Классификация экстракционных процессов по природе. Преимущества экстракции и области её применения.

Собственно химический анализ. Расчёт и обработка результатов анализа.

14. Метрологические характеристики аналитического определения: сходимость, воспроизводимость, чувствительность (предел обнаружения, открываемый минимум, предельное разбавление).

15. Аналитические характеристики определения: экспрессность, надёжность, специфичность, избирательность, способы повышения селективности.

Источники ошибок. Закон накопления ошибок. Классификация потерь.

Общая характеристика качественного анализа. Классификация по технике проведения процесса.

Общая характеристика качественного анализа. Классификация по аналитическому эффекту: метод растирания, метод капельных реакций.

Общая характеристика качественного анализа. Кристаллоскопические реакции. Дробный, систематический анализ.

Общая характеристика качественного анализа. Сульфидная классификация катионов.

Сульфидная классификация катионов.

Это наиболее распространённая классификация, по которой все катионы делятся на 5 групп. Основными групповыми реагентами являются (NH4)2S в нейтральной и щелочной среде; H2S в кислой среде.

№	Ионы	Групповой реагент	Состав осадка
1	Li+, Na+, K+, NH4+	нет	нет
2	Ca2+, Mg2+, Ba2+, Sr2+	(NH4)2CO3	MeCO3
3	Al3+, Cr3+ (A) Fe3+, Mn2+, Co2+, Ni2+, Fe2+ (B)	(NH4)2S в нейтральной и щелочной среде	Me(OH)3, MeS, Me2S3
4	Hg2+, Cu2+, Bi3+, Zn2+ (A) Sn (II, III), Sb (III, V), As (III, V) (B)	H2S в кислой среде	Сульфиды: A – не растворимые в (NH4)2S B – растворимые в (NH4)2S
5	Ag+, Pb2+, Hg22+	HCl (2M)	MeCl, MeCl2

 

Недостатком является токсичность H₂S, поэтому анализ следует проводить в лаборатории с хорошей вытяжкой.

Альтернатива H₂S – использование серосодержащих органических соединений. В процессе гидролиза данных соединений выделяется сульфид-ион. Минус в том, что может выделиться сера вместо сульфида.

 

Общая характеристика титриметрического анализа (ТА). Понятие, терминология. Требования к реакциям, применяемым в ТА.

Общая характеристика.

Титриметрический анализ основан на точном измерении количества реагента, израсходованного на реакцию с определяемым веществом (раннее название – объёмный анализ ).

Слово «титр» обозначает «надпись», в аналитической химии – один из способов выражения концентрации вещества. Титр показывает количество вещества в граммах, растворённого в 1 см³ раствора.

Титрованный (стандартный) раствор – раствор, концентрация которого известна с высокой точностью. Стандартный раствор часто называют рабочим раствором или титрантом.

В момент титрования, когда количество добавленного титранта химически эквивалентно количеству титруемого вещества, называется точкой эквивалентности.

Требования к реакциям, применяемым в ТА.

Реакции, применяемые в титриметрическом анализе, должны удовлетворять следующим требованиям:

1. Реакция должна протекать количественно, т.е. с большим выходом продукта реакции.

2. Реакция должна протекать с большой скоростью.

3. Реакция не должна осложняться протеканием побочных реакций, т.е. в процессе титрования должно сохраняться определённое соотношение между титрантом и титруемым веществом.

4. Должен существовать способ определения конца реакции.

Если реакция не удовлетворяет хотя бы одному из этих требований, она не может использоваться в титриметрическом анализе.

 

Основные приёмы титрования. Прямое, обратное, косвенное титрование. Примеры.

Прямое титрование.

Определяемое вещество непосредственно взаимодействует с титрантом. Для проведения анализа достаточно одного рабочего раствора. Пример: титруем щёлочь кислотой.

Обратное титрование (титрование по остатку).

Используют 2 рабочих раствора: основной и вспомогательный. Например, титрование Cl^- в кислом растворе. К анализируемому раствору сначала добавляют заведомо избыток основного рабочего раствора AgNO₃. При этом происходит реакция образования малорастворимого соединения AgCl. Затем избыток AgNO₃, не вступивший в реакцию с Cl^-, оттитровывают вспомогательным рабочим раствором роданида аммония:

Ag⁺+Cl^- à AgCl

Ag⁺+SCN^- à AgSCN

Индикатор – соль Fe³⁺.

Косвенное титрование (титрование по замещению).

В этом способе к определяемому веществу добавляют в избыток специальный реагент, вступающий с ним в реакцию. Один из продуктов реакции затем оттитровывают рабочим раствором. Пример: иодометрическое определение Cu²⁺:

2Cu²⁺+4I^- à 2CuI+I₂

К анализируемому раствору добавляют избыток KI, выделившийся I₂ оттитровывают тиоцианатом натрия (роданидом натрия) в присутствии краххмала.

Расчёты в ТА. Принцип эквивалентности. Понятие об эквиваленте. Молярная масса эквивалента.

Расчёты в ТА. Расчёт результатов прямого титрования.

Расчёты в ТА. Расчёт результатов обратного титрования.

26. Общая характеристика реакций в растворах. Классификация растворителей (по величине диэлектрической проницаемости ε, электрическому моменту диполя μ ).

Общая характеристика реакций в растворах. Классификация растворителей по характеру взаимодействия с ионами вещества.

Механизм растворения химических веществ. Сольватные комплексы. Ионные ассоциаты, ионные пары.

Скорость химических реакций в растворе. Кинетические уравнения. Правило Аррениуса. Катализаторы, ингибиторы, промоторы, каталитические яды.

Равновесие химических реакций в растворе. Закон действующих масс. Константа равновесия реакций.

Значение закона действующих масс. Термодинамическая и концентрационная константы равновесия реакции.

Закон действующих масс.

В математической форме установлен Гульдбергом и Вааге в 1867 г.:

aA+bB ß à cC+dD

v прямой реакции = K₁*C^a_A*C^b_B

v обратной реакции = K₂*C^c_C*C^d_D

Из уравнений равенства v прямой и обратной реакции в момент химического равновесия:

K₁*[A]^a*[B]^b=K₂*[R]^r*[S]^s

([A]^a и [B]^b – концентрация в момент химического равновесия! )

= =K_c

Константа равновесия (K_c) реакции не зависит от концентрации компонентов.

Основное значение закона действующих масс состоит в том, чтобы устанавливать связь между равновесными концентрациями всех компонентов реакции.

⇐ Предыдущая1234

Поделиться: