 |
АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция
Физико-химические методы идентификации. Их классификация, особенности, преимущества. Оптические, хроматографические, электрохимические методы анализа
| 1) Стехиометрические законы, положившие начало количественному изучению химических реакций: закон сохранения массы веществ, закон постоянства состава, закон Авогадро и следствие из него. Закон эквивалентов. Стехиометрия– раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные отношения между реагирующими веществами. На основании стехиометрических законов проводят расчеты количества веществ, вступающих в химическую реакцию и образующихся в результате ее протекания, устанавливаются химические формулы на основе данных химического анализа. В химии используются следующие стехиометрические законы: закон сохранения массы, закон постоянства состава вещества, закон эквивалентов, закон кратных отношений. Закон сохранения массы:масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. mH2SO4 + 2NaOH = mNa2SO4 +mH2O Закон постоянства состава: Всякое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определенный состав. C + O2 = CO2 Закон эквивалентов: Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам. 2NaOH + H2SO4 = NA2SO4 + 2H2O 2 моль 1 моль 1 моль 2 моль Закон кратных отношений:Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа. С + О2 = СО2 12 32 Закон Авогадро: в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул. Число молекул в одном моле называют Авогадро числом. При нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объём называют молярным объёмом газа Vm. Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём. Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму. | 2) Основные классы неорганических соединений: оксиды, гидроксиды (кислоты, основания, амфотерные гидроксиды) соли. Принцип кислотно-основного взаимодействия. Соли средние, кислые, основные. Оксиды _ - это соединения элементов с кислородом. По химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основным оксидам отвечают основания, кислотным - кислоты. Амфотерным оксидам отвечают гидраты, проявляющие и кислотные, и основные свойства. Примерами основных оксидов могут служить СаО СаО + Н2О = Са(ОН)2. Примерами кислотных оксидов могут служить SO3, взаимодействует с водой. SO3 + Н2О = H2SO4. К несолеобразующим оксидам относится, например, оксид азота (I) N2О. Нет такой кислоты или основания, которые отвечали бы этому оксиду. Основания состоят из металла и одновалентных гидроксогрупп ОН, число которых равно валентности металла. Примерами оснований могут служить гидроксид натрия NaOH, гидроксид меди Сu(ОН)2. Важнейшее химическое свойство оснований - способность образовывать с кислотами соли. Например, при взаимодействии перечисленных оснований с соляной кислотой получаются хлористые соли соответствующих металлов - хлорид натрия. NaOH + НС1 = NaCl + Н2О; Основания классифицируют по их растворимости в воде и по их силе. По растворимости основания делятся на растворимые, или щелочи, и на нерастворимые. Важнейшие щелочи - это гидроксиды натрия, калия и кальция. По силе основания делятся на сильные и слабые. К сильным относятся все щелочи, кроме гидроксида аммония. В случае металлов переменной валентности в скобках указывают валентность металла в данном соединении. Так, Са(ОН)2 - гидроксид кальция, Fe(OH)2 - гидроксид железа (II), Fe(OH)3 - гидроксид железа (III). Кислоты состоят из водорода, способного замещаться металлом, и кислотного остатка, причем число атомов водорода равно валентности кислотного остатка. Примерами кислот могут служить соляная НСl, серная H2SO4. Важнейшее химическое свойство кислот - их способность образовывать соли с основаниями. Например, при взаимодействии кислот c гидроксидом натрия получаются натриевые соли этих кислот: 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2O; NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O. Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию кислорода в составе кислоты. По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - это азотная, серная и соляная. Основностью кислоты называется число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл с образованием соли. Такие кислоты, как соляная и уксусная, могут служить примерами одноосновных кислот, серная кислота - двухосновна, ортофосфорная кислота Н3РО4 - трехосновна. По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Азотная и серная кислоты - кислородсодержащие кислоты, соляная кислота и сероводород - бескислородные. Соли Продукты замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток представляют собою соли. При полном замещении получаются средние (нормальные) соли, при неполном - или кислые, или основные. Кислая соль получается при неполном замещении водорода кислоты на металл. Основная соль получается при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Ясно, что кислая соль может быть образована только кислотой, основность которой равна двум или больше, а основная соль - металлом, валентность которого равна двум или больше. Примеры образования солей: Са(ОН)2 + H2SO4 = СаSO4 + 2Н2О, СаSO4 - нормальная соль - сульфат кальция; КОН + H2SO4 = KHSO4 + Н2О, KHSO4 - кислая соль - гидросульфат калия; Mg(OH)2 + HC1 = MgOHCl + Н2О, MgOHCl - основная соль - хлорид гидроксомагния. Принцип кислотно-основного взаимодействия. 1. Растворение в водном растворе сильного основания повышает общую щелочность раствора, что вызывает возрастание активности всех оснований и понижение активности кислот. Это обуславливает такую последовательность реакций: с повышением щелочности водного раствора слабые основания в минералах замещаются более сильными, а сильные кислоты - более слабыми. Повышение кислотности раствора приводит к обратным соотношениям. 2. Растворение сильного основания в расплаве приводит к тому же эффекту изменения активностей компонентов, что и в водных растворах. При этом температуры кристаллизации оснований повышаются, а кислот - понижаются. В результате поля кристаллизации основных компонентов расширяются. Повышение кислотности расплава приводит к обратным соотношениям. | Общее квантово-механические представления о строении атома. Волновая функция, электронные облака, атомные орбитали и их типы. Квантовые числа как характеристика состояния электронов в атоме: главное, орбитальное, магнитное, спиновое. В основу квантовой механики входят два принципа Гейзенберга: 1) Принцип неопределённости – в определённый момент времени невозможно определить положение в атоме электрона, его скорость и импульс. 2) Принцип вероятности – существует вероятность обнаружения электронов в атоме в бесконечно малом объёме околоядерного пространства. А́том — наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из атомного ядра и электронов. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом. Волновая функция в квантовой механике, величина, полностью описывающая состояние микрообъекта (например, электрона, протона, атома, молекулы) и вообще любой квантовой системы (например, кристалла). Электронные облака | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Принципы распределения электронов в атоме: принцип минимальной энергии, запрет Паули, правило Гунда. Электронные конфигурации атомов. Согласно принципу минимальной энергии электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии. В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от более далеко расположенных электронов. Поэтому последовательность возрастания энергий орбиталей усложняется. Правило Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n + l, а при равной сумме n + l в порядке возрастания числа n. Соответственно этому правилу подуровни выстраиваются в следующий ряд: 1s < 2s < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p < 7s и т.д. Принцип запрета Паули: в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины. Правило Гунда. В соответствии с этим правилом заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами. Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы. | Периодический закон Д.И. Менделеева и периодическая система Д.И. Менделеева. Структура периодической системы: период, группа и подгруппа. Связь электронного строения атома и положения атома в периодической системе. Периодический закон был сформулирован Д. И. Менделеевым в следующем виде (1871): «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса» Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Структура периодической системы: период, группа и подгруппа. Каждый элемент занимает определённое место (клетку) в периодической системе и имеет свой порядковый (атомный) номер. Горизонтальные ряды элементов, в пределах которых свойства элементов изменяются последовательно, Менделеев назвал периодами (начинаются щелочным металлом (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и заканчиваются благородным газом (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)). Периоды разделяются на малые и большие. Малые периоды состоят из одного горизонтального ряда. Первый, второй и третий периоды являются малыми, в них находится 2 элемента (1-й период) или 8 элементов (2-й, 3-й периоды). Большие периоды состоят из двух горизонтальных рядов. Четвёртый, пятый и шестой периоды являются большими, в них находятся 18 элементов (4-й, 5-й периоды) или 32 элемента (6-й, 7-й период). Верхние ряды больших периодов называются чётными, нижние ряды - нечётными. В шестом периоде лантаноиды и в седьмом периоде актиноиды располагаются в нижней части периодической системы. В каждом периоде слева направо металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические свойства усиливаются. В чётных рядах больших периодов находятся только металлы. В результате в таблице имеется 7 периодов, 10 рядов и 8 вертикальных столбцов, названных группами - это совокупность элементов, которые имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и в других соединениях. Эта валентность равна номеру группы. | Периодичность изменение свойств элементов в пределах периодов и главных подгрупп. Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Зависимость окислительно-восстановительных свойств элементов от их положения в периодической системе. В каждом периоде слева направо металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические свойства усиливаются. Энергия ионизации — представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома. Сродство к электрону, электронное сродство, способность некоторых нейтральных атомов, молекул и радикалов свободных присоединять добавочные электроны, превращаясь в отрицательные ионы. Электроотрицательность атома, величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать электроны, участвующие в образовании химической связи. Зависимость окислительно-восстановительных свойств элементов от их положения в периодической системе. В каждом периоде по мере повышения порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются, а окислительные свойства повышаются. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Химическая связь, характеристики химической связи. Квантово-механическое описание химической связи методом валентных связей (ВС). Механизм образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный. Краткость связи сигма- и пи- связи. Гибридизация атомных орбиталей: sp-,sp2-,sp3- гибридизация. Угол между связями, пространственная конфигурация молекул. Химическая связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы. При образовании ковалентной химической связи важную роль в уменьшении полной энергии играет обменное взаимодействие. Ковалентная связь - это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар. Механизм образования такой связи может быть обменный или донорно-акцепторный. К обменному механизму относят случаи, когда в образовании электронной пары от каждого атома участвует по одному электрону. Связь возникает благодаря образованию общей электронной пары за счет объединения неспаренных электронов. Донорно-акцепторный механизм — способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов, атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора. Ковалентные связи классифицируют не только по механизму образования общих электронных пар, соединяющих атомы, но и по способу перекрывания электронных орбиталей, по числу общих пар, а также по смещению их. По способу перекрывания – σ (сигма s- s, s-р, р-р) π (р-р гантели перекрываются двумя местами). В молекуле азота между атомами существуют одна σ-связь и две π-связи, которые находятся в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. По числу общих электронных пар различают: одинарные Н2, НСl; двойные С2Н4, СО2; тройные N2. По степени смещенности: полярные и неполярные. Связь между атомами с одинаковой электроотрицательностью – неполярная, с разной – полярная. В основе метода ВС лежат следующие положения: - ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. -ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака. Гибридизация Строение Валентный угол пример Sp линейное 180 град. ZnCl2 Sp2 равностор.треугольник 120 град С2Н4 Sp3 тэтраэдр пирамидальный 109град 28мин СН4 Sp3d тригональная бипирамидальная форма свыше 109 град. - Геометрическая форма молекул зависит от направленности химической связи. Ядра атомов молекул имеющих sр-гибридизацию атомных орбиталей расположены в одной плоскости, sр2 –направлены к вершинам треугольника, sр3 – к вершинам тетраэдра | Ковалентная связь полярная и неполярная. Полярность связи. Полярность молекул. Степень окисления и заряд атомов в соединениях. Ионная связь. Водородная связь. Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, то электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно ядер атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Если ковалентная связь образуется между атомами различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов. В этом случае ковалентная связь является полярной. Система из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга, называется электрическим диполем. Очевидно, что полярная молекула является микроскопическим диполем. Хотя суммарный заряд диполя равен нулю, в окружающем его пространстве существует электрическое поле, напряженность которого пропорциональна В системе СИ дипольный момент измеряется в Кл×м, но обычно для полярных молекул в качестве единицы измерения используется дебай (единица названа в честь П. Дебая): Дипольный момент служит количественной мерой полярности молекулы. Для многоатомных молекул дипольный момент представляет собой векторную сумму дипольных моментов химических связей. Поэтому, если молекула симметрична, то она может быть неполярной, даже если каждая из ее связей обладает значительным дипольным моментом. Например, в плоской молекуле BF3 или в линейной молекуле BeCl2 сумма дипольных моментов связей равна нулю: Ионная связь - один из видов химической связи, в основе которого лежит электростатическое взаимодействие между противоположно заряженными ионами. Водородная связь — форма химической связи между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. | Окислительно-восстановительные реакции. Процессы окисления и восстановления. Расчёт коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса. Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. Восстановлениемназывается присоединение электронов атомом, молекулой или ионом: Cl2 + 2е = 2Cl Окислителями называется нейтральный атом, молекула или ион, принимающие электроны (во втором примере молекула хлора Cl2) При расчете коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях пользуются правилом электронного баланса: суммарное число электронов, теряемых восстановителем, должно быть равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Основные термодинамические понятия: термодинамическая система, параметры состояния системы, термодинамические функции параметров состояния и процесса. Внутренняя энергия и энтальпия, как величины, характеризующие энергетическое состояние системы. Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса и следствие вытекающее из него. Термохимические уравнения реакций. Стандартная энтальпия образования сложного вещества. Термодинамическая система —это некая физическая система, состоящая из большого количества частиц, способная обмениваться с окружающей средой энергией и веществом. Также обычно полагается, что такая система подчиняется статистическим закономерностям. Параметры состояния системы -физические величины, характеризующие состояние термодинамической системы в условиях термодинамического равновесия. Функции состояния зависят только от текущего состояния системы и не зависят от пути, по которому система пришла в это состояние. Функции состояния в термодинамике включают: температуру, давление, объём, энтропию, Функции процесса зависят не только от текущего состояния системы, но также и от пути, по которому система пришла в данное состояние. Функции процесса в термодинамике включают: количество теплоты и термодинамическую работу. Энтальпия -это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении. Внутренняя энергия есть функция состояния, зависящая от температуры и давления, а для идеального газа — только от температуры (в этом случае потенциальной энергией взаимодействия пренебрегают). ΔU = cVM (t2 – t1) Тепловые эффекты химических реакций. Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей, поэтому она сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты, света, работы расширения образовавшихся газов. Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути протекания процесса, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы. Следствие из закона Гесса:тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования конечных веществ за вычетом суммы теплот образования начальных веществ с учётом их стехеометрических коэффициентов. В термохимических уравнениях необходимо указывать агрегатные состояния веществ с помощью буквенных индексов, а тепловой эффект реакции (ΔН) записывать отдельно, через запятую. Например, термохимическое уравнение 4NH3(г) + 3O2(г) → 2N2(г) + 6H2O(ж), ΔН=-1531 кДж | Энтропия и изобарно-изотермический потенциал. Условия самопроизвольного протекания процессов. ИЗОБАРНО-ИЗОТЕРМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛ Гиббса — энергия, свободная энтальпия, один из потенциалов термодинамических, равный G = Н TS, где Н, S, Т энтальпия, энтропия, термодинамич. температуpa системы. И. изотермич. потенциал. пропорционален числу частиц в системе; отнесённый к одной частице он наз. химическим. Критерий самопроизвольного течения химического процесса. Самопроизвольным, или спонтанным, является процесс, который совершается в системе без затраты энергии извне и который уменьшает работоспособность системы после своего завершения. Система стремится к минимуму энергии за счет выделения энергии в окружающую среду. - при ΔG < 0 (Ga Gmin, энергия Гиббса убывает) процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении, т.е. термодинамически возможен; - при ΔG > 0 (Ga Gmin, энергия Гиббса возрастает) самопроизвольно протекает только обратный процесс, прямой процесс термодинамически невозможен. | Химическая кинетика. Скорость химических реакций от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс. Константа скорости реакции. Химическая кинетикаизучает химический механизм протекания реакций и факторы влияющие на скорость химических процессов. Зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ. Необходимым условием для осуществления химического превращения являются столкновение между частицами взаимодействующих веществ. Таких столкновений тем больше, чем больше их концентрация. Закон действующих масс Гульберга и Ваге. Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степень, равную их стехиометрическому коэффициенту. Константа скорости реакции — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении. Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Понятие о катализаторе и ингибиторе. Зависимость скорости реакции от температуры: число частиц способных стать активными увеличивается с увеличением температуры. Правило Вант-Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза. Энергия активации: Энергия активации, разность между значениями средней энергии частиц, вступающих в химическую реакцию, и средней энергии всех частиц, находящихся в реагирующей системе. Уравнение Аррениуса: Уравне́ние Арре́ниуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры. Понятие о катализаторе и ингибиторе. Катализаторы –вещества участвующие в химической реакции и изменяющие её скорость или направление, но по окончании реакции остаются неизменными качественно и количественно. Катализаторыприменяются для ускорения химических реакций, Ингибиторы- для торможения различных реакций уменьшения скорости коррозионного разрушения металлов и сплавов для торможения окисления нефтепродуктов и т.д. | Процессы обратимые и необратимые. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние концентрации, температуры, давления на смещение химического равновесия. Обратимые и необратимые процессы. Процесс называют обратимым, если он допускает возвращение рассматриваемой системы из конечного состояния в исходное через ту же последовательность промежуточных состояний, что и в прямом процессе, но проходимую в обратном порядке. При этом в исходное состояние возвращается не только система, но и среда. Необратимые процессы могут протекать самопроизвольно только в одном направлении; таковы диффузия, теплопроводность, вязкое течение и другое. Для химической реакции применяют понятия термодинамической и кинетической обратимости, которые совпадают только в непосредственной близости к состоянию равновесия. Химическое равновесие - это состояние системы, в которой обратимо протекает одна или несколько реакций химических,причём для каждой из них скорости прямой и обратной реакций равны, вследствие чего состав системы остаётся постоянным, пока сохраняются условия её существования. Кр – константа равновесия представляет собой отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции что приводит к отношению произведения равновесия концентрированных продуктов реакции к произведению равновесных концентрированных исходных веществ. Принцип Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия подействовать извне с помощью температуры, давления и концентрации, то равновесие сместится в сторону уменьшения данного воздействия. При увеличении концентрации исх. веществ равновесие смещ. Вправо. При увеличении продуктов реакции равновесие смещ. Влево. Экзотермический процесс – для смещ. Вправо температуру понижаем. Эндотермический процесс – для смещ. Влево температуру повышаем. | Дисперсные системы и их классификация. Оптические и кинетические свойства коллоидных растворов. Диспе́рсная систе́ма— это образования из двух или более числа фаз (тел), которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически. Первое из веществ (дисперсная фаза) мелко распределено во втором (дисперсионная среда). Г/Г Газообразная Газообразная Дисперсная система не образуется Ж/Г Жидкая Газообразная Аэрозоли: туманы, облака Т/Г Твёрдая Газообразная Аэрозоли (пыли, дымы), порошки Г/Ж Газообразная Жидкая Газовые эмульсии и пены Ж/Ж Жидкая Жидкая Эмульсии: нефть, крем, молоко Т/Ж Твёрдая Жидкая Суспензии и золи: пульпа, ил, взвесь, паста Г/Т Газообразная Твёрдая Пористые тела Ж/Т Жидкая Твёрдая Капиллярные системы: жидкость в пористых телах, грунт, почва Т/Т Твёрдая Твёрдая Твёрдые гетерогенные системы: сплавы, бетон. По кинетическим свойствам дисперсной фазы дисперсные системы можно разделить на два класса: Свободнодисперсные системы, у которых дисперсная фаза подвижна; Связнодисперсные системы, дисперсионная среда которых твердая, а частицы их дисперсной фазы связаны между собой и не могут свободно перемещаться. В свою очередь эти системы классифицируются по степени дисперсности. Ультрамикрогетерогенные 10−9…10−7 Микрогетерогенные 10−7…10−5 Грубодисперсные более 10−5 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Общая характеристика и термодинамика растворов. Способы выражения концентрации растворов. Химическая термодинамика – наука, изучающая условия устойчивости систем и законы. Всякое изменение, происходящее в системе и связанное с изменением хотя бы одного из параметров состояния, называется термодинамическим процессом. Способы выражения концентрации растворов: 1) Молярная концентрация 2) Эквивалентная концентрация 3)Моляльная концентрация 4) Массовая доля 5) Молярная доля 6) Титр | 17) Коллигативные свойства растворов. Давление пара растворов. Закон Рауля. Влияние растворённого вещества на температуру замерзания и кипения растворов. Криоскопия и эбуллиоскопия. Осмос, осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Коллигативные свойства растворов — это те их свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от химической природы растворённого вещества; свойства растворов, которые зависят лишь от количества кинетических единиц и от их теплового движения. Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара над чистым растворителем (p0) называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя. Закон Рауля. Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего вещества прямопропорционально Молярной доле растворённого вещества. p = p0 N, где p - давление пара над раствором, ПА; p0 - давление пара над чистым растворителем; N - мольная доля растворителя. Влияние растворённого вещества на температуру замерзания и кипения растворов.По закону Рауля для разбавленных растворов понижение давления пара пропорционально концентрации раствора. Следовательно, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания таких растворов должно возрастать с увеличением их концентрации. Изучая замерзание и кипение растворов, Рауль установил: повышение температуры кипения ΔТк и понижение температуры замерзания ΔТ3 разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации раствора: ΔТк =Cm E, ΔТ3 = Cm K, где Cm – молярная концентрация, моль/кг; К и E – коэффициенты пропорциональности, Эбулиометрическая константа численно равна повышению температуры кипения одномолярного раствора. Криометрическая константа численно равна понижению температуры замерзания одномолярного раствора. Эбулиометрические и криометрические константы зависят только от природы растворителя и не зависят от природы растворенного вещества (идеальные раст–воры). Осмос –процесс диффузии вещества через полупроницаемую мембрану, через которую проходит растворитель но не проходит растворённое вещество. Необходимым условием возникновения осмоса является наличие растворителя и раствора или двух растворов различной концентрации, разделенных полупроницаемой мембраной. Осмотическим давлением называется величина, измеряемая минимальным гидравлическим давле–нием, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился. Законы осмотического давления. Закон Вант-Гоффа. определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества. Вант-Гофф предложил эмпирическое уравнение для расчета осмотического давления разбавленных растворов неэлектролитов: π = С(Х)RT, где π – осмотическое давление, кПа; С(Х) – молярная концентрация, моль/л; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 кПа – л/(моль – К); Т – абсолютная температура, К. | Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. С. Аррениуса. Электролиты сильные и слабые. Степень и константа электролитической диссоциации. Электролитическая диссоциация кислот, основания, солей. Электролиты, которые практически полностью диссоциируют на ионы (ионизируются), называются сильными, а электролиты, которые не полностью ионизируются, – слабыми. В растворе слабых электролитов наряду с ионами существуют неионизированные молекулы. Именно неполной ионизацией С. Аррениус объяснил, почему изотонический коэффициент растворов слабых электролитов не равен целому числу. Для количественной характеристики полноты диссоциации введено понятие степени диссоциации (ионизации). Степенью диссоциации (ионизации) электролита называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу его молекул, введенных в раствор. Иначе говоря, ан – доля молекул электролита, распавшихся на ионы. Степень диссоциации ан выражается в процентах или долях единицы: αн = Nн/ Np, где N – число молекул электролита, распавшихся на ионы; Np– число молекул электролита, введенных в раствор (растворенных). По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные (αн > 30%) и слабые (αн < 3%). В промежутке электролиты считаются средней силы. К сильным электролитам относят почти все соли. Из наиболее важных кислот и оснований к ним принадлежат H2SO4, HCI, НВг, HI, HNO3, NaOH, КОН, Ва(ОН)2. К слабым электролитам принадлежит большинство органических кислот, а также некоторые неорганические соединения – H2S, HCN, Н2СО3, SО3, НСl0, Н2O, Н3ВО3, Hg2CI2, Fe(SCN)3 Степень диссоциации зависит от температуры. На степень электролитической диссоциации влияет концентрация раствора. При разбавлении раствора степень диссоциации значительно возрастает. Добавление к раствору слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации. Константа диссоциации (ионизации), определяется законом действующих масс. Закон действующих масс применим к обратимым реакциям, т. е. к растворам слабых электролитов Согласно закону действующих масс константу равновесия записывают следующим образом: КД = (Ktm+)n+(Ann-)m + (KtnAnm) где (Ktm+) и (Ann-) – молярные равновесные концентрации ионов электролита; (KtnAnm) – молярная равновесная концентрация недиссоциированных молекул электролита; КД – константа равновесия, называемая константой диссоциации. Чем больше константа диссоциации КД, тем сильнее диссоциирует электролит. В отличие от степени диссоциации КД зависит только от природы растворителя, электролита и температуры, но не зависит от концентрации раствора. Таким образом, и константа, и степень электролитической диссоциации – количественные характеристики диссоциации. Естественно, что между ними существует связь. Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ионные реакции. Условия течения реакций обмена в растворах электролитов. Ионные реакции — реакции между ионами в растворе. Например, реакцию AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl можно представить в ионном виде (реакция расписывается на ионы, не расписываются осадки, газы, вода, слабые кислоты и основания, а также малорастворимые и нерастворимые соединения) например AgCl нерастворим в воде и на ионы не расписывается: Ag+ + NO3− + Na+ + Cl− = AgCl + Na+ + NO3− Одинаковые ионы сокращаются, и получается сокращенное ионное уравнение. Так как взаимодействие произошло между ионами Ag+ и ионами Cl−, то выражение Ag+ + Cl− = AgCl и есть ионное уравнение рассматриваемой реакции. Оно проще молекулярного и в то же время отражает сущность происходящей реакции. Водные растворы солей, кислот и оснований обладают особенностью - они проводят электрический ток. При этом большинство твёрдых солей и оснований в безводном состоянии, а также безводные кислоты обладают очень слабой электрической проводимостью: плохо проводит электрический ток и вода. Очевидно, что при образовании растворов подобные вещества претерпевают какие-то изменения, обуславливающие возникновение высокой электрической проводимости. Эти изменения заключаются в диссоциации соответствующих веществ на ионы, которые и служат переносчиками электрического тока. Вещества проводящие электрический ток своими ионами, называются электролитами. При растворении в воде и в ряде неводных растворителей свойства электролитов проявляют соли, кислоты и основания. Электролитами являются также многие расплавленные соли, оксиды и гидроксиды, некоторые соли и оксиды в твёрдом состоянии. | Электролитическая диссоциация воды. Ионное Произведение воды (Kw). Водородный показатель рН как менра кислотности и щелочности среды. Методы определения реакции среды. Понятие об индикаторах. Окраска индикаторов в различных средах. Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы): H2O ↔ H+ + OH- | Гидролиз солей. Соли гидролизующиеся по аниону, катиону, по аниону и катиону, негидролизующиеся соли. Степень и константа гидролиза. Влияние внешних факторов на степень полноты гидролиза. Буферные системы. Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц. Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая). Гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и гидроксид-ионов (среда раствора щелочная). При совместном гидролизе степень его протекания будет значительно выше, и, в отдельных случаях, это может привести к полному гидролизу. Константа гидролиза— константа равновесия гидролитической реакции. Бу́ферные систе́мы— физиологические системы и механизмы, обеспечивающие кислотно-основное равновесие в системе. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Электрохимические системы. Металлическая связь. Общие свойства металлов. Механизм возникновения электродных процессов потенциалов. Стандартный потенциал. Уравнение Нернста. Ряд напряжений металлов и выводы из него. Электрохимические процессы –это процессы прямого превращения химической энергии в электрическую и обратно. Металлическая связь — химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов. Все металлы имеют хорошую тепло- и электропроводность, ковкость, металлический блеск. Всё это связано со строением и природной кристаллической решётки металлов, в узлах которой находится (+q) или атомы металла, а между узлами (-q) электроны. Химическая связь в металлах называется металлической. Металлы хорошие восстановители, т.е. способны отдавать свое электроны и образовывать +q ионы. Основной характеристикой восстановительной способности металлов является электродный потенциал. Уравнение Нернста связывает электродный потенциал рассчитанный в стандартных условиях и значения электродного потенциала в условии где есть отклонения. Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu, Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H2, W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au Элементы расположены в порядке возрастания стандартного электродного потенциала. | Гальванические элементы – химические источники тока. Принцип действия ГЭ. Электродвижущая сила элемента, её расчёт и измерение. ГЭ – это устройство, в котором химическая энергия превращения в электрическую. Основу химических источников тока составляют два электрода (анод, содержащий окислитель, и катод, содержащий восстановитель), контактирующих с электролитом. Между электродами устанавливается разность потенциалов — электродвижущая сила, соответствующая свободной энергии окислительно-восстановительной реакции. Действие химических источников тока основано на протекании при замкнутой внешней цепи пространственно-разделённых процессов: на катоде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят, создавая разрядный ток, по внешней цепи к аноду, где они участвуют в реакции восстановления окислителя. В современных химических источниках тока используются: в качестве восстановителя (на катоде) — свинец Pb, кадмий Cd, цинк Zn и другие металлы; в качестве окислителя (на аноде) — оксид свинца(IV) PbO2, гидроксооксид никеля NiOOH, оксид марганца(IV) MnO2 и другие; в качестве электролита — растворы щелочей, кислот или солей. ЭДС = Екатода – Еанода (все положительная величина). Измеряется в вольтах. | Коррозия металлов, её классификация по механизму протекания процесса, по характеру коррозионной среды и разрушения поверхности металла. Коррозия по электрохимическому механизму: процессы на анодных и катодных участках. Факторы, влияющие на скорость коррозии. Коррозией называется разрушение металлов сплавов в результате взаимодействия их с окружающей средой. Коррозия металлов классификация: 1)По виду коррозионной среды Газовая, атмосферная, почвенная, жидкостная 2) По механизму разрушения Химическая Электрохимическая Биохимическая 3)По характеру разрушения Равномерная неравномерная. При коррозии по электрохимическому механизму осуществляется переход электронов от Анода к Катоду. К факторам электрохимической коррозии относят температуру, скорость движения агрессивной среды, давление, поляризацию внешним током. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Методы защиты металлов от коррозии: изоляционные, электрохимические, воздействие на агрессивную среду, легирование. Металлические покрытие катодные и анодные. Электродные процессы, протекающие при нарушении покрытий. Защита от коррозии: Конструктивный Уменьшение метод агрессивности среды за счёт введения ингибиторов Защитные покрытия Электрохимические методы (катодная и протекторная защита) 1) Органические (лаки, краски, клеи, эмали и др.) 2) Неорганические Ме Оксидные плёнки Анодные катодные Защита металлов, основанная на изменение их свойств, осуществляется или специальной обработкой их поверхности, или легированием. Обработка поверхности металла с целью уменьшения коррозии проводится одним из следующих способов: покрытием металла поверхностными пассивирующими пленками из его трудно растворимых соединений (окислы, фосфаты, сульфаты, вольфраматы или их комбинации), созданием защитных слоев из смазок, битумов, красок, эмалей и т.п. и нанесением покрытий из других металлов, более стойких в данных конкретных условиях, чем защищаемый металл (лужение, цинкование, меднение, никелирование, хромирование, свинцование, родирование и т.д.). По механизму защиты различают анодные и катодные металлические покрытия. Металл анодныхпокрытий имеет электродный потенциал более отрицательный, чем потенциал защищаемого металла. При действии растворов электролитов в возникающим коррозионном элементе основной металл–покрытие основной металл является катодом и поэтому при достаточно большой площади покрытия не разрушается, а защищается электрохимически за счёт растворения металла покрытия. Примерами анодных покрытий являются покрытия железа цинком и кадмием. Анодные покрытия на железе, как правило, обладают сравнительно низкой стойкостью. Катодные металлические покрытия, электродный потенциал которых более электроположителен, чем потенциал основного металла, могут служить надёжной защитой от коррозии только при условии отсутствия в них сквозных пор, трещин и других дефектов, так как они механически препятствуют проникновению агрессивной среды к основному металлу. Примерами катодных защитных покрытий являются покрытия железа медью, никелем, хромом и т.п." | Электролиз. Последовательность процессов на аноде и катоде при электролизе водных растворов. Явление перенапряжения. Электролиз с растворимым и нерастворимым анодами. Законы Фарадея. Аккумуляторы. Механизм действия кислотных и щелочных аккумуляторов. Электролиз – это совокупность процессов, протекающих в растворе или расплаве электролита, при пропускании через него электрического тока. Перенапряжение— любое увеличение напряжённости электрического поля, в какой-либо части установки или линии электропередачи, достигающее величины, опасной для состояния изоляции установки Если в электролите присутствуют несколько видов частиц, то возможно протекание нескольких электродных реакций. На катоде в первую очередь протекает процесс восстановления наиболее сильного окислителя, т.е. окислителя с наиболее положительным потенциалом. Последовательность восстановления окислителей можно оценить на основе значений стандартных восстановительных потенциалов соединений. На аноде в первую очередь протекает процесс окисления наиболее сильного восстановителя, т.е. восстановителя с наиболее отрицательным потенциалом. Если материал анода имеет потенциал более отрицательный, чем потенциал окисления гидроксид-ионов до свободного кислорода, то происходит растворение анода и эта разновидность электролиза называется электролизом с растворимым анодом. В качестве нерастворимых анодов используют материалы с большими положительными восстановительными потенциалами (Pt, Au, C) или металлы с высокими значениями анодной поляризации (Ta, Ti, Fe в щелочной среде и др.). Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод. Под количеством электричества имеется в виду электрический заряд, измеряемый, как правило, в кулонах. Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорционально эквивалентной массе элемента. | Высокомолекулярные соединения. Мономер, олигомер, полимер. Классификация полимеров. Методы получения и полимеров: реакции полимеризации и поликонденсации. Основные стадии процесса: инициирование, рост цепи, обрыв цепи. Основные представители полимеризационных и поликонденсационных полимеров. Полимеры- химические соединения с высокой мол. массой (от нескольких тысяч до многих миллионов), молекулы которых (макромолекулы) состоят из большого числа повторяющихся группировок (мономерных звеньев). Атомы, входящие в состав макромолекул, соединены друг с другом силами главных и координационных валентностей. Классификация По происхождению полимеры делятся на природные (биополимеры), например белки, нуклеиновые кислоты, смолы природные, и синтетические, например полиэтилен. Полимеры могут иметь линейное, сетчатое и разветвлённое строение. Свойства и важнейшие характеристики Линейные полимеры обладают специфическим комплексом физико-химических и механических свойств. Важнейшие из этих свойств: способность образовывать высокопрочные анизотропные высокоориентированные волокна и пленки, способность к большим, длительно развивающимся обратимым деформациям; способность в высокоэластичном состоянии набухать перед растворением; высокая вязкость растворов. Этот комплекс свойств обусловлен высокой молекулярной массой, цепным строением, а также гибкостью макромолекул. Сильно сшитые полимеры нерастворимы, неплавки и неспособны к высокоэластичным деформациям. Полимеры могут существовать в кристаллическом и аморфном состояниях. Необходимое условие кристаллизации - регулярность достаточно длинных участков макромолекулы. В кристаллических полимерах возможно возникновение разнообразных надмолекулярных структур (фибрилл, сферолитов, монокристаллов, тип которых во многом определяет свойства полимерного материала. Надмолекулярные структуры в незакристаллизованных (аморфных) полимерах менее выражены, чем в кристаллических. Важнейшие характеристики полимеров - химический состав, молекулярная масса и молекулярно-массовое распределение, степень разветвленности и гибкости макромолекул, стереорегулярность и другие. Свойства полимеров существенно зависят от этих характеристик. Получение Природные полимеры образуются в процессе биосинтеза в клетках живых организмов. С помощью экстракции, фракционного осаждения и других методов они могут быть выделены из растительного и животного сырья. Синтетические полимеры получают полимеризацией и поликонденсацией. Карбоцепные полимеры обычно синтезируют полимеризацией мономеров с одной или несколькими кратными углеродными связями или мономеров, содержащих неустойчивые карбоциклические группировки (например, из циклопропана и его производных), Гетероцепные полимеры получают поликонденсацией, а также полимеризацией мономеров, содержащих кратные связи углеродоэлемента (например, С=О, С=N, N=С=О) или непрочные гетероциклические группировки. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Строение полимеров. Физические и химические свойства полимеров. Основные типы химических превращений полимеров. Старение и стабилизация полимеров. Пластификаторы, наполнители. Полимеры - это высокомолекулярные вещества, молекулы которых состоят из повторяющихся структурных элементов - звеньев, соединенных в цепочки химическими связями, в количестве, достаточном для возникновения специфических свойств. К физико-химическим свойствам следует отнести следующие способности: -способность к значительным механическим обратимым высокоэластическим деформациям; -к образованию анизотропных структур; -к образованию высоковязких растворов при взаимодействии с растворителем; -к резкому изменению свойств при добавлении ничтожных добавок низкомолекулярных веществ. Полимеры могут вступать в следующие основные типы реакций: 1. образование химических связей между макромолекулами (так называемое сшивание), например при вулканизации каучуков, дублении кожи; 2. распад макромолекул на отдельные, более короткие фрагменты, реакции боковых функциональных групп полимеров с низкомолекулярными веществами, не затрагивающие основную цепь (так называемые полимераналогичные превращения); 3. внутримолекулярные реакции, протекающие между функциональными группами одной макромолекулы, например внутримолекулярная циклизация. При хранении и переработке полимерных материалов, а также при эксплуатации изделий из них полимеры подвергаются воздействию различных факторов — тепла, света, проникающей радиации, кислорода, влаги, агрессивных химических агентов, механических нагрузок. Эти факторы, действуя раздельно или в совокупности, вызывают в полимерах развитие необратимых химических реакций двух типов: Деструкции, когда происходит разрыв связей в основной цепи макромолекул, и структурирования, когда происходит сшивание цепей. Изменение молекулярной структуры приводит к изменениям в свойствах полимерного материала; теряется эластичность, повышается жесткость и хрупкость, снижается механическая прочность, ухудшаются диэлектрические показатели, изменяется цвет, гладкая поверхность становится шероховатой, и т.д. Изменения свойств полимеров и изделий подобного рода называют старением. Стабилизаторы служат для повышения стойкости полимеров при воздействии света, повышенных температур и других факторов. Пластификаторы - для повышения технологических и эксплуатационных свойств полимеров. |
Биополимеры: натуральный каучук, крахмал, целлюлоза, белки. Особенности химического строения. Химические превращения, характерные для природных полимеров.
|
Химическая идентификация. Аналитический сигнал, метод анализа, алгоритм идентификации. Качественный и количественный анализ. Основные химические реакции идентификации катионов и анионов.
Химическая идентификация (обнаружение) - это установление вида и состояния фаз, молекул, атомов, ионов вещества на основе сопоставления экспериментальных и справочных данных для известных веществ. При идентификации определяется комплекс свойств вещества: цвет, фазовое состояние, плотность, вязкость, температура кипения, плавления, растворимость и др.
В зависимости от вида идентифицируемых частиц различают элементный, молекулярный, изотопный и фазовый анализы.
Качественный анализ характеризуется пределом обнаружения сухого вещества, т.е. минимальным количеством надежно идентифицируемого вещества, и предельной концентрацией раствора Сх.
Схmin = предел обнаружения,мкг
V раствора, мл х 106
Определение содержания (концентрации, массы и т.п.) компонентов в анализируемом веществе называется количественным анализом.
Все методы количественного анализа можно условно разделить на две большие группы: химические и инструментальные.
Основные методы количественного анализа
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Классификация методов количественного анализа. Химические методы анализа: гравиметрический и титриметрический. Принципы градуировки. Погрешности измерений. Количественный анализ — совокупность методов аналитической химии для определения количества (содержания) элементов (ионов), радикалов, функциональных групп, соединений или фаз в анализируемом объекте В зависимости от объекта исследования различают неорганический и органический анализ. В свою очередь их разделяют на элементарный анализ, задача которого — установить, в каком количестве содержатся элементы (ионы) в анализируемом объекте, на молекулярный и функциональный анализы, дающие ответ о количественном содержании радикалов, соединений, а также функциональных групп атомов в анализируемом объекте. Классическими методами количественного анализа являются гравиметрический (весовой) анализ и титриметрический (объемный) анализ. Гравиметрический анализ основан на определении массы вещества. Гравиметрический анализ - наиболее старый, "классический" и достаточно точный метод. Сущность его состоит в том, что "навеску" анализируемого вещества переводят в раствор, осаждают нужный компонент в виде малорастворимого соединения (с низким значением ПР) определëнного состава. Затем после фильтрования осадок высушивают, прокаливают и взвешивают. По массе вещества находят массу определяемого компонента и проводят расчëт его массовой доли в анализируемой навеске. Титриметрия - совокупность методов количественного анализа, основанных на измерении количества реагента необходимого для взаимодействия с определяемым компонентом в растворе или газовой фазе. Титриметрический анализ отличается малой трудоëмкостью, простотой аппаратурного оформления и довольно высокой точностью (относительная погрешность обычно не превышает десятых долей процента). |
Физико-химические методы идентификации. Их классификация, особенности, преимущества. Оптические, хроматографические, электрохимические методы анализа.
. |
Поиск по сайту: