Шпоры по аналитической химии
Дисциплина: Химия и физикаТип работы: Шпаргалки
Тема: Шпоры по аналитической химии
1 Предмет и задачи АХ. Значение АХ в совр.науке. анализ в биологии и службе охраны природы.
АХ-наука о методах определения качественного и количественного состава ве-ва, АХ явл.составной частью единой хим.науки.
Предмет АХ- разработка методов анализа, их практич.выполнение, опр-е состава ве-в, изучение физ.св-в ве-в.
Задачи-1. развитие теории методов анализа.
2. разработка и совершенствование методов анализа.
3. обеспечение хим.-аналитич.контроля в процессе проведения научно-исследовательских
работ.
Большое место отводится в АХ поиску новых совр.методов анализа, с использованием новых достижений науки и техники. Анализ имеет большое значение для промышленности, медицины.
Определяется состав вод, почв. В пром-ти исп-ся состав как количественный так и качественный сплавов материалов и т.д.
2.Концентрация и активность. Ионная сила раствора.
Концентрацию, в завист-ти от раствора выражают след.способами5
молярная
эквивалентн.
Т-титр.
Если использумые ве-ва явл.электролитами, то их состояние хар-ся степенью диссоциации L.
Активность- та эффективная кажущаяся концентрация ионов в р-ре, в соотношении с кот.он проявляет себя в химич.реакции
Активность связана с концентрацией в соотношении:
, где
- коэф-т активности.
Значение коэф-та активных ионов опр-ся только ионной силой раствора, и не зависит от природы других ионов, присутствующих в растворе- закон ионной силы Льюиса и Рэндала.
Ионная сила при этом хар-т общее содержание ионов в растворе и рассчитывается как
3 Хим.равновесие. константа хим.равновесия (концентрационная, термодинамическяа, условная). Равновесная концентрация. Понятие об аналитич.концентрации.
Концентрация ве-в, имеющая место в системе с момента наступления равновесия, наз-ся равновесными [] . эти концентрации остаются неизменными столько долго, сколько не изменяется
внешнее условие.
Равновесная концентр.ве-ва зависти от его исходной концентрации ве-ва и расхода ве-ва на протекание р-ции до момента установления равновесия.
т.о аналитич.концентр.-это общая концентрация ве-ва в р-ре, независимо от формы его содержания (ионы, молекулы).
Для обратимых р-ции з-н действ.масс запис-ся в виде конст.равновесия
А+ВС+Д
4 Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Бренстеда-Лоури)
одной из первых теорий, объясняющих природу кислот и оснований явилась теория электролитич.диссоциации Аррениуса-Оствальда. Согласно ей кислотой является электронейтральное
ве-во, которое при диссоциации в воде в качестве катиона обрзует только ионы водорода Н
НАН
++А
А основанием явл.ве-во, кот.при диссоциации образует в воде в кач.аниона только гидроксид-ионы
NaOH
Но так как возникали некот.трудности (некот.ве-ва проявляли св-ва солей, кислот и т.д), то пришла на смену протолитическая теория кислот и оснований- Бренстеда-Лоури, согласно
которой кислотой явл.любое ве-во, способное отдавать протон, а основанием способное принимать протон.
Многие соли в водных р-рах ведут себя как кислоты, хотя Н
+ в их составе нет. Эти факты были объяснены в теории Льюиса, но она не нашла широкого применения.
5 Протолитическая теория: анализ роли растворителя. Классификация растворителей.
Теория
Бренстеда-Лоури, согласно которой кислотой явл.любое ве-во, способное отдавать протон, а основанием способное принимать протон.
Растворитель явл.не только явл.средой, но и участником процесса.
Растворители:
протонные-могут отдавать или принимать протон.
Кислотные- спос-ть к отдаче протона, основные-спос-ть присоединять протон, амфотерные.
апротонные – не обладают донорно-акцепторными св-ми по отношении к протону.
Если ве-во взято в кач.растворителя, то в зависимости от того, какая тенденция отдача или присоединение протона у него преобладает, то оно может различным образом влиять на
ионизацию растворенного ве-ва
По влиянию на кислотно-основные св-ва%: невелирующие и дифференцирующие.
6 Автопротолиз
растворителей. Влияние растворителей на силу кислот и оснований.
Автопротолизу подвергаются амфотерные растворители.
Если ве-во взято в кач.растворителя, то в зависимости от того, какая тенденция отдача или присоединение протона у него преобладает, то оно может различным образом влиять на
ионизацию растворенного ве-ва.
Автопротолиз растворителей протекает в незначит.степени, в р-ре наступает арвновесие кот.описывается константой:
это важнейшее выражение, свидетельствующее о том, что в любом р-ре имеются как ионы водорода, таки гидроксид ионы.
Реакция среды: рН=-
рН=7 в нейтральном р-ре,
рН7 в кислом
7 в щелочном.
Анологично водородному опр-т гидроксильный показатель рОН=
ОН+
А выр-е часто записывают в логарифмич.форме: рН+рОН=14
8 Равновесие в водных растворах сильных и слабых кислот и оснований. Расчет рН.
1.Когда слабые к-ты диссоциируют в незначит.степени, то в р-ре наступает равновесие.
НАН
++А
Оно опис-ся
2. сильные к-ты в водн.р-рах дисс-т практич.нацело
НА->Н
++А
концентрация ионов водорода совпадает с общей конц.кислоты в р-ре, а рН=-
к, рН=-
lgCk
3. сильные основания (щелочи) дис-т нацело
ВОН->В
++ОН
4. слабые основания-дис-т в незначит.степени и этот процесс опис-ся соответствующей константой, и наз-ся константой диссоциации слаб.основания.
ВОНВ
++ОН
9 Буферные р-ры. Механизм буферного действия, понятие буферной емкости. Расчет рН.
Сущ-т р-ры при + к которым небольш.кол-ва кислоты, щелочи или при их разбавлении рн изменяется незначительно- буферные р-ры.
А указанная их способность поддерживать рн практически постоянной наз-ся буферным действием.
Буф.спос-тью обладают смеси след.типа:
1.смесь слабой к-ты и соли с одноименным анионом.
3COOH+CH
3COONa
2. смесь слабого основания и соли с одноименным катионом
3. смесь слабой многоосновной к-ты различной степени замещенности
Буферное действие р-ров хар-ся буферной емкостью. Это то мин.кол-во сильной к-ты или щелочи, кот.необходимо добавить к 1 л. Буферного р-ра, чтобы его рН изменилась на
еденицу.
рН буф.р-ров зависит от конст.диссоциации слабой к-ты или основания и от компонентов буф.р-ра.
]= Ккисл*(Скисл./Ссоли)
]= Косн.*(Сосн../Ссоли)
10 Равновесие в водных р-рах гидролизующих солей. Расчет рН.
Расчет рН в р-рах солей:
гидролиз по аниону
для расчета рН в р-ре соли удобнее ползоваться след.схемой:
а) написать Ур-е р-ции гидролиза
б) рассчитать концентрацию ионов
в) рассчитать рОН, затем рН
при гидролизе по катиону
3) в случае совместного
гидролиза по катиону и аниону
11 понятие об окислительно-восстановительной системе. Окислительно-восстановительный потенциал. Ур-е Нернста.
Признаком ОВР явл.переход электронов от одних частиц к другим.
Напр
. 2Fe
2++Sn
2+->2Fe
2++Sn
Электрон переходит от ионов олова (восст-ль) к ионам железа (ок-ль).
Каждую ОВР можно представить как сумму 2х полуреакций:
Восстановление- окислителя и окисление-восстановителя.
Роль окислителя закл.в присодеинении электрона, а роль восст-ля в их отдаче, то т.о различие в силе ок-ей и восст-лей связана с их спос-тью к присоединению или отдаче
электрона.
Чем легче атом, ион, м...