7 Билет:

1)

2 )

3 ) спектральных (оптических) методов.Эмиссионный — физический метод, основанный на изучении эмиссионных спектров паров анализируемого вещества (спектров испускания или излучения), возникающих под влиянием сильных источников возбуждений (электрической дуги, высоковольтной искры); этот метод дает возможность определять элементный состав вещества, т. е. судить о том, какие химические элементы входят в состав данного вещества. Пламенная спектрофотометрия, или фотометрия пламени, являющаяся разновидностью эмиссионного спектрального анализа, основана на изучении эмиссионных спектров элементов анализируемого вещества, возникающих под влиянием мягких источников возбуждения. В этом методе анализируемый раствор распыляют в пламени.Этот метод дает возможность судить о содержании в анализируемом образце главным образом щелочных и щелочноземельных металлов, а также некоторых других элементов, например галлия, индия, таллия, свинца,марганца, меди, фосфора Кроме эмиссионной фотометрии пламенп применяют абсорбнионную, называемую также атомно-абсорбционной спектроскопией или атомно-абсорбционной спектрофотометрией. Она основана на способности свободных атомов металла в газах пламени поглощать световую энергию при характерных для каждого элемента длинах волн. определять сурьму, висмут, селен, цинк, ртуть и некоторые другие элементы, не определяемые методом эмиссионной фотометрии пламени. Абсорбционная спектроскопия основана на изучении спектров поглощения вещества, являющихся его индивидуальной характеристикой. Различают спектрофотометрический метод, основанный на определении спектра поглощения или измерении светопоглощения (как в ультрафиолетовой, так и в видимой и инфракрасной областях спектра) при строго определенной длине волны (монохроматическое излучение), которая соответствует максимуму кривой поглощения данного исследуемого вещества, а также фотоколориметрический метод, основанный на определении спектра поглощения или измерении светопоглощения в видимом участке спектра.В отличие от спектрофотометрни в фотоколориметрическом методе применяют «белый» свет или «белый» свет, предварительно пропущенный через широкополосные светофильтры.Метод анализа по спектрам комбинационного рассеяния света. В методе использовано явление, открытое одновременно советскими физиками Г. С. Ландсбергом и Л. И. Мандельштамом и индийским физиком Ч. В. Раманом. Это явление связано с поглощением веществом монохроматического излучения и последующим испусканием нового излучения, отличающегося длиной волны от поглощенного.Турбидиметрия основана на измерении интенсивности света, поглощаемого неокрашенной суспензией твердого вещества. В турбидиметрии интенсивность света, поглощенного раствором или прошедшего через него, измеряют так же, как в фотоколориметрии окрашенных растворов. Нефелометрия основана на измерении интенсивности света, отраженного или рассеянного окрашенной или неокрашенной суспензией твердого вещества (взвешенного в данной среде осадка).Люминесцентный, или флуоресцентный, метод анализа основан на измерении интенсивности излучаемого веществами видимого света (флуоресценции) при облучении их ультрафиолетовыми лучами.

Основными характеристиками электромагнитного излучения принято считать частоту, длину волны и поляризацию.Длина волны прямо связана с частотой через (групповую) скорость распространения излучения. Групповая скорость распространения электромагнитного излучения в вакууме равна скорости света, в других средах эта скорость меньше. Фазовая скорость электромагнитного излучения в вакууме также равна скорости света, в различных средах она может быть как меньше, так и больше скорости света.  Происхождение спектров поглощения :Появление полос поглощения обусловлено дискретностью энергетических состояний поглощающих частиц  и  квантовой природой электромагнитного излучения. При поглощении квантов света происходит увеличение внутренней энергии частицы, которая складывается из энергии вращения частицы как целого, энергии колебания атомов и движения электронов:E=Eвр+Eкол+Eэл 

Билет 8:

1) Буферными растворами- растворы, сохраняющие неизменными значения рН при разбавлении или добавлении небольшого количества сильной кислоты или основания. Протолитические буферные растворы представляют смеси электролитов, содержащие одноимённые ионы. Различают в основном протолитические буферные растворы двух типов:Кислотные т.е. состоящие из слабой кислоты и избытка сопряженного с ней основания (соли, образованной сильным основанием и анионом этой кислоты). Основные, т.е. состоящие из слабого основания и избытка сопряженной с ним кислоты (т.е. соли, образованной сильной кислотой и катионом этого основания). Механизм действия буферных растворов:Рассмотрим его на примере ацетатного буфера: СН₃СООН + СН₃СООNa Высокая концентрация ацетат-ионов обусловлена полной диссоциацией сильного электролита – ацетата натрия, а уксусная кислота в присутствии одноименного аниона существует в растворе практически в неионизированном виде.1. При добавлении небольшого количества хлороводородной кислоты, ионы Н⁺ связываются с имеющимся в растворе сопряженным основанием СН₃СОО^- в слабый электролит СН₃СООН.CH₃COO ‾ +H ⁺ ↔ CH₃COOH Из уравнения видно, что сильная кислота НС1 заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты СН₃СООН. Количество СН₃СООН увеличивается и по закону разбавления В. Оствальда степень диссоциации уменьшается. В результате этого концентрация ионов Н⁺ в буфере увеличивается, но очень незначительно. рН сохраняется постоянным.При добавлении кислоты к буферу рН определяется по формуле: рН = рК + ℓg 

2 . При добавлении к буферу небольшого количества щелочи протекает реакция её с СН₃СООН. Молекулы уксусной кислоты будут реагировать с гидроксид-ионами с образованием Н₂О и СН₃СОО ^‾:CH₃COOН + OH ^‾ ↔ CH₃COO ‾ + H₂O В результате этого щелочь заменяется эквивалентным количеством слабоосновной соли CH₃COONa. Количество СН₃СООН убывает и по закону разбавления В. Оствальда степень диссоциации увеличивается за счет потенциальной кислотности оставшихся недиссоциированных молекул СН₃СООН. Следовательно, концентрация ионов Н⁺практически не изменяется. рН остаётся постоянным.При добавлении щелочи рН определяется по формуле:рН = рК + ℓg 

3 . При разбавлении буфера рН также не меняется, т.к. константа диссоциации и соотношение компонентов при этом остаются неизменными.Таким образом, рН буфера зависит от: константы диссоциации и соотношения концентрации компонентов. Чем эти величины больше, тем больше рН буфера. рН буфера будет наибольшим при соотношении компонентов равным единице. Расчёт ph для слаб.к-ты и ее соли:Концентрацию ионов водорода вычисляем, исходя из константы диссоциации уксусной кислоты : В присутствии ацетата натрия равновесие диссоциации уксусной кислоты сдвинуто влево, поэтому можно считать, что Тогда

рН = 4,76

В общем случае, для буферного раствора, образованного смешением слабой кислоты и ее соли:

где pK_a= - lg K_a.

2) перманганатометрия, — метод количественного определения веществ (восстановителей, реже — окислителей и соединений, не обладающих окислительно-восстановительными свойствами) с применением титранта — раствора перманганата калия КМnO₄.Сущность метода. Перманганат калия — сильный окислитель, обладающий интенсивной фиолетово-малиновой окраской. В зависимости от кислотности титруемого раствора окислительные свойства перманганат-иона проявляются по-разному.В сильнокислой среде (рН≪7) перманганат-ион восстанавливается до катионов марганца(II) Мn²⁺, которые обладают очень слабой розоватой окраской (практически бесцветны):МnО₄ ‾+ 5е + 8Н⁺ = Мn²⁺ + 4Н₂O В нейтральной среде перманганат-ион восстанавливается до диоксида марганца МnО₂. МnО₄ ‾ + 3е + 2Н₂O = МnО₂ + 4OН‾Поэтому как титрант окислитель перманганат калия в нейтральной среде практически не применяется.В сильнощелочных средах перманганат-ион восстанавливается до манганат-иона МnО₄ ‾ + е = МnО₄²‾Образующийся манганат-ион обладает зеленой окраской умеренной интенсивности, окрашивает раствор в зеленый цвет, что затрудняет обнаружение изменения окраски раствора и фиксацию КТТ. Манганат-ион вступает в реакцию с водой:3 МnО₄²‾ + 2Н₂O = 2 МnО₄ ‾ + МnО₂↓ +40Н‾ с образованием бурого осадка диоксида марганца и перманганат-иона, что искажает результаты анализа.С учетом всех этих обстоятельств перманганат калия как титрант-окислитель в щелочных средах практически не применяется.Таким образом, на основе вышеизложенного можно сделать вывод о том, что перманганатометрическое титрование целесообразно проводить в сильнокислых средах.Условия проведения.1) Влияние рН среды. Перманганатометрическое титрование проводят в сильно кислой среде. введение серной кислоты. 2) Влияние температуры.  комнатной температуре. 3) Фиксация конечной точки титрования. При перманганатометрическом титровании обычно не применяют посторонний индикатор, так как сам титрант — раствор перманганата калия — обладает интенсивной малиново-фиолетовой окраской. Прибавление одной избыточной капли титранта в ТЭ приводит к окрашиванию титруемого раствора в розовый цвет. Так, чтобы придать отчетливую окраску 100 мл воды достаточно прибавить всего 0,2 мл раствора перманганата калия с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л.4) Ход титрования.  к раствору определяемого вещества медленно, по каплям прибавляют раствор титранта, для того чтобы в растворе не было локального избытка окислителя — перманганат-иона и не протекали бы побочные процессы. Титрант метода водный раствор перманганата калия, чаще всего — с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л. Разложение перманганат-ионов ускоряется на свету, при нагревании, под действием кислот и оснований, в присутствии катионов марганца(II) Мn²⁺ диоксида марганца МnО₂который осаждается на стенках сосуда, образуя темный налет.В силу указанных обстоятельств стандартный раствор перманганата калия нельзя приготовить по точной навеске. Для получения титранта вначале готовят раствор перманганата калия с приблизительной концентрацией, например, разбавляя водой более концентрированный раствор. Поскольку дистиллированная вода всегда содержит следы различных веществ, при окислении которых перманганатом калия образуется диоксид марганца, то приготовленный первоначальный раствор перманганата калия следует либо прокипятить, охладить и профильтровать через стеклянный фильтр, либо выдержать длительное время (до нескольких недель) в темном месте и затем также профильтровать через стеклянный фильтр. Стандартизацию раствора перманганата калия проводят по различным установочным веществам: H₂C₂O₄• 2H₂O, Na₂C₂O₄, Аs₂О₃, KJ, (NH₄)2Fe(SO₄)₂ • 6H₂O, по металлическому железу и т.д. Часто стандартизацию проводят по стандартному раствору щавелевой кислоты на основе реакции 2 МnО₄ ‾ + 5H₂O + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 10CO₂ ↑ + 8Н₂O Применение перманганатометрии.  для определения веществ, играющих по отношению к перманганат-иону роль восстановителей, таких, как H₂O₂, MgO₂, NaNO₂, металлическое железо и некоторые другие металлы, карбоновые кислоты, соединения с гидразогруппами R—NH—NH—R, для определения общей окисляемости воды и почвы (т.е. для определения суммы восстановителей, присутствующих в этих объектах). для определения не только восстановителей, но и окислителей, используя обратное титрование.Избыток непрореагировавшего железа(Н) оттитровывают стандартным раствором перманганата калия К недостаткам относятся: невозможность приготовления стандартного раствора титранта по точной навеске, его нестабильность при хранении, необходимость строгого соблюдения условий проведения титрования, регламентируемых соответствующей аналитической методикой.

Б илет 9:

1)

Сильные электролиты, присутствующие в растворе, обычно повышают растворимость соприкасающихся с ним осадков. Например, растворимость PbSО4 в присутствии KNО3, NaNO3 и т. п. повышается и притом тем сильнее, чем больше общая концентрация всех подобных солей в растворе. Это явление, называемое солевым эффектом. Например, действительные концентрации ионов Н+ и С1- в 0,1М растворе НС1, которая, как сильный электролит считается диссоциированной в водных растворах почти нацело, равны также по 0,1моль/л. Однако действуют эти ионы при различных химических реакциях так, как если бы их концентрация равнялась всего 0,0814 моль/л.Концентрацию для сильных электролитов вычисляют, исходя из допущения почти полной диссоциации их в растворе. Что же касается коэффициента активности, то, согласно современной теории сильных электролитов, он представляет собой меру влияния электростатических сил притяжения и отталкивания, действующих между ионами на способность иона к химическим действиям.Если fa < 1, это значит, что и он стеснен в своих движениях междуионными силами. В таком случае а < С, т. е. данное количество ионов (С, моль/л) действует так, как если бы их было меньше (а, моль/л). Если fa = 1, то а = С. Это значит, что ион действует соответственно своей «концентрации» в растворе. У сильных электролитов это происходит только в очень разбавленных растворах (С≤0,0001М), где расстояния между ионами настолько велики, что действующие между ними силы практически не играют роли. Аналогично же можно не считаться с междуионными силами и в случае не слишком концентрированных растворов слабых электролитов, у которых только ничтожная часть всех молекул диссоциирована на ионы. Для таких растворов можно принять, что fa =1 и а=С.

2) Метод кислотно-основного титрования (метод нейтрализации) – предназначен для определения концентрации кислот, оснований, солей и основан на реакции нейтрализации Н⁺ + ОН^- ↔ Н₂О.Реакции кислотно-основного взаимодействия являются реакциями передачи протона от титранта к определяемому веществу или наоборот; характеризуются высокой скоростью и протекают строго стехиометрически. Так как реакция нейтрализации не сопровождается изменением окраски раствора, точку эквивалентности определяют с помощью индикатора.конечная точка титрования, (момент, в который происходит изменение окраски индикатора) не совпадает с точкой эквивалентности, а только более или менее соответствует ей. Индикаторы, применяемые в кислотно-основном титровании: кислотно-основные индикаторы, например, метиловый оранжевый, фенолфталеин и др. Титранты растворы сильных кислот при определении концентрации оснований, растворы щелочей при определении концентрации кислот.Стандартные вещества: карбонат натрия Na₂CO₃, тетраборат натрия Na₂B₄O₇∙10H₂O для установления титра или нормальной концентрации (стандартизации) кислот. Щавелевая кислота Н₂С₂О₄·2Н₂О – для стандартизации щелочей.Определяемые вещества: сильные и слабые кислоты; сильные и слабые основания; соли, подвергающиеся гидролизу.Виды кислотно-основного титрования:1)титрование сильной кислоты сильным основанием или наоборот;2)титрование слабой кислоты сильным основанием;3)титрование слабого основания сильной кислотой.Существуют три способа приготовления титрованных или стандартизированных р астворов: 1. Растворением точно взвешенного количества ве­щества и разбавлением его до известного объёма. берут точную навеску веще­ства, растворяют ее в мерной колбе и доводят объем ра­створа водой до метки. Зная массу растворенного веще­ства (Т) и объем полученного раствора (V), выч-м титр Требования к первичным стандартам:1) вещество должно быть химически чистым;2) состав вещества должен точно соответствовать формуле;3) вещество должно быть хорошо растворимым в воде;4) вещество должно быть устойчивым при хранении и в твердом виде или растворе;5) оно не должно содержать гидратную воду: гигроскопи­ческое или склонное к выветриванию вещество трудно высушить и взвесить;6) желательна возможно большая величина грамм-экви­валента вещества, что позволяет увеличить точность установления нормальности раствора.;7) вещество должно быстро и до конца реагировать с дру­гими веществами. Пользуясь первичными стандартными растворами, ус­танавливают титр остальных веществ. К первичным стандартам относятся, например, NaСl, Nа2СОз, Na2B407•10Н2О, K2Cr207, Н2С2О4•2Н2О, КВгОз и другие. 2. Титрованием раствора, содержащего взвешенное количество соединения, раствором реагента точной кон­центрации. Если вещество не удовлетворяет перечислен­ным выше требованиям, то сначала готовят раствор его приблизительно нужной нормальности. Параллельно с этим готовят раствор первичного стандарта. Далее один из ра­створов оттитровывают другим и, зная концентрацию стан­дарта, вычисляют точную концентрацию приготовленно­го раствора. Титрованные растворы, концентрацию которых нахо­дят в результате титрования, называются вторичными стандартными растворами или растворами с установленным титром; иногда их называют «рабочими» раствора­ми. Процесс определения концентрации стандартного раствора титрованием первичным стандартом называется стандартизацией. 3. Для получения титрованных р-ров на практике часто пользуются «фиксаналами» или стандарт-титрами. Точка эквивалентности — момент титрования, когда число э квивалентов добавляемого титранта эквивалентно или равно числу э квивалентов определяемого вещества в образце.

3)Закон Бугера - Ламберта - Бера связывает уменьшение интенсивности света, прошедшегочерез слой светопоглощающего вещества, с концентрацией вещества и толщиной слоя. Чтобы учесть потери света на отражение и рассеяние, сравнивают интенсивности света, прошедшегочерез исследуемый раствор и растворитель При одинаковой толщине слоя в кюветах из одинакового материала, содержащих один и тотже растворитель, потери на отражениеи рассеяние света будет зависеть от концентрации вещества.

Основные приемы фотометрического анализа: 1)Метод сравнения.Измеряют оптические плотности исследуемого А_х и стандартного А_стандОкрашенных растворов при одной и той же толщине светопоглощающего слоя. ТогдаА_{х =} εС_хb, а А_{ст =} εС_стb, следовательноС_х = С_ст ∙ А_х/А_ст.2. Метод калибровочного графика.Готовят серию стандартных растворов чистого определяемого вещества в диапазоне концентраций, близких к предполагаемой. Измеряют их оптические плотности при заданной длине волны и строят калибровочныйГрафик, откладывая по оси абсцисс значения концентрации, а по оси ординат соответствующие им значения оптической плотности. Затем измеряют оптическую плотность исследуемого раствора и по графику находят значение концентрации. Этот метод наиболее удобен в серийных анализах.3. Метод добавок.Измеряют оптическую плотность исследуемого раствора А_х. Затем к нему добавляют некоторое известное количество определяемого вещества и снова измеряют оптическую плотность А_{х + а.} Согласно основному закону светопоглощения:А_{х =} εС_хb А_{х + а =} ε(С_х + С_а) b Решая эти уравнения относительно С_х, получают формулу:С_х = С_а ∙ (А_х/ А_{х + а} – А_х), где С_а – концентрация добавки в фотометрируемом растворе.Метод добавок создает одинаковые условия при фотометрировании исследуемого и стандартного растворов и позволяет уменьшить влияние примесей на результаты анализа. 4.Дифференциальный метод.Его сущность заключается в том, оптические плотности исследуемого и стандартного окрашенных растворов измеряют по отношению к окрашенному раствору определяемого элемента с концентрацией С₀, близкой к концентрацииисследуемого раствора. Этот метод может иметь несколько вариантов: С₀ < C_x (еслиС_х велико), С₀ > С_х (если С_хмало), двустороннее дифференцирование для повышения точности определения.

Билет 10-

1)Гидролиз соли - это обратимый, обменный процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабых электролитов. В результате гидролиза изменяется кислотность среды. Рассмотрим наиболее типичные случаи гидролиза солей. 1. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону). NH4Cl+HOHNH4OH+HCl NH4+ +Cl-+HOHNH4OH+H++ Cl- NH4+ +HOHNH4OH+H+

В растворе накапливаются ионы H+, в результате чего реакция смещается в кислую сторону, рН в растворах солей подобного типа меньше7.2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону).CH3COONa+HOHCH3COOH+NaOH CH3COO-+Na++HOHCH3COOH+Na++OH-

CH3COO-+HOHCH3COOH+OH- В данном случае гидролиз ведет к увеличению концентраций ионов в растворе, среда щелочная, рН>7.3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и по аниону).CH3COONH4 +HOHCH3COOH+NH4OH CH3COO- + NH4+ +HOHCH3COOH+NH4OH В результате гидролиза ацетата аммония происходит образование двух слабых электролитов, раствор оказывается близким к нейтральному, рН~7.4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой..В результате реакции, как правило, наблюдается изменение кислотности исходного раствора. Вместо органического растворителя (воды) может использоваться растворитель другого типа. Однако в этом случае реакцию между растворителем и солью называют сольволизом.Важно знать, что в гидролиз вовлекаются лишь те соли, которые являются производными компонентами слабых оснований и кислот. Соли, полученные из сильных оснований и кислот, гидролитической реакции не подвержены.Чтобы дать характеристику полноте протекания процесса, используется специальное определение – степень гидролиза (β). Степень гидролиза определяет соотношение величины концентрации молекул, которые подвергаются гидролизу (С[гидр]) к первоначальной (исходной) концентрации уже растворенной соли (С[исх.]). Математически это можно выразить следующим уравнением:

β = С[гидр] / С[исх.]

Степень гидролиза имеет свойство увеличиваться по мере уменьшения константы диссоциации слабого основания или кислоты, а также при снижении степени концентрации солей и повышении температуры.

Гидролиз солей, являющихся производными частями сильной кислоты и слабого основания (другое название процесса – гидролиз по катиону)Константа гидролиза определяется по следующей формуле: К[г] = К[W] / К[основание]где К[W] – это результат ионного произведения воды (С[Н] + С[ОН(-)]).

Из приведенного выражения константы гидролиза видно, что при снижении силы основания наблюдается увеличение значения константы гидролиза, а, значит, и степени гидролиза. В свою очередь, степень гидролиза имеет свойство увеличиваться при уменьшении величины силы основания и степени концентрации солей в растворе. Увеличение температуры реакции также ведет к увеличению константы гидролиза и росту значения степени гидролиза.

Гидролиз солей, являющихся производными сильного основания и слабой кислоты (другое название процесса – гидролиз по аниону)Константа гидролиза вычисляется по следующей формуле: К[г] = К[W] / К[кислота] где значение К[кислота] – это константа диссоциации для слабой кислоты.

Гидролиз солей, являющихся производными слабого основания и слабой кислоты (другое название – гидролиз по катиону и аниону)В этом случае константа гидролиза будет определяться величинами константы диссоциации слабого основания и слабой кислоты. Рассчитывается она по следующей формуле: К[г] = К[W] / К[кислота] * К[основание].

2-Ванадатометрия — метод окислительно-восстановительного титрования, основанный на реакции восстановления соединений ванадия. Чаще всего в ванадатометрии в качестве окислителя используют соединения ванадия(V). Основными реакциями ванадатометрии являются:{\displaystyle {\mathsf {VO_{2}^{+}+e^{-}+2H^{+}\rightleftarrows VO^{2+}+H_{2}O\ \ E_{VO_{2}^{+}/VO^{2+}}^{0}=0,994\ B}}}{\displaystyle {\mathsf {H_{2}VO_{4}^{-}+e^{-}+4H^{+}\rightleftarrows VO^{2+}+3H_{2}O\ \ E_{H_{2}VO_{4}^{-}/VO^{2+}}^{0}=1,31\ B}}}Величина данных потенциалов зависит от pH среды. Так, для пары VO₂⁺/VO²⁺ в 1М растворе серной кислоты он составляет +1,02В, а в 8М растворе уже +1,30В.В качестве титранта используют ванадат натрия или ванадат аммония, растворы которых готовят из точных навесок. Эти растворы достаточно стабильны при хранении, их концентрацию определяют титрованием раствором перманганата калия в кислой среде после восстановления диоксидом серы V(V) в V(IV) и удаления избыточного диоксида серы.Конечная точка титрования определяется по изменению окраски индикаторов: дифениламина, N-фенилантраниловой кислоты, дифениламин-4-сульфокислоты, а также потенциометрически.Ванадатометрия обладает большей избирательностью по сравнению с хроматометрией и цериметрией, позволяя определять гидрохинон в присутствиикрезолов, а малеиновую кислоту в присутствии муравьиной.

3-Фототурбидимитрия-измеряет интенсивность рассеивания света,который определяется в направлении светового потока.Метод основан на измерении ослабленного светового потока.В основу положено уравнение Рэлея.Фототурбидиметрия основаны на явлении рассеяния света дисперсными системами — суспензиями или золями, получаемыми в результате аналитических реакций. При прохождении света через дисперсную гетерогенную систему, какой является взвесь малорастворимого вещества в момент образования, происходит ослабление светового потока в результате рассеивания и поглощения его частицами дисперсной фазы.Это явление и использовано в турбидиметрических методах для качественной и количественной оценки малорастворимых соединений.

Билет-11

1-Кислотно-основные равновесия смещены в сторону более слабой кислоты и более слабого основания.Кислота тем сильнее, чем легче она отдает протон, а основание тем сильнее, чем легче оно принимает протон и прочнее его удерживает. Молекула (или ион) слабой кислоты не склонна отдавать протон, а молекула (или ион) слабого основания не склонна его принимать, этим и объясняется смещение равновесия в их сторону. Силу кислот, а также силу оснований можно сравнивать только в одном и том же растворителе

Так как кислоты могут реагировать с разными основаниями, то соответствующие равновесия будут смещены в ту или иную сторону в разной степени. Поэтому для сравнения силы разных кислот определяют, насколько легко эти кислоты отдают протоны молекулам растворителя. Аналогично определяется и сила оснований. Сила кислоты – характеристика кислоты, показывающая, насколько легко кислота отдает протоны молекулам данного растворителя. Сила основания – характеристика основания, показывающая, насколько прочно основание связывает протоны, оторванные от молекул данного растворителя.

Для количественной характеристики силы кислоты в водных растворах можно использовать константу кислотно-основного равновесия обратимой реакции данной кислоты с водой:

HА + Н2О =А + H3O

Для характеристики силы кислоты в разбавленных растворах, в которых концентрация воды практически постоянна, пользуются константой кислотности:

где Kк(HA) = Kc·[H2O].

Совершенно аналогично для количественной характеристики силы основания можно использовать константу кислотно-основного равновесия обратимой реакции данного основания с водой: А + Н2О =НА + ОН ,

рН=0,5(рКа+рСа)

а в разбавленных растворах – константу основности

, где Kо(HA) = Kc·[H2O].

рН=14-рОН=14-0,5(рКв+рСв)

Константы кислотности и основности, как правило, определяются экспериментально.

2- дихроматометрия, — метод определения веществ, основанный на реакции их окисления дихромат-ионами. Метод—фармакопейный. Сущность метода. В основе метода лежит полуреакция Cr2О72⁻ + 6e +14H+ =2Cr3+ + 7H2О. титрование обычно проводят в сильнокислых растворах.Кислую среду можно создавать, прибавляя не только серную, но также ортофосфорную или хлороводородную кислоту Титрант метода- водный раствор дихромата калия К2Cr2О7, чаще всего с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л. Титрант готовят по точной навеске дихромата калия высокой степени чистоты, предварительно дважды перекристаллизованного из воды и затем высушенного при ~150—200 °С. При хранении в закрытой емкости в темном месте раствор дихромата калия стабилен и не изменяет свой титр в течение длительного времени.

Фактор эквивалентности 1/6.Определение конечной точки титрования. Водные растворы дихромата калия имеют оранжевую окраску, однако ее интенсивность недостаточна для надежного определения изменения цвета титруемого раствора в ТЭ. К тому же в ТЭ присутствуют катионы Сr3+, образовавшиеся при восстановлении дихромат-иона и обладающие зеленой окраской, что также затрудняет определение изменения цвета титруемого раствора в ТЭ. Поэтому дихроматометрическое титрование обычно проводят в присутствии редокс-индикаторов — дифениламина, дифениламинсульфоновой кислоты, N-фенилантраниловой кислоты.

Применение дихроматометрии Прямым дихроматометрическим титрованием можно определять ряд восстановителей, таких, как железо(II) (включая определение ферроцианидов, содержащих ферроцианид-ион [Fe(CN)6]4ˉ), сульфиты, иодиды, арсениты, аскорбиновую кислоту, метанол, суммы окисляющихся веществ в воде и почве и т.д. Методом обратного титрования определяют некоторые окислители.

Методом обратного титрования определяют и некоторые восстановители, которые медленно реагируют с раствором дихромата калия. Так, например, при определении гидрохинона к аликвоте анализируемого раствора, содержащего гидрохинон, прибавляют известный избыток раствора дихромата калия и оставляют на некоторое время. Затем избыточный дихромат калия оттитровывают раствором, содержащим железо(II).К преимуществам можно отнести то, что стандартный раствор титранта готовится по точной навеске и не требует последующей стандартизации; титрант стабилен даже при длительном хранении; титрование можно проводить в соляно-кислой среде.

3-Радиометрические методы основаны на измерении излучений, испускаемых радиоактивными элементами. Для регистрации излучений применяют специальные установки с использованием счетчиков Гейгера—Мюллера.Радиометрические методы анализа отличаются рядом преимуществ по сравнению с химическими методами. Прежде всего следует отметить их высокую чувствительность, которая значительно выше чувствительности химических и других физических и физико-химических методов анализа.Эти методы анализа применяются для количественного определения микропримесей различных элементов в металлах и неметаллах высокой степени чистоты.Различают следующие радиометрические методы:1. Метод изотопного разбавления. Метод изотопного разбавления, как указывает само название, основан на разбавлении соединения, меченного радиоактивным изотопом, неактивным компонентом смеси. Для этого к анализируемой смеси добавляют некоторое количество соединения, меченного одним из радиоизотопов и по своему составу совпадающего с определяемым компонентом.При этом удельная активность соединения, меченного радиоактивным изотопом, уменьшится. Если выделить часть анализируемого вещества, то можно определить конечную удельную активность. Зная начальную и конечную удельные активности, легко вычислить содержание определяемого вещества.Преимущество этого метода анализа заключается в том, что отпадает необходимость в количественном выделении определяемого вещества при условии полного смешения изотопов. Достаточно выделить лишь часть его в химически чистом виде.Метод изотопного разбавления имеет преимущество перед другими радиометрическими методами в тех случаях, когда полное выделение исследуемого вещества из анализируемой смеси затруднительно или невозможно.2. Радиоактивационный анализ. Принцип этого метода заключается в переводе стабильных изотопов элемента в радиоактивные, измерение радиоактивности которых служит критерием содержания данного элемента в анализируемом объекте. Для этого анализируемые образцы подвергают облучению, например, в атомном реакторе.Активность измеряют при помощи специальных счетных устройств.Период полураспада и энергия излучения являются специфичными для индивидуальных радиоизотопов, т. е. применяя радиоактивационный анализ, можно контролировать чистоту получаемых веществ.Измерив радиоактивность и зная время облучения, интенсивность потока облучающих частиц, соответствующие ядерно-физические данные определяемого элемента, можно вычислить его весовое количество.Одновременно с исследуемым веществом облучают стандартные образцы, содержащие точно известные количества определяемых элементов. Сравнивая в одинаковых условиях активности определяемого вещества и стандартных образцов, можно вычислить содержание определяемого элемента.Радиоактивационный метод отличается многими преимуществами по сравнению с другими методами анализа. Метод обладает высокой чувствительностью. Основным недостатком его является то, что не все элементы можно определять этим методом. Образующийся после облучения радиоактивный элемент должен иметь сравнительно большой период полураспада, достаточный для того, чтобы можно было успеть провести химическое разделение и измерение активности выделенного элемента.

Билет 12

1)закона действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. Окислительно-восстановительные реакции (редокс-реакции) – это реакции сопровождаемые переносом электронов от восстановителя к окислителю. Окисление – это процесс отдачи электронов. Вещества или ионы, которые отдают электроны окисляются, а сами называются восстановителями. А -nē An+Восстановление – это процесс присоединения электронов. Вещества или ионы которые присоединяют электроны восстанавливаются , а сами называются окислителями. B +nē Bn-

Так как электроны в растворе не могут существовать в свободном состоянии, то следовательно оба эти процесса протекают одновременно образуя двойную сопряженную редокс-систему. Fe3+ +ē Fe2+ -простая сопряженная редокс система .SnII -2ē SnIV -простая споряженная редокс система. Fe3+ + SnII Fe2+ + SnIV -двойная сопряженная редокс-система.Окислительная и восстановительная сила или химическая активность каждой редокс-пары характеризуется значением нормального (стандартного) редокс-потенциала. Значение редокс-потенциала измеряется в гальваническом элементе состоящем из индикаторного электрода (3) (сделанного из золота, платины или др. металла) и нормального водородного электрода (1) в качестве электрода сравнения, потенциал которого условно считается равным нулю.Электродный потенциал возникает при соприкосновении металлической пластины с раствором соли. Если окисленная и восстановленная формы представляют собой ионы в растворе, то потенциал, который возникает на благородном металле, помещённом в раствор, называется окислительно-восстановительным потенциалом. Fe3+ +e =Fe2+ .Количественную зависимость редокс-потенциала системы от концентрации по отношению к нормальному водородному потенциалу выражают уравнением Нернста:

Е 0 – стандартный электродный потенциал, В R – газовая постоянная, 8.314 Дж Т – абсолютная температура раствора, К F – число Фарадея, 96500 Кл n – количество электронов, участвующих в ОВР aOx – активность окисленной формы aRed – активность восстановленной формы Потенциалы, измеренные в паре с нормальным водородным электродом при концентрации (активности) ионов равной 1, и температуре 25 С, называются стандартными потенциалами (Е0). Значения стандартных (нормальных) потенциалов приводятся в справочных таблицах.По величине потенциала определяют направление и возможность протекания о-в реакции: Возможность протекания редокс-реакции определяется химической активностью редокс-пар участвующих в реакции (их две). Редокс-реакции протекают в направлении получения более слабого восстановителя и более слабого окислителя по сравнению со взятыми для реакции.

Факторы,влияющиена величинуь окислительно-восстановителного потенциала: концентрации окисленной и восстановленной форм, ионная сила, температура, рН раствора, процессы комплексообразования и осаждения.

2)Титрование в неводных средах- титрование, при котором средой служит неводный растворитель с минимальным содержанием воды. В качестве неводных растворителей применяют обычно обезвоженные (преимущественно органические) жидкости - индивидуальные вещества или их смеси, например: ацетон, диметилформамид, диметилсульфоксид, диоксан, кислоты (уксусная, муравьиная), уксусный ангидрид, метилэтилкетон, нитрометан, пиридин, спирты (метанол, изопропанол, третичный бутиловый спирт), этилендиамин и другие.

Окончание титрования при использовании неводных растворителей фиксируют либо визуальным индикаторным методом, либо, что предпочтительнее, потенциометрически (методом потенциометрического титрования). Многие органические вещества, нерастворимые в воде, хорошо растворяются в различных органических растворителях, что позволяет определять их титриметрическими методами.Силу слабых в водных растворах кислот и оснований можно увеличить подбором растворителя, в котором их титрование становится возможным. В настоящее время неводные среды используют в аналитической практике для титрования разнообразных неорганических и органических веществ и для дифференцированного (раздельного) титрования многокомпонентных смесей солей, кислот и оснований. Растворители, используемые в неводном кислотно-основном титрованииПо своим кислотно-основным свойствам, т.е. по способности отдавать или присоединять протоны, растворители разделяют на апротонные и протонные (протолитические).Апротонные растворители не проявляют кислотно-основных свойств. Молекулы таких веществ не отдают и не присоединяют протоны. К их числу относятся бензол, толуол, гексан, четыреххлористый углерод, хлороформ и некоторые другие. Апротонные растворители мало влияют на кислотно-основные свойства растворенных в них веществ.

3)ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ В ФОТОЭЛЕКТРОКОЛОРИМЕТРИИ

Для определения концентрации анализируемых веществ в фотоэлектро-колориметрии применяют:— метод сравнения оптических плотностей стандартного и исследуемого окрашенных растворов;— метод определения по среднему значению молярного коэффициента светопоглощения;

— метод градуировочного графика;— метод добавок.

Метод сравнения оптических плотностей стандартного и исследуемого окрашенных растворов.готовят эталонный раствор определяемого вещества известной концентрации, которая приближается к концентрации исследуемого раствора. Определяют оптическую плотность этого раствора при определенной длине волны Аэт. Затем определяют оптическую плотность исследуемого раствора Ах при той же длине волны и при той же толщине слоя. Сравнивая значения оптических плотностей исследуемого и эталонного растворов, находят неизвестную концентрацию определяемого вещества. Метод определения по среднему значению молярного коэффициента свето-поглощения.готовят стандартные растворы исследуемого вещества известной концентрации Сст, моль/дм3, и измеряют их оптическую плотность Аст. Рассчитывают среднее значение молярного коэффициента поглощения.Затем измеряют оптическую плотность исследуемого раствора Ах и по формуле основного закона светопоглощениянаходят Сх.Метод градуировочного графика. Для определения концентрации вещества этим методом готовят серию из 5—8 стандартных растворов различной концентрации.Измеряют оптическую плотность стандартных растворов и строят график зависимости А (С). Определив Ах исследуемого раствора, по градуировочномуграфику находят Сх

Метод добавок — это разновидность метода сравнения, основанный на сравнении оптической плотности исследуемого раствора и того же раствора с добавкой известного количества определяемого вещества.

ДИФФЕРЕНЦИАЛЬНАЯ ФОТОКОЛОРИМЕТРИЯСущность метода заключается в измерении оптической плотности анализируемого раствора относительно раствора сравнения, содержащего известное количество определяемого элемента.Для анализа готовят раствор сравнения с известным количеством анализируемого вещества и при помощи двух кювет, заполненных этим раствором, устанавливают на нуль шкалу оптической плотности. Затем одну из кювет заполняют анализируемым раствором и измеряют оптическую плотность по отношению к раствору сравнения.Метод применим для повышения точности фотоколориметрических измерений при определении высоких концентраций.Концентрацию анализируемого вещества находят по калибровочному графику

Билет №13

1.Буферные системы (буферные растворы) - это растворы, способные сохранять приблизительно постоянное значение рН при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или сильных оснований. Способность буферного раствора сохранять рН не безгранична. Буфер имеет определенную «буферную емкость». «Буферная емкость» - способность буферного раствора оказывать сопротивление действию кислот или щелочей, вводимых в раствор в одинаковых количествах и определенной концентрации. Вывод формулы для расчета рН буферных растворов, образованных слабым основанием и его солью: Рассмотрим равновесие в аммиачной буферной смеси – в водном растворе аммиака и хлорида аммония ˑ + NH₄Cl.

Хлорид аммония как сильный электролит распадается на ионы нацело

NH₄CI = NH₄⁺ + Cl⁻.

Аммиак в водном растворе – слабое основание и диссоциирует лишь в незначительной степени:

+ = ˑ = NH₄⁺ + О

, откуда = . Тогда = С( NH₄CI). После логарифмирования и умножения на -1 получаем:

-lg =-lg - lg С( NH₄CI).

Перейдем к показателям:

pOH = p + p С( NH₄CI).

pH = 14 – pOH = 14 - p - p С( NH₄CI).

1. Гравиметрический метод – метод количественного анализа, основанный на определении массы искомого компонента путем точного взвешивания массы устойчивого конечного вещества известного состава, в коророе полностью переведен данный определяемый компонент.

В гравиметрии используются различные неорганические и органические химические соединения. В гравиметрии есть три метода: отгонка, осаждение и выделение.

Гравиметрические методы применяют редко. Основное их достоинство — исключается построение калибровочных графиков Гравиметрические методы применяют в качестве арбитражных при определении магния, натрия, кремнекислоты, сульфат-ионов, суммарного содержания нефтепродуктов, жиров.Метод осаждения Навеску анализируемого вещества растворяют в воде или другом растворителе и осаждают определяемый элемент реактивом в виде малорастворимого соединения. Полученный осадок отфильтровывают, промывают, высушивают, прокаливают и взвешивают. Зная массу осадка, вычисляют содержание определяемого элемента в массовых долях или процентах от взятой навески. Метод выделения Основан на выделении определяемого компонента из анализируемого вещества и его точном взвешивании. Например определение золы в твердом топливе. Метод отгонки определяемый компонент выделяют в виде летучего соединения действием кислоты или высокой температуры. Возможны различные варианты этого метода: определяемый компонент выделяют в виде летучего соединения и поглощают поглотителем. Расчёт ведут по изменению массы поглотителя, отгоняемое вещество отгоняют и отгон (дистиллят) взвешивают вещество взвешивают, совершают отгон и вновь взвешивают. Расчёт производят по уменьшению массы навески. Метод осаждения в гравиметрическом анализе, ход анализа, расчеты. Гравиметрический анализ методом осаждения включает в себя следующие основные этапы:

- взятие навески анализируемого образца и перевод её в раствор;

- перевод определяемого вещества в форму осаждения (осаждение);

- отделение осадка от раствора (фильтрование) и удаление примесей (промывание);

- перевод формы осаждения в весовую (гравиметрическую) форму;

- взвешивание весовой формы на аналитических весах;

- расчет результатов анализа. Осажденной формой называют соединение, в виде которого определяемый компонент осаждается из раствора. Гравиметрической (весовой) формой называют соединение, которое взве­шивают. Отношение молярной массы определяемого компонента к молярной массе гравиметрической формы называют фактором пересчета, или гравиметрическим фактором. Факторная навеска численно ( в граммах) равна фактору пересчета этого определения.

В фармации: контроль качества ЛП и ЛРС для определения содержания общей золы, сульфатной золы, а также золы, нерастворимой в НСl.

2. Фотоколориметрия — количественное определение концентрации вещества по поглощению света в видимой и ближней ультрафиолетовой области спектра. Поглощение света измеряют на фотоколориметрах или спектрофотометрах. Приборы, используемые в этом методе, называют спектрофотометрами и фотоколориметрами. Спектрофотометры позволяют получить падающее излучение в очень узком диапазоне длин волн и чаще всего используют в качественном анализе, для количественных определений используют более простые фотоколориметры. В последнее время - это однолучевые приборы с дифракционной решеткой в качестве монохроматора. Вращение решетки вокруг оптической оси позволяет получить узкополосное излучение в видимом диапазоне длин волн. Измерительный прибор проградуирован в единицах оптической плотности.

Метод очень широко используется в анализе природных объектов. Основные приемы фотометрического анализа. 1. Метод сравнения. Измеряют оптические плотности исследуемого А_х и стандартного А_станд Окрашенных растворов при одной и той же толщине светопоглощающего слоя. Тогда А_{х =} εС_хb, а А_{ст =} εС_стb, следовательно С_х = С_ст ∙ А_х/А_ст. 2. Метод калибровочного графика.Готовят серию стандартных растворов чистого определяемого вещества в диапазоне концентраций, близких к предполагаемой. Измеряют их оптические плотности при заданной длине волны и строят калибровочный График, откладывая по оси абсцисс значения концентрации, а по оси ординат соответствующие им значения оптической плотности. Затем измеряют оптическую плотность исследуемого раствора и по графику находят значение концентрации. Этот метод наиболее удобен в серийных анализах.3. Метод добавок. Измеряют оптическую плотность исследуемого раствора А_х. Затем к нему добавляют некоторое известное количество определяемого вещества и снова измеряют оптическую плотность А_{х + а.} Согласно основному закону светопоглощения: А_{х =} εС_хb А_{х + а =} ε(С_х + С_а) b Решая эти уравнения относительно С_х, получают формулу: С_х = С_а ∙ (А_х/ А_{х + а} – А_х), где С_а – концентрация добавки в фотометрируемом растворе.

Метод добавок создает одинаковые условия при фотометрировании исследуемого и стандартного растворов и позволяет уменьшить влияние примесей на результаты анализа. 4.Дифференциальный метод. Его сущность заключается в том, оптические плотности исследуемого и стандартного окрашенных растворов измеряют по отношению к окрашенному раствору определяемого элемента с концентрацией С₀, близкой к концентрации исследуемого раствора. Этот метод может иметь несколько вариантов: С₀ < C_x ( если С_х велико), С₀ > С_х (если С_х мало), двустороннее дифференцирование для повышения точности определения. В фармации: анализ левомицетина, ментол, новокаин, пилокарпин, рутин, стрептомицин и другие.

Билет №14

1)Направление окислительно-восстановительных реакций. Учет знака потенциала окислительно-восстановительной реакции позволяет определять направление протекания реакции в заданных условиях. Если потенциал Е окислит.-восстановительной реакции больше нуля (Е>0), то реакция протекает в прямом направлении с соответствии с записью уравнения реакции. Если Е<0, то реакция протекает в обратном направлении. Если же Е=0, то система находится в состоянии химического равновесия. Важнейшие окислители и восстановители, применяемые в аналитической химии. окислители— галогены, перхлорат, хлорная кислота, бромат, иодат, азотная кислота и ее соли, перманганат калия, дихромат калия, перекись водорода, перекись натрия, двуокись свинца, пероксодисульфат аммония. Перекись водорода, азотистая кислота и ее соли могут быть и окислителями и восстановителями. Восстановители – MnSO4, HCl, Cr2(SO4)3, FeSO4, HBr, Na3AsO3, HI, SnCl2, Na2S2O3.

2) При титровании многоосновных кислот возможно появление двух или более скачков титрования. Диссоциация двухосновной кислоты происходит по следующей схеме: Н₂А = НА^- + Н⁺ НА^- = А^2- + Н⁺ Каждая стадия диссоциации соответственно характеризуется константой диссоциации. Число скачков, наблюдаемых на кривых титрования многоосновных кислот, зависит от абсолютного значения последовательных констант диссоциации, а также от их соотношения. Рассмотрим построение кривой титрования двухосновной кислоты последовательными константами диссоциации, различающимися более чем в 10⁴ раз.До начала титрования. Раствор содержит только кислоту Н₂А. Поскольку различие в величинах констант диссоциации большое, можно пренебречь диссоциацией, по второй стадии и титруемый раствор рассматривать как раствор одноосновное кислоты. . До точки эквивалентности. Раствор представляет собой смесь неоттитрованной кислоты Н₂А и сопряженного основания НА^-, т.е. буферную смесь. Расчет рН следует проводить по формуле, если титруют не слишком разбавленный раствор. В первой точке эквивалентности. В растворе находится основание НА^- образовавшееся в результате титрования кислоты Н₂А. Поскольку НА^- амфолит, то для расчета рН следует взять подходящую для конкретного случая (в зависимости величин.). За первой точкой эквивалентности. Раствор представляет собой смесь неоттитрованной кислоты НА- и образующегося в результате титрования сопряженного основания А^2-, т.е. буферную смесь.Во второй точке эквивалентности. Раствор содержит основание А^2-, обычно достаточно сильное , чтобы можно было пренебречь диссоциацией его по второй стададии. Поэтому расчет рН можно провести по формуле .За второй точкой эквивалентности. В растворе находится смесь слабя основания А²' и сильного основания - титранта. На кривых титрования одноосновных оснований наблюдается один величина которого зависит от тех же факторов, что и величина скачка на кривых титрования одноосновных кислот. Интервал значений рН, в пределах которого индикатор изменяет вою окраску, называют областью перехода.

	Область перехода pH	Показатель титрования pT
Тропеолин	1,4 – 3,2	2,0
Метиловый оранжевый	3,1 – 4,4	4,0
Метиловый красный	4,4 – 6,2	5,5
Лакмус	5,0 – 8,0	7,0
Фенолфталеин	8,0 – 10,0	9,0
Бромтимоловый синий	8,0 – 9,6	8,0
Тимолфталеин	9,4 – 10,6	10,0

3)Полярография – это метод, основанный на использовании следующих зависимостей между электрическими параметрами электрохимической ячейки, к которой прилагается внешний потенциал, и свойствами содержащегося в ней анализируемого раствора. Сущность - Протекание электрического тока в водном растворе связано с движением ионов, образованных в результате электролитической диссоциации. Протекание тока через ртуть, другие металлические и углеродные материалы – с движением электронов. Поэтому на границе электрод/раствор должен существовать какой-то процесс, обеспечивающий переход потока ионов в поток электронов, иначе ток не пойдет. Такой процесс представляет собой электрохимическую реакцию. Количество прореагировавшего вещества определяется законом Фарадея, то есть пропорционально прошедшему через электрод заряду.

Метод основан на анализе кривых зависимостей силы тока от приложенного к электрохимической ячейке напряжения — так называемых полярограмм. В зависимости от формы и скорости изменения поляризующего напряжения различают постояннотоковую (классическую), переменнотоковую, высокочастотную, импульсную, осциллографическую полярографию, варианты метода имеют различные чувствительность (минимально определяемая концентрация вещества) и разрешающую способность (допустимое отношение концентраций определяемого компонента и сопутствующих).

В ячейке для полярографии присутствуют поляризуемый и неполяризуемый электроды, площадь первого должна быть значительно меньше площади второго — в таком случае идущая на нём электродная реакция не вызывает заметных химических изменений в растворе или изменения разности потенциалов. В качестве поляризуемого электрода могут быть использованы ртутно-капающий электрод, стационарный ртутный электрод, твёрдые электроды из графита, благородных металлов и пр

Качественный полярографичекий анализ – связь между величиной приложенного на микроэлектроде внешного электрического потенциала, при котором наблюдается восстановление (окисление) анализируемого вещества на микроэлектроде в данных условиях, и природой восстанавливающегося (окисляющегося)анал.вещества. Количественный полярографичекий анализ – связь между величиной диффузионного тока, устанавливающего в полярографической ячейке после достижения определенного значения приложенного на микроэлектроде электрич.потенциала, и концентрацией определяемого вещества в анал.растворе.

Определение смеси нескольких веществ, если потенциалы их полуволн мало отличаются друг от друга, и определение примеси неблагородных металлов в присутствии избытка более благородного металла можно проводить с помощью метода, позволяющего снимать кривые зависимости от , так называемого дифференциального полярографического метода. Применение метода в фармации (определение цинка, кадмия и меди в смеси)

Билет №15