- •1. Задачи и методы аналитики.
- •2.. Классификация методов анализа(хим. И т.Д.)
- •3. Классификация методов по массе.
- •4. Качественный хим. Анализ. (дробный и систем.)
- •5. Типы аналит. Реакций и реагентов.
- •8. Классификация анионов по группам.
- •7. Кислотно-основная классификация катионов.
- •9. Методы разделения и концентрирования.
- •10. Экстракция.
- •11. Осаждение.
- •12. Метод разделения смесей – хроматография.
- •13. Дистиляц. И электрохим. Методы.
- •14. Хим. Равновесие.
- •15. Протолитическая теория.
- •16. Водородный показатель.
- •20. Хим. Равновесие в гетерогенных системах.
- •22. Условия образования и растворения осадков.
- •23. Влияние добавок посторонних электролитов…
- •24. Комплексообразование.
- •26. Ов равновесие.
- •27. Классификация методов количест. Анализа.
- •28. Сущность гравиметрического анализа.
- •29. Условия образования кристалл. И аморфных осадков.
- •30. Чистота осадка.
- •31. Расчеты в гравиметрическом анализе.
- •32. Титриметрический метод анализа. Основные понятия.
- •33. Классификация методов титримет. Анализа.
- •34. Виды титрования, применяемые в титримет. Анализе.
- •35. Расчеты в титриметрическом анализе.
- •36. Методы кислотно-основного титрования.
- •37. Методы ов титрования.
- •38. Виды ов титрования(прямое и обратное).
- •39. Кривые ов титрования. Индикаторы.
- •40. Комплексонометрическое титрование.
- •41. Кривые титрования. Метало-индикаторы.
- •42. Применение комплексонометрического титрования.
- •44. Фотометрический анализ.
- •45. Электрохим. Методы анализа.
- •46. Хроматограф. Методы анализа (хма)
- •47. Люминесценция.
14. Хим. Равновесие.
Принцип Ле-Шателье-Брауна: если на систему, находящуюся в состоянии устойчивого хим. равновесия оказывать внешнее воздействие, то в системе начнут самопроизвольно осуществляться процессы в таком направлении, к-рое будет ослаблять внешнее воздействие и само равновесие сместится в том же направлении. Например, повышение t смещает равновесие в сторону –Q, а понижение +Q. При повышении давления в системе начинают протекать процессы, сопровождающиеся уменьшением его объема, а при понижении – увеличение объема системы. В 1867г. норвежские ученые Гульдберг и Ваге установили закон действующих масс: скорость хим. реакции прямопропорциональна произведению концентрации реагирующих в-в в степенях равных стехиометрическим коэффициентам.
Истинная константа: , где а , а , а , а - в-ва активности равновесных в-в. k – истинная термодин. константа , зависит от природы реагентов , t, и не зависит от С. Если в системе протекают и другие побочные реакции с участием реагентов A, B, C, D или одного, то в них могут достигаться и другие хим. равновесие. (уловная константа): . где [ ], [ ], [ ], [ ] – суммы равновесных концентраций всех форм реагентов.
15. Протолитическая теория.
Первой была теория Аррениуса: к-ты – в-ва при диссоциации обр. ионы H, а основания OH.
Теория Бренстеда-Лаури(1923): к-та – это в-во при ионизации выделяет протон, а основание – принимает протон. В-ва переносчики протонов – протолиты. Теряя протон, к-та превращается в сопряженное с ней основание, а основание приобретая протон – в сопряженную с ним к-ту.
. Для водных р-ров: HB+H2O=H3O(ион гидраксония)+B. Протолитические реакции где участвует вода.
Компонент протол. реакции – растворитель. Растворители:1). Апротонные(нет ни к-ных ни основных свойств) – углеводороды и их галогенопроизводные. 2). Протофильные (только основные свойства) – кетоны, простые эфиры, третичные амины. 3). Амфипротные (есть основные и кислотные свойства) – воды, спирты, карбоновые к-ты, первичные амины. У этих растворителей есть одна особенность – передача протона от одной молекулы к другой. ( ). Процессы, в к-рых одна молекула раст-теля проявляет св-ва к-ты, а другая основание называют автопротолизом. Катион, образующийся из молекулы растворителя ( ) – лионий, а анион( ) – лиат.
16. Водородный показатель.
Это мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) 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: . Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH. . как в любом водном растворе при 22 ° очевидно, что при этой температуре: .