Основные этапы химического анализа.

Билеты к экзамену

Билет № 1

1. Классификация методов аналитической химии (общая и в зависимости от массы и свойств веществ). различают качественный, количественный и структурный анализ:

- качественный анализслужит для определения качественного химического состава и идентификации (установление идентичности с эталоном) веществ;

- количественный анализслужит для определения количественных соотношений между компонентами химической системы;

- структурный анализслужит для исследования внутри- и межмолекулярной структуры веществ (например, молекула ДНК представляет собой две спирали, состоящие из пуриновых и пиримидиновых оснований, расположенных в определенной последовательности, и связанные между собой водородными связями).

- элементный анализ– это установление наличия и количественного содержания химических элементов в веществе, то есть нахождение его элементного состава;

- функциональный анализ– это установление наличия и количественного содержания функциональных групп в молекулах органических соединений;

- молекулярный анализ– это установление наличия и количественного содержания молекул индивидуальных химических соединений в веществе, смесях и материалах;

- фазовый анализ– это анализ вещества на наличие в нем отдельных фаз, различающихся по своим химическим и физическим свойствам и отделенных друг от друга поверхностями раздела.

В зависимости от того, с каким количеством вещества оперируют при выполнении анализа различают макро-, полумикро-, микро- и ультрамикроанализ:

Вид анализа	Масса вещества, г	Объем раствора, мл
Макроанализ Полумикроанал Микроанализ Ультрамикроанализ	0,1- 1,0 0,01 - 0,10 0,001 - 0,010 < 0,001 (до10-6)	10 -50 1 - 10 0,1 - 0,5 < 0,01

В зависимости от характера аналитического сигнала методы химического анализа делят на 4 группы:

1) химические методыоснованы на использовании химических реакций (нейтрализации, окисления-восстановления, комплексообразования и осаждения), в которые вступает анализируемое вещество.

2) физические методыне используют химические реакции, а измеряют какие-либо физические свойства (оптические, электрические, магнитные, тепловые и др.) анализируемого вещества, которые являются функцией его состава.

3) физико-химические методыиспользуют изменение физических свойств анализируемой системы в результате протекания химических реакций.

4) биологические методыиспользуют для анализа биологически активных веществ.

2. Написать математическое выражение закона действующих масс для следующего уравнения реакции:

Cd(CN)₂ + 2KCN ↔ K₂[Cd(CN)₄].

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции aA + bB → mM + nN математическое выражение закона действующих масс имеет вид:

v = k · C_A^a · C_B^b,

где v - скорость реакции; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции (при C_A = C_B = 1 моль/л k численно равна v); C_A и C_B - концентрации реагентов A и B; a и b - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Константа скорости химической реакции k определяется природой реагирующих веществ и зависит от температуры, от присутствия катализатора, но не зависит от концентрации веществ, участвующих в реакции.

Закон действующих масс справедлив только для наиболее простых по своему механизму взаимодействий, протекающих в газах или в разбавленных растворах.

Часто уравнение реакции не отражает ее механизма. Сложные реакции могут быть совокупностью параллельно или последовательно протекающих процессов. Закон действующих масс справедлив для каждой отдельной стадии реакции, но не для всего взаимодействия в целом. Та стадия скорость которой минимальна, лимитирует скорость реакции в общем. Поэтому математическое выражение закона действующих масс, записанное для самой медленной (лимитирующей) стадии процесса, приложимо одновременно ко всей реакции в целом.

Билет № 2

1. Аналитические реакции, реагенты. Аналитический сигнал. Реакции разделения и обнаружения.

В основе качественного химического анализа лежат аналитические реакции, которые осуществляют с помощью аналитических реактивов (реагентов). Химические реакции, при проведении которых наблюдается аналитический эффект (сигнал) называются аналитическими химическими реакциями. Аналитическая реакция должна протекать достаточно быстро и быть практически необратимой. Аналитические реакции делятся на реакции разделения (отделения) и обнаружения (открытия).

Реакции разделенияслужат для практически полного отделения одних веществ (ионов) от других. Под практически полным отделением понимают такое состояние химической системы, когда концентрация оставшегося в растворе отделяемого иона не превышает 10^-6 моль/л.

Реакции обнаружения, которые сопровождаются внешним эффектом (образование осадка, изменение окраски, выделение газообразных продуктов), служат для доказательства наличия в растворе молекул веществ, ионов, функциональных групп в составе органических соединений и т. д.

2. Написать выражение для константы диссоциации СH₃COOH.

K=(H)*(CH3COO)/CH3COOH

Билет № 3

1. Характеристики реакций, используемых для обнаружения веществ (предел обнаружения и чувствительность). Специфические аналитические реакции. Пределом обнаружения (чувствительностью)называют такое наименьшее содержание определяемого иона (вещества), при котором можно его обнаружить действием данной реакции с достаточной достоверностью (вероятностью равной или стремящейся к единице). Различают концентрационный ПО (минимально определяемая концентрация - С_min, г/мл) и массовый ПО(открываемый минимум - m_min, мкг). Концентрационный и мас-совый пределы обнаружения связаны между собой соотношением (V - объем раствора, мл):

m_min = C_min∙V∙106 [мкг]

Для характеристики чувствительности реакции применяют также понятие лимитирующего объема (предельное разбавление) – это объем растворителя, в котором надо растворить 1 г вещества, чтобы получить минимально определяемую концентрацию:

V_lim = 1/С_min мл/г

Специфической реакциейна данный ион называется такая реакция, которая позволяет обнаружить его в смеси с другими ионами (реакция, характерная только для одного иона или соединения). Например:

NH₄⁺ + OH^- → NH₃↑ + H₂O (запах аммиака или посинение индикаторной бумаги)

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- → Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓ (синий, «турнбулева синь»)

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN)₆]^4- → Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓ (синий, «берлинская лазурь»)

2. Написать уравнение гидролиза хлорида аммония (NH₄Cl). Указать pH раствора? NH4CL+HOH=NH4OH+HCL рН МЕНЬШЕ 7СРЕДА КИСЛАЯ

Билет № 4

1. Избирательные (селективные) реакции и реагенты. Реакции тождества. Таких реакций немного и чаще приходится иметь дело с селективными (избирательными) реакциями, которые дают одинаковый или сходный эффект с несколькими ионами. Например, оксалат аммония образует осадки с катионами Ca²⁺, Ba²⁺, Sr²⁺ и некоторыми другими. Степень селективности таких реакций тем выше, чем меньше число ионов, с которыми они дают положительный результат. Предельный случай селективности – специфическая реакция. Избирательность является важнейшей характеристикой эффективности методов анализа и реакций, используемых для обнаружения веществ.

Реакции, основанные на индивидуальных свойствах уже образовавшихся продуктов, например, на способности осадков растворяться в кислотах, щелочах называютсяреакциями тождества.

2. Как сместить равновесие реакции гидролиза ацетата натрия (CH₃COONa) в сторону продуктов реакции (т.е. уменьшить гидролиз)? А как увеличить степень гидролиза? ____ДОБАВИТЬ При добавлении в реакцию иона NH4CL по принципу лешь ателье смещаеться в сторону исходных веществ а степень А понижаеться

Билет № 5

1. Способы повышения селективности аналитических реакций. «Сухой» и «мокрый» способы выполнения аналитических реакций.

Для повышения селективности применяют:

1) методы удаления мешающих ионов или их “маскировку”, используя реакции осаждения, окисления-восстановления и комплексообразования. Например, избежать мешающего действия ионов Fe³⁺ при обнаружении Со²⁺ по реакции с роданид-ионом можно осадив железо в виде гидроксида в аммиачной среде (при этом кобальт остается в растворе в виде аммиаката [Co(NH₃)₆]²⁺), либо восстановив до Fe²⁺, либо связав в прочный бесцветный комплекс [FeF₆]^3- (маскировка).

Чтобы ионы аммония не мешали определению ионов калия по реакции с кобальтинитритом натрия, их переводят действием формальдегида в гексаметилентетрамин:

4NH₄⁺ + 6HCOH + 4OH^- → N₄(CH₂)₆ + 10H₂O

2) Использование методов разделения, т.е. избирательного распределения компонентов анализируемой системы между двумя разделяющимися фазами. Наибольшее значение в практике анализа имеют осаждение, экстракция, хроматография и ионный обмен.

Аналитические реакции можно выполнять «сухим» и «мокрым» путем. При выполнении реакций «сухим» путем используемое вещество подвергается обработке (нагреванию, растиранию) в твердом виде (окрашивание пламени, получение цветных стекол). Анализ сухим путем используют главным образом для качественного или полуколичественного исследования минералов и руд. В лабораторных условиях наибольшее применение получили реакции, происходящие в растворах. При этом исследуемое вещество необходимо предварительно растворить в воде, кислоте или щелочи. Если вещество нерастворимо, следует сплавить его, например, со щелочью, а затем уже полученный плав растворить в воде или кислоте.

2. Как определить в анализируемой смеси наличие катионов Fe²⁺ и Fe³⁺?

Обнаружение катионов. После предварительных испытаний и растворения вещества приступают к его анализу, начиная с обнаружения катионов. Это целесообразно, так как наличие некоторых катионов свидетельствует об отсутствии ряда анионов.
Независимо от того, какой метод анализа выбран, сначала открывают ионы NH4+, Fe2+, Fe3+. Затем проводят систематический анализ катионов. Следует помнить, что если дана двойная соль типа NaKC03, MgNH4P04-6H20, KMgF3, необходимо обнаружить два катиона.

Билет № 6

1. Дробный и систематический ход анализа.

Применяя специфические и высокоселективные реакции можно обнаруживать ионы так называемым дробным методом, то есть непосредственно в отдельных порциях исследуемого раствора независимо от содержания в нем других ионов. В этом случае не имеет значения порядок обнаружения отдельных компонентов смеси. Дробное определение ионов с использованием селективных реагентов без разделения на группы возможно благодаря маскированию мешающих ионов, изменению pH и других условий.

При невозможности определения ионов дробным методом разрабатывают определенную последовательность реакций, представляющую собой систематический ход анализа.В этом случае к обнаружению каждого иона приступают после того, как все другие мешающие его определению ионы будут предварительно удалены из раствора. Таким образом, при систематическом ходе анализа наряду с реакциями обнаружения отдельных ионов прибегают также к реакциям отделения их друг от друга, используя различия в растворимости соединений, образуемых разделяемыми ионами. При систематическом ходе анализа ионы на первом этапе выделяют из сложной смеси не поодиночке, а целыми группами, пользуясь их одинаковым отношением к действию некоторых реагентов, называемых групповыми реагентами.Групповой реагент, в общем случае, должен удовлетворять следующим требованиям:

- групповой реагент должен осаждать отделяемые ионы практически полностью, то есть их концентрация в растворе после осаждения не должна превышать 10^-6 моль/л;

- полученный после действия группового реагента осадок должен легко переводиться в раствор (растворятся в кислотах, щелочах, растворах комплексообразователей и т.д.);

- избыток группового реагента не должен мешать обнаружению ионов, оставшихся в растворе.

Дальнейшее разделение и обнаружение ионов проводят внутри групп.

2. Качественное определение ионов аммония (NH₄⁺). Как можно удалить ионы NH₄⁺ из анализируемой смеси?

Билет № 7

1. Способы выполнения аналитических реакций.

Аналитические реакции можно выполнять «сухим» и «мокрым» путем. При выполнении реакций «сухим» путем используемое вещество подвергается обработке (нагреванию, растиранию) в твердом виде (окрашивание пламени, получение цветных стекол). Анализ сухим путем используют главным образом для качественного или полуколичественного исследования минералов и руд. В лабораторных условиях наибольшее применение получили реакции, происходящие в растворах. При этом исследуемое вещество необходимо предварительно растворить в воде, кислоте или щелочи. Если вещество нерастворимо, следует сплавить его, например, со щелочью, а затем уже полученный плав растворить в воде или кислоте.

2. Как определить в анализируемой смеси наличие катионов Сa²⁺ и Ba²⁺?

Открытие катионов бария и кальция (Ва 2+ , Са 2+ ):
Выполнение: в пробирку поместить 5-6 капель исследуемого раствора, добавить NН4ОН до щелочной реакции (проба на лакмус), 3 капли раствора NН4Сl и 5-6 капель раствора углекислого аммония (NH4)2CO3. Образование белого осадка указывает на присутствие ионов бария и кальция Ва 2+ и Са 2+.

Билет № 8

1. Основные этапы химического анализа. Пробоотбор, пробоподготовка, разделение и концентрирование, проведение химического анализа, обработка полученных результатов.

Основные этапы химического анализа.

В ходе любого анализа можно выделить следующие основные этапы:

1) отбор пробы для анализа (пробоотбор) и перевод ее в раствор (растворение);

2) разделение и концентрирование;

3) проведение анализа (конечное определение);

4) обработка полученных результатов.

1) Пробоотбор.Различают 3 вида пробы:

а) генеральная (первичная) проба – получают из большой массы анализируемого образца путем равномерного отбора вещества из разных частей по всему объему образца. Масса генеральной пробы составляет несколько десятков граммов и ее главным свойством является представительность.

б) лабораторная (средняя) проба необходима для проведения всестороннего полного анализа образца и ее масса соответствует выбранным методам анализа.

в) аналитическая проба (проба для анализа) необходима для единичного определения. Аналитическую пробу получают из лабораторной путем взятия точной навески на аналитических весах.

2) Разделение и концентрирование. Так как многие анализируемые образцы представляют собой смеси соединений, которые могут мешать определению друг друга, то необходимо их предварительное разделение химическими (осаждение, соосаждение), физическими (отгонка) и физико-химическими (хроматография, экстракция) методами.

В результате концентрирования достигается увеличение концентрации анализируемого компонента в растворе

3) Проведение анализа осуществляется по имеющимся стандартным аттестованным методикам в зависимости от задачи химического анализа.

4) Обработка полученных результатов включает обобщение сделанных наблюдений, определение правильности и воспроизводимости полученных данных, расчет результатов анализа, оценку достоверности полученных результатов методами математической статистики.

2. Качественное определение ионов калия. Микрокристаллоскопические реакции.

1 пробный метод KCL+NA3(Co(NO2)6)---NA2K(CO(NO2)6)+NACL pH=7

охлаждение+потирание ст палоч осадок жлет цвета

Билет № 9

1. Скорость химической реакции. Химическое равновесие. Закон действия масс. Константа равновесия.

Каждая химическая реакция характеризуется кинетическим (скорость) и термодинамическим (равновесие) аспектами.

Скоростью химической реакцииназывается изменение концентрации веществ в ходе реакции в единицу времени:

Кинетическое уравнение, связывающее скорость данной реакции с концентрацией реагирующих веществ, имеет вид:

= k[A][B],

что представляет собой выражение закона действующих масс (ЗДМ), в соответствии с которым скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам. Постоянный множитель k в кинетическом уравнении называется константой скорости реакциии показывает скорость реакции при концентрации каждого реагента равной 1 моль/л. Константа скорости химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и температуры в соответствие с уравнением Аррениуса:

где: А – предэкспоненциальный множитель, зависящий от числа соударений реагирующих частиц между собой;

Е_а – энергия активации, Дж/моль;

R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/Kмоль;

Т – абсолютная температура, K

Величина называется концентрационной константой химического равновесияили концентрационной константой равновесия. Концентрационная константа равновесия для данной конкретной реакции зависит от температуры, природы реагирующих веществ и растворителя, ионной силы раствора. В справочной литературе значения концентрационных констант равновесия реакций приводятся с обязательным указанием температуры и ионной силы раствора, природы растворителя.

В более общем случае, когда стехиометрические коэффициенты отличаются от единицы, т.е. для реакции

условие наступления химического равновесия определяется уравнением

Это уравнение представляет собой математическое выражение закона действующих масс (ЗДМ), который можно сформулировать следующим образом:

При установившемся равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ представляет собой для данной реакции при данной температуре величину постоянную, называемую константой равновесия. При этом концентрации каждого вещества должны быть возведены в степень, соответствующую их стехиометрическому коэффициенту.

2. Определение устранимой жесткости (щелочности) воды. Написать уравнение реакции и основные расчеты.

Билет № 10

1. Степень диссоциации слабых электролитов. Сильные и слабые электролиты. Количественно диссоциация (ионизация) характеризуется степенью диссоциации (ионизации), которая равна отношению числа молей, продиссоциировавших молекул (С_дисс) к общему числу молей (С_исх) растворенного электролита и численно выражается в долях единицы или процентах(%):

или

По способности к диссоциации электролиты разделяют на 3 группы:

1. сильные электролиты (α= 1, диссоциируют полностью). К сильным электролитам относят большинство солей ( , , и др.), неорганические кислоты ( , , , , , ) и щелочи ( , , , . Степень диссоциации составляет 30% и более процентов.

2. слабые (α<1, диссоциируют частично). Степень диссоциации слабых электролитов составляет менее 3%. К этой группе относят сероводородную, борную кислоты, карбонат натрия, гидроксид аммония и др.

3. электролиты средней силы. Характеризуются степенью диссоциации от3 до 30%. К этой группе относят фосфорную кислоту, сернистую, щавелевую, и некоторые соли тяжелых металлов.

Для слабых электролитов степень диссоциации увеличивается с уменьшением концентрации (разбавлением) и увеличением температуры.

Степень диссоциации характеризует химическую активность электролитов. Например, хлороводородная кислота легко взаимодействует с металлическим цинком и быстро разлагает мрамор. Более слабая уксусная кислота медленнее взаимодействует и с цинком, и с мрамором. Многие, нерастворимые в уксусной кислоте соединения (сульфид цинка, оксалат кальция, хромат бария), легко растворяются в хлороводородной кислоте.

2. Определение общей жесткости воды. Расчет.

Билет № 11

1. Факторы, влияющие на степень диссоциации. Закон Оствальда.

Для слабых электролитов степень диссоциации увеличивается с уменьшением концентрации (разбавлением) и увеличением температуры.

Степень диссоциации характеризует химическую активность электролитов. Например, хлороводородная кислота легко взаимодействует с металлическим цинком и быстро разлагает мрамор. Более слабая уксусная кислота медленнее взаимодействует и с цинком, и с мрамором. Многие, нерастворимые в уксусной кислоте соединения (сульфид цинка, оксалат кальция, хромат бария), легко растворяются в хлороводородной кислоте. Следовательно, чем выше степень диссоциации кислоты и ее концентрация, тем больше в растворе присутствует ионов водорода (протонов) и тем сильнее она в химическом отношении. Сила оснований также определяется степенью их диссоциации, т.е. концентрацией гидроксид-ионов.

Если обозначить концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через с, а степень его диссоциации в данном растворе через α, то концентрация каждого из ионов будет с∙α, а концентрация недиссоциированных молекул с∙(1-α). Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид

, или .

Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда. Оно дает возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации, или вычислять константу диссоциации электролита, зная его степень диссоциации при той или иной концентрации.

Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала, т.е. α<<1 уравнение закона Оствальда упрощается:

, или .

Это уравнение наглядно показывает связь, существующую между концентрацией слабого электролита и степенью его диссоциации: при разбавлении степень диссоциации увеличивается.

2. Определение кальциевой и магниевой жесткости воды. Расчет.

Билет № 12

1. Константа диссоциации слабых электролитов.