- •1. Предмет и значение аналитической химии. Связь с другими науками.
- •1.1. Определение.
- •1.2. Предмет и значение.
- •1.3. Теоретическая основа. Связь с другими науками.
- •2. Методы аналитической химии. Прикладные виды химического анализа.
- •3. Классификация качественного и количественного анализа.
- •3.1. Классификация качественного анализа.
- •4.2. Взятие навески.
- •4.3. Пробоподготовка.
- •5. Разложение (вскрытие) пробы: растворение, сплавление, спекание, специальные методы.
- •5.1. Растворение в жидкостях.
- •5.2. Сплавление.
- •5.3. Примеры практического применения сплавления.
- •5.4. Спекание.
- •5.5. Специальные методы. Термическое разложение.
- •5.6. Пирогидролиз.
- •11.2. Способы осуществления.
- •21. Общая характеристика титриметрического анализа (та). Понятие, терминология. Требования к реакциям, применяемым в та.
- •21.1. Общая характеристика.
- •21.2. Требования к реакциям, применяемым в та.
- •22. Основные приёмы титрования. Прямое, обратное, косвенное титрование. Примеры.
- •22.1. Прямое титрование.
- •22.2. Обратное титрование (титрование по остатку).
- •31.2. Термодинамическая и концентрационная константы равновесия реакции.
- •60.2. Условное произведение растворимости.
- •61. Растворение малорастворимого соединения: под действием кислот, комплексонообразователей, окислительно-восстановительных реакций.
- •61.1. Растворение малорастворимого соединения.
- •61.2. Растворение осадков под действием кислот.
- •61.3. Растворение осадков вследствие комплексообразования.
- •61.4. Растворение в результате овр.
- •69.2. Преимущества га.
- •69.3. Недостатки га.
31.2. Термодинамическая и концентрационная константы равновесия реакции.
Чем больше численное значение Kc (константа равновесия), тем больше равновесие сдвинуто вправо, в сторону прямой реакции.
При изучении реакций, протекающих в газовой фазе Kc выражают через парциальное давление (обязательная константа Kp).
KN – отношение молярных долей участников.
Kn – количество моль в условиях равновесия.
Термодинамической характеристикой является термодинамическая константа равновесия K0.
32. Коэффициенты активности. Теория Дебая-Хюккеля. Предельный закон Дебая. Уравнение Дэвиса.
33. Влияние ионной силы и температуры на константу равновесия реакции.
34. Теория Бренстеда-Лоури. Сопряжённые пары. Электронная теория Льюиса.
35. Автопротолиз растворителей. Ионное произведение воды. Понятие pH.
36. Растворы слабых кислот и оснований. Классификация кислот и оснований по протолитической теории.
37. Уравнения для вычисления pH растворов слабых кислот.
38. Уравнения для вычисления pH растворов слабых оснований.
39. Амфолиты. Уравнения для вычисления pH растворов амфолитов.
40. Буферные растворы. Уравнения для вычисления pH буферных растворов.
41. Буферные растворы. Понятие и расчёт буферной ёмкости.
42. Классификация титриметрических методов. Кривые титрования. Факторы, влияющие на скачок титрования.
43. Индикаторы для кислотно-основного титрования. Интервал перехода индикатора. Выбор индикатора.
44. Индикаторы для кислотно-основного титрования. Теория цветности: хромофорная, электронная. Факторы, влияющие на величину pK индикатора.
45. Титрование слабой кислоты сильным основанием (алкалиметрия). Расчёт pH до, после и в точке эквивалентности. Вид кривой титрования.
46. Титрование слабого основания сильной кислотой (ацидиметрия). Расчёт pH до, после и в точке эквивалентности. Вид кривой титрования. Область буферного действия.
47. Титрование многоосновных кислот. Расчёт pH до, после и в точке эквивалентности. Вид кривой титрования.
48. Титрование многоосновных оснований. Расчёт pH до, после и в точке эквивалентности. Вид кривой титрования. Область буферного действия.
49. Дифференцированное титрование. Титрование в неводных средах.
50. Реакции окисления-восстановления. Окислительно-восстановительные потенциалы.
51. Реакции окисления-восстановления. Водородный электрод. Уравнение Нернста.
52. Реакции окисления-восстановления. Влияние побочных процессов на величину потенциала.
53. Константы равновесия окислительно-восстановительных реакций.
54. Редокс-индикаторы. Расчёт потенциала точки эквивалентности и выбор индикатора.
55. Реакции комплексообразования. Ступенчатые и общие константы устойчивости комплексов. Скорость реакций комплексообразования в растворах.
56. Конкурирующие реакции с участием центрального иона и лиганда. Условные константы устойчивости комплексов.
57. Комплексонометрия (хелатометрия). Металлоиндикаторы.
58. Способы проведения комплексонометрического титрования.
59. Осаждение и растворение малорастворимого соединения. Термодинамическое и концентрационное произведение растворимости.
60. Условия выпадения осадка. Условное произведение растворимости.
60.1. Условия выпадения осадка.
Свойства насыщенного раствора, сохранять постоянным произведение активности и концентрации ионов в соответствующих степенях называют правилом произведения растворимости.
Если произведение концентрации ионов, в соответствующих степенях превышает табличное значение ПР, то должно произойти выпадение осадка и концентрация ионов в растворе должна уменьшиться до таких значений, которые удовлетворяли бы правилу произведения растворимости.
В соответствии с правилом, если концентрация одного из ионов, входящих в выражение ПР увеличивается, то концентрация другого иона уменьшается и наоборот. Это условие одноимённого иона лежит в основе многих методов количественного осаждения и разделения.