Читать вопросы по химии: “Шпоры по аналитической химии” Страница 1 | скачать бесплатно, рефераты, отзывы

Читать вопросы по химии: "Шпоры по аналитической химии" Страница 1 | скачать бесплатно, рефераты, отзывы Аналитика

Шаг номер четыре. оформи то, что получил

По-хорошему следующие шаги должны звучать так: иди работай

Но что хочется сказать на самом деле в завершении статьи: задача аналитика — оставить после себя структурированную информацию.

Оставить — это значит оформить и выложить в общедоступное место. А не разобраться, как школьник с новыми знаниями, и оставить их при себе.

Структурированная информация — это значит разложить по полочкам все то, что до тебя плохо лежало.

Ничего не бойтесь и дерзайте!

Шаг номер два. тестирование

Вне зависимости есть вышеперечисленные документы или нет, следующим шагом должно стать тестирование продукта.

Просто садишься и начинаешь тыкать везде и смотреть как реагирует система. При этом фиксируешь поведение, а сомнительные моменты отмечаешь для уточнения у носителей тайных знаний.

Шаг номер один. собери всю документацию по реализованному решению.

1. Идеально, если она будет содержать по каждому функциональному блоку:

2. Всю нормативную и регламентирующую документацию, которая задаёт границы продукты: ФЗ, регламенты, приказы, проекты.

3. ТЗ/ТП/спецификации (подчеркни нужное) — документ, в котором были описаны требования к функциональности.

4. Запротоколированные договоренности, в которых можно проследить какие-то не сделанные пожелания.

5. Руководство пользователя/инструкции на случай если нет описания потребности, чтобы понимать, как пользователь должен работать с системой.

Шаг номер три. вопросы


Выясняешь у начальника (линейного, руководителя проекта, лида и прочее — нужное подчеркнуть) кто может проконсультировать по вопросам. Готовишь фактуру вопросов. Задаёшь, конспектируешь ответ. Идёшь пропускать все это через себя.

Шпаргалка по “аналитическая химия” – шпаргалка

Автор: milibu27  •  Октябрь 20, 2021  •  Шпаргалка  •  11,647 Слов (47 Страниц)  •  319 Просмотры

1.Предмет и задачи АХ. Этапы исторического развития и значение
для решения проблем фармакологии, биологии, медицины.
АХ — наука о способах идентификации химических соединений,
о принципах и методах определения химического состава веществ
и их химической структуры.
Химический состав — элементный, молекулярный, фазовый, изотопный состав.
Иногда можно отследить пространственное расположение атомов в молекуле.
Химический анализ незаменим в медицинской диагностике, биотехнологии,
фармации, добыче полезных ископаемых и т.д.
Задачи АХ:
1. Разработка методов анализа.
2. Разработка теоретических основ этих методов.
3. Установление границ применимости этих методов.
4. Оценка метрологических характеристик методов.
Аналитическая служба — сервисная система методов,
обеспечивающая конкретный анализ определенных объектов,
но только с использованием тех методов, которые реализует АХ.
Функции АХ:
1. Решение общих вопросов анализа (развитие его метрологии).
2. Разработка аналитических методов.
3. Решение конкретных задач анализа
(например, создание АМ для определения наркотических веществ).
Наука может развиваться по-разному. Главная цель — польза и практичность.
Этапы развития АХ:
I. Первое упоминание
Р. Бойль 1661г. «Химический анализ» книга «Химик-скептик»
До этого аналитические исследования проводились в древности.
II. Химические методы анализа на научной основе
18- первая половина 19 вв.
Работы Бергмана, Тенера по качественному анализу.
по объемному анализу — Гей-Люссака.
по элементному анализу — Либиха.
по газовому анализу — Бунзена.
Ломоносов применяет аналитические весы.
Публикует закон сохранения массы.
Берцелиус — исследование реакций в растворе.
III. Плодотворный период
вторая половина 19 в.
Появление физических и физико-химических методов анализа
(Бунзен, Кирхгоф)
Чугаев — комплексные соединения (реактив Чугаева)
1869г — периодический закон Менделеева
Учение Бутлерова о строении органических соединений.
Первый учебник по АХ Меншуткина.
IV. 20в.
Методы, основанные на радиоактивности.
Рентгеновские методы.
Полярография.
Хроматография.
V. Послевоенные годы.
Атомно-адсорбционный метод анализа.
Газовая хроматография.
Анализ минерального сырья, металлов, объектов окружающей среды,
космических объектов.
VI. Наше время.
Накопление и анализ информации.
Сенсорные и тестовые методы анализа.
[pic 1][pic 2][pic 3]

2. Виды и объекты анализа. Методы АХ и их классификация.
Цели и общая схема аналитического определения.
Виды анализа:
1. Элементный анализ
 показывает, из каких элементов состоит объект, какова их концентрация или количество.
 При этом различают микро- и макрокомпоненты.
2. Фазовый анализ
— анализ включений в неоднородном объекте (например, в минералах).

 отвечает на вопрос, в какой форме присутствует интересующий нас компонент в анализируемом объекте, и каково содержание этих форм. Нередко  интересующая форма самостоятельной фазы не дает (например, оксиды железа).
3. Молекулярный анализ
— обнаружение и определение химических соединений (газовая хроматография для анализа воздуха).

4. Анализ функциональных групп (структурно-групповой)
5. Изотопный анализ
Чаще проводят физики, геологи, биологи.

 (Например, определение дейтериевой воды в обычной)
6. Вещественный анализ
— определение форм, в которых присутствуют интересующие компоненты, и определение содержания этих форм.

Дополнительный анализ:  Лурье Ю.Ю. - Справочник по аналитической химии - 1971 и 1989 [djvu] - Space of Chemistry

Объекты анализа:
1. Металлы и сплавы
2. Чистые вещества
 8 элементов земной коры — 98,6% массы земли.
(O, Si, Al, Fe, Ca, Mg, Na, K)

 Ультрачистое вещество — вещество, свойства которого при дальнейшей очистке не меняется.
3. Минеральное сырье
4. Окружающая среда (анализ воздуха)
5. Вода
 органические компоненты — хроматография
 минеральные компоненты — спектральные, химические, электрохимические методы анализа.
6. Космические объекты
 дистанционный анализ
7. Органические вещества

Методы АХ и их классификация:
В зависимости от цели методы делятся на количественные и качественные.
1. Методы разделения                Методы определения
-хроматография                 Химические         Физические         Биологические
-экстракция                 -титриметрия         -электрохимические МА
-осаждение                 -гравиметрия         -фотометрия
-разделение                         -люминесценция
-соосаждение
-электродиализ
-дистилляция
2. Другие классификации
 -валовой — локальный
 -деструктивный — недеструктивный
-контактный — дистанционный

 -дискретный — непрерывный
3. Классификация может основываться на V или m пробы
 -макрометоды 0,1г и более
 -микрометоды 0,1-0,01г
 -ульрамикрометоды 0,1-10-3
 -субмикрометоды 10-9

Шпаргалки по “аналитической химии”

Растворение вследствие
комплексообразования. Растворение осадка при действии
одноименных с осадком анионов может вызываться
образованием комплексных соединений:

HgJ2¯ 2KJ → 2K [HgJ4]2-.

Растворение в 
результате окислительно-восстановительных 
реакций. Увеличение растворимости
может быть связано с течением окислительно-восстановительных
процессов:

3CuS¯ 2NO3
→ 3Cu2 3S↓ 4H2O 2NO↑.

 Теоретическое и экспериментальное
исследование растворимости соединений
остается одной из важных и актуальных
задач аналитической химии.

26.Влияние различных 
факторов на полноту растворения 
осадков. Влияние добавок электролитов
с одноименным ионом. Гетерогенное равновесие BaSO4
« Ва2 SO42-  
характеризуется значением    
(BaSO4) =  [Ba2 ][SO42-].
Если ввести в систему, например, ионы  
SO42- , то, поскольку [Ba2 ][SO42-]=const
при постоянной температуре,   [Ba2 ]
уменьшится, т.е. растворимость сульфата
бария уменьшится. Следовательно, введение
в раствор электролита, содержащего ионы,
одноименные с осадком, понижает  растворимость
малорастворимого сильного электролита.                 

        Влияние добавок
постороннего (индифферентного) электролита
(«солевой эффект»). «Солевой эффект» 
в данном случае – увеличение растворимости
осадка при добавлении к гетерогенной
системе раствор – осадок сильных электролитов.
Объяснить это явление можно, исходя из
уравнения для :

( BaSO4) = [Ba2 ][SO42-]
· = .

Т.к. ( BaSO4) – величина, постоянная
при данной температуре, а коэффициенты
активности уменьшаются при введении
в раствор любых (одноименных и разноименных
с осадком) ионов вследствие возрастания
ионной силы раствора, то ионное произведение,
характеризующее растворимость осадка
BaSO4, возрастает.

15. Протолитическое
равновесие. Понятие о протолитической
теории кислот и оснований. Протолитическое
равновесие в воде. Со времен становления теории
электролитической диссоциации (С.Аррениус,
1894 г.), принято считать, что кислота – это вещество, которое
диссоциирует в воде с образованием ионов
водорода Н , а основание – вещество, диссоциирующее
в воде с образованием гидроксид-ионов
ОН. Совершенно очевидно, что
эта теория ограничена только теми случаями,
когда в качестве растворителя выступает
вода.  Согласно протолитической
теории кислот и оснований Бренстеда
(1923 г.) – Лоури (1928 г.), кислота – это вещество, выделяющее
при ионизации протоны (донор протонов),
а основание – вещество, присоединяющее
протоны (акцептор протонов). По этой
теории кислотами и основаниями могут
быть катионы, анионы или нейтральные
молекулы. Вещества – переносчики протонов
называют протолитами.
Поскольку отдача протона кислотой –
процесс обратимый, то получившийся при
этом остаток кислоты может снова присоединять
протоны и, следовательно, будет основанием.
Поэтому с каждой кислотой сопряжено основание,
в которое она переходит, теряя протон:

СН3СООН « СН3СОО Н ,

                                                        
кислота 1           
основание 1

Согласно теории Бренстеда
– Лоури, сопряженные кислоты и основания
находятся в протолитическом равновесии.
Взаимодействие кислоты 1 и основания
2 приводит к образованию более слабых
сопряженных основания 1 и кислоты
2:

СН3СООН     
       NH3     
=      СН3СОО– 
NH4 .

        
кислота 1        основание 
2              
основание 1     кислота
2

   Прототропными
называются такие реакции, в которых переносчиками
протонов являются не молекулы растворителя,
а частицы других веществ:

HCI        NH3     
=       CI   
    NH4 .

  кислота 1   основание 
2   основание 1   кислота 
2.Реакциями протолиза
называются реакции кислот или оснований
с растворителями с участием протонов.
Прототропные реакции и реакции протолиза
называются  протолитическими,
т.е. протекающими с участием протона –
иона водорода Н .

Вещества, способные как 
присоединять, так и отдавать протоны,
называются амфолитами (или амфотерными веществами):

Н2О « Н ОН

 Н2О Н « Н3О .   Еще
более общей является теория кислот и
оснований Г.Н. Льюиса (1926 г.), которая получила
широкое распространение, особенно в органической
химии.

   Согласно этой 
теории, кислота – соединение, способное
принять электронную пару с образованием
ковалентной связи (акцептор электронной
пары), а основание – соединение,
способное предоставить электронную пару
для образования ковалентной связи (донор
электронной пары):Одна из четырех
электронных пар азота свободна и может
быть предоставлена для образования ковалентной
связи с протоном, что приводит  к образованию
иона аммония с четырьмя ковалентными
связями азота с водородом. В этом случае
аммиак является основанием по Льюису,
а ион водорода – кислотой по Льюису.

Дополнительный анализ:  Форекс – аналитика ИнстаФорекс

   В жидкой воде 
осуществляется протолитическое равновесие
– автопротолиз воды

Н2О Н2О « Н3О ОН

или упрощенно                  

Н2О « Н ОН.

   Вода относится 
к слабым электролитам, и процесс 
ее ионизации может быть охарактеризован 
константой ионизации:

= ,           
·[Н2О] = [Н ] ·[ОН].

   При постоянной 
температуре величина = const. Концентрация
воды в чистой воде также постоянна и равна
55,55 моль/дм3. Поэтому произведение
·[Н2О] двух постоянных величин –
также постоянная величина, которую называют ионным произведением
воды или константой автопротолиза
воды и обозначают Кw:

Kw = [Н ] ·[ОН];        
] = ;        
[ОН]=.

   При комнатной 
температуре (25 оС = 298, 15 К) числовое
значение Kw равно Kw = 1,008 · 10-1410-14.
При повышении температуры степень ионизации
жидкой воды увеличивается, и значение
Kw растет.   Так как числовые
значения Kw очень маленькие, то вместо
них принято использовать отрицательный
десятичный логарифм величины Kw.
Прологарифимируем выражение Kw
и возьмем отрицательные логарифмы:

– lg Kw = (– lg [Н ])
(– lg [ОН]).

Обозначив рKw = – lg Kw
, рН = – lg [Н ], pOH = – lg [ОН],
получаем

рKw = рН рОН .Величину рН = – lg [Н ]
называют водородным показателем.
При 25 оС  для чистой жидкой воды
Kw = 10-14 и рKw = – lg Kw
= – lg 10–14 =14. Поскольку в жидкой
воде концентрации ионов водорода и гидроксида
одинаковы ([Н ] = [ОН]), то [Н ]
= [ОН] = = 10–7,

рН = – lg [Н ] = –lg10–7
= 7,

pOH = – lg [ОН]= –lg10–7
= 7.

Таким образом, сумма водородного
и гидроксидного показателей в любом водном
растворе есть величина постоянная, и
для комнатной температуры рН рОН = 14;
рН = 14 – рОН и рОН = 14 – рН. В кислых водных
растворах рН < 7, в нейтральных водных
растворах рН = 7 и в щелочных водных растворах
рН > 7.

Для концентрированных кислых
и щелочных растворов равновесные 
концентрации [Н ] = [ОН] в вышеприведенных
уравнениях заменяют активностями.

16. Характеристика
силы слабых кислот и оснований. Константа
кислотности, основности и их показатели.   В соответствии с протолитической
теорией поведение слабых одноосновных
кислот в водном растворе обусловлено
их взаимодействим с водой:

НАn H2O ↔ Аn
H3O .Поскольку для слабых
электролитов степень диссоциации на
ионы α << 1, то мы можем считать, что
термодинамическая константа равновесия
Кр и концентрационная Кс
приближены по величине: Кр
= Кс .  Записываем константу равновесия
для процесса диссоциации слабой кислоты:

Кр=     или   
Кр· [Н2О]=.

Поскольку Кр есть величина
постоянная при данной температуре и давлении,
а [Н2О] также практически не меняется,
то в правой части уравнения мы получаем
произведение постоянных величин Кр·
2О]= const, которую обозначают в данном
случае Ка и называют константой
кислотной диссоциации (ионизации)
или константой кислотности
(индекс «а» – от англ. асid – кислота).
Для многих слабых кислот значение Кa
очень мало, поэтому часто применяют так
называемый «силовой показатель»:рКa
= – lg Ka.  Многоосновные кислот
диссоциируют на ионы ступенчато, в несколько
стадий, каждая из которых характеризуется
своей константой кислотности:

Произведение ·· … ·= Кa
– полная константа
кислотности многоосновной кислоты. 
Найдем равновесную величину рН раствора
одноосновной кислоты из константы кислотности. 

Ка =     или упрощенно
Ка = ,   [Н ]·[Аn]
= Ка ·[НАn].

Т.к. [Н ] = [Аn], поскольку
НАn – слабая кислота, то концентрацию
недиссоциированных молекул кислоты [НАn]
можно принять равной концентрации исходной
кислоты [НАn] = Са, тогда [Н ]2
= Ка · Са,  отсюда

] =.

  Прологарифмируем последнее 
выражение и найдем отрицательный 
логарифм:

–lg [H ]= – (lg Ка 
lg Са ),

 отсюда рН = рКа 
– lg Са     (рКa =
– lg Ка,     рН = – lg [H ]).

 В соответствии с 
протолитической теорией оснований уравнение
диссоциации однокислотного основания
в водном растворе можно записать упрощенно:КtOH
= Kt OHЗапишем константу диссоциации
(ионизации) слабого основания или
просто константу основности, Кв

Кв = . Величину рКв
= – lg Kв называют силовым показателем
основности (индекс «в» – от англ. base – основание).
Рассчитаем рОН для слабого однокислотного
основания, учитывая, что при ионизации
последнего [ОН] = [Кt ], а [КtOH]
= Cв, поскольку можно концентрацию
недиссоциированных молекул [КtOH] принять
равной исходной концентрации основания
Св, т.к. α << 1. Тогда Кв·Св
= [ОН]2, отсюда [ОН]
= . После логарифмирования получим:

Дополнительный анализ:  Статистика и аналитика

–lg [ОН]= – (lgKв
lgCв)          
или

 рОН = рКв – Ig Св,

где рОН = – lg [ОН], а рКв
= – lg Kв.

Т.к. в любом водном растворе
рН рОН = рКw, то рН = рКw – рОН,
и для однокислотного основания

рН = рКw –рКв lg
Cв.

   При 25 оС рКw
= 14, тогда расчетная формула для рН слабого
однокислотного основания примет следующий
вид:

рН = 14 – рОН = 14 – рКв
lg Cв.

20. Буферные растворы.
Механизм их действия, использование буферных
систем в анализе.   Для выполнения многих
аналитических операций необходимо поддерживать
в исследуемом растворе определенную,
приблизительно постоянную концентрацию
водородных ионов, которая не должна изменяться
при хранении, разбавлении раствора, введении
небольших добавок сильной кислоты или
щелочи.Растворы, рН которых почти не изменяется
от прибавления небольших количеств сильных
кислот и щелочей, а также от разбавления,
называют буферными растворами,
или буферными смесями.
Буферные растворы представляют собой
смесь кислоты и сопряженного основания.
Например, ацетатный буферный раствор
– это смесь уксусной кислоты СН3СООН
и ацетата натрия СН3СООNa. Механизм
действия буферного раствора рассмотрим
на примере ацетатного буфера. Равновесие
в ацетатном буферном растворе можно представить
схемой: СН3СООН « СН3СОО
Н .Буферное действие такой системы
связано с тем, что в ней имеется «противоядие»
и против ионов водорода, и против гидроксид-ионов.
Если к такому раствору прибавить немного
едкого натра NaOH, то последний нейтрализуется
избытком уксусной кислоты, при добавлении
HCI последняя нейтрализуется избытком
ионов СН3СОО. Поскольку в
растворе в достаточном количестве имеются
и уксусная кислота, и ацетат-ионы, заметного
изменения рН не происходит. В качественном
и количественном анализе буферные системы
используют тогда, когда необходимо поддерживать
постоянное значение рН, например, при
комплексонометрическом определении
катионов некоторых металлов используют
аммонийную буферную смесь. Ацетатный
буфер используют при отделении ионов
бария от ионов кальция и стронция с помощью
дихромат-ионов, при определении катионов
никеля с помощью диметилглиоксима и в
других случаях.

21. Значение рН буферных
растворов: кислотных основных, буферная
емкость. Значение рН буферных растворов
вычисляют по формулам:рН = рКа
lg (для кислотного буферного раствора),

где рКВ – силовой показатель
кислоты; СHAn – молярная концентрация
кислоты;СKtAn – молярная концентрация
соли и 

pН = 14 – рКB lg (для основного
буферного раствора),

где рКВ
– силовой показатель осн  СKtОН
– молярная концентрация основания; СKtAn
– молярная концентрация соли. Как видно
из двух последних формул, рН буферных
растворов определяется  не столько
собственно концентрациями компонентов
раствора, сколько их отношением, поэтому
при разбавлении раствора рН практически
меняться не будет.

При введении в различные 
буферные растворы равных количеств 
сильной кислоты или щелочи концентрации
ионов [Н ] в них изменяются не одинаково,
так как эти растворы обладают разной буферной емкостью.
Количество вещества (моль) сильной кислоты
или сильного основания, прибавление которого
к 1 дм3 буферного раствора изменяет
его рН на единицу, характеризует буферную емкость
раствора. Буферную емкость раствора можно
рассчитать по формуле:

 Здесь – буферная емкость;
количество вещества эквивалента кислоты
или щелочи; молярная концентрация эквивалента
кислоты или щёлочи; Vx
– объём добавленной кислоты или щёлочи; DрН = рН1 – рН2; Vбуф
– объём буферного раствора.

11. Использование качественного
анализа в фармации.

В состав многих лекарственных 
препаратов входят различные металлы,
которые могут присутствовать в 
виде солей, оксидов, гидроксидов, комплексных,
металлоорганических и других соединений.
При контроле качества любой лекарственной субстанции
(исходное фармакологически активное
вещество для приготовления лечебных
средств) и любой лекарственной формы
(порошки, таблетки, драже, капсулы, растворы,
суппозитории и др.), а также вспомогательных
веществ, наполнителей, растворителей
и др. – требуется определение подлинности
содержащихся  в них компонентов, в
том числе и металлов.  Обычно лекарственный
препарат содержит ограниченное число
катионов металлов, которые заранее известны.
Анализируемую пробу переводят тем или
иным способом в раствор и открывают катионы
соответствующими аналитическими реакциями.
При этом исключается необходимость проведения
систематического анализа.Как и катионы,
многие анионы входят в состав лекарственных
препаратов. В фармацевтическом анализе
идентификацию анионов чаще всего проводят
с использованием качественных аналитических
реакций, хотя не исключается применеие
других методов анализа (оптических, электрохимических,
хроматографических). Из большого 
разнообразия аналитических реакций на
катионы и анионы обычно при анализе лекарственных
средств используется довольно ограниченное
их число. Если соответствующие аналитические
реакции включены в качестве обязательных
или рекомендуемых в Государственную
Фармакопею или Фармакопейные статьи,
то такие реакции называют фармакопейными.

Оцените статью
Аналитик-эксперт
Добавить комментарий

Adblock
detector