Относительная атомная масса – это число, которое показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше так называемой атомной единицы массы.

Строение атома

Атомы – очень маленькие частицы, имеющие форму шара. Самый маленький атом это атом Н, его d = 1*10^-10м

Для выражения атомных размеров используются специальные единицы длины: ангстрем (А) и нанометр (нм)

1А = 10^-10 м; 1 нм = 10^-9м, значит диаметр атома водорода = 1А или 0,1нм.

Относительная атомная масса – это число, которое показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше так называемой атомной единицы массы.

СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМА

Совокупность электронов в атоме представляет собой его электронную оболочку.

Химические свойства атомов зависят от строения их электронных оболочек.

Одним из положений ядерной модели строения атома Резерфорда являлось утверждение о том, что электроны вращаются вокруг ядра, как планеты вокруг Солнца по определенным орбитам.

Однако в 20-х годах 20 века было установлено что электрон имеет двойственную природу и его движение не подчиняется законам механики.

Для описания движения электронов была создана новая наука- квантовая механика. Вместо термина «орбита» введен термин «орбиталь».

Атомная орбиталь – это часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения электрона составляет приблизительно 90%.

Условно любую орбиталь можно изображать в виде квантовой ячейки:

↑↓	s- подуровень

 

↑↓

↑↓

↑↓

p- подуровень

 

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

d- подуровень

 

↑↓	↑↓	↑↓	↑↓	↑↓	↑↓	↑↓	f- подуровень
Элементы 1-го периода	Водород 1H 1s1Гелий 2He 1s2
Элементы 2-го периода	Литий 3Li 1s22s1Бор 5B 1s22s22p1

2. Фильтрование. Основные правила фильтрования.

Для фильтрования осадков в количественном анализе используют так называемые беззольные фильтры, остаток после озоления которых меньше чувствительности аналитических весов (0,00003-0,00007г)

В зависимости от размеров частиц полученного осадка применяют бумажные фильтры разной степени пористости.

1) синяя лента – для мелкозернистых осадков – наиболее плотные фильтры,

2) белая лента (менее плотные)– для осадков крупнокристаллических и аморфных

Размер фильтра определяется величиной осадка, а не объемом фильтруемой жидкости. Только 1/3 фильтра должна быть заполнена осадком. Размер воронки подбирают так, чтобы края фильтра были на 0,5-1 см ниже края воронки.

При сливании жидкости на фильтр пользуются стеклянной палочкой. Нижний конец палочки должен близко подходить к фильтру, но не касаться бумаги. Правой рукой берут стакан с фильтруемой жидкостью, прикладывают носик стакана к палочке и осторожно сливают жидкость на фильтр, пока он не будет наполнен на 2/3.

Осадок на фильтре промывают небольшими порциями промывной жидкости, т.к. при одинаковом объеме промывной жидкости многократная промывка небольшими порциями более эффективна

3. Титрование. Точка эквивалентности. Конечная точка титрования.

Титрование – это постепенное прибавление титрованного раствора к анализируемому для определения точно эквивалентного количества. Момент титрования, когда количество добавленного титранта химически эквивалентно количеству титруемого вещества, называется точкой эквивалентности (т.э.). Ее замечают по изменению индикатора – специального вспомогательного вещества, которое вводят в титруемый раствор (внутренний индикатор). В области т.э. индикатор изменяет свой цвет, образует осадок. Момент титрования, когда наблюдается изменение индикатора, называется точкой конца титрования (т.к.т.). В идеальном случае т.э. и т.к.т. совпадают, однако в практических условиях между ними наблюдается некоторая разница. Чем больше эта разница, тем больше погрешность титрования. Поэтому следует подбирать такой индикатор, чтобы разность между т.э. и т.к.т. была минимальной

Основные понятия метрологии химического анализа (правильность, сходимость, воспроизводимость, точность, пределы обнаружения).

Метрология – наука об измерениях и методах достижения их единства и требуемой точности. Один из основных разделов метрологии посвящен методам определения погрешности измерений и созданию эталонов.

Метрологическими характеристиками методик анализа помимо погрешности являются правильность, воспроизводимость, точность, а при определении микроконцентрации также предел обнаружения.

Правильностью измерений называют качество измерений отражающее близость к нулю систематических погрешностей.

Сходимостью измерений называют качество измерений, выполняемых в одинаковых условиях.

Воспроизводимостью измерений называют качество измерений, отражающее близость друг к другу результатов измерений, выполняемых в различных условиях (в разное время, разные методы..)

Точностью измерений называют качество измерений, отражающее близость их результатов к истинному значению измеряемой величины.

Прямое титрование

Определяемое вещество непосредственно реагирует с титрантом. Типичный пример: титрование щелочи кислотой

2) Обратное титрование (или титрование по остатку)

Используются два титрованных рабочих раствора – основной и вспомогательный. Сначала к анализируемому раствору добавляют заведомый избыток одного титрованного раствора, а затем не вступивший в реакцию остаток этого раствора оттитровывается другим стандартным раствором. Этот прием используется, когда прямое определение по тем или иным причинам затруднено.

Титрование по замещению

К определяемому веществу добавляют специальный реагент, вступающий с ним в реакцию. Один из продуктов взаимодействия оттитровывается рабочим раствором. Н-р, при иодометрическом определении меди к анализируемому раствору добавляется заведомый избыток КJ и протекает реакция

2Cu²⁺+4J^- =2CuJ + J₂

Выделившийся иод оттитровывают тиосульфатом.

Виды ответственности

  Билет №3 1. Основания. Классификация, номенклатура. Физические и химические свойства. ^· Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и только один вид анионов – гидроксид ионы ОН^- Общая формула основании: Ме(ОН)_у, где Ме – символ металла, ОН-гидроксильная группа, у- число гидроксильных групп, равное валентности металла и определяющее кислотность основания. Примеры - однокислотных оснований:NaOH, KOH - двухкислотных: Ba(OH)₂, Fe(OH)₂ - трехкислотные: Fe(OH)₃, Bi(OH)₃ По растворимости в воде делятся на растворимые и растворимые. Растворимые в воде основания называются щелочами (гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов). Щелочи относятся к сильным электролитам и называются сильными основаниями. В водных растворах диссоциируют на ионы: NaOH →Na⁺ + OH^- Раствор любой щелочи представляет собой сильнощелочную среду. Лакмус окрашивается в синий цвет, метилоранж – в желтый, и фенолфталейн – малиновый. Все нерастворимые в воде основания (а также NH₄OH) являются слабыми основаниями, диссоциируют обратимо: NH₄OH ↔ NH₄⁺ + ОН^- Физические св-ва: Гидроксиды металлов, проявляющие св-ва оснований, при обычных условиях твердые в-ва. гидроксиды s-металлов бесцветны, гидроксиды многих d-элементов окрашены (Cu(OH)₂ –голубой, Ni(OH)₂ –зеленый, Fe(OH)₃ –бурый. Химические св-ва : 1 реакции нейтрализации NaOH +HNO₃ = NaNO₃ + H₂O Cu(OH)₂ + 2HCl ↔ CuCl₂ +2H₂O 2 Cвойства нерастворимых в воде оснований - Гидроксиды некоторых металлов разлагаются при обычной температуре:2AgOH=Ag₂O+H₂O _- Гидроксиды d-металлов окисляются кислородом воздуха (4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O= 4Fe(OH)₃) и вступают в реакцию комплексообразования: Cu(OH)₂+ 2NaOH(конц)=Na₂[Cu(OH)₄] 3 Свойства растворимых оснований (щелочей) - растворы щелочей взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами: 2NaOH + СО₂ = Na₂СО₃ + H₂O 2КОН + Al₂O₃ = 2KAlO₂ + H₂O -растворы щелочей вступают в обменные реакции с растворами солей: 2KOH + CuSO₄= Cu(OH)₂↓ + K₂SO₄ - растворы щелочей взаимодействуют с кислыми солями с образованием нормальных солей: NaOH + NaHCO₃ = Na₂CO₃ + H₂O -в растворах щелочей растворяются амфотерные металлы: Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂↑ 2. Буферные растворы, назначение, состав. Многие реакции в растворе протекают в желаемом направлении только при определенной кислотности, и изменение рН часто приводит к изменению направления реакции и появления новых продуктов взаимодействия. Кислотность раствора может меняться в результате химической реакции, поэтому поддержание определенного значения рН часто является одним из решающих условии протекания. Заданное значение рН раствора поддерживается постоянным с помощью буферных растворов, которые представляют собой смесь кислоты и основания. При введении в такую смесь небольших добавок сильной кислоты или сильного основания изменения рН не происходит вообще или оно очень невелико. Очень немного изменяется рН буферного раствора и при разбавлении. Одним из наиболее популярных является ацетатный буферный раствор, в состав которого входит уксусная кислота и ацетат натрия. Равновесие в растворе ацетатного буферного раствора можно представить схемой СН₃СООН = СН₃СОО^- + Н⁺ Буферное действие такой системы связано с тем, что в ней имеется противоядие и против водорода и против гидроксид-ионов.   3. Реакции, используемые в титриметрическом анализе В титриметрическом анализе используют реакции различного типа: кислотно-основного взаимодействия, комплексообразования и т.д. удовлетворяющие тем требованиям, которые предъявляются к титриметрическим реакциям. Отдельные титриметрические методы получили название по типу основной реакции, протекающей при титровании, или по названию титранта (н-р в аргентометрических методах титрантом является р-р AgNO₃, в перманганатометрических – р-р KMnO₄). По способу фиксирования точки эквивалентности выделяют методы титрования цветными индикаторами, методы потенциометрического титрования, кондуктометрического, фотометрического и т.д.. При классификации по типу основной реакции, протекающей при титровании, выделяют следующие методы тетриметрического анализа 4. Методы кислотно-основного взаимодействия связаны с процессом передачи протона: H⁺+OH^- = H₂O СН₃СООН + ОН^- = СН₃СОО^- + Н₂О СО₃^2- + Н⁺ = НСО₃ 5. Методы комплексообразования основаны на реакциях образования координационных соединений: Hg²⁺ + 2CI^- = HgCI₂ (меркуриметрия) Mg²⁺+ H₂Y^2- = MgY^2- + 2H⁺ (комплексонометрия) 6. Методы осаждения основаны на реакциях образования малорастворимых соединений: Аg²⁺ + 2CI^- = АgCI₂ (аргентометрия) 7. Методы окисления-восстановления объединяют многочисленную группу о-в реакции: MnO₄^- +5Fe²⁺ + 8H⁺ =Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O (перманганатометрия) 2S₂O₃^2- + J₂ = S₄O₆^2- +2J^- (иодометрия) Аналитическая характеристика каждого метода включает наиболее существенные его особенности: приготовление и св-ва рабочих растворов, виды кривых титрования, погрешности определения, способы индикации точки эквивалентности и практическое применение. 4 Виды инструктажа по охране труда и сроки проведения.     Билет №4 1. Кислоты. Классификация, номенклатура. Химические свойства. ^· Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотных остатков. Общая формула кислот: Н_хАс, где Ас-символ кислотного остатка, х-число атомов водорода, равное валентности кислотного остатка и определяющееосновность кислоты. Например: Кислородсодержащие HNO₃ – одноосновная кислота H₂SO₄ – двухосновная Н₃РО₄ - трехосновная Бескислородные кислоты - НСI. Практически все кислоты хорошо растворимы в воде. Однако степень диссоциации у разных кислот различна. Существуют сильные кислоты, полностью диссоциирующие на ионы НСI → H⁺ + CI^- Слабые кислоты диссоциируют в незначительной степени обратимо: HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂^- Растворы сильных кислот представляют собой сильнокислую среду, растворы слабых кислот -слабокислую среду. Лакмуc и метилоранж окрашиваются в красный цвет. Реакция нейтрализации – это взаимодействие между кислотой и основанием, в результате которого образуется соль и вода. Химические свойства: 1 кислотно-основные свойства. Кислоты взаимодействуют со всеми в-вами проявляющими основные свойства. - Основными оксидами Na₂O +2HCl = 2NaCl + H₂O - Амфотерными оксидами ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O - с основаниями (реакции нейтрализации) NaOH +HNO₃ = NaNO₃ + H₂O 2 обменные реакции с нормальными солями H₂SO₄ +BaCl₂ = BaSO₄↓ + HCl 3 окислительно-востановительные свойства Кислота как окислитель Zn⁰ + H⁺¹₂SO₄(разб) = Zn⁺²SO₄ +H₂⁰↑ Кислота как востановитель HCl^-1 + Pb⁺⁴O₂ = Pb⁺²Cl₂ + Cl₂⁰↑ +2H₂O 2. Основные положения теории электролитической диссоциации. Многие химические реакции могут протекать только в водной среде, т.е. между водными растворами тех или иных веществ. Чтобы правильно понимать сущность этих реакции, нужно уяснить, что происходит с веществами при растворении в воде, в каком виде находятся различные вещества в водных растворах. Существует немало веществ, которые вступают в химическое взаимодействие с водой, в результате которого и данное вещество и вода превращаются в другие вещества. Для таких веществ не имеет смысла говорить об их водных растворах (2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑) в результате реакции получается раствор не натрия а гидроксида натрия. Будем рассматривать вещества которые в большей или меньшей степени растворяются в воде, но не превращаются в другие вещества. Взаимодействие между растворяемым веществом и молекулами воды, не связанное с разрушением молекул воды называется гидратацией, а продукты взаимодействия – гидратами. Молекула воды является диполем (+ -). Когда в воду попадает вещество, в структуре которого есть центры положительных и отрицательных зарядов, то возникают силы электростатического притяжения и отталкивания между этими зарядами и диполями воды. Эти силы и являются причиной гидратации. В ионных соединениях, в узлах кристаллических решеток находятся + и – заряженные ионы. Н-р NaCl. крист. Реш. Состоит из катионов Na⁺ и анионов Cl^-. при растворении в воде дипольные молекулы воды ориентируются вокруг ионов натрия и хлоридионов. При этом положительные полюсы молекул воды притягиваются к хлорид-ионам, отрицательные к ионам натрия. В результате этого взаимодействия притяжение ионов в крист.реш. вещества ослабевает. Крист.реш. разрушается, и ионы переходят в раствор. Эти ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с молекулами воды, т.е являются гидратированными ионами. · Процесс распада вещества на ионы называется электролитической диссоциацией (или ионизацией) · Вещества, которые в водных растворах и в расплавах диссоциируют на ионы, называется электролитами. · Степенью электролитической диссоциации (ɑ) называется отношение числа молекл, распавшихся на ионы (N_дисс), к общему числу растворенных молекул (N_общ). ɑ= N_дисс / N_общ , или в процентах). ɑ= N_дисс / N_общ*100% · Электролиты, для которых степень диссоциации равно 1 (100%), называется сильными электролитами (полностью распадаются на ионы) · Электролиты, для которых степень диссоциации меньше 1 (100%), называется слабыми электролитами (небольшая часть распадаются на ионы) · Вещества, которые в водных растворах и в расплавах не диссоциируют на ионы, называется неэлектролитами. 3 Требования предъявляемые к реакциям, используемым в титриметрическом анализе Реакции должны удовлетворять ряду требовании. 1) Взаимодействие титранта с определяемым веществом должно проходить в точном соответствии со стехиометрическим уравнением реакции, и титрант должен расходоваться только на реакцию с определяемым веществом. В то же время определяемое вещество должно реагировать только с титрантом и не взаимодействовать н-р с кислородом воздуха. 2) Реакция титрования должна протекать количественно, т.е константа равновесия реакции титрования д.б. достаточно велика. 3) Взаимодействие определяемого вещества с титрантом должна проходить с большой скоростью. 4) Должен существовать способ, позволяющий определять окончание титрования. 5) Раствор титранта должен быть стандартизирован Таким образом важными элементами титриметрического анализа являются выбор индикатора и стандартизация раствора 4.Порядок допуска к самостоятельной работе   Билет №5 1. Соли. Классификация. Соли состоят из атомов металлов и кислотных остатков. Общая формула Ме_хАс_у, где х-число атомов металла, у- число кислотных остатков. · Любую нормальную соль можно рассматривать как продукт полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла, либо как продукт полного замещения гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками : _{замещение замещение} H₂SO₄ → CuSO₄ ← Cu(OH)₂ ^{атомов водорода OH группы сульфатом атомом меди ·} Кислые соли можно рассматривать как продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле многоосновных кислот атомами металла.

	Замещается 3 атома Н (полное замещение) →	Na3PO4	Нормальная соль
Н3РО4 →	Замещается 2 атома Н (неполное замещение) →	Na2 HPO4	Кислые соли
	Замещается 1 атом Н (неполное замещение) →	NaH2PO4

· Основные соли можно рассматривать как продукты неполного замещения гидроксильных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками

	Замещается 3 группы ОН (полное замещение) →	Fe(NO3)3	Нормальная соль
Fe(OH)3 →	Замещается 2 группы ОН (неполное замещение) →	FeOH(NO3)2	основные соли
	Замещается 1 группа ОН (неполное замещение) →	Fe(OH)2NO3

· Смешанными солями называют такие соли, молекулы которых состоят из катионов одного металла и анионов двух различных кислотных остатков. (PbFCl – фторид-хлорид свинца)

· Двойными солями называют такие соли, молекулы которых состоят из катионов двух различных металлов и анионы одного кислотного остатка.

K₂SO₄ * Al₂ (SO₄)₃ (сульфат калия-алюминия)

Физические св-ва

При нормальных условиях первые 4 члена гомол. ряда алканов (СН₄-С₄Н₁₀) –газы без цвета и запаха, от С₅ до С₁₅ (от пентана до пентадекана) –бесцветные жидкости с характерным запахом бензина, начиная от С₁₆… - твердые в-ва белого цвета, жирные на ощупь. По мере увеличения числа углеродных атомов цепи, возрастают температура кипения, плавления и плотность алканов. При одинаковом составе у.в с разветвленным скелетом кипят и плавятся при более низкой температуре, чем алканы с нормальным строением.

Газообразные и жидкие алканы образуют взрывоопасные смеси с воздухом. Все предельные у.в горят, практически нерастворимы в воде, но растворяются в органических растворителях (бензол, тетрахлорметан). Жидкие алканы легко смешиваются друг с другом.

Химические свойства

Химически алканы малоактивны. Наиболее характерны реакции замещения:

1. Замещения

1)Галогенирование

СН₄ + Сl₂→ СН₃ Сl +HCl хлорметан

СН₄ + 2Сl₂→ СН₂ Сl₂ +2HCl дихлорметан

СН₄ + 3Сl₂→ СН Сl₃ +3HCl трихлорметан

СН₄ + 4Сl₂→ ССl₄ +4HCl тетрахлорметан

2)Нитрование, 3)сульфирование

Реакции окисления

1) Полное окисление (горение)

СН₄ + 2О₂ → СО₂ + 2Н₂О

2) Неполное каталитическое окисление кислородом воздуха

2СН₄ + О₂ → 2СН₃ОН метанол

3. Реакция дегидрирования и дегидроциклизации (с образованием ароматических УВ)

4. Реакция крекинга при высокой Т, катализатор алканы с большим числом атомов расщепляются на простые УВ (предельные, непредельные)

СН₃-СН₂- СН₂-СН₂-СН₂-СН₃ → СН₃-СН₂-СН₃ + СН₂= СН-СН₃

5. И зомерезаци я. ^{пропан пропен}

2 Ионное произведение воды. Понятие о водородном показателе.

Произведение концентрации ионов водорода и гидроксид ионов в воде при 25⁰С является величиной постоянной и равной 10^-14. Эта величина называется ионным произведением воды и обозначается символом К_Н2О = Н⁺. ОН^- = 10^-14

Как бы не изменялись концентрации ионов водорода и гидроксид ионов, произведение их концентрации, т.е ионное произведение воды, остается величиной постоянной.

При растворении в воде тех или иных электролитов образуются растворы, различающиеся характером среды. Существует 3 типа сред водных растворов: нейтральная, кислая, щелочная.

Среда водного раствора, в которой концентрация ионов водорода Н⁺, равна концентрации гидроксид ионов ОН^-, называется нейтральной средой.

Концентрация ионов водорода Н⁺ больше- кислая среда

Концентрации гидроксид ионов ОН^-больше – щелочная среда

Водородный показатель (рН) – величина, характеризующая концентрацию ионов водорода в растворе, численно равная отриц. десятичному логорифму концентрации ионов водорода: рН= -lg(Н⁺).

Водные растворы могут иметь величину рН в интервале от 0 до 14. В нейтральных растворах рН=7. При добавлении в р-р кислоты рН меньше 7, при добавлении щелочи больше 7.

Физические св-ва

При нормальных условиях С₂- С₄ –газы без цвета и запаха, от С₅ до С₁₅ –бесцветные жидкости, начиная от С₁₆… - твердые вещества.

Газообразные алкены образуют взрывоопасные смеси с воздухом, нерастворимы в воде, но растворяются в органических растворителях.

Химически свойства определяется наличием двойной связи. Наиболее характерны р-ии присоед-я:

1 Присоединения 1)Галогенирование СН₂=СН₂+ Сl₂→ Сl-СН₂-СН₂-Сl - дихлорэтан

2)гидрирование СН₂=СН- СН₃ +Н₂ → СН₃-СН₂-СН₃ - пропан

3)гидрогалогенирование СН₂=СН₂ +НСl → СН₃-СН₂-Сl -хлорэтан

4)Гидратация СН₂=СН₂ +НОН → СН₃-СН₂-ОН - этанол

6 Реакции окисления Полное окисление (горение) С₂Н₄ + 3О₂ → 2СО₂ + 2Н₂О

7 Реакция полимеризации n СН₂= СН₂ (этилен) → (- СН₂- СН₂ -)n (полиэтилен)

8 Фиксирование точки эквивалентности в редоксиметрии.

В титриметрических о-в методах используют индикаторы двух типов:

Индикаторы первого типа образуют окрашенные соединения с определяемым веществом или титрантом. Точку эквивалентности с помощью индикаторов этого типа определяют по исчезновению окраски раствора, если окрашенное соединение было образовано определяемым веществом с индикатором, или по появлению окраски, если окрашенное соединение возникает при взаимодействии индикатора с титрантом. Н-р при иодометрических определениях, когда в качестве титранта используют р-р иода, т.э. определяют по появлению синей окраски иодкрахмала. Если иод титруют тиосульфатом натрия, то т.э. фиксируют по исчезновению синей окраски.

Индикаторами второго типа являются так называемые о-в или редокс-индикаторы..

Редокс-индикаторами называются вещества, которые изменяют свою окраску в зависимости от о-в потенциала системы. Под действием окислителя или востановителя в структуре редокс-индикатора происходят изменения, вызывающие изменения окраски. Таким образом, в растворе редокс-индикатора существует равновесие между окисленной и восстановленной формами, имеющими разную окраску, кот. сдвигается при изменении потенциала системы. Наиболее известн. редокс индикатор- дифениламин.

Известное значение в редокс-методах сохранили цветные реакции и использование собственной окраски титранта (иодометрия, перманганатометрия)

Строение атома

Атомы – очень маленькие частицы, имеющие форму шара. Самый маленький атом это атом Н, его d = 1*10^-10м

Для выражения атомных размеров используются специальные единицы длины: ангстрем (А) и нанометр (нм)

1А = 10^-10 м; 1 нм = 10^-9м, значит диаметр атома водорода = 1А или 0,1нм.

Относительная атомная масса – это число, которое показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше так называемой атомной единицы массы.