способствовать выполнению реакции, а иногда мешает проведению анализа. Бывают следующие способы подавления и усиления гидролиза солей.1. Прибавление к раствору соли др. электролита, к-ты или осн..Для усиления гидролиза солей добавляют основания для связывания в процессе гидролиза ионов H+. Равновесие реакции смещается в сторону гидролиза соли.Для подавления гидролиза указанных солей к р-ру добавляют к-ты, тогда:В такой ситуации увеличивается кол-во ионов H+ и реакция смещается в обратную сторону, т.е. уменьшается гидролиз соли.

22) Гидролиз солей - это хим. взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита..Гидролиз солей является обратимой химической реакцией. Количественными характеристиками его являются степень гидролиза (h) и константа гидролиза (Кг). h - показывает, какая часть соли прогидролизовалась,т.е. превратилась в свои составляющие;измеряется в %или долях единицы. Степень гидролиза не является константой. Кг -константа равновесия обратимой реакции. Зависит от t, но не зависит от концентрации р-ра. Кг=К(Н2О)/К дисс.к-ты*К дисс.осн. Степень гидролиза – отношение числа гидролизированных молекул к общему числу растворенных молекул; h= (Сгидр/Собщ)·100 %, где где Сгидр - число молей гидролизованной соли, Собщ - общее число молей растворённой соли. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание , её образующие. Водоро́дный показа́тель, pH - мера активности ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр: pH=-Lg
23) Буферными системами наз. р-ры, сохр. Постоянный рН, при добавлении в р-р или при разбавлении сильных к-т или оснований. Способность сохранять постоянное значение рН наз. буферным действием . Бывают: а)кислые-из слабых к-т и их солей(ацетатный); б)основные-из слабых оснований и их солей(аммиачный). Один компонент нейтрализует добавленную к-ту, второй-в добавляемую щелоч. Буферы могут быть кислыми, щелочными или нейтральными, напр.,фосфатный буфер, карбонатный. Для кислого буфера:рН=рКк-ты-LgСк-ты/Соли. Для щелочного буфера:рН=14-рКосн+LgСосн/Соли. Буферы-это двухкомпонентные системы. Буферные р-ры нужны для создания рН. Каждый буфер имеет опред. рН.

24) Каждый буфер имеет опред. рН зависящий от концентрации компонента и их обьемов. рН(кислого буф .)=рКк-ты-Lg *Ню к-ты/Ню соли. рН(щелочного буф.)=14-рКосн.+ Lg*Ню осн/Ню соли

Ацетатный буфер: CH3COOH ↔ CH3COO+H CH3COONa ↔ CH3COO+Na

1. Добавим небольшое кол-во NaOH(сильная щёлочь)

NaOH+CH3COOH → CH3COONa+H2O

2. Добавляем небольшое количество HCL(сильная к-та)

HCL+CH3COONa ↔ CH3COOH+HCL

3. Добавляем небольшое количество NaOH(щёлочь)

NaOH(сильное)+NH4C(очень слабое)L→ NH4OH+NaCL

4. Добавляем небольшое количество HCL(сильная кислота)

HCL(сильная)+NH4OH(соль) ↔ NH4CL+Н2О. Буферы могут быть кислыми, щелочными или нейтральными. Примеры буферов: 1)фосфатный NaH2PO4(к-та слабая) и Na2HPO4(соль)

H2PO4 ↔ H+HPO4

Na2HPO4 → 2Na+HPO4 2)карбонатный NaHCO3-слабая кислота и Na2CO3-соль

Каждый буфер имеет определённую ёмкость. При добавлении больших количеств кислот и оснований к буферу, его рН может изменяться.Буферная ёмкость -это кол-во (моль) сильной к-ты или сильного осн, которое необходимо добавить к 1 л буфера, для изменения его рн на 1. Чем больше концентрация компонента, тем больше буферная ёмкость.Оптимальное соотношение между компонентами 1:1

25) Буферы -это двухкомпонентные системы.Наиболее распространены ацетатный и аммиачный. Применяется для создания и поддержания веществ Кроме того, буферные растворы широко используются в химическом анализе и для калибровки рН-метров Буферные растворы играют огромную роль в жизни организмов, обеспечивая постоянство рН крови и лимфы. .И в количественном анализе при опред. жёсткости воды.(аммиачный буфер) формула: Ж=N*V1/V

26) Хим. равновесие - состояние системы в кот. скорость прямой реакции=скорости обратной. В основе смещения лежит з.действия масс. CH3COOH ↔ CH3COO+H(равнов.система)

Вводим в систему соль уксусной кислоты

CH3COONa ↔CH3COO+Na(сильный электролит)

После введения в раствор соли концентрация ацетата увеличивается. Скорость обратной реакции увеличивается, равновесие смещается влево, диссоциация уксусной кислоты уменьшается, она станет более слабым электролитом.

27) Гетерогенные системы - неоднородные, равнофазные системы, они состоят из двух фаз. В качественном анализе гетерогенные системы состоят из жидкости (фаза 1) , твёрдые(фаза2) и осадка. Фаза- агрегатное состояние(жидкое, твёрдое и газообразное). Гетерогенные используют в качественном анализе для обнаружения, для разделения веществ, также в количественном анализе. Области применения гетерогенных систем : 1)Выпадение и растворение осадков 2)Выпарение и испарение, перегонка.

П.Р .- произведение молярных К ионов осадка в насыщ.енном р-ре. Произведение растворимости-константа гетерогенного процесса раств. Чем больше растворимость осадка,тем больше произведение осадка. Растворимость (моль/л)- концентрация малорастворимого в-ва в насыщенном р-ре в данных условиях.

28) Цель качественного анализа: обнаружение вещ-в. Чаще всего их осаждают. Поэтому нужно знать условие их осаждения: 1)растворимость в-в. Чем меньше растворимость осадка,тем больше полнота осаждения. , если концентрация не превышает 10^-6 моль/л. 2) Кол-во осадителя. Чем больше концентрация осадителя, тем больше полнота осаждения. 3).Степень диссоциации осадителя. Целесообразно использовать осадитель сильный электролит. Активность его будит выше. NH4-слабый электролит и NaOH-сильный электролит

Mg+NaOH → Mg(OH)2+2Na

Полнота осаждения будит больше.

NH4OH ↔ NH4+OH

NaOH ↔ Na+OH 4)pH-р-ра

Каждый осадок выпадает при определённом рН-р-ра,это и позволяет разделять ионы. 5).Наличие посторонних электронов в р-ре. Посторонние электролиты -не содержат одинаковых ионов с осадителями и с осаждённым ионом.

Пример:

29) Растворимость малорастворимого соед. зависит от присутствия в р-ре сильных электролитов, не имеющих общего иона с осадком и имеющего общий ион. Присутствие сильного электролита, не имеющего с осадком одноименного иона, увеличивает растворимость за счет снижения активности ионов в р-ре. Это явление получило название солевого эффекта. Солевой эффект- повышение растворимости осадков при постороннем электролите. Пример: Р-римость BaSO4 в 0,1М KNO3 повышает в 2,2 раза.

30 ) Для растворения осадка необходимо сделать р-р над осадком ненасыщ. Это достигается путем: 1)разбаления-добавление воды. Этот способ используется для хорошо растворимых осадков. 2) выделение газа FeS↓+2HCl →FeCl2+H2S Kравн.=ПР(FeS)/Kдисс.Н2S >>1-реакция идет 3)Образование слабых электролитов 4) ОВР(изменение заряда ионов в р-ре) Растворение осадков зависит от К равновесия растворения осадка, если Крав.>1 идёт растворение.

31) Комплексообразование широко применяется, как в качественном, так и в кол-м анализе, т.к. они имеют окраску.

Комплексные соед -это сложная группа;сущ. В р-ре как одно целое, отличающееся по св-м от образующих его компонентов.В состав комплекса входит:центр. Атом и леганды. Центральный атом - частица вокруг, которой располагаются леганды. Лиганды -могут быть анионами(хлор, бор, йод)в состав молекулы могут входить органич и неорганич. соед.. Пример: ^2+ CI2 Лиганды-доноры e.

32) Окислительно-восстановительные реакции широко применяются в аналитической химии как в качественном так и в количественном анализе. Окисление-это отдача электронов. Восстановление-применение электронов. Окислитель принимает электроны и переходит в восстановительную форму.Восстановитель отдавая электроны переходит в окислительную форму, следовательно каждому окислителю соотв. сопряжённый восстановитель или на оборот.

Виды ОВР:1) Межмолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например: Н2S + Cl2 → S + 2HCl 2) Внутримолекулярные - реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например: NH4NO3 → N2O + 2H2O. Чем сильнее окислитель, тем слабее сопряжённый восстановитель.Применяются в хим. методе анализа.

33) Сорбционные процессы - основаны на поглощении твёрдым веществом или жидким из р-ра или из газа. Вещ-ва, которые поглощают другие вещ-ва наз. сорбент .(вещ-во) Сорбция подразделяется на:-адсорбцию-поглощение вещества на поверхности;-абсорбция-поглощение вещества объёмом сорбента. Чем больше концентрация вещества, тем больше сорбция. Сорбенты подразделяются на молекулярные(поглощают молекулы) и ионообменные(поглащают ионы). Эффективность экстракции определяет коэф. распределения. К распр.= С в-ва(в органической фазе)/С в-ва (в водной фазе) Экстракция - поглащение, растворение одного компонента. Ее можно использовать для разделения и концентрирования катионов и анионов.

1) Задача кол-го анализа определение содержания анализируемого вещ-ва в объекте. Содержание может выражаться показателями:1)для твёрдых веществ-w(в-ва) в объекте, г/т, мг/кг; 2)для жидкостей- w(в-ва) в растворе, моль/л, г/л, и т.д.

Задача аналитич. химии в том числе и кол-го анализа в определении вещ-в, в состав которых входит тот или иной элемент- это фазовый анализ. Например: Si может находится в виде SiO2, AI2O3*SiO3.

Методы : химический(основан на химических реакциях), физический(на изучении физических свойств веществ зависящих от их состава.), химико-физический(на изучении физических свойств веществ полученных при химической реакции).

2) Бывают:систематические, случайные, промахи. Систематические можно предусмотреть:

Методические(ошибки зависящие от приборов и частоты реактивов)

Оперативные ошибки – не чательно выполняют анализ.

Случайные ошибки- нет закономерности, не могут быть предусмотрены(температура, влажность)

Промахи -грубые ошибки (не правильный расчёт, просеивание раствора).

Ошибки могут быть абсолютные и относительные.

Абсолютные - разность между полученным и истинным результатом.

Относительные - масса абсолютной ошибки к истинному результату.

3.) Метод основан на взвешивании исх. обьектов и полученных при хим. реакциях в-в на аналит. весах.Точность взвешивания на аналит. весах = 2*10^-4. Метод точный, но очень длительный. Применяется при анализе вина, молока и т.д. Он подразделяется на:-метод осаждения(основан на осаждении вещ-в их фильтрации, промывки и сушки); и -метод отгонки(основан на удалении летучих веществ при нагревании или при обработки реактивами).

Требования к осадкам : Должна иметь низкую растворимость, быстро фильтроваться и омываться от примесей.

Требования к осадителю : Осадитель должен полностью осаждать компонент. Требования к весовой(это осадок кот. взвыешивают): состав весовой формы должен точно соответствовать её хим. формуле и должна выдерживать высокие температуры и хим. устойчива.

4.) Соосаждение - совмесное осаждение нескольких веществ. Бывает поверхностное(поглощение вещ-в поверхностью осадка) или внешнее и внутреннее соосаждение(механический захват частицами осадка частью р-ра).

Способы уменьшения соосаждения: переосаждение осадка, промывание осадков. Применение соосаждений: Для повышения концентраций микрокомпонентов, для обнаружения веществ Mg+2OH Mg(OH)2, некоторые осадки могут поглощать индикаторы, при этом цвет индикатора меняется.

5) 1. Присутствие посторонних электролитов(температура, рн среды, природа раств.) Присутствие солевого эффекта. 2. С повышением температуры растворимость большинства осадков увеличивается. 3.Влияние рН: Раствор осадков зависит от рН среды..рН осаждения зависит от р-ра индикаторов. 4. Влияние природы растворителя. 5. наличие посторонних в-в

6.) Фактор пересчета F-отношение моляр. массы опред. в-ва и моляр. массы весовой формы. F=x*М опред..формы/у*М вес.формы. Где х и у-числа уравнивающие число атомов в числителе и знаменателе. В методе осажления различают:1)определяемая форма-анализируемое в-во. 2)осаждаемая форма-осадок, к-й осаждается и 3)весовая-осадок, к-й взвешивают. m(опред. форма)=F*m(вес.форма)*100%/m образца. Напр.:Fe(опред.форма) →Fe(OH)3 ↓(осаждаемая форма)→Fe2O3(весовая форма).
7) Оъёмный метод - основан на измерении объёма р-ра пошедшего на реакцию с другим раствором. Для анализа необходимо иметь: анализируемый раствор, раствор титранта- это раствор с точной известной концентрацией, а титрование-это постепенное добавление одного р-ра к др. р-ру до оканчания р-ции. Один раствор добавляют в колбу для титрования, а другой раствор в бюретку. Потом один раствор титруют другим. Преимущество метода: метод быстрый, но менее точный чем весовой. Задача анализа точно установить точку эквивалентности.

8) В основе метода реакция нейтрализации H3O+ OH↔ 2H2O

Метод применяется для отделения кислот, оснований, солей имеющих кислую или щелочную реакцию. Точка эквивалентронсти - момент окончания реакции.Ее определяют по изменении окраски титруемого р-ра. Один из способов фиксации это индикаторный метод. Индикаторы - вещества, благодаря которым можно установить конечную точку эквивалентности(момент резкого изменения окраски титруемого раствора).Интервал перехода окраски индикаторов рН 8-10(ф-ф)

9). Метод пипетирования . Навеску анализируемого в-ва растворяют в мерной колбе, разбавляют водой до метки, перемешивают р-р, пипеткой отбирают аликвотную часть р-ра и титруют. Измерять надо 3 раза. Берут средний объём р-ра, пошедший на титрование. Метод отдельных навесок . Берут отдельные , близкие по величине навески анализируемого в-ва. Растворяют в произвольном объёме воды и целиком титруют получаемые при этом р-ры. Ошибка должна не превышать 0,1%

10.) Кислотно-основные индикаторы- это растворимые сложные органические соед., способные изменять собственную окраску в зависимости от pH раствора. По химической природе они являются слабыми кислотами или основаниями, частично диссоциирующими в растворе. Кислотно-основные индикаторы, как правило, - обратимые индика-торы, способные обратимо изменять окраску в зависимости рН раствора.

Хромофорная теория объясняет наличие окраски индикаторов.Ионная теория предполагает наличие в растворе двух форм молекулы индикатора - кислой формы, и основной формы

11) Приготовленные р-ры готовят из точной навески химически чистого в-ва и растворов её в определённом объёме воды это- стандартные. Стандартизованные - их концентрацию устанавливают по стандартным растворам. К ним относится неустойчивые вещества. Титр -показывает массу опред. в-ва взаимодействующую с 1мл этого р-ра. Молярная масса эквивалентов вещества - масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества . Эквивалент вещества -молекула или ее часть отсоед. или присоед. 1 однозарядный ион. Н+ и ОН-

12) Кривые титрования -показывают изменение рн раствора при титровании. Используют для подбора индикатора. На кривой будит резкий скачок рН, момент окончания реакции.Скачок рН начинается с более высокого рН и заканчиввется при рН=10 . Слабой к-ты сильным основ. Т.э. при рН=8,9 используют индикатор фенолфталеин т.к. он изменяет окраску при рН=8-10. Один из способов фиксации это индикаторный метод. Индикаторы - вещества, благодаря которым можно установить конечную точку эквивалентности(момент резкого изменения окраски титруемого раствора).

13) Титрование многоосновных кислот или многокислотных оснований имеет несколько точек эквивалентности, и соответственно кривая рН дает несколько перегибов, в большинстве случаев, однако, не резко выраженных. Многоосновные кислоты (H3PO4, H2CO3) диссоциируют ступенчато. Например: H3PO4↔ H2PO-4 + H+, H2PO-4 ↔

HPO2-4 + H+, (HPO^-2)4 ↔PO3-4 + H+.

это кривая титрования 0,1 H3PO4 раствором 0,1 М NaOH

кривые титрования многоосновных кислот имеют несколько перегибов, отвечающих разным ступеням диссоциации. С м-о к-та титруется как одноосновная. С ф-ф титруется как двуосновная.
14) Метод основан на осаждении. Методы осадительного титрования: аргентометрия(титрант AgNO3), роданитометрия(титрант NH4SCN), меркурометрия(титрант Hg2(NO3)2)

Метод Мора : наиболее простой из всех методов аргентометрии и в то же время достаточно точный. Используется в нейтральной или слобощелочной среде. Сущность его состоит в прямом титровании жидкости раствором нитрата серебра с индикатором хроматом калия. AgNO3+K2CrO4(индикатор) → Ag2CrO4.↓(красный)+2KNO3. Метод Мора широко применяется при анализе пищевых продуктов. Метод Фольгарда : используют в кислых средах. Основан на титровании раствора, содержащего ионы серебра, стандартными растворами NH4NCS или KNCS: Ag+ + NCS- ↔ AgNCS↓. Индикатором в этом методе являются ионы Fe3+. Адсорбционные индикаторы - вещества, способные адсорбироваться на поверхности осадка и менять при этом окраску или интенсивность люминесценции.

16) Титрант Индикатор - хим. в-ва, изменяющие окраску, образующие осадок при изменении концентрации какого-либо компонента в р-ре. Сущ. 2 типа: 1)вступают в реакции с окислителем или вос-лем с изменением окраски Напр. Крахмал(индикатор,бесцветный)+I2→ I2*крахмал(синий цвет). 2)изменяет свою окраску в зависимости от ОВ потенциала. А)Перманганатометрия- титрант KMnO4, кислая среда. MnO4+5e+8eH→Mn^2++4H2O (fэ=1/5). Б)Хроматометрия-титрант K2Cr2O7, среда кислая. Cr2O7+6e+14H→2Cr^3++7H2O (fэ=1/6) Применяется для опред. всех восс-лей. В)Йодометрия-титрант I2. KI. Na2SO3+I2+H2O→2I+Na2SO4. Применяют при анализе восс-лей. Г)Броматометря-титрант Br2 C6H5OH+3Br2→C6H2Br3OH+3HBr. Применяется очень редко Д)Броматометрия-титрант NaBrO3. 2BrO3+6H+5e→Br2+3H2O (fэ=1/6)
17)) Титрант - реагент с точно известным титром(концентрацией).Индикатор - хим. в-ва, изменяющие окраску, образующие осадок при изменении концентрации какого-либо компонента в р-ре. Ж=N*V*1000/V(H2O), где N-нормальность р-ра,V-обьем р-ра. Жесткость воды измеряется в мг*экв/л.Жесткость мы определяем с помощью Трилона Б. Комплексометрия основана на реакциях образования растворимых комплексных соед. Комплексометрическое титрование подразделяют на комплексонометрию и меркуриметрию. В основе этих методов лежит протекание реакции между опред. в-м и реагентом и в результате этой реакции образуюся комплексные соед.(это соед, которые состоят из комплексообразователя и лигандов, кот. окружены возле него).
18) Основаны на движении частиц заряженных в эл.поле. Частицы находятся в жидкости. Частицы движутся в эл.поле

с разной скоростью. Катод-отрицательно заряженный е; анод-положительный. Нейтральные частицы также будут идти на электрод, но медленнее.Скорость частиц зависит от их заряда и от подвижности, а подвижность частиц зависит от размера частиц. Чем больше заряд частиц и меньше их размеры, тем быстрее они движутся. Применяется для анализа всех органич. и неорганич. в-в Классификация: зональный электрофорез и капиллярный. Зональный электрофорез применяется при анализе молока, а капиллярный-при анализе вина. РИСУНОК
19) Бывают прямые и косвенные. Основаны на измерении эл. параметров зависящих от состава р-ра Большинство из них основано на электролизе. Могут измеряться след. параметры:сопротивление и электропроводность р-ра, сила тока, потенциал электрода. Электрохим. методы подразделяются на:кондуктрометрию, потенциометрию, вольамперометрию, кулометрию, электрогравиметрию. К кондуктометрии относятся методы, в которых измеряют электропроводность электролитов. Потенциометрия основана на измерении потенциала индикаторного электрода.(электрод-это датчик).Вольамперометрия основана на излучении зависимости силы тока от внеш. напряфжения. Кулометрия основана на измерении кол-а электричества. Электрогравиметрия-на электролизе анализируемого р-ра эл. током.
20)Метод основан на электропроводности р-ра. В кодуктрометрии измеряют сопротивление р-ра в спец. электролитич. ячейки. Кондуктрометрия подразделяется на прямую и кондуктрометрическое титрование. .Кондуктрометрич. титрование - это косвенный метод, служит для опред. точки эквивалентности. Используется для опред. точки эквивалентности, с помощью графика, кот. показывает зависимость электоопроводности р-ра от обьема титранта. Т. эквивалентности - момент титрования, когда число эквивалентов добавляемого титранта равно числу эквивалентов определяемого в-ва в образце.
21) Основан на измерении потенциала индикатороного электрода..(электрод-датчик). Индикатор.электрод -электрод, потенциал кот. зависит от состава анализ. р-ра.Абсолютный потенциал электрода измерить невозможно. дельтаЕ(потенциал электрода)=Е(инд.)-Е^0 Для измерения потенциала электрода используют приборы потенциометры, они состоят из двух электродов. Индикаторные электроды бывают: электроды, на поверхности кот. идет обмен электронов и электроды, где идет обмен ионов.Потенциометрич. титрование основано на измерении потенциала индикатороного электрода при титровании. Точку эквивалентности можно увить по резкому скачку, для этого нужно построить график и увидить это.

22) Кулометрия основана на измерении кол-ва электричества, затраченного на электропревращение опроеделяемого в-ва. Бывает и косвенная кулометрия или кулометрическое титрование основана на взаимодействии анализируемого в-ва с титрантом. Вольтамперометрия осована на излучении зависимости силы тока от внеш. напряжения. Для этого метода используется 2 электрода индикаторный и стандартный. Кулометрия хороша тем., что не обящательно использовать стандартные р-ры. Формла для кол-ва электричества:Q(кулон) =I(сила тока) *тау(время анализа).
23) Метод разделения и анализа в-в, основанный на распределении между двумя фазами , кот не смешиваются-подвижной и неподвижной. Неподвижная фаза-это твердое в-во, а подвижная фаза это жидкость или газ, кот проходит через неподвижную фазу.Чем хороша хроматография, так это тем что можно много раз повторять процессы. Этот метод универсален, т.е. разделение и определение твердых, жидких и газообразных соед. Любой сорбционный процесс хр-ся константой распределения Краспред.=Снеподв.*Сподвиж. Колонки в хроматографии имеют диаметр 4-6мм.Ионообменная хроматография -это жидкостная хроматография для разделения катионов и анионов.Эта хроматография применяется например для очистки воды. Еще существует бумажная хроматотграфия, но она плоха тем что медленно разделят и нельзя сразу большое кол-во в-в.
24) Основана на обмене ионов между подвижной и неподвижной фазами(ионит) Еще бывают катионит(обменивается катионами), анионит(анионами) и амфолит(обменивается анионами и катионами). Иониты бывают натуральными и природными и еще искусственными. Применяется для разделения катионов, отделение электролитов от не электролитов, и еще при анализе вина и молока. Сорбенты - твердые тела или жидкости, кот поглащают из окр. Среды газы. Бывают абсорбенты -образует с поглащенным в-м раствор и адсорбенты -поглащают в-во. Существуют твердые сорбенты, кот. деляться на гранилированные и волокнистые.
25) Основан на взаимодействии анализ. в-ва с электромагнитным излучением. Каждое в-во при взаимодействии с излучением образует спектр. Спектр -упорядоченная по длинам волн электромагнитное излучение. Резонанс -совпадение частот. Виды излучений: ренгеновское, УФ, ИК, радиоволны, магнитное поле. Атомы и молекулы способны поглащать, испускать и рассеивать излучение. Спектральные методы подразделяются на атомную и молекулярную. Атомная основана взаимодействии атомов с электромагнитным излучением, она подразделяется на атомно-эмиссионный и атомно-абсорционный анализ. Эмиссия -это испускание, излучение. Молекулярные спектры -электромагнитные спектры испускания и поглощения. ГРАФИКИ2
26) Основана на способности опред. в-ва, компонента смеси поглощать электромагнитное излучение.Бывают фотометрические и спектрофотометрические методы. Фотометрический метод измеряется фотометром, а спектрофотометрический метод-спектрофометром. Существует з. поглащение Бугера: D=-LgT= E*L*c, где D-это плотность р-ра, T-пропускание, L-толщина, с-концентрация. Из этого з. следует, что чем выше концентрация р-ра, тем выше плотность р-ра. Обычно при фотометрическом анализе сравнивают интенсивность излучения. На градуировочном графике строят зависимость плотности р-ра от его концентрации., и по этому графику опред. его концентрацию.
27) Эти два методы основаны на измерении интенсивности света. Турбидиметрия -метод анализа мутных сред. Применяется для аналитич. определений в разных средах. Но этот метод не очень точен, и применяется только для определения компонентов, где не нужна высокая точность. Нефелометрия - применяют для определения хлоридов(AgCl) и сульфатов(BaSO4).
28) Атомно-эмиссионный -основан на излучении атомами электромагнитного излучения, кот помещены в пламя. Суть метода: анализируемый р-р в пламени газовой горелки. Применяется в металлургии. Этот метод основан на том, чтобы атомы каждого элемента могли испускать свет определенных длин волн, но для того чтобы атомы начали испускать свет, их нужно возбудить, чем больше атомов будут возбуждены, тем ярче будет излучение. Этот метод очень точен. Атомно-абсорбционный -основан на поглощении света. Этот метод также применяется в металлургии, для большинства металлов.Метод хорош тем что он очень прост, но нельзя применять несколько элементов одновременно.
29) Основан на явлении люминесценции. Этод метод используют в органич. химии, он позволяет обнаруживать в-ва в смесях. Различают флуоресцентный(этот метод мало селективен), фосфоресцентный анализ(обладает высокой селективностью)Селективность -это св-во одного в-ва подбирать св-во другого в-ва.
30) Этот метод использует рентгеновские спектры для хим. анализа в-в. С помощью него можно определить качественный и кол-й анализ. Он основан на том, что при возбуждении у атома удаляются электроны из внутренних оболочек. Электроны из внеш. оболочек перескакивают на пустые места , освобождая избыточную энергию в виде кванта. И по кол-ву этих квантов можно определить кол-й и качественный анализ.
31) Рефрактометрия -это метод исследования вещ-в, основанный на определении показателя преломления света. Она применяется для опред. физ-хим. параметров в-в. n-показатель преломления. Коэф. преломления:n=sin(альфа)/cos(бета) Применяется для определения состава и в-в, а также для качества хим. состава в продуктах. Поляриметрия -основанные на степени излучении света. Этод метод используется в аналитической химии, при анализе эфирных масел и для исследования излучений. Все измерения проводятся поляриметрами.
32) Ядерно-магнитный резонанс -это резонансное поглощение электромагнитной энергии вещ-м. Это явление открыто в 1945г. Применяется в физ-хим. методах анализа. Главной частью спектрометра является магнит, кот. помещается в сосуд между полюсами электромагнита. Потом этот сосуд начинает вращаться. Когда магнитное поле начинает усиливаться начинают резанировать ядра, к которым настроен спектрометр.Эти показание записывают и вращать начинают на столько быстро на сколько это возможно.
33) ИК спекторометрия -основана на поглащении ИК света. При поглащении ИК света в молекуле усиливается колебательные и вращательные движения. Применение-опред. качественный и кол-й анализ. Ультрафиолетовая -метод основан на поглащении в-м ультрофиолетового излучения. Ход анализа: через р-р пропускается УФ свет, каждая молекула поглащает опред. свет.
34) Масс-спектрометрия - это физ. метод измерения отношения массы заряженных частиц материи к их заряду. С помощью этого метода разрабатывают новые лекарственные средства от неизличимых болезней. Применяется с незаконным распространением наркотиков. Ядерная энергетика немыслема без масс-спектроскопии. Чтобы получить масс-спктрометр нужно превратить молекулы в ионы, потом эти ионы нужно перевести в газовую фазу в вакууме, вакуум нужен для того чтобы ионы двигались без препятстсвий, а если вакуума нет то ионы превращаются в незаряженные частицы.
35) ЭПР- поглощение энергии вещ-ми содержащие паромагнитные частицы. Основан на взаимодействии вещ-ва с магнитным полем. Применяется для исследования парамагнитных частиц, широко применяется в химии. ЭПР - частный случай магнитного резонанса Лежит в основе радио-спектроскопич. методов исследования вещ-ва Суть явления ЭПР заключается в резонансном поглощении электромагнитного излучения неспаренными электронами. ЭПР открыт Завойским в 1944г.

Введение

Предмет аналитической химии, ее место в системе наук. Задачи аналитической химии.

Виды анализа: элементный, структурно-групповой (функциональный), молекулярный, фазовый, изотопный. Метод и методика анализа. Классификация методов анализа: по происхождению аналитического сигнала, по диапазону определяемых содержаний и размеру пробы. Различие методов анализа по чувствительности, разрешающей способности, аппаратурному оформлению и характеру объектов. Химические, физико-химические, физические, биологические, биохимические методы анализа.

Проблемы и направления развития науки в теоретическом, методическом и прикладном аспектах: снижение предела обнаружения; повышение точности и избирательности; обеспечение экспрессности; анализ без разрушения; локальный анализ; дистанционный анализ. Использование аналитической химии в практической деятельности человека.

Основные этапы развития аналитической химии. Современное состояние и тенденции развития аналитической химии: инструментализация, автоматизация, математизация, миниатюризация, увеличение доли физических методов, переход к многокомпонентному анализу. Создание и использование сенсоров и тест-методов. Литературно-информационное обеспечение аналитической химии.

Метрологические основы химического анализа

Основные стадии химического анализа. Выбор метода анализа и составление схем анализа. Абсолютные (безэталонные) и относительные методы анализа. Основные метрологические понятия и представления: измерение, методы и средства измерений, метрологические требования к результатам измерений, основные принципы и способы обеспечения достоверности результатов измерений, погрешности. Аналитический сигнал и помехи. Объем информации в аналитическом сигнале. Способы определения содержания по данным аналитических измерений.

Основные характеристики метода анализа: правильность и воспроизводимость, коэффициент чувствительности, предел обнаружения, нижняя и верхняя границы определяемых содержаний. Классификация погрешностей анализа. Систематические и случайные погрешности. Погрешности отдельных стадий химического анализа. Способы оценки правильности: использование стандартных образцов, метод добавок, метод варьирования навесок, сопоставление с другими методами. Стандартные образцы, их изготовление, аттестация и использование.

Статистическая обработка результатов измерений. Закон нормального распределения случайных ошибок, t- и F-распределения. Среднее, дисперсия, стандартное отклонение. Сравнение дисперсии и средних двух методов анализа.

Требования к метрологической оценке в зависимости от объекта и цели анализа. Способы повышения воспроизводимости и правильности анализа. Организация и методология метрологического обеспечения деятельности аналитической службы. Поверка аппаратуры, аттестация нестандартных средств измерений и методик анализа. Аккредитация лабораторий.

Применение ЭВМ в аналитической химии.

Теоретические основы аналитической химии

Типы химических реакций и процессов в аналитической химии. Основные типы химических реакций в аналитической химии: кислотно-основные, окисления-восстановления, комплексообразования. Используемые процессы: осаждение-растворение, экстракция, сорбция. Константы равновесия реакций и процессов.

Состояние веществ в идеальных и реальных системах. Ионы. Сольватация, ионизация, диссоциация. Поведение электролитов и неэлектролитов в растворах. Теория Дебая - Хюккеля. Коэффициенты активности. Концентрационные константы.

Описание сложных равновесий. Общая и равновесная концентрации. Условные константы. Графическое описание равновесий (распределительные и концентрационно-логарифмические диаграммы).

Скорость реакций в химическом анализе. Быстрые и медленные реакции. Элементарные стадии реакции. Факторы, влияющие на скорость. Катализаторы, ингибиторы. Автокаталитические реакции. Индуцированные и сопряженные реакции. Понятие об индукторе, акторе, акцепторе. Индукционный фактор. Примеры ускорения и замедления реакций и процессов, используемых в химическом анализе. Управление реакциями и процессами в аналитической химии.

Равновесие в системе раствор - осадок . Константа равновесия гетерогенной системы осадок - раствор. Константа растворимости (произведение растворимости) малорастворимых электролитов: термодинамическая, концентрационная, условная. Условия образования и растворения. Полнота осаждения. Фракционное осаждение и растворение. Вычисление растворимости осадков по величине констант и констант по растворимости. Факторы, влияющие на растворимость осадков: температура, ионная сила, действие одноименного иона, реакции протонирования, комплексообразования, окисления-восстановления, структура и размер частиц. Примеры использования реакций осаждения и растворения в анализе. Принципы расчета потерь при промывании осадков.

Схема образования осадка. Кристаллические и аморфные осадки. Зависимость структуры осадка от его индивидуальных свойств и условий осаждения. Зависимость формы осадка от скорости образования и роста первичных частиц. Гомогенное осаждение (метод МВР). Условия получения кристаллических осадков. Старение осадка. Причины загрязнения осадка. Классификация различных видов соосаждения. Положительное и отрицательное значение явления соосаждения в анализе. Особенности образования коллоидно-дисперсных систем и предупреждение этого явления.

Кислотно-основные реакции . Современные представления о кислотах и основаниях. Теория Льюиса. Теория Бренстеда - Лоури. Равновесие в системе кислота - сопряженное основание и растворитель. Константы кислотности и основности. Кислотные и основные свойства растворителей. Константа автопротолиза. Влияние природы растворителя на силу кислоты и основания. Нивелирующий и дифференцирующий эффект растворителя.

Кислотно-основное равновесие в многокомпонентных системах. Буферные растворы и их свойства. Буферная емкость. Вычисления рН растворов незаряженных и заряженных кислот и оснований, многоосновных кислот и оснований, смеси кислот и оснований. Расчет рН при взаимодействии кислоты и основания.

Реакции комплексообразования . Типы комплексных соединений, используемых в аналитической химии и их классификации. Ступенчатое комплексообразование.

Количественные характеристики комплексных соединений: константы устойчивости (ступенчатые и общие), функция образования (среднее лигандное число), функция закомплексованности, степень образования комплекса. Факторы, влияющие на комплексообразование: строение центрального атома и лиганда, концентрация компонентов, рН, ионная сила раствора, температура. Термодинамическая и кинетическая устойчивость комплексных соединений и ее значение в титриметрии. Свойства комплексных соединений, имеющие аналитическое значение: устойчивость, растворимость, окраска, летучесть.

Влияние комплексообразования на растворимость соединений, кислотно-основное равновесие, окислительно-восстановительный потенциал систем, стабилизацию различных степеней окисления элементов. Способы повышения чувствительности и селективности анализа с использованием комплексных соединений. Примеры.

Основные направления использования органических реагентов в химическом анализе. Понятие о функционально-аналитических группах. Влияние их природы в молекуле реагента на его взаимодействие с неорганическими ионами. Теория аналогий взаимодействия ионов металлов с неорганическими реагентами типа H 2 O, NH 3 и H 2 S и кислород-, азот-, серосодержащими органическими реагентами.

Основные типы соединений, образуемых с участием органических реагентов. Хелаты, внутрикомплексные соединения. Факторы, определяющие устойчивость хелатов: природа донорных атомов и структура реагента, размер цикла, число циклов, характер связи металл - лиганд. Хелатный эффект.

Важнейшие органические реагенты, применяемые в анализе для маскирования, разделения, обнаружения, определения ионов металлов. Основные направления использования ЭДТА – двунатриевой соли этилендиаминтетрауксусной кислоты.