ROCK

АМИНИ 11._____.doc Doc58.doc Doc59.doc Doc60.doc

НИТРОСЪЕДНИНЕНИЯ 10.________________.doc Doc53.doc Doc54.doc Doc55.doc Doc56.doc

КАРБОКСИЛНИ СЪЕДИНЕНИЯ 9.______________________.doc Doc47.doc Doc48.doc Doc49.doc Doc50.doc Doc51.doc

КАРБОНИЛНИ СЪЕДИНЕНИЯ 8._____________________.doc Doc42.doc Doc43.doc Do_44.doc Doc45.doc

ХИДРОКСИЛНИ ПРОИЗВПДНИ НА ВЪГЛЕВОДОРОДИТЕ 7._________________________________________.doc Doc37.doc Doc38.doc Doc39.doc Doc40.doc

ХАЛОГЕНОПРОИЗВОДНИ НА ВЪГЛЕВОДОРОДИТЕ 6._____________________________________.doc Doc32.doc Doc33.doc Doc34.doc Doc35.doc

АРЕНИ 5._____.doc Doc25.doc Doc26.doc Doc27.doc Doc28.doc Doc29.doc Doc30.doc

АЛКИНИ 4.______.doc Doc21.doc Doc22.doc Doc23.doc

АЛКАДИЕНИ 3._________.doc Doc15.doc Doc16.doc Doc17.doc Doc18.doc Doc19.doc

АЛКЕНИ 2.______.doc Doc9.doc Doc10.doc Doc11.doc Doc12.doc Doc13.doc

АЛКАНИ _______.doc __________.doc 1.______.doc Doc4.doc Doc5.doc Doc6.doc Doc7.doc

Тестовете са предназначени най-вече за студенти 1 и 2курс от специалности - Екологиа, ТММ, ОХТ, Биотехнологии, ОХ. Подходящи са и за кандидат студенди желаещи по сериозна и задълдочена подготовка по органична химия. Аз лично съм доволен от тях. На тяхна база имам само добри оценки 5-6, щто се отнася до семинарните упражнения и контролните. Най-вече са полезни за студентите от университет проф. д-р "Асен Златаров" Бургас. Много от въпросите в тестове са идентични с тези който се дават на семинарни упражнения и контролни. Дано Ви бъдат полезни. Успех :!!!:

Разтвори на електролити. Теория на Аренус за електролитната дисоциация. Механизъм на електролитна дисоциация. степен и константа на електролитната дисоциация. Закон на Оствалд за разреждането. Теори на силните електролити. Активност, коефициент на активност на йоните, йонна сила. Специфичните свойства на елекролитите обеснява шведския химик Сванте Аренус през 1883г. Според създадената от него теория електролитите се разпадат самоволно на йони във водни разтвори или в стопилка процеса се нарича електролитна дисоцисоциация разтворите на стопилки на някой вещества притежават електричен ток а други не.Това свойство е установено от М.Фарадей – веществата се разделят на електролити и на не електролити.Електролитите са вещества с йонен строеж или полярни молекули – киселини, онсови, соли. Водните им разтвори имат по ниска температура на замръзване от разтворите на не електролитите със същата концентрация. Количествената мярка за силата на електролитите е степента на електролитна дисоциация. Тя се определя от отношението на броя дисоциирани молекули към общия брой разтворени молекули. За силни електролити се приемат тези с   30 %. Това са вещества с йонен строеж или силно полярни ковалентни връзки в молекулата. За техните рзтвори дисоциацията може да се разгледа и изравнява като необратим процес. Коефициентът на активност съответства на ативноста на разтвора при концентрация на силния електролит единица, изменя се в границите от нула до единица при разреждането расте и така при безкрайно разредени разтвори расте конц. съвпадат. Определянето на коефициента на активност е важна и трудна задача безусловно необходима при работа с реални разтвори на силните електролити. Количествената теория на разтворите на силните електролити е разработена от Дебай и Хюсел(1923). За характеризирането на междуйонното взаимодействие се въвежда величината йонна сила на разтвора. По определение тя е равна на сумата от приозведенията на концентрацията на наличните в разтвора йони и квадратите от техните валентности. йонната сила се извежда и изчислява за всички налични в разтвора йони, а не само за йоните на интересуващия ни електролит. Според закона за йонната сила, открит от Люис и Рандел коефициента на активност на даден електролит е един и същ във всички разредени разтвори, имащи еднаква йонна сила. Коефициентът на активност се поддава на опитно определение по данни на разтворимостта, електропроводимостта, парното налягане и на разтворителя или по отклоненията от темп на кипене и топене.По всички тези методи може да се определи активността а от там и коефициентът. Понятието активност се използва и при слабите електролити когато те са разредени заедно със силни електролити и р-рът се характеризира със значителна йонна сила. _____19_.doc

TEMA 17 ПРИГОТВЯНЕ НА РАЗТВОРИ ЗА НЕУТРАЛИЗАЦИОНЕН АНАЛИЗ. За на неутрализационния обемен анлиза се използват стандартни разтвпти на HCl и NaOН, както и разтвори на индикатори и някой други вещества. Най-широко използваните индикатори са метилоранж и фенолфралейнът. Първият се прилага под формата на 0,1%-ен разтвор, а втория – като 0,1%-ен разтвор в 60% етилов алкохол. Концентираната солна киселина няма точно определено и постоянно съфържание на хлоповодород, поради което от нея не може директно да се приготви стандартен разтвор. Последният се приготвя с приблизителна концентация 0,1 mol/l , която се определя след това точно с помоща ма титроустановител Na2B4O7.10H2O или безводен Na2CO3. За един литър 0,1М HCl са необходими3,65g хлороводород. Като се има в предвид, че концентрираната HCl, съдържа средно 37% HCl може да се изчисли количеството от нея необнодимо за приготвяне на разтвора: x = 100 .3,65 / 37 ≈ 9,9g конц.HCl. Тегленето на концентрираната солна киселина не е ъдобно поради което се измерва съответния обеам, равен на 9,9/1,19 ≈ 8,9cm3. С мерителен цилиндър се отмерват 8,5-9 cm3 конц. HCl и се долива до 1 литър в реактивно стъкло с дестилирана вода. Разтворът се разклаща добре, за да се хомогенизира, след което концентрацията мъ се ипределя с един от посочение титроустановители. Във воден разтвор тетраборатния йон В4О2-7 участва в равновесието В4О2-7 + Н2О НВО2 + Н2О или по обшото сехиометрично уравнение” В4О2-7 + 2HCl + H2O = 2NaCl + 4HBO2 Tитроустановителят трябва да се титрува при индикатор с интервал на превръщане в областа на рН от 4 до 6,2. Най-подходящ е метилротът но титруването може да се извурши и при индикатор метилоранж.Разтворът на титроустановителят се приготвя с концентация С1/2Nа2B4О7.10H2О = 0,1 mol/l . 2Nа2B4О7.10H2О се получава в чист вид чрез двукратно прекристализиране из воден разтвор, така че 0,1 N разтвор от него може да да се приготви директно в рерителна колба от 100cm3. От стехиометричното уравнение се вижда, че еквивалентът на титроустановителя е С1/2Nа2B4О7,от което пък следва, че необходимото количество титроустановител (mst) за приготвяне на 100cm3 0,1N разтвор е mst = пизмерени приблизително на техническа везна в чисто сухо тегловно тегло се претегля на аналитична везна. Чрез фуниика се прехвърля в мерителна колба от 100cm3. фунйката се изплава над колната която после се изплаква около 70cm3 гореща вода а тегловното стъкло се телиги още веднъж. В студена вода бораксът се разтваря бавно. Разбурква се енергично, докато се разтвори цялата претеглена проба. Във воден разтвор натриеният карбонат се отнася като двупотопна основа и взаимодеиствнието му със солна киселина се изразява с уравненията: СО2-3 + Н2О+ НСО-3 + Н2О, НСО-3 + Н2О Н2СО3 + Н2О. Титруването може да се извурши на два етапа. Най-подходящ ондикатор за титруването на NaCO3 по първа степен е фенолфталейнът, а по втората – метилоранжът. При определяне концентражията на солната киселина титруването става по сумарна реакция. NaCO3 + 2HCL = 2NaCl + H2CO3 при индикатор метилоранж. За титруването се приготвя разтвор на NaCO3 с С1/2 NaCO3 = 0,1 mol/l. За директно приготвяне на 100cm3 0,1 N , чрез отсипване на претеглят на аналитична везна се претеглят около 0,53g сушен при около 200 0С прекристализиран Na2CO3. Разтворът се полива до марката и се хомогенизира и от него се отпипетират в 3 ерленмайерови проби по 20cm3. Към всяка прова се прибавя 1-2 капки разтвор на метилоранж и се титрува с разтвора на HCl. От двата титроустановителя предимство има натриевият тетр борат, тък като неговата маса е почтни 4 пъти по-голяма от тази на Na2CO3. Освен това индикаторната грешка пти титруването му е е по-малка. Недостик на боракса е склонноста му да губи част от кристализационната си вода. Идвата титроустановителя трябва да се сухраняват грижливо. За проготвянето на 500cm3 0,1N NaOH, които се съдържат в 4g 50%-ен разтвор или 4/1,25=2,7cm3 50%-на NaOН. Около 3cm3 50%-на NaOН се отмерва с мерителен цилиндър и се разрежда с вода до 500cm3 в реактивно стъкло е каучуковазапишалка. Рзтворът на NaOH не трябва да влиза в съприкосновение с шлифовани стъклени повърхности. Като титроуатановител за определяне концентрацията на ратвор от NaOH се исползва оскасолва кислина (първичен стандарт) Стандарттния разтвор на HCl може дапослужи за същата цел (вторичен стандарт) Титраването на оксаловата киселина неможе да се извърши на степени, тъй като степенните й константти на киселинност имат близки стойности. Взаимодействието й с NaOH протича по реакцията: H2C2O4 + 2NaOH = Na2C2O4 + 2H2O Изчисляването на граничните стойности на еквивалентната час на тутруваната крива показва те са 7,3 и 10,0 и че най-подходящ индикатор е фелфталейнът. Розовото оцветяване на фенолфталейнът, показващо появата на първия излишък от NaOH се задържа около 30 сек, след което изчезва поради това, че алкалният разтвор абсорбира СО2 и стойностите на рН на средата се понижават. Ако при титруването се исползва стандартен разтвор на NaOH, който не съдържа Na2CO3, вличнието на CO2 не се отразява бърху резултата от анализа, защото разтворът става алкален едва в края на титруването, когато е прибавено повече количество NaOH . От уравнението на взаимодействието се вижда, че еквивалентът на оксаловата киселина е ½ Н2С2О2 . 2Н2О. Около 0,63g за 100cm3 0.1N H2C2O2 се претегля на аналитична везна чрез описване, разтворят се, разтворът се долива до марката и се хомогенизара. Отпипетват се 3 проби по 20cm3, към всяка се прибавя по 5-6 капки фенолфталейн и се титрува с разтвора на NaOH до бледоворозово оцветяване. Взаимодействието на NaOH с HCl протича по уравнението: NaOH + HCl = NaCl + H2O. При 0,1N разтвори еквивалентната част на кривата обхваща 6 рН-единици – от 4 до 10, така, че могат да се използват както метилоранж така и фенолфталейнът. На практика определянето на концентрацията се извършва по следния начин: Отпипетват се 3-4 проби по 20cm3, прибавят се по 1-2 капки метилоранж и се титрува с приготвения разтвор на NaOH до преминаване на червения цвят в бледооранжев. Отчита се обемът. От следвашата капка на NaOH разтворът трябва да стане жълт. Получените резултати се иползват за изчисление нормалноста на NaOH по формулата: СNaOH = CHl . VHCl / VNaOH , mol/l TEMA_17.doc

TEMA 19 ОПРЕДЕЛЯНЕ ПРОЦЕНТНОТО СЪДЪРЖАНИЕ НА АЛКАЛОЗЕМЕН КАРБОНАТ. Алкалоземните кардонати ( бариев, стронциев, калциев, магнезиев) са малкоразтворими във вода, поради което титруването им не може да се осъществи директно. Те обаче се разтварят в киселини и това дава възможност титруването им да се осъществи по остатъчен метод. За целта претеглената на аналитична везна (АВ) проба от карбонара се разтваря в точно определен обем от стандартния разтвор на HCl, взет в излишък. Излишъкът от първия стандартен разтвор се титрува със стандартен разтвор на NaOH . по разликата се намира количеството на солната киселина, което съответства на съдържащата се в пробата корбонат. При извършване на определянето протичат следните реакции: NaCO3 + 2 H3O+ = Me2+ + H2CO3 + 2H2O HCl + NaOH = NaCl + H2O От тук се вижда, че в края на титруването разтворът е наситен на CO2 и следователно ще има рН – 3,9. Така, че титруването на излишната HCl с NaOH се извършва при индикатор метиоранж. Хеодходими реактиви: 1.Стандартен разтвор на 0,1N HCl 2. Стандартен разтвор на 0,1N NaOH 3.Mетилоранж 0,1%-ен воден разтвор. Към претеглената проба в ерленмайерова колба се провавя фолпипета 50cm3 0,1N NaOH, нагрява се слабо до пълно разтваряне на (ако не необходимо колбата се покрива с часобниково стъкло), офлажда се и се прибавя 1-2 капки метилоранж. Червено оцветеният разтвор се титрува със стандартен разтвор на NaOH до преминаване на оцветяването бледооранжево. Обикновенно се анализират две успоредни проби. Процентното съдържание на карбонат в изходната проба (чистотата на карбоната) се изчислява по формула за пстатъчно титруване: %МеBaCO3 = CHCl . 50 – CnaOH . VNaOH) .MeCO3 / 1000 W . 100 TEMA_19.doc

TEMA 18 ОПРЕДЕЛЯНЕ КОЛИЧЕСТВОТО НА НАТРИЕВ КАРБОНАТ В РАЗТВОР. Разтворът съдържащнатриев карбонат се получава в мерителна колба от 100cm3. разрежда се до марката с дестилирана вода . Отпипетват 20cm3 от този разтвор в ерленмайерова колба. Добавя се 1-2 капки метилоранж за индикатор. Титрува се с 0,1 нормален разтвор на HCl. В крайната точка на титруване цвета на разтвора преминава от жълт към червен (луков) цвят. Количеството NaCO3 в дадената проба от разтвора mNaCO3 се изчислява по формула. Реакции: CO2-3 + H3O+ HCO-3 + H2O HCO-3 + H3O+ H2CO3 + H2O Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3 mNa2CO3 = Ceq . VHCl . MeqNa2CO3 . VM.K / 1000 . Vпр ,g Ceq – e концентрацията на разтвора на солната киселина, mol eq/dm3 VHC – e oбемът на солната киселина meqNa2CO3 = 52,9950g/moleq ≈ 53 – e молната маса на еквивалента на NaCO3; VM.K -- е обемът на мерителната колба Vпр – е обемът на пробата, отпипетирана от мерителната колба = 20cm3 Извършват се 3 последователни титрувания на разтвора на карбоната. Взема се среднотоаритметичната стойност от три хармонични резултата от титуванията. TEMA_18.doc

TEMA 11 КИСЕЛИННО-ОСНОВЕН ОБЕМЕН АНАЛИЗ ( ПРОТОНОМЕТРИЯ) Киселинно-основният обемен анализ почива на реакции на взаимодействие между протолити – киселини и основи, които в най-обш вид могат да се представят като HB + A HA+ + B- т.е като пренос на прото между двете основи – B- и A. За взаимодействията между киселини и основи често се използва и традиционния термин неутрализация, поради което и разделът от обемния анализ, основан на подобни реакции се нарича неутрализационен анализ. Понятията неутрализация и неутрализационен анализ не са особенно удачни, тъй като взаимодействието между еквивалентни количества от киселина и основа води до неутрална реакция на средата само когато реагират водни разтвори на силни киселини и основи и протолитното взаимодействие в същност се свежда до процеса. Н3О+ ОН- 2Н2О . Ето защо много по-удачно може да се счита названието протономертия, което отразява факта, че този раздел почива на реакции на обмен на протонимежду определяемо вещество и титранта. В зависимост от това, какви вещества се като итранти, протонометрията се разделя на два големи дяла : алкалиметрия, при която титрантите са основа, а определяемите вещесвта – киселини, и ацидиметрия, при която се определят оноснови сизползване на киселини като титранти. Протолитните взаимодейстия отговарят на изисквания, предявявани към реакциите, изпозващи в обемния анализ, по отношение на стехиометия, бързина, протичане до край. Свързването на Н3О- и ОН- в разтвор според Н3О+ ОН- 2Н2О се извършва за време от порядъка на 10-11 сек. При титруване на определен протолит в зависимост от стойноста на Ка’ респ. Кb, винаги могат да се оидберат подходящ титран и среда, за да протече реакцията до край. Що се отнася до пределянето на еквивалентния пунк, най-голямо приложение я този дял на обемния анализ намурат визуалните методи, основани на използването на киселинно-основни индикатори – вещества, кото променят цвета си при достигане на определена стойност на протонната активност. Наред с тях обаче в редица случаи се използват и някои физикофимични, най-често потенциометрични методи за нализ. Киселинно-основни индикатори Киселинно-основният индикатор е разторимо ораганично съединение, което във воден разтвор се отнася кати слаб протолит – киселина или основа, чиито цвят се разлчава този на съответната спрегната основа или киселина. Ако означим с HIn индикатор, представляваш слаба киселина, във воден разтвор съшествува павновесието: HIn + H2O In- + H3О+ като киселината НIn и спрегнатата и основа In- се рзличават по оцветяване. Както седва от уравнвнието, в кисела среда преобладава формата HIn, която се нарича кисела форма на индикатора, а в основна среда – формата In-, основна форма на индикатора. Към този тип киселинни индикатори спада например широко употребявания фенолфталеин. Ако индикаторът е слаба основа, във воден разтвор той ъчаства в равновесния процес: In + H2O HIn+ + OH- и следователно в този случай киселинната форма ще бъде HIn+, a онобната – In. Индикаторът метил оранж е типичен представител на основен индикатор. Индикатори, на които само една то двете форми е оцветена, се натичат едноцвени индикатори за разлика от двуцветните, при които и двете форми са обагрени, но в различен цвят. Основното изискване към индикаторите е те да бъдат интензинвно оцветени така, че дори при много ниски концентрации от подядъка на 10-4 – 10-5 М да багрят достатъчно отчетливо титрувания разтвор. Това изискване се налага от факта, че индикаторите са протолити, за чието превръщане от една в друга форма се консумира известно количество основа или киселина от разтвора което трябва да бъде минимално, за да не се отрази на съществено бърху резултатите. Равновесията HIn + H2O In- + H3О+ и In + H2O HIn+ + OH- могат да се обединят в едно Ina + H2O Inb + H3O+ кисела форма основна форма Равновесната константа на процеса се нарича константа на индикатора, което, представена като концентрационна константа има вида КIn = [inb].[ H3O+] / [ina]. Индикаторен експонент pKIn – pH= pKln Тъй като различните индикатори се отличават по сила като протолити, т.е имат различни стойности на pKIn, от уравнението pH= pKln следбва, че те ще променят цвета си при различни стойности на рН в зависимост от стойността на КIn респ. pKIn след логаритмуване добива вида pH= pKln + lg . [inb] / [ina] , което показва, че при промяна на рН на разтвора се мени и съотношението между кисела и основна форма на индикатора. Човешкото око не е в състовние да улови всяка промяна в монцентрациите на цветните форми и на тяхното съптношение. Физиолозите се установили, че ако се смесват две различно обагрени вещества с приблизително еднакъв интензитет на оцветяване окото рстава да раличава присъствието на единиа компонент , когато концентрацията на дръгиа стане 10 пъти по-голяма. Следователно, ако индикаторът се намира изцяло в кисела форма и към разтвора се прибави основа, първата забележима промяна в цвета на индикатора ще постъпи, когато отношението [inb] : [ina] стане 1:10. Ако добавянето на сонова продължи, това отношение ще нараства при рН=рКIn двете форми ще рисъстват в еднакви концентрации. При следващо повишаване повишаване на рН в разтвора все повече ще преобладава цветът на основната форма и окото ще престане да забелязва промени в цвета при стойности на съотношението [inb] : [ina] >10:1. Това разглеждане показва, че промените в цветана индикатора се забелязват в областа на рН, заключена между рКIn + lg 1/10 и pKIN + lg10 т.e в интервала pH= pKln ± 1. Този интервал от около 2 рН-единици, вкойто индикаторът променя своя цвят се нарича интервал на превръщане на съответния индикатор. Стойноста на рН, при които обикновенно се извършва титруването,се нарича експонента на титруването. TEMA_11.doc

Мога да ти напиша реакцията ако искаш но немога да знам при 700 градуса какво ще се получи. Това трябва да се търси някъде в специализирана литература си мисля.

5.Колоидни р-ри Те са дисперсни с-ми с големина на ч-ците на разтвор. в/во 10-7 до 10-5 см.Когато ч-ците на разтвор. в/во са равноме-рно разпределени в целия обем на дисперсн. с-ма колоидн. с-ма е зол.Ако дисперсн. фаза е неравномерно разпреде-лена и оформя маса с определени очертания имаме. гел(галерт). Според вида на дисперс. среда колоидн. р-ри са: хидро-золи(дисперсн. среда е во-да); органозоли (дисперсн. среда е орг. в-во). Золът може да преминава в гел ( процес на коагулация) и обратно- от гел в зол (пептизация).Тези колоиди са обратими.Има и коло-иди които не могат да пре-минават от зол в гел и обратно и те са необра-тими. Съществуват 2 ме-тода за получаване на ко-лоиди: дисперсионни и ко-ндензационни. Дисперс. методи се осъществяват в колоидни мелници и дезинтегратори. При тях в/вата се раздробяват до размери на колоидите. Кондензац. методи се състоят в уедряване (агрегиране) на ч-ците до тези на колоидите. В основата на конденз. методи стоят хим. р-ции при които се получават малко разтворими в/ва. Напр: хидролиза на FeCl3 FeCl3+3H2O=Fe(OH)3+3HCl Fe(OH)3 е малко разтворим Зол на АgJ (сребърен йодит) се получава от разред. р-ри на АgNO3 (сребърен нитрат) и KJ(калиев йодит) АgNO3+ KJ=АgJ + KNO3 Правило на Ваймар-Колоид. р-ри се получават чрез утаечни р-ции, когато изходн. р-ри са или много разредени или много кон-центрир.При средни кон-ции се получават утайки.В зависимост от отнасянето на дисп. фаза към дисперс. среда колоидите биват: лиофилни и лиофобни. Лиофилните –характери-зират се със значително взимодействие м/у дисп. фаза и дисп. среда. Разтва-рянето на високомолекул. с-ния започа с набъбване на в-вото, в следствие на действието на разтворите-ля. Минава се през междин. състояние –гел, в което в/вото е запазило външ. си вид но е набъбнало.Следва значи-телно солватиране на колоидн. ч-ци в следствие на което се получ. колои-дния р-р.Лиофил. колоид е желатина.Лиофил. колои-ди са обратими, т.к. след изпаряване на разтво-рителя се получ. сух оста-тък, който с нов разтво-рител преминава отново в колоид. р-р.Те имат голе-ми вискозитет, електро-проводност и осмотич. налягане.Стабилни са. т.к. солватната обвивка пречи на агрегирането и утая-ването на ч-ците. Лиофо-бните колоиди се характе-ризир. със слабо взаимо-действие м/у дисперсн. фаза и дисперсн. среда. Такива колоид. р-ри образуват благород. мета-ли, металните сулфиди и малкоразтворим. соли (хлориди, карбона-ти). Те са необратими. Нестабил-ни са, с нисък вискозитет и малко осмотич. Р. Ста-билността им се дължи на еднаквия електрич. заряд на колоидн. ч-ци. Причи-ните за възникване на заряд са:1. адсорбция на йони в/у повърхността на колоидн. ч-ца(най-важна) 2. собствена електролитна дисоциация на колоидн. ч-ца; 3.контактна еликтри-зация (преход на електро-ни м/у фазите при допира им); Правило на Панет-от всички възможни йони в даден р-р в/у колоидн. ч-ца се адсорбират само тези, които са противопол. по заряд йони на колоидн. ч-ца и дават най-малко разтворимото съединение. Колоидната ч-ца има в средата ядро. На повърхността на ядрото има адсорбирани потен-циалоопределящи йони,а най-отвън са привлече-ните противойони.Ядрото заедно с потенциалоопред. йони образуват т. нар. гранула, а цялата система –мицел.Свойства-1.Цвят-Повече-то колоиди са оцветени. Цветът се дължи на селективна адсорбция на светлината и страничното й разсейване от колоидн. ч-ца.С увеличаване на размера им цвета се изменя-жълт, червен до син. 2.Моле-кулно-кинетич. св-ва- -ч-ците на колоид. р-р са в непрекъснато хаотично движение нар Брауново движение, което е следствие от ударите, кои-то ч-ците изпитват от мо-лекулите на разтворителя. Поради малките си размери колоид. р-ри не седиментират. (седимента-ция -свободно утаяване на ч-ци под действие на гравитацията) 3. Електро-кинетич. св-ва.-Поставени в електрично поле ко-лоидн. ч-ци според своите заряди се насочват към електродите(електрофореза е процеса)При +заряд се насочват към катода-процеса е катодофореза,а при – заряд - към анода-анодофореза. 4.Стабилност- основен стабилизиращ фактор се явява заряда на ч-ците. При премахване на заряда се наблюдава коагулация. Тя може да се предизвика ч/з внасяне на електролити към колоида.Правило на Шулце-Харди-ако вален-тността на йона преди-звикващ коагулацията се изменя в съотнош. 1:2:3, то коагулиращата способност нараства в съотнош. 1:50:1000.Неустойч. хидро-фобни колоиди могат да се стабилизират ако се приба-ви хидрофилен колоид. Това св-во се използва в медицин. за приготвяне на терапевтични метални хид-розоли. Колоидни системи са най-важните градивни елем. на орг-зма-белтъци, ензими. Всички процес, които са болестни са следствие от коагулация. Колидно диспергир. в/ва изграждат и почвата. Промишлеността.

TEMA 26 РЕДОКСИМЕТРИЯ. Редоксиметрията е дял от обемния анализ, основаващ се на взаимодейстието между окислител и редуктори. Окислително-редукционните реакции са свързани с преразпределение на електрони между две двойки ох1/red1 и ox2/red2 и могат да се представят с израза а ох1 +b red2 а red1+ box2 . За да може една реакция да бъде използвана за целите на редоксиметрията, тя трябва да протича количествено, достатъчно бързо и при стехиометричен обмен на електрони. Освен тпва трябва да се ъстановява еквивалентна точка. Окислителите и дерукторите се отличават по свочта химична активност, мярка за която е стандартбия потенциал (Е0) на една отделна редокси двойка. Един окислител е толкова по силен, колкото този потенциал е по-висок. На по-силния редуктор отговаря пониска стойност на Е0. Дадена окисредукционна реакция протича количествено, когато рализката между стандартните потенциали на участващите двойки при съорветните условия (рН, налични лиганди и др.) е достатъчно голяма, например 0,3 – 0,4 V. В редица случаи скоростта на окиредукционните реакции е малка въпреки наличие на голяма разлика между стандартните потенциали. Това се дължи на по сложния механизъм, по който протичат тези реакции – Преразпределението на електроните между двете системи става на няколко последователни етапа, най-бавния от които определя общата скорост на реакцията. За ускоряване на бавните реакции се използва повишаване на температурата, а в случаите, когато това е недопустимо, се използват йатализатори. Ускоряване на реакции може да се постигнеи чрез увеличаване на колиречството на реагиращите вещества(остатъчно тутруване) или с изменение на рН на средата. Стехиометричният обмен на електрони между окислителя и редуктора може да бъде нарушен в някой случаи от протичането на индуцирани реакции. Това са реакции, които се извършват под влияние на основното взаимодействие. Тяхното протичане е свързано с механизма на основната реакция – някой от междинните продукти реагира в една или друга степен със странични компоненти на разтвора. Типичен пример е титруванетона Fe(ІІІ) с KMnO4 в присъствие на хлориди. В такива случаи се взема мерки за подтискане на нежеланата индуцирана реакция. Окислително-редукционният потенциал на една редокси двойка (Е) зависи от концентрацията на редуцираната и окислена форма в разтвора. Тази зависимост се дава с ъравнението на Нернст, което за 250С и йонна сила на разтвора клонящ към нула има вида: Е = Е0 + 0,059/n lg [ox] / [red]. В процеса на титруването концентрациите на окислената и редуцирана форма на двойките се изметя непрекъснато и постеленн, поради което се изменя и общият обем потелциал на ситемата. Промяната на потенциала в зависимост от обема прибавен титрант може да се изрази графично. Общият вид на така получената титрувална крива и дължината на еквивалентната и част зависчт от разликата в стандартните потенциали на двете реагиращи двойки. Колкото по дълга е еквивалентната част от кривата на титруване, толкова по-лесно може да се реши в кой момент да спредм титруването. За установяване на к.т.т най-често се използват редокси индикатори. Това са органични вещества с окислително-редукционни свойства, с определен стандартен потенциал (Еlnd) и различно оцветено окислена и редуцирана форма. Изхождайки от предположението, че цвета на индикатора се променя при съотношения [indox]:[indred] от 1:10 до 10:1, интервалът на превръщане (ΔЕInd) може да се изчисли от израза, изваден на база уравнението на Нернст ΔЕInd = E0Ind ± / 0,06/n , Съгласно който ΔЕInd<0,12V. Еквивалентната част на титруваната крива трябва да превишава тази стойност. Освен редоски индикатори, в окислително-редукционния обеман анализ се използват и специфични ( за даден метод) реактиви. Това са вещества, образуващи с един от участниците в реакцията съдединение с характерен цвят (например скорбялата в йодометрията). За установяване на к.т.т в перганомертията се използва цвена на стандартния раствор от KMnO4. В зависимост ор веществата, използвани като титранти, в редоксиметрията са обособени няколко подраздела : Перганометрия, йодометрия, хроматометрия, братометрия, цериметрия и др. Всеки от тях има свои характерни особености и приложение в аналитичната практика. Йодометрият. Метод на редоксиметрията, основан на окислителното действие на йода и на редукционното действие на йодния анион. Свободният йод се определя чрез титруване с натриев тиосулфат и индикатор нишесте. Приложение - за определяне на мед, хлор, сероводород, водороден пероксид и др. Перганометрия. Метод на редоксиметрията; титрува се със стандартен разтвор на калиев перманганат KMnO4. Директно се определят редуктори, а по остатъчния метод - окислители. За индикатор служи цветът на KMnO4 (малиненочервен). TEMA_26.doc

TEMA 27 ПЕРГАНОМЕТРИЯ. Перганометрията е под раздел за редоскиметрията, който се основата на окислението на KMnO4. в кисела среда MnO-4 има силно исразена склонност да приема електрони, при което се редуцира до Mn2+ по уравнението: Mn-4 + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O Поради високия окислителен потенциал на двойката, с KMnO4 в кисела среда могат се титруват директно като килни редуктори, така и вещества с по-слабо исразени редукционни свойства. Перганометрично могат да се определят и окислители чрез остатъчно титруване (PbO2, MnO2) или след предварителна редукция на определяемия компонент до пониска валентна степен (Fe3+). Индиферентни йони ( Ca2+, Zn2+ и др. ) могат да се определят косвено, чрез утаяване с С2О2-4, разтваряне на утайката в киселина и титруване на получената Н2С2О4. Съгласно ъаравнението на Нернст, окислителният потенциал дава двпйката MnO-4 + 8H+ / Mn2+ + 4H2O зависи силно от рН на средата: Е=Е0 + 0,059/n lg [MnO-4] / [Mn2+] . [H+]8 В процеса на окислението се изразходват голямо количество водородни йони. Намаляването на тяхната концентрация в разтвора води до понижаване стойностите на Е и е предпоставка за протичането на странични процеси. Затова към определяемия разтвор се прибавя по голямо от стехиметрично неонходимото количество киселина. В перганометрията се подкислява с H2SO4, прибавена в достатъчен излишък ( за 20 cm3 проба – равен обем 2N H2SO4) Азотната и солната киселини не са подходящи, поради склонноста на анионът им да участва в окислително редукционни взаимодействия. В слабо кисела среда (рН>4), хеутрална или алкална среда KMnO4 се редуцира до MnO2 ( тъмно кафява утайка) и има ограничено аналитично пролижение: Mn-4 + 2H2O + 3e <=> MnO2 + 4OH- Скороста на взаимодействие нежду KMnO4 и пределяемия редуктор в кисела среда обикновенно е много голяма, в резултат на което прибавяната канка разтвор на KMnO4 към изследвания разтвор веднага се обезцветява ( MnO-4 има червеновиолетов цвят, а редуцираната му форма Mn2+ е безцветна). В процеса на титруването това продължава докато редуктора прореагира напълно, след което първата излишна капка от KMnO4 оцветява разтвора в бледо розов цвят. В перганометрията обикновено не е необходим специален индикатор за установяване на еквивалентната точка. TEMA_27.doc

TEMA 31 ПРИГОТВЯНЕ НА 0,1 НОРМАЛЕН РАЗТВОР НА НАТРИЕВ ТИОСУЛФАТ. За приготвянето на тиосилфат се използва солта Na2S2.5H2O , която при стоене на въздуха суби кристалната си вода, но може да се получи в чист вид чрез прекристализиране. Независимо от това, стандартен разтвор не може да се молучи чрез директно разтваряне на притегленото количество тиосулфат. Причината да е така е изменението на концентрацията на тиосулфата от действието на разтворителя във водата СО2 и О2. С СО2 протича реакцията : S2O2-3 + CO2 + H2O = HCO-3 + S В резултат накоето редукционния капацитет на туосулфата се увеличава, понеже получените HSO-3 се окисляват от йода се до S4O2-6 а до SO2-4: HSO-3 + J2 + H2O = SO-24 + 2J- + 3H+ В тази реакция HSO-3 – йон отдава два електрона, докато при взаимодействието с йода дава S2O2-3 – йона отдават два електрона. Присъстващия в разтвора кислород окислява HSO-3 : 2HSO-3 + O2 = 2SO2-4 + 2H+ От което концентрацията на тиосулфата намалява. Процесите в разтвора на тиосулфата протичат бавно. След около 7-10 дни концентрацията се изменя повече, ако се избегне контактуването на разтвора с въздуха. Промяна концентарията на тиосилфата настъпва и от развитието на тиобактерии в разтвора, което се предотвратява с добавяне на HgJ2. За определяне на различни вещества: K2Gr2O7, KJO3, KBrO3, K3Fe(CN)6 – първични стандарти, разтвор на KMnO4 – вторичен стандарт. В практиката най-често се използва K2Cr2O7. Определянето е случай на йодометрично титруване на окислители: Cr2O72- + 6J- + 14H+ = 2Cr3+ + 3J3 + 7H2O 2Cr+6 + 6e = 2Cr3+ .1 2J- 2e = J2 .3 J2 + 2S2O2-3 = 2J- + S4O2-6 J2 + 2e = 2J- .1 2S2O2-3 – 2e = S4O2-6 .1 TEMA_31.doc

TEMA 30 ЙОДОМЕТРИЯ. ОПРЕДЕЛЯНЕ НА ОКИСЛИТЕН И РЕДУКТОР И КИСЕЛИНИ. ЪСЛОВИЯ ЗА ИЗВЪРШВАНЕ НА НА ЙОДОМЕТРИЧНИТЕ ОПРДЕЛЯНИЯ. Йодометрията е под раздел на редоскиметрията, при който се използва окислително действие на йода и редукционните свойства на йодидния йон: J2 + e = 2J- Стандартния окислително-редукционен потенциал на системата заема средно място в таблицата за стандартните електродни потенциали. Това обстоятелство позволява йодометрично да се определят окислители, принадлежащи на редокси двойки с по големи стойности на стандартния потенциал и редуктори на редокси системи с Е0 по-ниски от 0,54V J2 + редуктор <=> 2J- + окислител. С йод се определят редуктори като S2O2-3, SО2-3, S2-, Sn2+, AsO3-3, и различни органични съединения. Някой редуктори, например S2O2-3, Sn2+, AsO3-3, се титруват директно: J + Sn2+ = 2J- + Sn4+. По-често се прилага остаъчния метод, като към редуктора се внася излишък от йод и нереагиралото колчество йод се титрува с разтвор на Na2S2O3. Окислители като Mno-4, Cr2O2-7, JO-3, BrO-3, Ce (IV) I др. се определят косвено ( метод на заместването), което се оставя да взаимодейства с калиев йодид и полученото, еквивалнтно на окислителя, количество йод се титрува с разтвор на Na2S2O3: 2Mn-4 + 10J- +16+ = 2Mn2+ + 5J-2 + 8H2O. Йодометрично могат да се анализират киселини на база реакцията : J-3 + 5J- + 6H+ = 3J2 + 3H2O. Основна реакция в йодо метрията е взаимодействието на йода с тиосулфата. За разлика от други окислители които окисляват тиосилфата до политионови киселини или сулфат, йодът окислява тиосилфата до тетратионат: J2 + 2S2O2-3 = 2J- + S4O2-6 Индикатор е йодометрията е сорбялата, с тазтвора на която йодът дава неинтензивно синю оцветяване. Условия за извършване на йодометричните определяния – За правилното провеждане на йодометричнен анализ е необходимо съобразяване с ред изисквания. 1. Йодът е тбърдо бещество, в разтвор на калиев йодид разтворимоста на йода значително се увеличава вселдствие на комплексообразуване: J2 + J- <=> J-3. Системата J-3/3J- не се различава по свойства от тази на J2/2J- . За това под обозначението „разтвор на йод” ще се разбира разтвор на йод във воден разтвор на калиев йодид. 2. Йодът има голям парен натиск. За избягване загубите от летливоста на йода, определенията се провеждат в колба със запушалка, наречена „колба за йодно число”. Внасянето на излишък от калиев йодид в определена степен намалява летливоста на йода. 3. Окислително-редукционните взаимодействия в йодометрията, с изключение на директните титрувания, протичат с малка скорост, за обезпечаване на количествено протичане на процесите, се налага изчакване на необходимото взаимодействие време, обикновенно 10-15 мин. 4. Йодометричното определяне не трябва да се извършват в аклакна среда, тъй като пти рН>9 частично протича процеса” J2 + 2OH- = JO- + J- + H2O. Поличеният хипойодид реагира с тиосулфата, но го окислява до сулфат, а освен това хипойодидът се дава цветно съединение със скорбяла. 5. В силно кисела среда също протича процес: S2O2-3 + H+ = HSO-3 + S. Желателно е тиосулфатът да се прибавя на малки порции, за да се избягнат локален излипък на тиосулфат и получаване на грешка от странична реакция. 6. При определяне на окислител в кисела среда е възможно окисление на калиевия йодид от кислорода на бъздуха и този в разтвора, водешо до получаване на допулнително количество йод и завишени резултати от анализа. 7. При титруване на разтвора на йод за индикатор първоначално служи самия цвят на йода, който в зависимост от концентрацията е жълт до тъмнокафяв. В процеса на титруване, с намалението на концентрацията на йода, цветът избледнява. Скорбялният разтвор следва да се прибави малко преди края на титруването, когато цветът на разтвора стане светложълт. Счита се, че синюото оцветяване се дължи на взаимодействието на йода със съдържащото се в скорбялата вещество амилоза, при което се получава адсорбционно съединение с недефиниран състав. Бнасянето на индикатор в началото на титруването води до адцорбиране на големи количества йод и реакцията с тиосулфата не протича гладко, а освен това е възможно окисление на сорбялата от йода. В еквивалентния пункт цветния преход е много рязък поради високата чувствителност на реакцията. Иаползва се прясно приготвен разтвор на скорбяла. Престоялият разтвор дава червенокафяво или виолетово оцветяване. Различното оцветяване може да се дължи на търговската макра на използваната скорбяла, съдържаща продукти, а не амилоза. TEMA_30.doc

ТЕМА 29 ОПРЕДЕЛЯНЕ НА ОБЩОТО СЪДЪРЖАНИЕ НА ЖЕЛЯЗОТО В РАЗТВОР ПО МЕТОДА НА ЦИНЕРМАН – PАЙХАРД Перганометричното определяне на желязо се основава на предварително редуциране наличинире Fe3+ до Fe2+ с подходящ редуктор след което Fe2+ в разтвора се тутруват дитектно с разтвор на KMnO4. Изследваният разтвор се трябва да съсдържа дръги редуктори освен Fe2+ . По метода на Цинерман – Раихард редукцията на Fe3+ со Fe2+ се постига с разтвор на SnCl2 , които се прибавя в малък излишък, за да се осигури пълното протичане на процеса: 2Fe3+ + Sn2+ 2Fe2+ + Sn4+ Fe3+ + e = Fe2+ .2 Sn2+ - 2e = Sn4+ .1 Излисъкът от SnCl2 се отстранява с HgCl2 в резултат на реакцията: SnCl2 + HgCl2 SnCl4 + Hg2Cl2 При умерен излишък на SnCl2 се поличава малка по количество утайка от HgCl2 , която реагира съвсем бавно с KMnO4 и не влияе бърху установяването на еквивалентната точка. При наличие на голям излишък от SnCl2 или при бавно бавно прибавяне на HgCl2 , може да се получи финно диспергиран живак, който пречи на по-нататъшното определяне. Отделения живак катализира окислението на Hg2Cl2 oт KMnO4 и самият той се окислява: Hg2Cl2 + SnCl2 SnCl4 + 2Hg Hg2Cl2 + SnCl2 SnCl4 + Hg Ако при прибавянето на HgCl2 не се получи ътайка от Hg2Cl2, това показва, че не е прибавен необходимия излишък от SnCl2 и Fe3+ не са редуцирани напълно. Взаимодействието на Fe3+ с KMnO4 протича по уравнението: 5Fe2+ + Mn-4 + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O Fe2+ - e = Fe3+ .5 MnO-4 + 5e +8H = Mn2+ + 4H2O .1 Особеност на определянетое, че се извършва в присъствие на флоридни йони. Те се съдържат обикновенно в анализираната проба – за разтваряне на желязосъфържащи образци най-често се озползва солна киселина. От дръга страна, за правилното дозиране на SnCl2, е необходимо средата да бъде солнокисела. Изследваната проба се докислява със HCl и загрява, при което се образъва слабодисоцииращи се ферифлоридни комплекси, оцветяващи разтвора в интензивно жълт цвят. Края на редукцията се установява по обезцветяването на разтвора – Fe2+ са безцветни и не образуват хлоридни комплекси. Директното окисление на хлоридите от KMnO4 протича мнофо бавно. При тутриването на Fe2+ с KMnO4 в солнокисела среда, обаче, се получава завишени резултати и отклонениеята нарастват с увеличаване на концентрацията на HCl.Установено, е че това се дължи на индуцираното окисление на хлоридите. При редукция на MnO-4 от Fe2+ се образува активна междинна форма Mn3+, окисляваща лесно хлоридните йони до Cl2. Заотстраняване на тези усложнения се пеибавя Райхардова смес, съдържаща MnSo4, H3PO4 и H2SO4. С внасянето на Mn2+ се понижава окислителния потенциал на двойката Mn3+./Mn2+ И се предотвратява окислението на Cl-. Про това окислението на Fe2+ протича достатъчно бързо. До същия ефект води присъствието на PO3-4 и от части SO 2-4, образуващи с Mn3+ стабилни комплекси.Освен това H3PO4 свързва получаваните при окислението Fe3+ в стабилните и безцветни ферифосфатни комплекси, което улеснява установяването на еквивалентната точка. След като се пробави Райнхардовата смес се титрува със стандартен разтвор на KMnO4 до бледорозово оцветяване, устойчиво в продължение на 30сек ( след к.т.т. МнО4- започват да се редуцират от HgCl2 и Mn2+ ) количеството на Fe3+ (Fe2+) в изследвания разтвор се изчислява по формилата : mA=Ceq . VT / 1000 . MeqA, g mFe = C 1/5KMnO4 . VKMnO4 .MFe / 1000,g _____29.doc

Ако има мнго правописни грешки извинявам се . йо - да се чете като ер малък о в тема 5 - Брйонстед-Лаури