Гравиметрический метод анализа

Г р а в и м е т р и ч е с к и й ф а к т о р (F) – отношение молекулярной массы определяемого вещества к молярной массе гравиметрической формы с коэффициентами a и b, на которые нужно умножить это отношение, чтобы молекулярные массы были эквивалентны друг другу:

F = а · М(опр.в-ва) / b · М(г.ф.).

Р а с ч е т м а с с ы о п р е д е л я е м о г о в е щ е с т в а [m(x), г]:

m(x) = m(г. ф.) ·F.

Р а с ч е т м а с с о в о й д о л и о п р е д е л я е м о г о в е щ е с т в а (w,%):

w = m (г. ф.) ·F · 100 / m (нав.), %.

Тема 1 Классификация методов анализа. Метрологические характеристики методов анализа. Погрешности: абсолютная и относительная, их классификация. Правильность, сходимость, воспроизводимость и точность результатов анализа

При аналитических определениях исследователь всегда допускает определенные погрешности. Случайные и систематические погрешности можно объяснить следующими причинами:

1. Исследуемые вещества неоднородны. Отдельные небольшие части пробы могут иметь неодинаковый состав. Следует уметь правильно взять среднюю пробу.

2. Все необходимые для анализа величины, например, массу осадка, объем титранта, оптическую плотность и т. д. можно измерить только с ограниченной точностью.

3. В процессе анализа исследуемые пробы подвергаются химической обработке. Как правило, все химические реакции считаются равновесными и несмотря на то, что исследователи стараются выбрать реакции, практически смещенные в сторону продуктов, все же всегда имеют место явления, создающие случайные и систематические погрешности. Например, это могут быть различные солевые эффекты, явления соосаждения и другие, препятствующие полноте протекания реакций.

Существует два фактора, по которым аналитик судит о своих результатах:

1) воспроизводимость полученных результатов;
2) соответствие их содержанию в пробе (правильность результатов).

Воспроизводимость зависит от случайной погрешности, правильность - от систематической погрешности.

Погрешность титриметрического метода анализа определяется в основном погрешностью измерения объема и непосредственно зависит от величины капли, объем которой составляет в среднем 0,04 мл. При тщательном титровании можно снимать доли капли, например половину, тогда абсолютная погрешность измерения объема составит ± 0,02 мл, а относительная (при объеме, пошедшем на титрование, 20 мл):

= 0,1 %

Поэтому, чтобы не снижать точность результатов, расчеты следует производить с ошибкой, не превышающей 0,1 %. Для этого все численные величины при расчетах (объемы раствора, молекулярные массы, эквиваленты, навески и т. д.) должны быть выражены четырьмя значащими цифрами.

Например:

1) V = 19,53, а не 19,5 мл.

2) С(H₂SO₄) = 0,1010, а не 0,101 моль/л.

3) Т(H₂SO₄) = 0,004900, а не 0,0049 г/мл.

4) 1/2М(H₂SO₄) = 49,04, а не 49 г/моль.

Цель всех аналитических исследований - нахождение результата, наиболее близкого к истинному содержанию в пробе.

Тема 2 Титриметрический анализ. Классификация методов. Способы выражения концентрации растворов и их взаимосвязь. Приемы и способы титрования: прямое, по остатку, обратное. Закон эквивалентов.
Расчеты в титриметрическом методе анализа

При изучении данной темы основное внимание следует обратить на классификацию методов объемного анализа по типу химической реакции, лежащей в основе титрования, не путать реакцию, определяющую титрование и лежащую в основе пробоподготовки. Так как в титриметрии используют стандартные растворы титрантов с известной концентрацией, важно твердо знать способы выражения концентраций и уметь делать пересчеты концентраций и расчеты, связанные с приготовлением стандартных растворов и их разбавлением. В аналитической химии используют следующие способы выражения концентраций: молярная, молярная концентрация эквивалента, титр и титр по определяемому веществу. В таблице 1 приведены основные способы выражения концентраций и пересчеты одной концентрации в другую.

В основе всех количественных расчетов результатов анализа лежит закон эквивалентов. Число молей эквивалентов определяемого вещества равно числу молей эквивалентов титранта. Важно правильно определять фактор эквивалентности веществ, реагирующих в процессе титрования, так как условия титрования могут быть различными. Например, в кислотно-основном методе фактор эквивалентности может определяться используемым индикатором. Следует различать какой метод - прямого титрования или титрования по избытку используется в данном определении. В прямом титровании всегда используют один стандартный раствор - титрант, в методе обратного титрования - два титранта. Определив способ титрования, соответствующим образом составляется выражение закона эквивалентов. Число молей эквивалентов титранта целесообразно определять, используя заданную концентрацию титранта, титр или титр по определяемому веществу, не проводя лишних пересчетов от одной концентрации к другой. Все расчеты в объемном анализе проводят с точностью в четыре значащие цифры.

Пример 1.

Из 2,500 г Na₂CO₃ приготовили 500,0 мл раствора. Рассчитать для этого раствора: а) молярную концентрацию, б) молярную концентрацию эквивалента, в) титр, г) титр по HCl.

Решение.

а) Молярная концентрация - это количество молей вещества, содержащееся в 1 литре раствора. n (Na₂CO₃) в 500 мл

Тогда, в 1 литре или в 1000 мл содержится:

Таким образом С(Na₂CO₃) = 0.04717 моль/л.

б) Если не оговорено особо, то в основе титрования предполагается реакция

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl₂ + H₂CO₃

и фактор эквивалентности равен 1/2.

Молярная масса эквивалента, следовательно, равна 1/2 М(Na₂CO₃).

Таблица 1 – СПОСОБЫВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ В АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ И ИХ ВЗАИМОСВЯЗЬ

(объем раствора V в мл; масса вещества m в г)

Наименование концентрации	Обозна-чение	Единица измерения	Формула для расчета концентрации	Расчет количества вещества эквивалента, моль
Массовая доля	wA	%
Молярная	С(А)	моль/л (ммоль/мл)
Молярная концент-рация эквивалента	С(fэквA)	моль/л
Титр	Т(А)	г/мл
Титр по опреде-лямому веществу	Т(А/В)	г/мл

Пример 1.

Из 2,500 г Na₂CO₃ приготовили 500,0 мл раствора. Рассчитать для этого раствора: а) молярную концентрацию, б) молярную концентрацию эквивалента, в) титр, г) титр по HCl.

Решение.

а) Молярная концентрация - это количество молей вещества, содержащееся в 1 литре раствора. n (Na₂CO₃) в 500 мл

Тогда, в 1 литре или в 1000 мл содержится:

Таким образом С(Na₂CO₃) = 0.04717 моль/л.

б) Если не оговорено особо, то в основе титрования предполагается реакция

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl₂ + H₂CO₃

и фактор эквивалентности равен 1/2.

Молярная масса эквивалента, следовательно, равна 1/2 М(Na₂CO₃).

в) По определению: титр - это масса вещества в граммах, содержащаяся в 1 мл раствора

г) Титр по определяемому веществу - это количество граммов определяемого вещества, которое эквивалентно 1 мл раствора соды.

Если 2.5/500 - масса соды, содержащаяся в 1 мл раствора, то число молей-эквивалентов Na₂CO₃ в 1 мл раствора равно

По закону эквивалентов, столько же молей эквивалентов HCl соответствует 1 мл раствора соды. Тогда масса HCl, соответствующая одному мл раствора соды, равна:

Это и есть по определению титр раствора Na₂CO₃ по HCl.

г/мл.

Титр раствора Na₂CO₃ по HCl можно рассчитать и другим способом. Например, исходя из молярной концентрации эквивалента раствора Na₂CO₃

C(1/2Na₂CO₃) - число молей эквивалентов Na₂CO₃ в 1 литре или 1000 мл раствора

C(1/2Na₂CO₃)/1000 - число молей эквивалентов Na₂CO₃ в 1 мл раствора По закону эквивалентов столько же эквивалентов HCl соответствует 1 мл раствора соды. [C(1/2Na₂CO₃)/1000]∙M(HCl) - масса HCl в граммах, соответствующая 1 мл раствора Na₂CO₃, т. е.

г/мл

Пример 2.

Определить массу Na₂CO₃ в 250,0 мл раствора, если на титрование 25,00 мл этого раствора с индикатором метиловым оранжевым израсходовано 20,20 мл раствора HCl с концентрацией 0,1010 моль/л.

Решение.

Прямое титрование. Навеска определяемого вещества или аликвотная часть анализируемого раствора титруется непосредственно титрантом.

Определяем молярную массу эквивалента Na₂CO₃.

C данным индикатором титрование идет по реакции:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂(г)

Фактор эквивалентности Na₂CO₃ равен 1/2.

Закон эквивалентов в этом случае имеет вид:

n(1/2 Na₂CO₃) = n(HCl) и M(1/2 Na₂CO₃) = 53,00 г/моль.

m(Na₂CO₃) = n(1/2 Na₂CO₃)∙1/2M(Na₂CO₃)

Количество вещества эквивалентов HCl равно

n(HCl) = C(HCl)∙V(HCl)

Объем титранта переводится в литры и учитывая, что на титрование взята аликвотная часть исследуемого раствора равная отношению Vколбы/Vпипетки = 250/25, получаем

=0,1010∙20,20∙10^-3∙52,99∙10 = 1,081 г

Тема 3. Кислотно-основное титрование. Определение точки эквивалентности. Расчет кривых титрования сильных и слабых кислот и оснований. Титрование солей. Индикаторы, применяемые в методе кислотно-основного титрования, их выбор. Количественные расчеты

В основе кислотно-основного титрования лежит реакция нейтрализации и в процессе титрования изменяется рН раствора. Поэтому при изучении данной темы необходимо уметь правильно определять состав раствора и рассчитывать рН в ходе титрования. Для правильного выбора индикатора важно знать, что такое точка эквивалентности, скачок рН, точка начала скачка и конца, чем определяется величина скачка рН, и, что такое интервал перехода окраски индикатора и его показатель титрования - рТ.

Пример 1.

Рассчитать рН в точке эквивалентности при титровании 20 мл 0,1 М раствора муравьиной кислоты (КHCOOH = 1,8∙10^-4) 0,2 М раствором KOH. Подобрать индикатор.

Решение.

Напишем уравнение реакции:

HCOOH + KOH - HCOOK + H₂O

рН в точке эквивалентности определяется гидролизом соли.

HCOO^- + H₂O - HCOOH + OH^-, рН > 7.

В точке эквивалентности объем титранта (КОН) равен

Таким образом, при титровании муравьиной кислоты раствором гидроксида калия рН в точке эквивалентности равен 8,29. Индикатор - фенолфталеин (рТинд. = 9).

При проведении количественных расчетов в методе кислотно-основного титрования используется закон эквивалентов. Особое внимание следует обратить на используемые индикаторы, с тем, чтобы правильно определить фактор эквивалентности реагирующих веществ.

Тема 4 Окислительно-восстановительное титрование. Классификация методов по титранту. Кривые окислительно-восстановительного титрования. Основные индикаторы. Количественные расчеты

Для усвоения данной темы нужно вспомнить теорию окисления-восстановления, написание окислительно-восстановительных реакций, электронно-ионных полуреакций, уметь рассчитывать эквивалентные массы веществ, участвующих в окислении-восстановлении, определять направление реакций, делать расчеты по уравнению Нернста, понимать влияние концентрации и рН среды на направление реакций, знать факторы, влияющие на скорость окислительно-восстановительного титрования.

При построении кривой титрования в данном методе рассчитывают равновесный окислительно-восстановительный потенциал по уравнению Нернста в каждой точке кривой. При этом до точки эквивалентности расчет удобнее проводить по системе определяемого вещества, а после точки эквивалентности по системе титранта. Методы окисления-восстановления классифицируют по используемому титранту. Следует знать важнейшие из них такие как: перманганатометрия, иодометрия, броматометрия, хроматометрия. Особое внимание надо обратить на приготовление рабочих растворов, их стандартизацию, используемые в каждом методе индикаторы.

Пример 1. Вычислить значение окислительно-восстановительного потенциала (по отношению к водородному электроду) в растворе, полученном при приливании к 50 мл 0,2 н. раствора Na₂S₂O₃ 20 мл 0,2 н. раствора I₂:

Решение. Пишем уравнение реакции:

2S₂O₃^2- + I₂ = S₄O₆^2- + 2I^-

I₂ + 2e = 2I^-;

2S₂O₃^2- - 2е = S₄O₆^2- + 2I^-

f(S₂O₃^2-) = 1, f(I₂) = 1/2, f(S₄O₆^2-) = 1/2.

В данной точке значение потенциала рассчитывают по системе S₄O₆^2-/2S₂O₃^2-, так как она лежит до точки эквивалентности.

Согласно уравнению Нернста:

рассчитываем [S₄O₆^2-] и [S₂O₃^2-]:

было S₂O₃^2- 0,1∙50 = 5 ммоль-экв

добавлено I₂ 0,2∙20 = 4 ммоль-экв

осталось S₂O₃^2- 5 - 4 = 1 ммоль-экв

образовалось S₄O₆^2- 4 ммоль-экв

Так как в уравнении Нернста входят молярные концентрации ионов, число ммоль S S₄O₆^2- = 1/2∙4 = 2 ммоль.

При проведении количественных расчетов следует особое внимание обратить на окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в процессе титрования. Решая конкретную задачу, обязательно пишут уравнение реакции, и по ней определяют фактор эквивалентности. В данном методе помимо методов прямого и обратного титрования часто используют метод косвенного титрования (метод замещения).

Пример 1. Вычислить значение окислительно-восстановительного потенциала (по отношению к водородному электроду) в растворе, полученном при приливании к 50 мл 0,2 н. раствора Na₂S₂O₃ 20 мл 0,2 н. раствора I₂:

Решение. Пишем уравнение реакции:

2S₂O₃^2- + I₂ = S₄O₆^2- + 2I^-

I₂ + 2e = 2I^-;

2S₂O₃^2- - 2е = S₄O₆^2- + 2I^-

f(S₂O₃^2-) = 1, f(I₂) = 1/2, f(S₄O₆^2-) = 1/2.

В данной точке значение потенциала рассчитывают по системе S₄O₆^2-/2S₂O₃^2-, так как она лежит до точки эквивалентности.

Согласно уравнению Нернста:

рассчитываем [S₄O₆^2-] и [S₂O₃^2-]:

было S₂O₃^2- 0,1∙50 = 5 ммоль-экв

добавлено I₂ 0,2∙20 = 4 ммоль-экв

осталось S₂O₃^2- 5 - 4 = 1 ммоль-экв

образовалось S₄O₆^2- 4 ммоль-экв

Так как в уравнении Нернста входят молярные концентрации ионов, число ммоль S S₄O₆^2- = 1/2∙4 = 2 ммоль.

При проведении количественных расчетов следует особое внимание обратить на окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в процессе титрования. Решая конкретную задачу, обязательно пишут уравнение реакции, и по ней определяют фактор эквивалентности. В данном методе помимо методов прямого и обратного титрования часто используют метод косвенного титрования (метод замещения).

Тема 5 Методы комплексообразования в титриметрическом анализе. Комплексонометрическое титрование. Индикаторы, механизм их действия. Условия титрования. Количественные расчеты

Методы комплексообразования используют прежде всего для определения ионов металлов-комплексообразователей. Необходимо знать важнейшие комплексоны, правильно писать их формулы, уравнения реакций с ионами металлов различной степени окисления. Одним из методов, основанных на реакции комплексообразования, является метод меркуриметрического титрования. Необходимо знать как готовят рабочий раствор, его стандартизацию, индикаторы, примеры определения ионов.

Важнейшим методом определения содержания ионов металлов является метод комплексонометрии. Наиболее часто используется комплексон III - трилон Б. Следует знать его структурную формулу, уметь писать реакции комплексообразования с трилоном Б и структуру его комплексов с различными ионами.

С различной прочностью комплексов связаны условия титрования. Поэтому важно обратить внимание на роль кислотности среды при образовании комплексов и, следовательно, на роль буферных растворов при проведении титрования.

Необходимо помнить важнейшие индикаторы, используемые в методе комплексонометрии, понимать механизм действия металл-индикаторов.

Для количественных определений в данном методе используются как обычные методы - прямого титрования и по остатку, так и особый метод - заместительное титрование с применением комплексоната магния.

Следует знать примеры определения ряда ионов: кальция, магния, алюминия, кобальта, меди, кальция и магния при совместном присутствии. Так как при комплексообразовании выделяется два иона Н⁺, фактор эквивалентности трилона Б принимают равным 1/2. Поэтому и любой ион металла, определяемый комплексонометрически, имеет фактор эквивалентности равный 1/2. При решении задач в методе комплексонометрического титрования иногда целесообразнее расчет вести через моли, помня, что всегда 1 молекула трилона Б реагирует с одним ионом металла, независимо от его степени окисления.

Пример 1.

Определить содержание Na₂SO₄∙10H₂O в граммах на литр, если к 10,00 мл этого раствора добавлено 50,00 мл 0,1000 М раствора Pb(NO₃)₂, избыток Pb(NO3)₂ оттитрован 10,00 мл 0,09000 М раствора Комплексона III.

Задача на титрование по остатку.

Закон эквивалентов в этом случае можно записать с использованием молярной концентрации трилона Б, и учесть, что это косвенный метод и сульфат натрия определяется по осадку PbSO4. Тогда:

n(Pb(NO3)2) = n(Na2SO4 • 10H2O) + n(Тр.Б) Учитывая аликвоту равную 1000/10. получаем:

г/л.

Тема 6. Осадительное титрование. Требования к реакциям. Индикаторы. Кривые титрования. Аргентометрия. Характеристика методов

При изучении данной темы следует обратить внимание на требования, предъявляемые к реакциям осаждения, используемым в объемном анализе, на причины сравнительно ограниченного числа ионов, определяемых данным методом. Следует различать, что в зависимости от иона-осадителя методы осаждения подразделяют на аргентометрию, роданометрию, меркурометрию. Особо важным является вопрос о способах фиксирования конца титрования. В осадительном титровании используют индикаторы, действующие по разному принципу:

а) образующие с титрантом цветной комплекс (метод Фольгарда);

б) образующие с титрантом цветной осадок (метод Мора);

в) адсорбционные индикаторы (метод Фаянса) и т. д.

При рассмотрении отдельных методов осадительного титрования рекомендуется отметить достоинства и недостатки каждого из них. Следует знать важнейшие титранты осадительного титрования (AgNO₃, Hg₂(NO₃)₂), знать, как готовят их растворы, определяют точную концентрацию, какие ионы можно определить с каждым из них. Знать индикаторы и уметь объяснить принцип их действия в различных случаях титрования. Уметь писать уравнения реакций, знать условия их выполнения.

Расчет кривых титрования в методах осаждения проводится, исходя из константы соответствующего гетерогенного равновесия Кs (ПР).

Пример 1.

Вычислить pBr и pAg при титровании 100 мл 0,1 н. раствора KBr 0,1 н. раствором AgNO₃, если добавлено а) 99 мл, б) 100 мл, в) 110 мл титранта.

ПРAgBr = 7,7∙10^-13.

Решение.

Титрование основано на реакции: KBr + AgNO₃ = AgBr↓ + KNO₃

или в ионном виде Br^– + Ag⁺ = AgBr↓

В растворе над осадком в любой момент титрования имеются ионы Ag⁺ и Br^-. Раствор над осадком является насыщенным, поэтому, зная ПР образующейся соли AgBr и концентрацию реагирующих веществ, можно вычислить изменения концентраций ионов Ag⁺ и Br^- в различные моменты титрования.

а) в данной точке в избытке остается 1 мл 0,1 н. раствора KBr, т. е. 0,1∙1 ммоль-экв. Общий объем раствора равен 100 + 99 = 199 мл. Концентрация Br^- составит ммоль/мл или моль/л, т. к. концентрация Br^- из AgBr пренебрегается.

Концентрацию Ag+ вычисляется из ПР_AgBr как

=1,53 · 10^-9 моль/л

Тогда pAg = 8,8.

б) В точке эквивалентности

ПР_AgBr = [Ag+]∙[Br-] = 7,7∙10^-13.

Отсюда: моль/л.

pAg = pBr = 6,1.

в) В присутствии избыта AgNO₃ концентрацию Br--ионов находим из ПР_AgBr как

Принцип решения задач в методах осадительного титрования аналогичен другим методам титриметрического анализа. Наиболее рациональный способ расчета результатов анализа состоит в нахождении количества вещества эквивалентов веществ с последующим пересчетом на содержание веществ в граммах или в процентах.

Пример 2.

0,5020 г анализируемого вещества, содержащего бром, растворили в воде и прибавили 50,00 мл 0,1101 М раствора AgNO₃. Избыток AgNO₃ оттитровали 10,40 мл раствора NH₄CNS концентрации 0,1158 моль/л. Рассчитать процентное содержание брома в анализируемом веществе.

Решение.

В задаче использован метод аргентометрии (Фольгарда), обратное титрование. Закон эквивалентов записывается как

Тема 7. Гравиметрический анализ. Образование осадков. Понятие весовой формы и формы осаждения. Расчеты в гравиметрическом анализе

Основной задачей гравиметрического анализа, как и титриметрических методов, является определение количественного состава вещества или смеси веществ.Изучая особенности гравиметрического анализа, следует хорошо усвоить общую схему проведения анализа, в основе которого лежит превращение исследуемого вещества в какое-либо другое вещество определенного химического состава, которое легко отделить и, взвесив, установить его вес. При рассмотрении методики и техники анализа следует особое внимание обратить на взятие средней пробы и подготовку вещества к анализу, взятие правильной и с достаточной точностью навески исследуемого вещества, выбор осадителя.

Приступая к выполнению анализа, нужно предварительно ознакомиться с аналитическими весами - важнейшим прибором, применяемым в весовом анализе, поэтому следует хорошо знать устройство весов и правила работы на них.

Наиболее важной операцией в гравиметрическом анализе является получение осадка, а затем гравиметрической формы. Надо хорошо понимать и усвоить вопросы теории осаждения и растворения осадков, уметь применить данные о произведении растворимости, о способах уменьшения растворимости, иметь представление о явлении соосаждения. В связи с этим следует знать требования, которым должны удовлетворять осадки, получаемые в гравиметрическом анализе, изучить методики анализа при получении кристаллических и аморфных осадков. Завершением гравиметрического анализа является вычисление результатов определений.

вопросы и ЗАДАНИЯ для контрольной работы

1. Что изучает аналитическая химия?

2. Методы аналитической химии

3. Область использования аналитической химии

4. Признаки аналитической реакции

5. Факторы влияющие на поведение аналитической реакции

6. Что такое дробный и систематический анализ?

7. Что такое специфическая и неспецифическая реакция?

8. На чем основана классификация катионов? На каком основании Mg относят к I группе?

9. Характеристика II аналитической группы катионов. Почему в качестве группового реактива выбран карбонат, а не сульфат или, например, фосфат?

10. Действие группового реагента II группы. Условия осаждения.

11. Характеристики I, II, III групп анионов.

12. Групповые реактивы на эти группы анионов (примеры реакции)

13. В чём состоит сущность весового анализа (перечислите операции в весовом анализе).

14. Использование весового анализа в сельском хозяйстве.

15. Выбор величины навески, растворение навески.

16. Осаждение. Каким требованиям должны удовлетворять осадки в весовом анализе? Что такое форма осаждения и весовая форма?

17. Перечислите условия осаждения кристаллических и аморфных веществ.

18. Фильтрование. Какие фильтры применяются для отделения мелкокристаллических осадков.

19. Что такое соосаждение? Каковы его причины?

20. Как высушивают и прокаливают осадки? Что значит тигель прокалить

21. до постоянной массы?

22. Какие ошибки называются систематическими? Случайными?

23. На чем основан объемный анализ? Перечислите методы объемного анализа.

24. Что такое рабочий раствор (стандартный)? Что такое приготовленный и установленный растворы?

25. Что такое титрование? Виды титриметрических определений: прямое, обратное, косвенное.

26. Что такое точка эквивалентности и как её определять? Способы обнаружения конечной точки (точки эквивалентности) титрования. Выбор кислотно-основных индикаторов. Равновесия в растворах индикаторов. Константа диссоциации индикаторов, интервал перехода окраски. Ошибки титрования.

27. Какие применяются способы выражения концентрации растворов в объемном анализе?

28. Что такое нормальность, в чем выражается? Определение эквивалентных масс сложных веществ. Определение эквивалентных масс окислителя и восстановителя (на примерах).

29. Что такое титр, его единица измерения? Формула, связывающая титр, эквивалент и нормальность?

30. Какова математическая зависимость между объемом и нормальными концентрациями реагирующих веществ?

31. Что представляют собой индикаторы, применяющиеся в объемном анализе? Что такое интервал перехода индикатора?

32. В чем сущность метода нейтрализации и что им определяют? Как определитьточку эквивалентности в этом методе?

33. На чем основан метод перманганатометрии? Почему не нужен индикатор в данном методе?

34. Жесткость воды, ее виды. Методы устранения (приведите уравнения соответствующих реакций).

35. Сущность хелатометрии. Комплексоны, трилон Б (формула). Индикаторы, применяемые в данном методе.

36. Потенциометрия. Сущность метода. Механизм электродных процессов.

37. Индикаторные электроды и электроды сравнения. Стеклянный электрод. Определение рН.

38. Примеры практического применения потенциометрического титрования с использованием реакций осаждения, нейтрализации, комплексообразования и окисления-восстановления.

39. Ионометрия. Классификация ионоселективных электродов. Электроды с жидкими и твердыми мембранами, ферментные электроды.

40. Спектрофотометрия. Электронные спектры поглощения. Реакции, используемые при фотометрии. Выбор оптимальных условий их проведения. Избирательность. Применение маскирования.

41. Закон Бугера-Ламберта-Бера. Отклонение от закона, их причины. Пути устранения. Оптическая плотность, молярный коэффициент поглощения. Выбор условий измерения поглощения. Построение градуировочного графика.