- •Вопросы к экзамену по аналитической химии
- •I. Химия и медицина
- •1. Предмет, цели и задачи аналитической химии. Краткий исторический очерк развития аналитической химии. Место аналитической химии среди естественных наук и в системе медицинского образования.
- •II. Качественный анализ
- •2. Основные понятия аналитической химии. Типы аналитических реакций и реагентов. Требования, предъявляемые к анализу, чувствительности, селективности определения состава веществ.
- •3. Физико-химические и физические методы анализа. Макро-, полумикро-, микро- и ультрамикроанализ. Характеристика чувствительности аналитических реакций.
- •4. Аналитическая классификация катионов. Систематический и дробный анализ.
- •Общая характеристика группы
- •6. Систематический анализ смеси катионов I аналитической группы.
- •7. Применение закона действующих масс в аналитической химии. Основные положения теории слабых электролитов Аррениуса. Константа диссоциации, степень диссоциации. Закон разведения Оствальда.
- •Основные положения электролитической теории с. Аррениуса
- •Теория слабых электролитов
- •8. Основные положения теории сильных электролитов Дебая-Гюккеля. Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности.
- •9. Уравнения, применяемые к неидеальным (реальным) растворам. Термодинамическая константа ионизации.
- •Общая характеристика группы
- •12. Систематический анализ смеси катионов II аналитической группы.5
- •13. Протолитическая теория кислот и оснований. Понятие кислоты и основания. Амфолиты.
- •14. Кислотно-основное равновесие. Типы протолитических реакций.
- •15. Кислотные и основные свойства растворителей. Влияние природы растворителя на силу кислот и оснований. Константа кислотности и основности. Нивелирующее и дифференцирующее действие растворителей.
- •16. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН как количественная мера активной кислотности и щёлочности. Кислотно-основные индикаторы. Измерения рН растворов (см. 17).
- •19. Теория кислот и оснований Льюиса. Мягкие и жёсткие кислоты и основания.
- •Общая характеристика группы
- •21. Систематический анализ смеси катионов III аналитической группы.
- •22. Систематический анализ смеси катионов I-III аналитических групп.
- •25. Систематический анализ смеси катионов IV аналитической группы.
- •26. Гетерогенные процессы. Равновесие между жидкой и твердой фазами. Константа гетерогенных равновесий – константа растворимости (термодинамическая, реальная, условная).
- •28. Схема образования осадка. Свойства кристаллических и аморфных осадков. Влияние различных факторов на структуру и дисперсность осадков. Способы получения чистых осадков.
- •Реакции катионов железа (III)
- •Реакции катионов железа (II)
- •30. Систематический анализ смеси катионов V аналитической группы
- •31. Комплексные соединения, их строение и классификация. Хелатные и внутрикомплексные соединения.
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Название некоторых комплексообразователей
- •32. Металлолигандное равновесие в водном растворе. Константа нестойкости и устойчивости комплексных соединений (полные, ступенчатые, координационные и истинные термодинамические).
- •33. Металлолигандный гомеостаз и способы его коррекции. Лигандообменные процессы в организме в норме и при патологии. Применение комплексных соединений в медицине.
- •34. VI аналитическая группа катионов. Общая характеристика катионов этой группы. Характерные и специфические реакции катионов.
- •Все осадки растворимы в минеральных кислотах, аммиаке и солях аммония
- •35. Систематический анализ смеси катионов VI аналитической группы.
- •36. Систематический анализ смеси катионов IV-VI аналитической группы.
- •Систематический ход анализа смеси катионов
- •Систематический ход анализа смеси катионов
- •IV аналитической группы
- •Систематический анализ смеси катионов VI аналитической группы
- •37. Аналитическая классификация анионов. Первая аналитическая группа анионов. Характерные и специфические реакции анионов so42ˉ, so32ˉ, co32ˉ, SiO32ˉ, s2o32ˉ, b4o72ˉ, po43ˉ.
- •Специфические реакции анионов I аналитической группы
- •Реакции тиосульфат-иона (s2o32‾)
- •38. Вторая аналитическая группа анионов. Характерные и специфические реакции анионов Clˉ, Brˉ, iˉ, scn ˉ, s2ˉ.
- •Реакции хлорид-иона (Cl‾)
- •Реакции иодид-иона (I‾)
- •Реакции роданид-иона (cns‾)
- •39. Третья аналитическая группа анионов. Характерные и специфические реакции анионов no3ˉ, no2ˉ, ch3cooˉ.
- •Реакция нитрат-иона (no3‾)
- •Реакции нитрит-иона (no2‾)
- •Реакции ацетат-иона (ch3coo‾)
- •III. Количественный анализ
- •40. Задачи и методы количественного анализа. Классификация методов количественного анализа. Сущность титриметрических методов анализа.
- •41. Способы выражения состава растворов: массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента, моляльная концентрация, молярная доля, объёмная доля, титр.
- •42. Закон эквивалентов и его применение в количественном анализе. Способы определения точки эквивалентности. Способы приготовления рабочих растворов. Способы титрования: прямое, обратное, косвенное.
- •Классификация методов анализа по типу реакции
- •Классификация методов анализа по способу титрования
- •43. Сущность метода кислотно-основного титрования. Основные реакции и титранты метода. Ацидиметрия, алкалиметрия. Кислотно-основные индикаторы.
- •Титрование сильной кислоты сильной щелочью:
- •Титрование слабого основания сильной кислотой:
- •Титрование слабой кислоты сильной щелочью:
- •Кислотно-основные индикаторы
- •Кислотно-основные индикаторы
- •44. Кривые кислотно-основного титрования. Расчет, построение и анализ типичных кривых кислотно-основного титрования.
- •45. Окислительно-восстановительные реакции, применяемые в объёмном анализе. Сущность методов оксидиметрии. Классификация редокс-методов, способы установления точки эквивалентности в оксидиметрии.
- •Общая характеристика и классификации методов оксидиметрии
- •46. Метод перманганатометрии, его сущность.Условия проведения перманганатометрического титрования. Титрант, его приготовление и стандартизация. Определение солей железа (II) в растворах.
- •48. Иодометрическое определение меди в растворах. Применение иодометрии в медицине. Определение солей меди (II) в растворах.
- •49. Теоретические основы комплексонометрического титрования. Условия проведения комплексонометрического определения содержания металлов в растворе. Комплексоны, их особенности.
- •Классификация физико-химических методов
- •52. Спектрофотометрический метод. Его сущность. Основные законы светопоглощения – законы Бугера-Ламберта и Бера.
- •Классификация методов оптического анализа
- •55. Потенциометрический метод. Теоретические основы метода, классификация
- •Типы электродов, применяемых в потенциометрии:
- •Потенциометрическое определение рH растворов
- •57. Полярографический метод. Сущность полярографии. Индикаторные электроды и электроды сравнения. Диффузионный ток. Качественный и количественный полярографический анализ.
- •58. Хроматографические методы анализа. Ионообменная, газовая и жидкостная хроматография.
- •Классификация хроматографических методов
- •59. Экстракция. Сущность метода. Закон распределения. Константа экстракции. Коэффициент распределения.
- •60. Важнейшие растворители и реагенты, используемые в экстракции. Хелатные соединения в экстракции. Скорость экстракции. Примеры разделения биологических объёктов методом экстракции.
19. Теория кислот и оснований Льюиса. Мягкие и жёсткие кислоты и основания.
Критерии характеристики кислот и оснований Льюиса:
1. Взаимодействие кислот с основаниями происходит быстро. 2. Кислота или основание вытесняют более слабую кислоту или основание из соединений. 3. Кислоты и основания можно титровать одно другим в присутствии индикаторов. 4. Кислоты и основания являются хорошими катализаторами химических реакций.
общая теория кислот и оснований.
Основания Льюиса – это доноры пары электронов (спирты, алкоголят-анионы, простые эфиры, амины и т.д.)
Кислоты Льюиса – это акцепторы пары электронов, т.е. соединения, имеющие вакантную орбиталь (ион водорода и катионы металлов: H+, Ag+, Na+, Fe2+; галогениды элементов второго и третьего периодов BF3, AlCl3, FeCl3, ZnCl2; галогены; соединения олова и серы: SnCl4, SO3).
Кислотно-основное взаимодействие по Льюису есть доноро-акцепторное взаимодействие и любую гетеролитическую реакцию можно представить как взаимодействие кислоты и основания Льюиса.
Для оценки легкости протекания кислотно-основного взаимодействия по Льюису Р. Пирсоном была предложена качественная теория “жестких” и “мягких” кислот и оснований.
Жесткие основания обладают высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Они трудно окисляются. Их высшие занятые молекулярные орбитали (ВЗМО) имеют низкую энергию.
Мягкие основания имеют низкую ЭО и высокую поляризуемость. Они легко окисляются. Их ВЗМО имеют высокую энергию.
Жесткие кислоты имеют высокую ЭО и низкую поляризуемость. Они трудно восстанавливаются. Их низшие свободные молекулярные орбитали (НСМО) имеют низкую энергию.
Мягкие кислоты обладают низкой ЭО и высокой поляризуемостью. Они легко восстанавливаются. Их НСМО имеют высокую энергию.
Жесткие кислоты преимущественно взаимодействуют с жесткими основаниями, а мягкие кислоты – с мягкими основаниями.
20. III аналитическая группа катионов. Общая характеристика катионов данной группы. Специфические реакции катионов Ca2+, Sr2+, Ba2+.
Общая характеристика группы
Гидроксиды бария, кальция, стронция являются сильными основаниями, и растворимые соли их, образованные сильными кислотами, гидролизу не подвергаются.
Хорошо растворимыми солями этих катионов являются хлориды, нитраты, ацетаты.
Карбонаты, сульфаты, хроматы, оксалаты и фосфаты – трудно растворимые.
Групповым реактивом на катионы III группы является разбавленная серная кислота.
Реакции катионов бария (Ba2+)
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2 HCl
Ba2+ + SO42‾ → BaSO4↓
BaSO4 + (NH4)2CO3 (насыщ.) → BaCO3 ↓+ (NH4)2SO4
BaSO4 + CO32‾ → BaCO3 + SO42‾
1. Калия дихромат K2Cr2O7 образует с ионами бария осадок – хромат бария BaCrO4 желтого цвета. Cr2O72‾ + H2O ↔ 2 HCrO4‾ ↔ 2 H+ + 2 CrO42‾
2 BaCl2 + K2Cr2O7 + H2O → 2 BaCrO4↓ + 2 KCl + 2 HCl
2 Ba2+ + Cr2O72‾ + H2O → 2 BaCrO4↓ + 2 H+
Желтый осадок бария хромата растворим в минеральных кислотах (кислотах HCl, HNO3), но нерастворим в уксусной кислоте. Работа с осадком:
2 BaCl2 + K2Cr2O7 + H2O + 2 CH3COONa → 2 BaCrO4↓ + 2 KCl + 2 CH3COOH + 2 NaCl
2Ba2+ + Cr2O72‾ + H2O + 2CH3COO‾ → 2BaCrO4↓ + 2CH3COOH
2. Аммония карбонат (NH4)2CO3 с солями бария образует аморфный белый осадок BaCO3, который постепенно переходит в кристаллический. Осадок бария карбоната легко растворяется в соляной, азотной и уксусной кислотах:
BaCl2 + (NH4)2CO3 → BaCO3↓ + 2 NH4Cl
Ba2+ + CO32‾ → BaCO3↓
BaCO3 + 2 CH3COOH → (CH3COO)2Ва + СО2↑ + Н2О
BaCO3 + 2 CH3COOH → 2 CH3COO‾ + Ва2+ + СО2↑ + Н2О
BaCO3 + 2 HCl → ВаCl2 + СО2↑ + Н2О
BaCO3 + 2 H+ → Ва2+ + СО2 + Н2О
3. Аммония оксалат (NH4)2C2O4 с ионами бария образует белый кристаллический осадок бария оксалата ВаC2O4, растворимый в соляной и азотной и нерастворимый в уксусной кислотах.
ВaCl2 + (NH4)2C2O4 → ВaC2O4↓ + 2 NH4Cl
Вa2+ + C2O42‾ → ВaC2O4↓
BaC2O4 + 2 HCl → ВаCl2 + Н2С2О4
BaC2O4 + 2 H+ → Ва2+ + Н2С2О4
4. Натрия гидроортофосфат Na2HPO4 образует с солями бария белый аморфный осадок ВаHPO4, растворимый в минеральных и уксусной кислотах:
ВaCl2 + Na2HPO4 → ВаHPO4↓ + 2 NаCl
Вa2+ + HPO42‾ → ВаHPO4↓
2 ВаHPO4 + 2 CH3COOH → (CH3COO)2Ва + Ва(H2PO4)2
ВаHPO4 + CH3COOH → CH3COO‾ + Ва2+ + H2PO4‾
ВаHPO4 + 2 HCl → ВаCl2 + H3PO4
ВаHPO4 + 2 H+ → Ва2+ + H3PO4
5. Насыщенный раствор гипса CaSO4·2H2O (гипсовая вода) образует с ионами Ва2+ белый мелкокристаллический осадок бария сульфата, нерастворимый в минеральных кислотах:
BaCl2 + СаSO4 → BaSO4↓ + СаCl2
Ba2+ + SO42‾ → BaSO4↓
Реакции катионов кальция (Cа2+)
CaCl2 + H2SO4 → CaSO4↓ + 2 HCl
Ca2+ + SO42‾ → CaSO4↓
1. Аммония карбонат (NH4)2CO3 с солями кальция образует белый кристаллический осадок СaCO3, легко растворяющийся в соляной и уксусной кислотах:
СaCl2 + (NH4)2CO3 → СaCO3↓ + 2 NH4Cl
Сa2+ + CO32‾ → СaCO3↓
СaCO3 + 2 CH3COOH → (CH3COO)2Са + СО2↑ + Н2О
СaCO3 + 2 CH3COOH → 2 CH3COO‾ + Са2+ + СО2 + Н2О
СaCO3 + 2 HCl → СаCl2 + СО2↑ + Н2О
СaCO3 + 2 H+ → Са2+ + СО2 + Н2О
2. Аммония оксалат (NH4)2C2O4 с ионами кальция образует белый кристаллический осадок кальция оксалата.
CaCl2 + (NH4)2C2O4 → CaC2O4↓ + 2 NH4Cl
Ca2+ + C2O42‾ → CaC2O4↓
Осадок не растворяется в уксусной кислоте, но растворяется в минеральных кислотах (HCl, HNO3):
СaC2O4 + 2 HCl → СаCl2 + Н2С2О4
СaC2O4 + 2 H+ → Са2+ + Н2С2О4
3. Натрия гидроортофосфат Na2HPO4 образует с солями кальция белый аморфный осадок СаHPO4, растворимый в минеральных и уксусной кислотах:
СaCl2 + Na2HPO4 → СаHPO4↓ + 2 NаCl
Сa2+ + HPO42‾ → СаHPO4↓
2 СаHPO4 + 2 CH3COOH → (CH3COO)2Са + Са(H2PO4)2
СаHPO4 + CH3COOH → CH3COO‾ + Са2+ + H2PO4‾
СаHPO4 + 2 HCl → СаCl2 + H3PO4
СаHPO4 + 2 H+ → Са2+ + H3PO4
4. Калия гексацианоферрат (II) K4[Fе(CN)6] в присутствии катионов аммония образует при нагревании белый кристаллический осадок двойной соли кальция-аммония гексацианоферрата (II).
CaCl2 + K4[Fe(CN)6] + 2 NH4Cl → Ca(NH4)2[Fe(CN)6]↓ + 4 KCl
Ca2+ + [Fe(CN)6]4‾ + 2 NH4+ → Ca(NH4)2[Fe(CN)6]↓
Реакции катионов стронция (Sr2+)
SrCl2 + H2SO4 → SrSO4↓ + 2 HCl
Sr2+ + SO42‾ → SrSO4↓
1. Карбонат аммония (NH4)2CO3 при взаимодействии с растворами солей стронция осаждает карбонат стронция в виде белого осадка, растворимого в уксусной, соляной и азотной кислотах:
Sr(NO3)2 + (NH4)2CO3 → SrCO3↓ + 2 NH4NO3
Sr2+ + CO32‾ → SrCO3↓
SrCO3 + 2 CH3COOH → (CH3COO)2Sr + СО2↑ + Н2О
SrCO3 + 2 CH3COOH → 2 CH3COO‾ + Sr2+ + СО2 + Н2О
SrCO3 + 2 HCl → SrCl2 + СО2↑ + Н2О
SrCO3 + 2 H+ → Sr2+ + СО2 + Н2О
2. Аммония оксалат (NH4)2C2O4 с ионами стронция образует белый мелкокристаллический осадок стронция оксалата.
Sr(NO3)2 + (NH4)2C2O4 → SrC2O4↓ + 2 NH4NO3
Sr2+ + C2O42‾ → SrC2O4↓
Осадок не растворяется в уксусной кислоте, но растворяется в минеральных кислотах (HCl, HNO3):
SrC2O4 + 2 HCl → SrCl2 + Н2С2О4
SrC2O4 + 2 H+ → Sr2+ + Н2С2О4
3. Насыщенный раствор гипса CaSO4·2H2O (гипсовая вода) образует с ионами Sr2+ белый осадок стронция сульфата:
Sr(NO3)2 + СаSO4 → SrSO4↓ + Са(NO3)2
Sr2+ + SO42‾ → SrSO4↓
Однако при действии гипсовой воды ион стронция дает не обильный осадок, а только небольшую муть, появляющуюся не сразу из-за образования пересыщенного раствора. Нагревание раствора ускоряет образование осадка.
Гипсовая вода не образует осадков с растворами солей кальция ни на холоду, ни при нагревании. Этим ион Ca2+ отличается от ионов Ва2+ и Sr2+.