Банк рефератов содержит более 364 тысяч рефератов, курсовых и дипломных работ, шпаргалок и докладов по различным дисциплинам: истории, психологии, экономике, менеджменту, философии, праву, экологии. А также изложения, сочинения по литературе, отчеты по практике, топики по английскому.
Полнотекстовый поиск
Всего работ:
364141
Теги названий
Разделы
Авиация и космонавтика (304)
Административное право (123)
Арбитражный процесс (23)
Архитектура (113)
Астрология (4)
Астрономия (4814)
Банковское дело (5227)
Безопасность жизнедеятельности (2616)
Биографии (3423)
Биология (4214)
Биология и химия (1518)
Биржевое дело (68)
Ботаника и сельское хоз-во (2836)
Бухгалтерский учет и аудит (8269)
Валютные отношения (50)
Ветеринария (50)
Военная кафедра (762)
ГДЗ (2)
География (5275)
Геодезия (30)
Геология (1222)
Геополитика (43)
Государство и право (20403)
Гражданское право и процесс (465)
Делопроизводство (19)
Деньги и кредит (108)
ЕГЭ (173)
Естествознание (96)
Журналистика (899)
ЗНО (54)
Зоология (34)
Издательское дело и полиграфия (476)
Инвестиции (106)
Иностранный язык (62791)
Информатика (3562)
Информатика, программирование (6444)
Исторические личности (2165)
История (21320)
История техники (766)
Кибернетика (64)
Коммуникации и связь (3145)
Компьютерные науки (60)
Косметология (17)
Краеведение и этнография (588)
Краткое содержание произведений (1000)
Криминалистика (106)
Криминология (48)
Криптология (3)
Кулинария (1167)
Культура и искусство (8485)
Культурология (537)
Литература : зарубежная (2044)
Литература и русский язык (11657)
Логика (532)
Логистика (21)
Маркетинг (7985)
Математика (3721)
Медицина, здоровье (10549)
Медицинские науки (88)
Международное публичное право (58)
Международное частное право (36)
Международные отношения (2257)
Менеджмент (12491)
Металлургия (91)
Москвоведение (797)
Музыка (1338)
Муниципальное право (24)
Налоги, налогообложение (214)
Наука и техника (1141)
Начертательная геометрия (3)
Оккультизм и уфология (8)
Остальные рефераты (21692)
Педагогика (7850)
Политология (3801)
Право (682)
Право, юриспруденция (2881)
Предпринимательство (475)
Прикладные науки (1)
Промышленность, производство (7100)
Психология (8693)
психология, педагогика (4121)
Радиоэлектроника (443)
Реклама (952)
Религия и мифология (2967)
Риторика (23)
Сексология (748)
Социология (4876)
Статистика (95)
Страхование (107)
Строительные науки (7)
Строительство (2004)
Схемотехника (15)
Таможенная система (663)
Теория государства и права (240)
Теория организации (39)
Теплотехника (25)
Технология (624)
Товароведение (16)
Транспорт (2652)
Трудовое право (136)
Туризм (90)
Уголовное право и процесс (406)
Управление (95)
Управленческие науки (24)
Физика (3462)
Физкультура и спорт (4482)
Философия (7216)
Финансовые науки (4592)
Финансы (5386)
Фотография (3)
Химия (2244)
Хозяйственное право (23)
Цифровые устройства (29)
Экологическое право (35)
Экология (4517)
Экономика (20644)
Экономико-математическое моделирование (666)
Экономическая география (119)
Экономическая теория (2573)
Этика (889)
Юриспруденция (288)
Языковедение (148)
Языкознание, филология (1140)

Учебное пособие: «Задания для студенток заочного отделения технологических специальностей Составили. Г. Г. Мельченко В. А. Старовойтова В. П. Гуськова Н. В. Юнникова Г. Н. Микилева В. Ф. Юстратова Л. С. Сизова Утверждены на заседании кафедры «30»

Название: «Задания для студенток заочного отделения технологических специальностей Составили. Г. Г. Мельченко В. А. Старовойтова В. П. Гуськова Н. В. Юнникова Г. Н. Микилева В. Ф. Юстратова Л. С. Сизова Утверждены на заседании кафедры «30»
Раздел: Остальные рефераты
Тип: учебное пособие Добавлен 01:05:17 19 сентября 2011 Похожие работы
Просмотров: 3064 Комментариев: 0 Оценило: 0 человек Средний балл: 0 Оценка: неизвестно     Скачать

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РФ

КЕМЕРОВСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ ПИЩЕВОЙ

ПРОМЫШЛЕННОСТИ

Кафедра аналитической химии

АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ ХИМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА

Методические указания и контрольные

«Задания для студенток заочного

отделения технологических специальностей

Составили.

Г.Г. Мельченко В.А.Старовойтова

В.П. Гуськова Н.В. Юнникова

Г.Н. Микилева В.Ф. Юстратова

Л.С. Сизова

Утверждены на заседании кафедры «30» января 1995 г.

протокол № 4

Рекомендованы к печати методической

комиссией по заочному обучению

«13» апреля 1995 г.

протокол № 5.

Кемерово 2002

ВВЕДЕНИЕ

Аналитическая химия является одной из основных химических дисциплин, преподаваемых в технологических вузах, связанных с пищевыми производствами. Методы качественного и количественного анализа используют для техно-химического контроля сырья, полуфабрикатов и готовой продукции пищевой промышленности. Каждому специалисту, работающему в этой области, необходимо овладеть теоретическими знаниями важнейших методов анализа и умением производить вычисления, связанные с приготовлением растворов и получением результатов анализа. Выполнение контрольных работ по данным методическим указаниям поможет справиться с этой задачей. Задания, содержащие теоретические вопросы, составлены согласно программе изучения дисциплины “Аналитическая химия”, которая приведена в методических указаниях. Разделы заданий, в которых необходимо производить вычисления, кроме контрольных заданий содержат несколько примеров решений, облегчающих выполнение заданий.

В приложении методических указаний представлен необходимый справочный материал.

При составлении методических указаний учтены рекомендации ИЮПАК: использованы современные определения физических величин и единицы их измерения в соответствии с Международной системой единиц (СИ).

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

В учебный план изучения курса аналитической химии входят лекции, две контрольные работы, лабораторный практикум, а также индивидуальные консультации.

Перед тем как приступить к изучению аналитической химии рекомендуем повторить такие разделы неорганической химии, как периодический закон Д.И. Менделеева, общие закономерности протекания реакций, гомогенные и гетерогенные системы.

Изучайте дисциплину “Аналитическая химия” согласно программе, приведенной в разделе I. Список рекомендуемой литературы приведен в конце программы. Затем приступайте к выполнению контрольных работ. Номер варианта контрольной работы совпадает с последней цифрой в номере зачетной книжки. Например, если номер в зачетной книжке 2178, то вам следует выполнять задания под номерами 8, 18, 28 и т.д.

Контрольную работу выполняйте в отдельной тетради с полями. Условия задач переписывайте полностью и в порядке, указанном в контрольной работе. На теоретические вопросы отвечайте полно, но кратко; уравнения химических реакций записывайте в ионно-молекулярной форме. В задачах приводите полный ход решения: уравнения химических реакций, расчетные выражения в общем виде (формулы) и с подставленными числовыми значениями, числовые значения постоянных величин. Вычисления проводите с необходимой точностью. Точность вычислений зависит от рассчитываемой величины: значения объемов и массовых долей вычисляйте с точностью до второго знака после запятой; вычисления массы и молярных концентраций проводите с точностью до четвертого знака после запятой; расчеты величины титра – с точностью до шестого знака после запятой. Выполненную полностью контрольную работу отправляйте на проверку рецензенту. Если контрольная работа не зачтена, то выполняйте работу над ошибками в той же тетради и вновь отправляйте на проверку. Рецензии на контрольные работы сохраняйте до получения зачета. После того, как контрольные работы будут зачтены, вы приступаете к выполнению лабораторного практикума на кафедре аналитической химии.

Для получения зачета вам необходимо выполнить две контрольные работы, выполнить лабораторные работы и пройти собеседование с преподавателем по темам контрольных и лабораторных работ.

УСЛОВНЫЕ ОБОЗНАЧЕНИЯ

n(А), n(А) – количество вещества, моль;

, nэкв (А)- количество вещества эквивалента, моль;

M(A) – молярная масса, г/моль;

, Мэкв - молярная масса эквивалента, г/моль;

С(А) – молярная концентрация, моль/дм3 ;

, Сэкв - молярная концентрация эквивалента, моль/дм3 ;

- число эквивалентности;

Т(А) – титр раствора, г/см3 ;

- массовая доля, %;

- плотность раствора, г/см3 , кг/м3 ;

m – масса, г, кг;

F – аналитический фактор (множитель);

- стандартный потенциал, В;

- потенциал, В;

РВ – рабочее вещество;

ОФ – осаждаемая форма анализируемого компонента;

ВФ – весовая форма анализируемого компонента;

ПР – произведение растворимости малорастворимого электролита;

Р – растворимость осадка, г/см2 , г/дм3 , моль/дм3 ;

КД – константа диссоциации кислот и оснований;

а – активность ионов;

f(A) – коэффициент активности;

Е – электродвижущая сила, В;

Jс – ионная сила раствора, моль/дм3 ;

В – моляльность раствора, моль/кг.

1. П Р О Г Р А М М А

изучения дисциплины “Аналитическая химия” студентами специальностей 2703, 2705, 2709, 2711 заочной формы обучения

1.1. Общие теоретические основы аналитической химии

1.1.1. Введение

Понятия “аналитическая химия” и “ химический анализ”. Значение аналитической химии в развитии методов химического контроля производства, автоматизации, регулирования, оптимизации и управления технологическими процессами.

Качественный и количественный анализ. Химический контроль производства продукции. Государственные стандарты и методы анализа сырья и готовой продукции.

1.1. 2. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева и ее значение в аналитической химии

1.1.3. Закон действия масс в аналитической химии

1.1.3.1. Кислотно-основные равновесия в водных растворах

(гомогенных системах)

Раствор как среда для проведения аналитических реакций. Динамическое равновесие в растворах. Равновесие Н+ и ОН- - ионов в водных растворах, рН раствора. Вычисление С(Н+ ), рН растворов кислот и оснований.

1.1.3.2. Равновесие в буферных растворах

Буферные растворы, их состав и сущность буферного действия. Использование буферных растворов в химическом анализе.

1.1.3.3. Равновесие в растворах гидролизующихся солей и амфотерных

соединений

Вычисление концентрации ионов водорода и величины рН водных растворов гидролизующихся солей.

Проявление амфотерных свойств соединений, образующимися или применяемыми в процессе химического анализа. Использование явлений амфотерности для качественного обнаружения и количественного определения ионов.

1.1.4. Динамическое равновесие в гетерогенных системах

Осаждение как один из основных методов химического анализа. Состояние динамических равновесий в гетерогенной системе осадок-насыщенный раствор. Произведение растворимости. Использование его в практике химического анализа.

1.1.5. Теоретические основы окислительно-восстановительных реакций,

применяемых в аналитической химии

Методы окисления-восстановления – один из основных методов химического анализа. Окислители и восстановители, применяемые в аналитической химии. Окислительно-восстановительные потенциалы. Связь между величиной Е реакции и ее направлением. Влияние различных факторов на величину окислительно-восстановительного потенциала. Связь между константами равновесия окислительно-восстановительных реакций и стандартными окислительно-восстановительными потенциалами. Вычисление реальных окислительно- восстановительных потенциалов по уравнению Нернста.

1.1.6. Применение комплексных соединений в аналитической химии

Характеристика комплексных соединений, имеющих значение в химическом анализе. Состояние динамических равновесий в растворах комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных соединений. Использование комплексных соединений для обнаружения, маскировки ионов, растворения осадков, разделения ионов, изменения окислительно-восстановительных потенциалов и т.д.

Особое значение внутрикомплексных соединений в аналитической химии.

1.2. Основы качественного анализа

Понятие о качественном анализе. Реакции, проводимые “мокрым” и “сухим” путем. Идентификация индивидуального вещества и анализ смеси веществ.

Специфичность и чувствительность (предел обнаружения) аналитических реакций. Условия выполнения аналитических реакций (температура, концентрация, рН раствора). Способы повышения чувствительности реакций.

Анализ катионов и анионов. Деление катионов и анионов на аналитические группы. Дробный и систематический ход анализа. Наиболее важные качественные реакции обнаружения индивидуальных катионов и анионов. Подготовка вещества к анализу. Оценка содержания составных частей в анализируемом объекте в соответствии с ГОСТом и ТУ.

1.3. Количественный анализ

Понятие о количественном анализе. Значение количественного анализа и перспективы его развития. Современные успехи в области количественного анализа.

Классификация, методы количественного анализа. Ошибки, встречающиеся при количественных аналитических определениях. Математическая обработка результатов измерений. Рациональные правила вычисления и статистическая обработка экспериментальных данных.

1.4. Титриметрический (объемный) анализ

Сущность титриметрического анализа. Требования, предъявляемые к реакциям, используемым в объемном анализе. Способы выражения состава раствора. Подготовка проб для анализа. Способы титрования: прямое, обратное, титрование заместителя. Классификация методов объемного анализа.

Техника титриметрического анализа. Измерительная аналитическая посуда. Расчеты в титриметрическом анализе. Типовые примеры расчетов. Связь между точностью измерений и точностью вычислений.

1.4.1. Метод нейтрализации (кислотно-основное титрование)

Характеристика метода. Установление точки эквивалентности. Кислотно-основные индикаторы. Теория кислотно-основных индикаторов. Интервал перехода индикатора, показатель титрования. Кривые титрования. Выбор индикатора. Точка эквивалентности и конечная точка титрования. Индикаторные ошибки и их вычисление.

Применение метода нейтрализации в пищевой промышленности для определения кислотности и щелочности пищевых продуктов.

1.4.2. Методы осаждения и комплексообразования

Общая характеристика методов. Кривые титрования. Способы определения точки эквивалентности. Важнейшие индикаторы, применяемые в методах осаждения и комплексообразования. Классификация методов осаждения и комплексонометрического титрования.

Применение метода комплексонометрии в пищевой промышленности для определения ионов кальция и магния в пищевых продуктах, ля определения жесткости воды в виноделии, при производстве безалкогольных напитков. Применение метода осаждения для определения поваренной соли в пищевых продуктах.

1.4.3. Методы окисления-восстановления (редоксиметрии)

Общая характеристика методов окисления-восстановления. Требования, предъявляемые к реакциям, применяемым в методах окисления-восстановления. Классификация методов окисления-восстановления. Измерение окислительно-восстановительного потенциала раствора в процессе титрования. Кривые окислительно-восстановительного титрования. Методы установления точки эквивалентности. Специфические и окислительно-восстановительные индикаторы.

1.4.3.1. Метод перманганатометрии

Общая характеристика метода перманганатометрии. Приготовление титрованного раствора перманганата калия, условия хранения, установочные вещества, применяемые при установки концентрации KMnO4 . Преимущества и недостатки метода перманганатометрии в пищевой промышленности для определения содержания сахара в различных пищевых продуктах, окисляемости воды.

1.4.3.2. Метод иодометрии

Общая характеристика метода. Рабочие растворы, их приготовление, условия хранения. Установление точки эквивалентности. Ошибки при иодометрических определениях и меры их устранения. Преимущества и недостатки иодометрического метода.

Применение метода иодометрии в пищевой промышленности для исследования консервов и вспомогательных материалов на содержание в них солей тяжелых металлов (меди, свинца, олова). Определение сернистой кислоты после сульфитации, определение содержания редуцирующих веществ (общего сахара и сахарозы в хлебобулочных изделиях).

1.5. Гравиметрический (весовой) анализ

Сущность гравиметрического (весового) анализа. Классификация методов анализа. Значение метода. Требования, предъявляемые к осаждаемой и весовой формам. Факторы, влияющие на свойства образующихся этих форм. Приемы обработки осадков. Техника работы и вычисления в гравиметрическом анализе.

1.6. РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА

2. Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа. М.: Химия, 1973.-584 с.

3. Алексеев В.Н. Количественный анализ. М.: Химия, 1972.-504 с.

4. Крешков А.П. Основы аналитической химии. Теоретические основы. Качественный анализ. М.: Химия, 1976. – 472 с.

5. Крешков А.П. Основы аналитической химии. Теоретические основы. Количественный анализ. М.: Химия, 1976. – 480 с.

6. Пономарев В.Д. Аналитическая химия, ч. I, II. М.: Высшая школа, 1982. Ч. I, 334 с., ч. II, 286 с.

7. Пилипенко А.Т., Пятницкий И.В. Аналитическая химия, кн. I, II. М.: Химия, 1990. Кн. I, 480 c., кн. II, 481 –846 c.

8. Посыпайко В.И., Козырева Н.А., Огачева Ю.П. Химические методы анализа. М.: Высшая школа, 1989. –448 с.

9. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. М.: Химия, 1979. 489 с.

10. Попадич И.А., Траубенберг С.Е., Осташенкова Н.В., Лысюк Ф.А. Аналитическая химия. М.: Химия, 1989. – 240 с.

11. Цитович И.К. Курс аналитической химии. М.: Высшая школа, 1994. – 495 с.

УЧЕБНЫЕ ПОСОБИЯ И МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

1. Загидулина Г.З., Мельченко Г.Г. Количественный анализ. Методические указания к лабораторным занятиям для студентов специальностей 1002, 1004, 1006, 1009, 1011, 1017. Кемерово, Кемеровский технологический институт пищевой промышленности, 1990. – 44 с.

2. Гуськова В.П., Загидулина Г.З., Мельченко Г.Г., Сизова Л.С., Юнникова Н.В. Расчеты в количественном анализе. Учебное пособие. Кемерово, Кемеровский технологический институт пищевой промышленности, 1992. –76 с.

3. Юстратова В.Ф., Микилева Г.Н., Мочалова И.А. Аналитическая химия. Количественный химический анализ. Учебное пособие. Кемерово, Кемеровский технологический институт пищевой промышленности, 1994. – 179 с.

2. К О Н Т Р О Л Ь Н А Я Р А Б О Т А № 1

2.1. Концентрация водородных ионов в водных растворах.

Гидролиз солей

Реакции, применяемые в аналитической химии, чаще протекают в водных растворах. Молекулы воды, будучи электролитическими диполями, оказывают существенное влияние на процессы растворения и диссоциации. Вода в незначительной степени диссоциирует с образованием ионов и гидроксид – ионов:

Н2 О Н+ + ОН

В особо чистой воде концентрация ионов водорода равняется концентрации гидроксид – ионов:

+ ] = [ОН - ] = 1× 10 –7 моль/дм3 .

Произведение концентрации ионов водорода на концентрацию гидроксид – ионов - величина постоянная при постоянной температуре, ее называют ионным произведением воды:

+ ] × [ОН - ] = 1× 10 –14 (1)

Кислотность растворов характеризуют водородным или гидроксидным показателем:

рН = - lg [Н+ ] (2)

рОН = - lg [ОН - ], тогда (3)

рН + рОН = 14 (4)

Кислотность водных растворов характеризуют следующим образом:

в нейтральных растворах [ОН- ] = [Н + ] = 1× 10 –7 , рН = рОН = 7;

в кислых растворах+ ] > [ОН - ], рН< 7;

в щелочных растворах + ] < [ОН - ], рН > 7.

Ионы воды в некоторых случаях могут взаимодействовать с ионами растворенного вещества, что приводит к существенному изменению состава раствора и его рН.

Процесс разложения водой веществ, составные части которых в этом процессе соединяются с составными частями воды, называют гидролизом. Гидролизу подвергаются различные вещества: соли, галогенангидриды, карбиды, углеводы, белки, жиры и т.д. Весьма важное значение имеет гидролиз солей. Он протекает только в тех случаях, когда из ионов соли и воды может образоваться хотя бы одно слабодиссоциирующее или малорастворимое вещество. Образование такого вещества сопровождается связыванием одного их ионов воды, измерением рН раствора. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергаются, так как ионы этих солей не могут образовывать с ионами воды слабодиссоциирующие или малорастворимые вещества.

Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входят анионы слабой кислоты или катионы слабого основания:

An - + H2 O Han + OH - ,

Kt + + H2 O KtOH + H+ .

В первом случае образуются недиссоциированные молекулы слабой кислоты и гидроксид-ионы (рН>7), во втором случае – недиссоциированные молекулы слабого основания и ионы водорода (рН< 7). В зависимости от характера солей различают три основных вида гидролиза.

1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз идет по катиону, раствор имеет кислую реакцию, рН< 7):

NH4 NO3 + H2 O NH4 OH + HNO3 ,

в ионно-молекулярном виде:

NH4 + + H2 O NH4 OH + H+ .

Если катион многозарядный, то в результате гидролиза чаще всего образуется не слабое основание, а основная соль и гидролиз идет ступенчато:

I ступень

2CuSO4 + 2H2 O (CuOH)2 SO4 + H2 SO4

Cu2+ + H2 O (CuOH)+ + H+


II ступень

(CuOH)2 SO4 + 2H2 O 2Cu(OH)2 + H2 SO4

(CuOH)+ + H2 O Cu(OH)2 + H+

Гидролиз по второй ступени практически не протекает , так как накапливающиеся ионы Н+ препятствуют прохождению гидролиза по II ступени. В случае солей, имеющих многозарядные ионы гидролиз может протекать и значительно сложнее; среди продуктов гидролиза могут быть обнаружены и комплексные соединения (например, аквакомплексы).

2. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону, рН>7)

KNO2 + H2 O KOH + HNO2

NO2 - + H2 O HNO2 + OH- .

3. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз по катиону и аниону, рН зависит от силы образующихся кислоты и основания):

CH3 COONH4 + H2 O CH3 COOH + NH4 OH

CH3 COO - + NH4 + + H2 O CH3 COOH + NH4 OH.

РН = 7, так как образовавшиеся кислота и основание равны по силе приблизительно: КД (СН3 СООН) = 1,7 × 10 –5 , КД (NН4 ОН) = 1,76 × 10 –5 .

В большинстве случаев гидролиз является обратимым процессом, но некоторые из солей, образованные очень слабым основанием и очень слабой кислотой подвергаются необратимому гидролизу. Например, полному гидролизу подвергаются сульфиды и карбонаты трехзарядных катионов Al3+ , Fe3+ , Cu3+ :

Al2 S3 + 6H2 O = 2Al(OH)3 + 3H2 S

Поэтому сульфиды этих элементов могут быть получены только сухим путем.

Реакции гидролиза применяют в аналитической химии для обнаружения отдельных ионов, регулирования кислотности и щелочности растворов, разделения ионов в качественном анализе. Для подавления гидролиза увеличивают концентрацию соли в растворе, снижают его температуру или вводят в раствор один из продуктов гидролиза (чаще кислоту или основание).

2.1.1. Контрольные задания

Напишите уравнения реакций гидролиза и укажите реакцию среды растворов. Как подавить или усилить гидролиз приведенных соединений ?

1. KCl, NaNO2 , NH4 Cl 6. KNO3 , Na2 S, ZnCl2

2. CH3 COOK, Na2 SO4 , AlCl3 7. Na2 CO3 , CoCO4 , LiNO3

3. NaCl, CH3 COOLi, (NH4 )2 S 8. FeCl2 , Li2 SO4 , NaF

4. NaCN, LiNO3 , NH4 NO2 9. NaNO3 , K2 S, Cu(NO3 )2

5. KF, FeSO4 , K2 SO4 10. CaCl2 , K2 CO3 , NiSO4

2.2. Вычисление рН и рОН в водных растворах электролитов

Расчеты рН водных растворов необходимы при построении кривых титрования, выборе условий проведения аналитических реакций, осаждения осадков, выборе индикаторов. При вычислении рН необходимо иметь сведения о составе раствора. В табл. 1 приведены формулы расчета рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований, буферных растворах и растворах солей, подвергающихся гидролизу.

Если в растворе присутствует смесь сильной и слабой кислот, то ионизация слабой кислоты практически подавлена сильной кислотой. Поэтому при приближенном расчете рН в таких растворах пренебрегают присутствием слабых кислот (имеющих рК>4) и используют формулу расчета, применяемую для сильных кислот (5). Эти же рассуждения верны, если в растворе присутствует смесь сильного и слабого основания. Вычисление рН раствора ведут по формуле (6).

Если в растворе присутствует смесь сильных оснований или сильных кислот, то вычисление рН ведут по формулам расчета рН для сильных оснований или кислот (5, 6), предварительно просуммировав концентрации компонентов.

Если же раствор содержит сильную кислоту и ее соль или сильное основание и его соль, то рН зависит только от концентрации сильной кислоты или основания.

Таблица 1

Формулы для вычисления рН растворов в зависимости от их состава

Состав раствора

Формула расчета рН

Порядковый номер формулы

Сильная кислота (HCl, HNO3 , HBr, HI)

PH = - lg Cкис

5

Сильное основание (NaOH, KOH)

РОН = - lg Cосн. ; рН = 14 – рОН

РН = 14 + lg Cосн

6

Слабая кислота

7

Слабое основание

8

Буферный раствор, состоящий из слабой кислоты и ее соли

9

Буферный раствор, состоящий из слабого основания и его соли

10

Раствор соли, подвергающейся гидролизу по аниону

11

Раствор соли, подвергающейся гидролизу по катиону

12

Если в растворе присутствует слабая кислота и ее соль или слабое основание и его соль, то эта смесь представляет собой буферный раствор. Рассчитывают рН по формулам (9, 10).

Если в растворе присутствует соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием или слабой кислотой и сильным основанием, то эти соли подвергаются гидролизу; рассчитывают рН по формулам (11, 12).

2.2.1. Примеры вычислений рН водных растворов

При вычислении рН водных растворов придерживаемся следующей последовательности.

1. Определяем природу веществ, входящих в состав раствора, и подбираем формулу для расчета рН (табл. 1).

2. Если в растворе присутствует слабая кислота или основание, находим по справочнику или в приложении значение рК этого соединения.

3. Подставляем числовые значения молярной концентрации и рК в расчетную формулу и вычисляем значение рН раствора.

В том случае, если смешиваем растворы двух веществ, вступающих в реакцию, то рассчитываем концентрацию вещества, взятого в избытке (при Z* = 1) по формуле:

, моль/дм3 (13)

где А – вещество, которое находится в избытке.

Пример 1. Вычислите рН раствора, в состав которого входит азотная кислота, С(HNO3 ) = 1× 10-2 моль/дм3 и борная кислота, С(Н3 ВО3 ) = 0,1 моль/дм3 .

Азотная кислота относится к сильным кислотам. Борная кислота – слабая кислота, значение рК Н3 ВО3 = 9,24 (см. справочник или приложение табл. 2). В этом случае рН раствора зависит лишь от концентрации сильной азотной кислоты. Рассчитываем рН по формуле (5).

РН = - lg C(HNO3 ), pH = - lg 1× 10 –2 = 2

Пример 2. Вычислите рН раствора, состоящего из смеси гидроксида натрия, С(NaOH) = 0,025 моль/дм3 , и гидроксида калия, С (КОН) = 0,075 моль/дм3 .

Решение. Гидроксид натрия и гидроксид калия относятся к сильным основаниям (щелочам), поэтому прежде, чем вычислять значение рН по формуле (6), необходимо суммировать концентрации щелочей.

1) С(NaOH) + C(KOH) = 0,025 + 0,075 = 0,1 моль/дм3 ;

2) pOH = - lg0,1 = 1, pH = 14 – 1 = 13.

Пример 3. К 15,00 см3 раствора гидроксида натрия С(NaOH) = 0,2000 моль/дм3 прибавили 50,00 см3 раствора муравьиной кислоты, С(НСООН) = 0,1050 моль/дм3 . Вычислите рН полученного раствора.

Решение.

1. Записываем уравнение химической реакции:

NaOH + HCOOH HCOONa + H2 O

2. При вычислении рН в растворе муравьиной кислоты следует учитывать, что диссоциация кислоты протекает не полностью, поэтому по справочнику находим значение рК.

3. Чтобы определить состав полученного после смешивания раствора, необходимо знать соотношение количеств реагирующих веществ:

0,2000 ×15 < 0, 1050 × 50.

Количество гидроксида натрия меньше, чем муравьиной кислоты. Он весь вступит в химическую реакцию образования соли HCOONa. Кроме соли в растворе присутствует муравьиная кислота, которая взята в избытке. Таким образом, мы получим буферный раствор который состоит из слабой кислоты и ее соли.

4. рН рассчитываем по формуле (9):

4. При смешивании растворов общий объем увеличился, концентрации соответственно уменьшились. Рассчитываем концентрацию уксусной кислоты по формуле (13):

5. Концентрация соли равняется концентрации гидроксида натрия после смешивания растворов:

7.Значение концентрации и рК подставляем в выражение 9 п.4 и производим вычисление рН раствора:

2.2.2 Контрольные задания

Рассчитайте рН водных растворов:

12. а) раствора, состоящего из хлороводородной кислоты, C(HCl) = 0,1 моль/дм3

и хлорида натрия, = 0.1 моль/дм3 ;

б) раствора аммиака, С(NH4 OH) = 0,03 моль/дм3 ;

в) формиатного буферного раствора, состоящего из муравьиной кислоты, С(НСООН) = 1 моль/дм3 и формиата калия, С(НСООК) = 1 моль/дм3 .

6. а) раствора гидроксида натрия, С(NаОН) = 0,001 моль/дм3 ;

б) раствора муравьиной кислоты, в 100 см3 которого содержится 10 г НСООН;

в) буферного раствора, состоящего из уксусной кислоты, С(СН3 СООН) = 0,15 моль/дм3 , и ацетата калия, С(СН3 СООК) = 0,1 моль/дм3 .

7. а) раствора, состоящего из смеси хлороводородной кислоты, С(НСl) = 0,075

моль/дм3 и азотной кислоты, С(НNО3 ) = 0,025 моль/дм3 ;

б) раствора соли хлорида аммония С(NН4 Сl) = 0,02 моль/дм3 ;

в) ацетатного буферного раствора, состоящего из уксусной кислоты,

С(СН3 СООН)=0,5 моль/дм3 и ацетата натрия С(СН3 СООNa)=0,5 моль/дм3 .

14. а) раствора гидроксида калия, 250 см 3 которого содержат 0,14 г КОН;

б) раствора уксусной кислоты, полученного разбавлением в 10 раз раствора с С(СН3 СООН) = 0,1 моль/дм3 ;

в) аммонийного буферного раствора, состоящего из водного раствора аммиака, С(NH4 OH) = 1 моль/дм3 , и хлорида аммония, С С(NH4 Сl) = 0.5 моль/дм3 .

15. а) раствора азотной кислоты, С(HNO3 ) = 0,0015 моль/дм3 ;

б) раствора, 100 см3 которого содержат 0,58 г ацетата натрия (CH3 COONa);

в) буферного раствора, состоящего из бензойной кислоты; С(С6 Н5 СООН) = 0,95 моль/дм3 , и бензоата натрия, С(С6 Н5 СООNa) = 0,5 моль/дм3 .

16. а) раствора бромоводородной кислоты, С(НBr) = 0,090 моль/дм3

б) раствора гидроксида бария, 250 см3 которого содержат 0,75 г Ва(ОН)2 ;

в) буферного раствора, состоящего из циановодородной кислоты, С(НСN) = 0,15 моль/дм3 , и цианида натрия, С(NаСN) = 0,15 моль/дм3 .

17. а) раствора хлороводородной кислоты, 1 дм3 которого содержит 0,365 г хлороводорода;

б) раствора нитрита натрия, С(NaNO2 ) = 0,092 моль/дм3 ;

в) буферного раствора, состоящего из водного раствора аммиака,

С(NH4 OH) = 0,3 моль/дм3 , и хлорида аммония, С(NH4 Cl) = 0,5 моль/дм3

18. а) раствора борной кислоты (мета), 100 см3 которого содержат 0,15 г НВО2 ;

б) раствора гидроксида кальция, С(Са(ОН)2 ) = 0,003 моль/дм3 ;

в) буферного раствора, в состав которого входит соль ацетата натрия,

С(CH3 COONa)=0,04 моль/дм3 и уксусная кислота, С(СН3 СООН)=0,08 моль/дм3 .

19. а) раствора азотной кислоты. 500 см3 которого содержит 6,3 г азотной кислоты;

б) раствора нитрата аммония, С(NH4 NO3 ) = 0,075 моль/дм3 ;

в) ацетатного буферного раствора, состоящего из уксусной кислоты,

С(СН3 СООН) = 1 моль/дм3 , и ацетата калия, С(СН3 СООК) = 0,9 моль/дм3 .

20. а) раствора, состоящего из смеси гидроксида натрия, 200 см3 которого

содержат 0,08 г NаОН и хлорида натрия С(NаCl) = 0,025 моль/дм3 ;

б) раствора циановодородной кислоты, С(НСN)= 0,05 моль/дм3 ;

в) формиатного буферного раствора, состоящего из муравьиной кислоты,

С(НСООН) = 0,45 моль/дм3 , и формиата натрия, С(HCOONa) = 0,73

моль/дм3 ;

2.3. Окислительно-восстановительные (редокс) процессы

Окислительно-восстановительные (редокс) реакции (процессы) относятся к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют большое значение в теории и практике.

Получение и производство железа, хрома, меди, серебра, цинка, хлора, иода, аммиака, кислот, щелочей, строительных материалов, медикаментов и т.д. было бы невозможно без использования окислительно-восстановительных реакций. Эти реакции применяют в качественном анализе для определения, разделения ионов и перевода в раствор малорастворимых соединений.

Характерной особенностью реакций окисления-восстановления является переход электронов от одних атомов или ионов к другим. Процессы окисления и восстановления взаимосвязаны, если одно из соединений, участвующих в реакции, окисляется, другое должно восстанавливаться. Количественной мерой окислительно-восстановительной способности системы служат стандартные потенциалы редокси-электродов (j0 ), измеренные относительно стандартного (нормального) водородного электрода, потенциал которого условно принят равным нулю.

Стандартным окислительно-восстановительным потенциалом j0 – называют потенциал окислительно-восстановительного электрода, измеренный при температуре равной 250 С и при концентрации ионов, равной 1 моль/дм3. Единицей измерения потенциала является вольт (В), милливольт (мВ). Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов можно найти в справочниках.

Реальные (равновесные) потенциалы процессов окисления и восстановления могут значительно отличаться от числовых значений стандартных потенциалов. Зависимость равновесных электродных потенциалов от природы окислительно-восстановительной пары, концентрации ионов и температуры выражается уравнением Нернста:

(14)

где j0 – стандартный потенциал редокси-электрода, В

R – универсальная газовая постоянная, равная 8,312 Дж/(моль×град);

Т – абсолютная температура в градусах Кельвина (К = 273 + 0 С);

F – число Фарадея, 96500 Кл;

n – число электронов, принимающих участие в электродном процессе;

[окисл] и [восст] – концентрация соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, моль/дм3 ;

а,в – стехиометрические коэффициенты, стоящие соответственно перед окисленной или восстановленной формой вещества в инно-электронном уравнении реакции.

После подстановки числовых значений констант и перевода натуральных логарифмов в десятичные (коэффициент перевода 2,303) уравнение принимает вид (при 25 0 С):

. (15)

В том случае, если одна из форм является твердой или газообразной, в уравнение подставляют только значение концентрации окисленной или восстановленной формы, находящейся в жидкой фазе. Например, для редокс пары Fe2+ /Fe0 уравнение Нернста имеет вид:

Если окислительно- восстановительные реакции проходят с участием ионов водорода, то при вычислении реальных потенциалов учитывают значение концентрации ионов водорода. Например, восстановление марганца из MnO4 - в Mn2+ проходит в кислой среде.

MnO4 + 8 Н+ + 5 е Mn2+ + 4 Н2 О

Уравнение Нернста для данной системы записывают в виде:

По величине стандартных потенциалов окислительно-восстановительных электродов можно определить принципиальную возможность протекания окислительно- восстановительной реакции.

Редокс-пара с большим положительным значением потенциала играет роль окислителя по отношению к редокс-паре с меньшим значением потенциала. Окислительно-восстановительная реакция будет протекать в прямом направлении в том случае, если разность стандартных потенциалов окислителя и восстановителя (Е) имеет положительное значение, если разность потенциалов имеет отрицательное значение, то реакция пойдет в обратном направлении.

(16)

2.3.1. Вычисление разности потенциалов окислительно-восстановительных систем и равновесных электродных потенциалов

Пример 1. Можно ли действием ионов Fe2+ восстановить Br2 в Br- ?

Решение.

1. Находим в справочнике или в приложении электродные потенциалы окислительно- восстановительных систем:

2. Сравниваем числовые значения j0 . Так как величина стандартного потенциала редокс-пары Br2 /2Br больше величины стандартного потенциала Fe3+ / Fe2+ , то роль окислителя должна выполнять форма Br2 , а восстановителя – Fe2+ .

Реакция при этом будет иметь вид:

Br2 0 + 2 e 2 Br 1

Fe2+ - e Fe 3+ 2

Br2 + 2 Fe2+ 2 Br - + 2 Fe3+

Рассчитываем Е реакции по формуле (16):

; Е = + 1,08 – (+0,77) = + 0,31 В

Величина Е положительная, следовательно, действием Fe2+ можно восстановить Br2 в Br - .

Пример 2. Рассчитайте величину потенциала окислительно-восстановительного электрода системы Fe3+ /Fe2+ , если [Fe3+ ] = 1 моль/дм3 , а [Fe2+ ] = 1×10-4 моль/дм3 .

Решение.

1. Составляем полуреакцию окисления, определяем число электронов, участвующих в реакции: Fe 3+ + e Fe2+

8. Записываем уравнение Нернста для системы Fe3+ / Fe2+

3. Находим в справочнике величину стандартного окислительно-восстановительного потенциала для Fe3+ / Fe2+ , подставляем числовые значения в уравнение Нернста.

2.3.2. Контрольные задания

Задание №1 . Вычислите разность стандартных потенциалов окислительно- восстановительных электродов и сделайте вывод о возможности протекания процесса.

21. Можно ли действием K2 Cr2 O7 в кислой среде окислить ионы SO3 2- в SO4 2- ?

22. Можно ли действием Na2 S2 O3 восстановить J2 в J- ?

23. Можно ли действием NaNO2 в кислой среде восстановить ионыCr2 O7 2- в Cr3+ ?

24. Можно ли действием KMnO4 в кислой среде окислить ионы NO2 - в NO3 - ?

25. Можно ли действием Fe2+ восстановить J2 в J- ?

26. Можно ли действием HNO3 окислить Br в Br2 ?

27. Можно ли действием PbO2 в кислой среде окислить Cl в Cl2 ?

28. Можно ли действием Cl2 окислить SnCl2 в SnCl4 ?

29. Можно ли действием K2 Cr2 O7 в кислой среде окислить ионы AsO3 3- в AsO4 3- ?

30. Можно ли действием K2 Cr2 O7 в кислой среде окислить ионы Pb2+ в PbO2 ?

Задание 2. Вычислите равновесный потенциал окислительно-восстановительного электрода.

№ п/п

Окислительно-восстановительный электрод

[ОК]

моль/дм3

[ВОС]

моль/дм3

+ ]

моль/дм3

31

MnО4 - / Mn2+

1×10-2

1×10-5

1

32

Cr2 O7 2- / 2 Cr3+

4,5×10-1

1×10-3

1×10-6

33

Sn4+ / Sn2+

1×10-3

1×10-5

-

34

PbO2 / Pb2+

1×10-5

1×10-5

1×10-2

35

Cl2 / 2 Cl-

1×10-2

8×10-1

-

36

ClO3 - / Cl-

1×10-2

5×10-1

1

37

BrO3 - / Br-

5×10-2

1×10-3

1×10-4

38

2 Br2 - / 2Br-

1×10-2

4,1×10-2

-

39

AsO4 3- / As3 3-

1×10-1

5×10-1

1×10-3

40

Zn2+ / Zn0

1×10-5

-

-

2.4. Динамическое равновесие в гетерогенных системах

При осаждении или растворении веществ образуется гетерогенная система, состоящая из двух фаз – насыщенного раствора малорастворимого вещества и его осадка. Между раствором и осадком устанавливается динамическое равновесие, которое определяется двумя процессами – осаждением и растворением. Состояние равновесия системы – раствор – осадок описывают правилом произведения растворимости, которое применимо только к насыщенным растворам малорастворимых веществ.

Согласно закону действия масс, при установившемся равновесии в насыщенном водном растворе при данной температуре и давлении, произведение концентраций ионов, составляющих осадок, остается постоянным и называется произведением растворимости. В общем случае для малорастворимого электролита характерен следующий обратимый процесс:

Аm Bn (т) Аm Bn (р-р) mAn+ + nBm-

Тогда:

ПР (Аm Bn ) = [Аn+ ]m × [Bm+ ]n = const (17)

Осадок выпадает в том случае, если произведение концентраций ионов больше произведения растворимости:

[An+ ]m × [Bm- ]n > ПР(Am Bn )

Если [An+ ]m × [Bm- ]n < ПР(Am Bn ), то осадок не выпадает; не выпадает осадок и в том случае, если эти величины равны. Зная величину произведения растворимости, можно рассчитать растворимость осадка по общей формуле:

(18)

Растворимость осадка состава АВ вычисляют по уравнению:

(19)

Растворимость осадка состава А2 В или АВ2 рассчитывают по формуле

(20)

Растворимость осадка уменьшается в присутствии электролита, содержащего небольшое количество одноименного иона. В присутствии постороннего электролита в растворе создается определенная ионная сила, способствующая увеличению растворимости осадка. Особенно это заметно, если ПР(Аm Bn ) > 1×10-10 или Р(Аm Bn ) > 1×10-5 г/дм3 . Вычисления следует проводить в этом случае, используя выражение произведения растворимости, в котором вместо концентраций подставлены активности ионов:

(21)

При этом ионную силу раствора рассчитывают по уравнению:

, (22)

где Zi – заряд иона.

Точное значение коэффициента активности иона вычисляют, учитывая ионную силу:

(23)

Приближенное значение средних коэффициентов активности можно взять из справочника (приложение табл.4).

2.4.1. Вычисление растворимости и произведения растворимости осадков

Пример 1. Вычислите произведение растворимости гидроксида магния в воде, если растворимость его в 1 дм3 равна 0,020 г.

Решение.

1. Записываем выражение произведения растворимости Mg(OH)2

ПР(Mg(OH)2 ) = [Mg2+ ] × [OH- ]2

2.Рассчитываем молярные концентрации ионов магния и гидроксид-ионов, исходя из растворимости Mg(OH)2

моль/дм3

При растворении Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH- из одной молекулы образуется один ион магния и два гидроксид-иона, следовательно, их концентрации равны:

[Mg2+ ] = [Mg(OH)2 ] = 2,06 × 10-4 моль/дм3 ;

[OH- ] = 2 [Mg(OH)2 ] = 2 × 2,06 × 10-4 =4,12 × 10-4 моль/дм3 .

9. Рассчитываем значение произведения растворимости:

ПР(Mg(OH)2 ) = [Mg2+ ] [OH- ]2 = 2,06 × 10-4 (4,12 × 10-4 )2 = 35 × 10-12 = 3,5× 10-11

Пример 2. Вычислите растворимость PbCl2 в г/дм3 в воде, если ПР(РbCl2 ) = 2,4× 10-4 .

Решение.

1. Записываем процесс растворения малорастворимого электролита:

PbCl2 Pb2+ + 2Cl

2. Молярные концентрации соли и ионов обозначаем через х

[PbCl] = x ; [Pb2+ ] = x ; [Cl - ] = 2x ; x= P.

3.Подставляем молярные концентрации ионов в уравнение произведения растворимости:

M(PbCl2 ) = 278,13 г/моль; отсюда его растворимость (Р) равна:

P(PbCl2 ) = 3,9 × 10-2 × 278,13 = 10,86 г/дм3 .

Пример 3. ПР(CaC2 O4 × H2 O) = 2,0 × 10-9 . Сравните растворимость этой соли в чистой воде и в 0,1 М растворе оксалата аммония.

Решение. а) Расчет растворимости CaC2 O4 × H2 O в воде.

1. CaC2 O4 Са2+ + C2 O4 2-

2. Обозначаем молярные концентрации соли и ионов через х: Р = х , [CaC2 O4 ] = х ; [Са2+ ] = х ; [C2 O4 2- ] = х и подставляем их в выражение ПР для CaC2 O4 × H2 O:

ПР(CaC2 O4 ) = [Са2+ ] × [C2 O4 2- ];

2,0 × 10-9 = х × х = х2 ;

х = √2,0 × 10-9 = 4,5 × 10-5 моль/дм3

3. Растворимость оксалата кальция составляет

Р(CaC2 O4 ) = 4,5 × 10-5 × 146 = 6,6 × 10-3 г/дм3 ;

где 146 – молярная масса оксалата кальция.

б) Расчет растворимости соли в 0,1 М растворе оксалата аммония.

1. Запишем уравнение диссоциации соли оксалата аммония:

(NH4 )2 C2 O4 2NH4 + + C2 O4 2-

2. Молярные концентрации:

[CaC2 O4 ] = х; [Са2+ ] = х.

Концентрацию оксалат-ионов можно принять равной концентрации оксалата аммония, пренебрегая концентрацией оксалат-иона, полученной в результате растворения осадка CaC2 O4 , как величиной малой в сравнении с концентрацией соли (NH4 )2 C2 O4 .

[C2 O4 2- ] = [(NH4 )2 C2 O4 ] = 0,1 моль/дм3 .

[NH4 + ]=2[(NH4 )2 C2 O4 ]=2×0,1 = 0,2 моль/дм3 .

ПР (СаC2 O4 × Н2 О) = [Са2+ ] × [C2 O4 2- ] × f (Ca2+ ) × f(C2 O4 2- )

3. Рассчитываем ионную силу в 0,1 М растворе (NH4 )2 C2 O4 (22):

Jс = 0,5 × [С(NH4 + )2 × Z2 (NH4 + ) + C(C2 O4 2- ) × Z2 (C2 O4 2- )]

Jс = 0,5 × (0.1× 2 × 12 + 0,1 × 22 ) = 0,3 моль/дм3

4. При Jс =0,3 для двухзарядного иона коэффициенты активности равны согласно формуле (23):

5. Подставив соответствующие значения в выражение для ПР(СаC2 O4 × Н2 О), получаем: 2,0 × 10-9 = х × 0,1 × (0,19)2 ;

Р(СаC2 O4 × Н2 О) = 5,5 × 10-7 × 146 = 8,03 × 10-5 дм3

Таким образом, растворимость СаC2 O4 в присутствии (NH4 )2 C2 O4 меньше, чем в чистой воде, в раза.

Пример 4. Выпадет ли осадок хромата серебра, если смешать 30 см3 раствора хромата калия С(K2 CrO4 ) = 0,003 моль/дм3 и 20 см3 раствора нитрата серебра, С(AgNO3 ) = 0,0002 моль/дм3 , если ПР (Ag2 CrO4 ) = 1× 10-12 ?

Решение.

Записываем уравнение химической реакции в ионно-молекулярном виде и выражение произведения растворимости:

K2 CrO4 + 2AgNO3 Ag2 CrO4 + 2КNO3

CrO4 2- + 2Ag+ Ag2 CrO4

ПР(Ag2 CrO4 ) = [Ag+ ]2 × [CrO4 2- ]

Чтобы ответить на вопрос задачи необходимо вычислить произведение концентраций ионов, образующих осадок, и сравнить его с величиной произведения растворимости.

Рассчитываем реальные концентрации ионов, которые уменьшались по сравнению с первоначальными в результате увеличения общего объема после смешивания растворов.

Аналогично вычисляем концентрацию ионов серебра:

Рассчитываем произведение реальных концентраций ионов и сравниваем с величиной произведения растворимости:

Ввиду того, что величина произведения концентраций ионов превышает произведение растворимости, 1,22×10-11 > 1×10-12 , осадок хромата серебра выпадет.

2.4.2. Контрольные задания

41. Рассчитайте растворимость оксалата кальция (СаС2 О4 ) в моль/дм3 : а) в воде; б) в растворе оксалата аммония, С(NH4 )2 C2 O4 ) = 0,01 моль/дм3 .

42. Выпадет ли осадок бромида серебра, если смешать равные объемы растворов нитрата серебра и бромида калия, концентрации которых одинаковы, С(AgNO3 ) = C(KBr) = 1×10-4 моль/дм3 ?

43. Рассчитайте произведение растворимости хлорида серебра, если растворимость AgCl при 200 С равна 0,0019 г/дм3 .

44. Рассчитайте растворимость сульфата бария в г/дм3 в растворе серной кислоты, С(H2 SO4 ) = 1×10-3 моль/дм3 .

45. Выпадет ли осадок карбоната кальция, если к 50 см3 раствора хлорида кальция, С(CaCl) = 5×10-3 моль/дм3 , добавить 100 см3 раствора карбоната натрия, С(Na2 CO3 ) = 1×10-4 моль/дм3 ?

46. Во сколько раз растворимость оксалата стронция (SrC2 O4 ) в воде больше растворимости в растворе аммония, С(NH4 )2 C2 O4 ) = 1×10-3 моль/дм3 ?

47. Вычислите произведение растворимости хромата серебра, (Ag2 CrO4 ), если растворимость его в воде равна 0,0332 г/дм3 .

48. Выпадет ли осадок хлорида ртути (I) Hg2 Cl2 , если к 80 см3 раствора нитрата ртути (I), С(Hg2 (NO3 )2 ) = 1,3 × 10-5 моль/дм3 , добавить 40 см3 раствора хлорида натрия, С(NaCl) = 2,3 × 10-4 моль/дм3 ?

49. Во сколько раз растворимость карбоната магния в воде больше растворимости в растворе карбоната натрия, С(Na2 CO3 ) = 1 × 10-3 моль/дм3 ?

50. Вычислите растворимость иодида свинца (PbI2 ) в воде в г/дм3 .

2.5 Качественный анализ

Химическая система может представлять собой индивидуальное соединение или смесь веществ. Состав вещества имеет качественную и количественную характеристику. Качественный анализ устанавливает наличие в системе определенных элементов, функциональных групп, а также индивидуальных соединений. Обнаружить определяемое вещество в системе можно либо с помощью химических реакций, либо по физическим аналитическим свойствам. Качественный анализ, основанный на использовании химических реакций, может быть выполнен систематическим либо дробным методом.

2.5.1. Контрольные задание.

Задание № 1.

Дайте ответы на теоретические вопросы качественного анализа.

51. Какие реакции и реактивы называют аналитическими ? Признаки аналитических реакций. Приведите примеры.

52. Какие реакции и реактивы называют специфическими ? Приведите примеры. Укажите значение специфических реакций и реактивов в анализе смеси катионов.

53. Что такое предел обнаружения (чувствительность) реакций ? Приведите примеры чувствительных реакций.

54. Как можно устранить мешающее влияние посторонних ионов на протекание аналитической реакции ? Приведите примеры.

55. В чем заключается сущность реакций, проводимых “мокрым” и “сухим” путем ? Приведите примеры подобных химических реакций.

56. В чем заключается сущность систематического метода анализа ? Укажите достоинства и недостатки систематического метода анализа.

57. В чем заключается сущность дробного метода анализа ? Укажите достоинства и недостатки дробного метода анализа.

58. Приведите классификацию аналитических методов анализа в зависимости от количества исследуемого вещества, объема раствора и техники выполнения реакций.

59. На чем основана аналитическая классификация катионов по группам ?

60. На чем основано определение анионов ? Приведите примеры.

Задание № 2.

Напишите уравнения специфических химических реакций, укажите условия проведения (рН и t 0 С), и внешний эффект реакций на ионы:

61. Fe3+ , Na+ , Cl- 66. Fe2+ , Ni2+ , PO4 3-

62. Cu2+ , NH4 + , SO4 2- 67. Ca2+ , Al3+ , SO3 2-

63. Pb2+ , K+ , CH3 COO- 68. Ba2+ , Zn2+ , S2-

64. Sn2+ , Co2+ , Br- 69. Sr2+ , Ag+ , CO3 2-

65. Cd2+ , Fe2+ , I - 70. Cr3+ , Mn2+ , NO3 -

2.6. Измерительная аналитическая посуда

При выполнении количественного анализа, особенно титриметрическим методом применяют измерительную посуду. К ней относят мерные колбы, пипетки, бюретки, мерные цилиндры. При работе с измерительной посудой необходимо придерживаться определенных правил. Соблюдение этих правил является одним из слагаемых успешного выполнения анализа.

2.6.1. Контрольные задания

71. а) Для чего предназначены бюретки ? Нарисуйте одну из них. С какой точностью измеряют объем по шкале бюретки ? Как бюретку готовят к работе?

Б) Можно или нет с помощью мерного цилиндра отобрать для титрования аликвотную часть какого-либо анализируемого раствора ? Для чего используют мерные цилиндры ?

72. а) Для чего предназначены пипетки? Нарисуйте одну из них. Как пипетку готовят к работе ?

б) Чем моют химическую посуду?

73. а) Для чего предназначены мерные колбы ? Нарисуйте одну из них. Как мерную колбу готовят к работе?

б) Укажите сколько раз и чем необходимо ополоснуть бюретку перед наполнением ее раствором титранта?

74. а) Нарисуйте колбу для титрования. Как ее готовят к работе ?

б) Укажите, можно или нет раствор, который готовят в мерной колбе, разбавить и довести до метки теплой дистиллированной водой ?

75. а) Как известно, поверхность жидкости в бюретке зрительно можно представить широкой вогнутой полоской (мениском). Как правильно произвести отсчет по шкале бюретки? Как по отношению к мениску должны быть расположены глаза наблюдателя?

б) Как правильно отобрать с помощью пипетки аликвотную часть раствора?

76. а) Как готовят раствор в мерной колбе ? Нарисуйте мерную колбу.

б) Укажите мерную посуду, предназначенную в титриметрическом (объемном) анализе для точного измерения объемов. Для чего используют бюретки ?

77. а) Почему при работе с пипеткой необходимо, чтобы глаза наблюдателя всегда находились на уровне кольцевой метки ?

б) Перечислите основные правила работы с мерными колбами.

78. а) Для чего предназначены мерные цилиндры?

б) Как правильно держать мерную колбу при приготовлении в ней какого-либо раствора ? Почему ?

79. а) Перечислите основные правила, которые следует соблюдать при работе с пипеткой ?

б) Как правильно произвести отсчет по шкале бюретки; если она заполнена.

- бесцветным раствором; - интенсивно окрашенным раствором ?

80. а) Перечислите основные правила , которые нужно соблюдать при измерении объемов растворов с помощью бюретки.

б) Почему нельзя выдувать из пипетки последнюю каплю раствора ?

2.7 Способы выражения количественного состава растворов.

Большинство аналитических реакций проходит в растворах. Растворы представляют собой сложные многокомпонентные системы, в состав которых входит растворенное вещество, растворитель и продукты взаимодействия между ними. Реактивы, используемые для приготовления растворов, не должны содержать примеси в количествах, которые могут повлиять на результат анализа. Все реактивы классифицируют по степени чистоты (см. приложение, табл. 6). В аналитической химии для приготовления растворов используют реактивы с маркой “чда”, “хч”, “ос. ч.”.

Выполнение качественного и количественного анализа возможно лишь при использовании растворов определенного количественного состава. Существует несколько способов выражения состава растворов (смесей). К о н ц е н –

т р а ц и ю используют для выражения состава в тех случаях, когда содержание вещества относят к объему в котором он находится.

М о л я р н а я к о н ц е н т р а ц и я (концентрация количества вещества) С(А) является отношением n(А) вещества (элементарных объектов) к объему раствора (смеси). Так как количество вещества равно отношению массы m(А) к молярной массе М (А) вещества:

(24)

то молярную концентрацию можно вычислить по формуле:

(25)

Единица измерения – моль/м3 , однако на практике чаще всего применяют дольную единицу моль/дм3 (моль/л). Эту единицу можно обозначать также буквой М, но ее следует писать перед формулой растворенного вещества. Например, если С(HCl) = 2 моль/дм3 , то это можно записать также в виде 2М (HCl) ( читают: двухмольный раствор).

М о л я р н а я к о н ц е н т р а ц и я э к в и в а л е н т а раствора

есть число, показывающее, сколько молей эквивалента растворенного вещества содержится в 1 дм3 раствора. Число молей эквивалента можно рассчитать по формуле:

моль, следовательно (26)

, моль/дм3 (27)

Х и м и ч е с к и м э к в и в а л е н т о м называют такую часть молекулы, атома, иона, формульной единицы, которая в данной реакции эквивалента (т.е. взаимодействует без остатка) одному атому водорода или одному действующему заряду (электрону). Так как эквивалент любого вещества взаимодействует с одним атомом (ионом) водорода, то при вычислении эквивалентов необязательно исходить из соединений с водородом. Эквивалент вещества – такое количество, которое взаимодействует с одним эквивалентом любого другого вещества. Масса одного моля эквивалента, выраженная в граммах, называется молярной массой эквивалента. Она не является постоянной величиной для данного соединения, а зависит от конкретной реакции, в которую вступает это соединение.

Вычисляют ее, исходя из молярной массы:

(28)

где - фактор эквивалентности.

В реакциях нейтрализации молярная масса эквивалента кислоты численно равна молярной массе, деленной на основность кислоты, которую для данной реакции определяют числом ионов водорода, замещающихся металлом. Например, при титровании фосфорной кислоты гидроксидом натрия до изменения окраски метилового оранжевого, что соответствует реакции нейтрализации ее до дигидрофосфата натрия, молярная масса эквивалента кислоты равна ее молярной массе.

При титровании же до изменения окраски фенолфталеина, когда кислота нейтрализуется до гидрофосфата натрия, молярная масса эквивалента ее равна половине молярной массы:

Молярная масса эквивалента основания численно равна молярной массе, поделенной на кислотность основания, которую определяют числом вступающих в реакцию гидроксид-ионов. Например,

Молярная масса эквивалента оксидов или солей, взаимодействующих с кислотами или основаниями, численно равна молярной массе, деленной на число ионов или гидроксид-ионов, взаимодействующих с одной молекулой оксида или соли:

В реакциях осаждения молярная масса эквивалента соли численно равна молярной массе ее, деленной на число зарядов катиона металла, участвующих в данной реакции:

В реакциях комплексообразования молярная масса эквивалента численно равна молярной массе, деленной на число зарядов катионов металла, которые применяют участие в образовании молекулы комплексного соединения:

В двух молекулах гексацианоферрата (II) калия было замещено 6 ионов калия тремя ионами цинка, следовательно, в каждой молекуле было замещено 3 иона калия или во взаимодействии с каждой молекулой приняли участие 3 заряда ионов цинка, следовательно:

В реакциях окисления-восстановления молярную массу эквивалента вычисляют делением молярной массы на число электронов, принятых или отданных каждой молекулой вещества в данной реакции.

Например, для перманганата калия величина молярной массы эквивалента зависит от того, в какой среде протекает реакция:

В кислой среде:

В слабощелочной среде:

В сильно-щелочной среде:

Приведенные выше примеры показывают, что для вычисления молярной массы эквивалента необходимо учитывать конкретную химическую реакцию, в которой участвует вещество и уметь правильно написать ее уравнение.

Часто концентрацию раствора выражают через поправочный коэффициент – К, показывающий отношение истинной точной концентрации раствора к той, какую желали получить при его приготовлении (т.е. стандартной) .

(29)

Например, методом разбавления необходимо было получить раствор серной кислоты с молярной концентрацией Сст =0,1000 моль/дм3 . После приготовления раствора и установки точной его концентрации последняя оказалась равной 0,1012 моль/дм3точн ). Следовательно, поправочный коэффициент равен:

В ответе обязательно указывают к какой стандартной концентрации рассчитан поправочный коэффициент.

В расчетных задачах подобного типа заданную точную концентрацию округляют до первой значащей цифры, и полученное значение принимают за Сст . Например: С(НСl)точн =0,1894 моль/дм3 , тогда С(НСl)ст =0,2 моль/дм3

К = 0,947 к С(НСl) = 0,2 моль/дм3 .

Можно просто в точной концентрации отбросить последние цифры, оставив одну значащую, т.е. С(НСl)ст. =0,1 моль/дм3 , тогда

; К = 1,894 к С(НСl) = 0,1 моль/дм3 .

Массовая концентрация представляет собой отношение массы m(A) растворенного вещества (компонента смеси) к объему раствора (смеси). Единица измерения кг/м3 , г/л3 , г/дм3 . На практике часто используют такую массовую концентрацию как титр , который вычисляют как отношение массы растворенного вещества к объему раствора, выраженному в см3 (мл):

(30)

При серийных анализах используют титр по определяемому веществу – который показывает массу определяемого вещества, соответствующую 1 см3 раствора реактива (рабочего) или реагирующую с 1 см3 рабочего раствора:

(31)

Так, ТНCl / NaOH = 0,003839 г/см3 показывает, что 1 см3 раствора хлороводорода с указанным титром может нейтрализовать 0,003839 г гидроксида натрия.

Титр и титр по определяемому веществу, как способ выражения состава, не рекомендуют использовать в настоящее время по правилам международной системы единиц измерения физических величин (СИ), однако в практике химического анализа они пока еще находят применение.

В тех случаях, когда известны масса или объем как растворенного вещества, так и раствора (смеси), для выражения состава используют д о л и . Доля количества или молярная доля N(A) представляет собой отношение количества n(А) растворенного вещества А (или компонента А смеси) к суммарному количеству å Vi всех веществ, составляющих раствор или смесь. Для двухкомпонентной смеси:

(32)

Массовая доля , w (А) есть отношение массы m(A) растворенного вещества (компонента смеси) к суммарной массе åmi всех веществ составляющих раствор (смесь):

(33)

Для раствора:

(34)

Объемная доля j(А) является отношением объема V(А) вещества до его растворения (до образования смеси) к сумме объемов åVi всех веществ, образующих раствор (смесь). Для двухкомпонентной смеси:

(35)

Согласно определениям долей численные их значения находятся в пределах от 0 до 1. Для удобства использования они могут быть умножены на 102 , 103 , 106 , 109 . Таким образом, численные значения долей выражают соответственно в виде сотых (процентов, %), тысячных (промиллей, %), миллионных (млн-1 ) или миллиардных (млрд-1 ) частей единицы. Например:

Моляльность – отношение количества n(А) растворенного вещества к массе растворителя m(B):

(38)

Моляльность можно обозначать буквой m, но ее следует ставить перед формулой растворенного вещества. Например, обозначение 2m NaCl следует читать – двухмолярный раствор хлорида натрия.

Используя рассмотренные формулы расчета состава растворов, можно проследить взаимосвязь их друг с другом:

(39)

2.7.1. Вычисления количественного состава растворов

Пример 1 . Для реакций осаждения используют раствор, в 50 см3 которого содержится 2,8400 г серной кислоты. Рассчитайте титр, титр по хлориду бария, массовую долю, молярную концентрацию эквивалента и моляльность раствора, если плотность его равна 1,035 г/см3 .

Решение.

Титр раствора рассчитываем по формуле (30):

6. Расчет массовой доли проводим, используя формулу (36)

7. Титр раствора по хлориду бария, это масса его, реагирующая той массой серной кислоты, которая содержится в 1 см3 раствора. Согласно закону эквивалентов:

или

Следовательно,

для BaCl2 и H2 SO4 , так как соль содержит двухзарядный ион Ва2+ , а кислота в данной реакции – двухосновная,

8. Молярную концентрацию рассчитываем по формуле (25):

М(H2 SO4 ) = 98,08 г/моль

(1000 – коэффициент перевода см3 в дм3 )

9. Молярную концентрацию эквивалента рассчитываем по формулам (39) или (27):

10. Моляльность раствора – количество серной кислоты в 1 кг растворителя – можно рассчитать по формуле (38)

Массу растворителя можно рассчитать как разницу между массой раствора и растворенного вещества:

m(B) = mp=pa – m(H2 SO4 );

mp-pa = Vp-pa × rp-pa ;

m(B) = [Vp-pa × rp-pa – m(H2 SO4 )], г

Так как масса серной кислоты в условии задачи дана в г, а плотность в г/см3 , то для перевода массы растворителя из г в кг необходимо полученное выражение разделить на 1000. Окончательная формула расчета:

Решать задачу можно, используя формулы (39), связывающие между собой все способы выражения состава, например:

Пример 2. Рассчитайте молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, поправочный коэффициент к ней и титр для раствора с массовой долей уксусной кислоты в нем, равной 1,50 %.

Решение. 1. По справочнику находим плотность раствора; она равна 1,020 г/см3 . 100 г. 1,50 %-ного раствора уксусной кислоты занимают объем 100/r см3 и содержат 1,5 г уксусной кислоты или 1,5/М(СН3 СООН) моль. Чтобы найти молярную концентрацию, необходимо узнать число молей, которое содержится в 1 дм3 данного раствора. Составим пропорцию:

М(СН3 СООН) = 60,05 г/моль,

Или в общем виде:

(40)

2. Рассуждая аналогично п. 1 решения данной задачи можно вывести формулу расчета молярной концентрации эквивалента:

г/моль, так как кислота одноосновная, следовательно:

моль/дм3

3. Поправочный коэффициент к концентрации рассчитывают по формуле (29):

4. Используя формулы (39), можно рассчитать титр раствора:

Можно решить эту задачу и другим способом: сначала найти массу уксусной кислоты в какой-либо части раствора (для простоты расчета можно взять 1000 см3 или 100 г раствора), а затем используя формулы (25, 27, 31) рассчитать состав раствора.

Допустим, объем раствора равен 1000 см3 . Масса раствора равна:

mp-pa =Vp-pa ×r = 1000×1,020 = 1020 г.

Из формулы (36):

По формуле (25)

V=1000 см3 или 1 дм3

По формуле (27):

По формуле (30):

2.7.2. Контрольные задания

81. В 100,00 см3 раствора содержится 0,6040 г гидроксида натрия. Рассчитайте массовую долю, титр и молярную концентрацию эквивалента гидроксида натрия в растворе, если его плотность равна 1,005 г/см3 .

82. Рассчитайте титр, молярную концентрацию эквивалента и молярную концентрацию серной кислоты с титром по оксиду натрия, равным 0,001541 г/см3

83. В 500,00 см3 воды растворили 5,0200 г х.ч. хлорида калия. Рассчитайте молярную концентрацию, титр и массовую долю хлорида калия в растворе, если плотность его равна 2,052 г/см3 .

84. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента, массовую долю и титр для раствора хлорида кальция, имеющего плотность, равную 1,045 г/см3 и титр по нитрату серебра, равный 0,1699 г/см3 .

85. В 100 г раствора содержится 2,0020 г уксусной кислоты. Рассчитайте молярную концентрацию раствора, титр и его титр по гидроксиду калия (плотность принять равной 1,001 г/см3 ).

86. Рассчитайте массовую долю, молярную концентрацию и поправочный коэффициент к ней для раствора серной кислоты с титром по оксиду калия, равным 0,008894 г/см3 , если плотность равна 1,010 г/см3 .

87. В 100 г раствора с плотностью 1,020 г/см3 содержится 6,9000 г пероксида водорода. Рассчитайте массовую долю Н2 О2 в растворе, его титр и молярную концентрацию.

88. Чему равна молярная концентрация эквивалента, титр и массовая доля гидрата аммиака с титром по триоксиду серы, равным 0,4085 см3 и плотностью 0,980 г/см3 ?

89. В 250 см3 воды растворили 0,5162 г оксалата натрия. Рассчитайте молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента и массовую долю оксалата натрия в растворе, если его плотность равна 1,003 г/см3 .

90. Рассчитайте массовую долю, титр и титр по хлороводороду для раствора гидроксида калия, плотность раствора 1,066 г/см3 , молярная концентрация –0,5415 моль/дм3 .

3. КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №2

3.1. Способы приготовления растворов

При выполнении количественного анализа используют растворы определенного количественного состава (разд.2.6). Приготовить растворы можно четырьмя способами: по точной навеске, по приблизительной навеске, используя стандарт-титры и способом разбавления.

По точной навеске готовят растворы стандартных веществ. Вещество относится к стандартным в том случае, если оно удовлетворяет следующим требованиям: имеет определенную химическую формулу, не содержит посторонних примесей (марка чистоты “ч.д.а.”, “х.ч.”, “о.с.ч.”, разд. 2.7, приложение табл. 6), устойчиво к влиянию окружающей среды как в твердом виде, так и в виде раствора. Массу навески вычисляют по формуле (табл. 2) с точностью до четвертого знака после запятой и взвешивают навеску на аналитических весах. Растворы, приготовленные по точной навеске, называют стандартными. Они могут быть как рабочими, так и установочными.

По приблизительной (ориентировочной) навеске готовят растворы тех веществ, которые не относятся к стандартным. Массу навески достаточно рассчитать с точностью до второго знака после запятой, взвешивание навески провести на технических весах.

Формулы расчета массы вещества по точной и приблизительной навеске одинаковы и зависят от способа выражения состава раствора.

Таблица 2

Формулы для вычисления массы навески при приготовлении растворов

п/п

Способ выражения состава раствора вещества А

Формула

для вычисления массы А, г

№ формулы

1.

2.

3.

4.

С(А), моль/дм3

Т(А), г/см3

Т(А/В), г/см3

41

42

43

44

Примечание: коэффициент 1000 в формулах (41,42) используют для перевода объема мерной колбы V (MK) из см3 в дм3 .

Приготовление раствора с использованием стандарт-титра (фиксанала) проводят путем перенесения определенного количества вещества, запаянного в ампулу, в мерную колбу с последующим доведением раствора до метки дистиллированной водой.

Способ разбавления чаще используют для приготовления растворов кислот и щелочей. Вычисляют объем концентрированного раствора, который необходим для приготовления разбавленного раствора. Вычисления проводят с использованием уравнений разд. 2.7.

Растворы, приготовленные по точной навеске и с использованием стандарт-титров, имеют точную концентрацию. Растворы, приготовленные по приблизительной навеске и способом разбавления, требуют дополнительного установления точной концентрации.

3.1.1. Вычисления, связанные с приготовлением растворов.

Пример 1. Сколько граммов “х.ч.” карбоната натрия необходимо взять для приготовления 2 дм3 раствора;

1) с титром, равным 0,010000 г/см3 ;

2) с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,0500 моль/дм3

Решение.

1. Исходя из способа выражения состава раствора подбираем расчетную формулу. Подходит формула 43.

M(Na2 CO3 ) = T(Na2 CO3 )×VMK = 0,010000×2000 = 20,00 г.

11. Сначала определяем молярную массу эквивалента Na2 CO3. Эта соль в растворах вступает в реакции обменного типа, поэтому для нее Z* = 2 Следовательно:

Массу, которую необходимо взять для приготовления раствора, рассчитывают по формуле (42).

Отсюда, m(Na2 CO3 ) = 0,0500×53×2 = 5,3000 г.

Пример 2. Какую навеску сульфата титана (III), необходимо взять для приготовления 1 дм3 раствора с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,02 моль/дм3 ?

Решение. Ti2 (SO4 )3 является рабочим раствором в титанометрии – одном из методов редоксиметрии. Реагируя с окислителями, 2 иона Ti3+ , находящиеся в молекуле сульфата Ti(III), меняют степень окисления:

2 Ti3+ - 2 е 2 Ti4+

Следовательно,

Из уравнения 42:

Т.к. концентрация дана с точностью до второго знака после запятой, результат можно округлить до сотого знака.

Пример 3. Сколько граммов хлорида калия, содержащего 1,2 % влаги, необходимо взять для приготовления 250 см3 раствора с массовой долей, равной 20%.

Решение.

Массовую долю раствора рассчитываем по формуле (34). Растворы взвешивать не принято. Их количество отмеряют в виде объема. Для перевода массы раствора в объемные единицы используют плотность раствора. Если плотность раствора в условии задачи не дана, то ее можно найти в справочнике. Если раствор имеет небольшое значение массовой доли растворенного компонента, то плотность его можно принять равной единице. Так следует сделать и при решении данной задачи. Из уравнения 34 выводим формулу для расчета массы хлорида калия.

Масса хлорида калия, рассчитанная по выше написанной формуле, относится к чистому веществу (стопроцентному). Но в условии задачи сказано, что используют хлорид калия с примесями (влагой). Чистого продукта (KCl) в образце только 98,2 % (100%-1,2 % = 98,2 %).

Значит, навеска образца с учетом влаги будет составлять:

50 г – 98,2 %

Х г – 100 %

Т.е. она будет на 1,2 % больше, чем рассчитанная для чистого хлорида калия.

При решении задач, связанных с приготовлением растворов способом разбавления советуем, во-первых, записать данные задачи в два столбца: в одном – данные о концентрированном растворе (индекс “К”), из которого готовят раствор, в другом – данные о разбавленном растворе (индекс “Р”), который необходимо приготовить.

Во-вторых, следует помнить, что при разбавлении растворов масса растворенного вещества остается одинаковой в объемах как концентрированного, так и разбавленного растворов.

Пример 4. Какой объем раствора серной кислоты с массовой долей, равной 75%, и плотностью, равной 1,67 г/см3 , необходимо взять для приготовления 5 дм3 раствора с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,05 моль/дм3 ?

Решение

1) Записываем данные задачи в два столбца:

Данные о концентрированном Данные о разбавленном

растворе растворе

2) Рассчитываем массу серной кислоты, находящуюся в растворе, по данным для разбавленного раствора, т.к. для него достаточно сведений в условии задачи, используя уравнение (41)

3) Рассчитываем объем концентрированного раствора серной кислоты, используя вычисленное значения массы серной кислоты (уравнение 34).

Пример 5. Какой объем раствора хлорной кислоты с w = 60% и r = 1,54 г/см3 необходимо взять для приготовления 500 см3 раствора с w = 5% и r = 1,03 г/см3 ?

Решение

1) Записываем данные задачи в два столбца.

Данные о концентрированном Данные о разбавленном

растворе растворе

2) Вычисляем массу кислоты, которая находится в растворах, по данным для разбавленного раствора (уравнение 34):

3) По тому же уравнению (34) рассчитываем, в каком объеме концентрированного раствора хлорной кислоты будет содержаться найденная масса кислоты:

3.1.2. Контрольные задания

91. а) Сколько см3 раствора фосфорной кислоты с w = 96 % и r = 1,85 г/см3 необходимо взять для приготовления 1 дм3 раствора с Н3 РО4 ) = 6 моль/дм3 ?

б) Какую навеску гидроксида натрия, содержащего 5% примесей, необходимо взять для приготовления 0,5 дм3 раствора с молярной концентрацией, равной 0,5 моль/дм3 ?

92. а) Какой объем раствора карбоната натрия с w = 17,7 % и r = 1,19 г/см3 необходимо взять для приготовления 250 см3 раствора с моль/дм3 ?

б) Сколько граммов щавелевой кислоты необходимо взять для приготовления 100 см3 раствора с моль/дм3 ?

93. а) Какой объем раствора уксусной кислоты с w = 99 % и r = 1,05 г/см3 необходимо взять для приготовления 500 см3 раствора с w(СН3 СООН) = 9 % и r = 1,01 г/см3 ?

б) какую навеску перманганата калия необходимо взять для приготовления 5 дм3 раствора с моль/дм3 ?

94. а) Сколько граммов тетрабората натрия (буры) необходимо взять для приготовления 200 см3 раствора с моль/дм3 ?

б) Какой объем 25%-ного раствора аммиака (r=0,9 г/см3 ) нужно взять, чтобы приготовить 1 дм3 раствора с w(NH4 OH) = 1 % и r = 0,99 г/см3

95. Сколько граммов тиосульфата натрия необходимо взять для приготовления 3 дм3 раствора с моль/дм3 ?

б) Какой объем раствора уксусной кислоты с массовой долей, равной 40% и r = 1,05 г/см3 нужно взять для приготовления 500 см3 раствора с С(СН3 СООН) = 0,5 моль/дм3 ?

96. а) Сколько граммов нитрата ртути (I) необходимо взять для приготовления 5 дм3 раствора с С(Hg2 (NO3 )2 )= 0,02 моль/дм3 ?

б) Какой объем раствора серной кислоты с массовой долей, равной 90% и плотностью, равной 1,813 г/см3 , потребуется для приготовления 4 дм3 раствора с моль/дм3 ?

97. а) Сколько граммов трилона Б (ЭДТА) необходимо взять для приготовления 4 дм3 раствора с моль/дм3 ?

б) Какой объем раствора азотной кислоты с w = 63 % и r = 1,38 г/см3 необходимо взять для приготовления 2 дм3 раствора с моль/дм3 ?

98. а) Какую навеску хлорида натрия, содержащего 5% влаги, необходимо взять для приготовления 1 дм3 раствора с массовой долей, равной 10%? Плотность раствора принять равной единице.

б) Какой объем раствора иодоводородной кислоты с w = 55 % и r = 1,66 г/см3

необходимо взять для приготовления 200 см3 раствора с моль/дм3 ?

99. а) Какую навеску дихромата калия необходимо взять для приготовления 1 дм3 раствора с Т(К2 СrО7 ) = 0,002450 г/см3 ?

б) Какой объем раствора серной кислоты с w = 95,6 % и r = 1,83 г/см3 необходимо взять для приготовления 1,5 дм3 раствора с моль/дм3 ?

100. а) Сколько граммов сульфата магния необходимо взять для приготовления 250 см3 раствора с молярной концентрацией эквивалента, равной 0,05 моль/дм3 ?

Б) Сколько см3 хлороводородной кислоты (w = 24,25 % и r = 1,12 г/см3 ) нужно взять для приготовления 5 дм3 раствора моль/дм3 ?

3.2. Титриметрический (объемный) анализ

В титриметрическом методе анализа к раствору определяемого вещества (ОВ) добавляют небольшими порциями раствор рабочего вещества (РВ) (или наоборот) до точки эквивалентности. Количество определяемого вещества рассчитывают, зная объем и точную концентрацию раствора рабочего вещества. Момент титрования, в котором количество рабочего вещества эквивалентно количеству определяемого вещества, называют точкой эквивалентности. Установление точки эквивалентности проводят с помощью индикаторов, безиндикаторным или инструментальными методами.

В основе классификации титриметрических методов лежит тип используемой химической реакции. Существуют четыре основных типа титрования: кислотно-основное (метод нейтрализации); окислительно-восстановительное (оксидиметрия, редоксиметрия); комплексиметрическое и осадительное. Титриметрические методы нашли широкое применение в технохимическом контроле пищевых производств. Метод нейтрализации используют для определения титруемой кислотности и щелочности пищевых продуктов и жесткости технологической воды. Методом перманганатометрии, который относится к редоксиметрии, определяют содержание сахара, окисляемости воды, нитриты в колбасных изделиях; методом иодометрии определяют содержание тяжелых металлов в консервах, сернистой кислоты в винах, редуцирующих сахаров в продуктах. Комплексиметрическое титрование используют для определения содержания кальция и магния в молочных и мясных продуктах, в жирах; определяют жесткость воды. Методом осадительного титрования устанавливают содержание хлоридов в пищевых продуктах.

В титриметрическом анализе используют только те химические реакции, которые удовлетворяют общим требованиям, наиболее важные из которых приведены ниже:

1. Реакции должны протекать до конца и с высокой скоростью.

2. Реакция должна быть стехиометрической, т.е. должен быть известен точный состав продуктов реакции.

3. Должна быть возможность фиксировать точку эквивалентности.

4. Должна существовать возможность определения точной концентрации титранта – рабочего вещества.

При изучении титриметрических методов анализа обратите внимание на следующие вопросы: а)тип реакции, на котором основан метод анализа; б) требования, предъявляемые к реакциям; в) приготовление рабочих, установочных, определяемых растворов, их хранение; г) способы фиксирования точки эквивалентности, выбор индикатора по кривым титрования; д) классификацию методов анализа; е) использование метода в пищевой промышленности.

3.2.1. Метод нейтрализации

Контрольные задания

101. В чем заключается сущность кислотно-основного титрования? Какая реакция является основной? Какие рабочие растворы применяют в методе кислотно-основного титрования?

102. Укажите классификацию методов кислотно-основного титрования. Опишите способ приготовления рабочих растворов, назовите установочные вещества.

103. Опишите определение аммиака в солях аммония способом обратного титрования в методе кислотно-основного титрования (уравнения химических реакций, рабочие растворы, индикатор, расчетную формулу результата анализа).

104. Какие индикаторы используются в методе кислотно-основного титрования? Требования, предъявляемые к индикаторам. Приведите примеры индикаторов.

105. Что такое интервал перехода индикатора, показатель титрования индикатора? Какие факторы влияют на показатель титрования? Приведите интервал перехода индикатора, показатель титрования четырех важнейших кислотно-основных индикаторов.

106. В чем заключается сущность ионной теории индикаторов, хромофорной теории индикаторов? Что такое хромофоры, ауксохромы? Приведите примеры.

107. Опишите ионно-хромофорную теорию индикаторов на примере пара-нитрофенола.

108. Какое практическое значение имеют кривые титрования? Как правильно выбирают индикатор? Поясните на примере.

109. Кривые кислотно-основного титрования. Приведите 3 случая основных кривых титрования. Что такое скачек титрования? При каком объеме титранта он начинается и заканчивается (можно в % объема добавленного титранта)? От чего зависит величина скачка титрования?

110. Что такое индикаторная ошибка титрования? Перечислите типы индикаторных ошибок титрования. Перечислите способы определения точки эквивалентности.

3.2.1.1. Кривые титрования в методе нейтрализации

Кривые титрования необходимы для правильного выбора индикатора. Если титруемая кислота или основание одноосновные, то на кривой наблюдается один скачок титрования, если же основность равняется двум, то четкое разделение двух скачков титрования возможно лишь в том случае, если отношение рК1 : рК2 ³ 4. Если это соотношение меньше, то расчет рН для построения кривой приводят по второй ступени. Индикатор подбирают таким образом, чтобы его рТ (или интервал перехода) лежал вблизи точки эквивалентности или в пределах скачка на кривой титрования. Скачок на кривой титрования, выраженный в единицах рН, начинается тогда, когда недотитрована 0,1 % количества исследуемого раствора, а заканчивается когда раствор перетитрован на 0,1 %. Для упрощения расчетов при построении кривой титрования аликвотную часть принимают равной 100,00 см3 , концентрации исследуемого раствора и титранта берут одинаковыми, не учитывают разбавление, происходящее в процессе титрования и считают, что разница между концентрацией и активностью ионов не существенна.

Для построения кривой титрования достаточно рассчитать рН при следующих объемах титранта: 0; 50,00: 99,90: 100,00: 100,10: 101,00: 110,00 см3 .

При расчете рН в процессе титрования необходимо учитывать состав титруемой смеси. Если смесь состоит из сильной кислоты и ее соли или сильного основания и его соли, то рН зависит от концентрации кислоты или основания, т.к. соли сильных кислот и оснований не подвергаются гидролизу. Если в состав смеси входят несколько сильных кислот или оснований, то при расчете рН учитывают суммарную концентрацию. В том случае, если в состав раствора входит сильная и слабая кислота, то рН зависит только от концентрации сильной кислоты, т.к. ионизация слабой кислоты будет подавлена. То же самое относится и к смеси сильного и слабого основания.

3.2.1.2. Вычисление рН при построении кривых титрования

При вычислении рН при построении кривых титрования рекомендуем придерживаться следующей последовательности.

1. Запишите уравнение химической реакции между определяемым веществом и титрантом.

2. Если одно вещество или оба относятся к слабым электролитам, то найдите константы ионизации (или рК) этих соединений по справочнику.

3. Определите состав раствора и подберите соответствующие формулы вычисления рН: а) до начала титрования; б) при титровании до точки эквивалентности; в) при достижении точки эквивалентности; г) при титровании после точки эквивалентности (табл. 1).

4. Вычислите значение рН при следующих объемах титранта: 0; 50,00; 99,90; 100,00; 100,10; 101,00; 110,00 см3 . Данные занесите в таблицу.

5. Постойте кривую титрования в координатах объем, рН – (V, см3 ).

6. Определите область скачка на кривой титрования, рН в точке эквивалентности. Подберите три индикатора, интервал перехода которых или рТ (среднее значение интервала перехода индикатора) попадают в скачок на кривой. Индикаторная ошибка титрования будет тем меньше чем ближе значение рТ к рН в точке эквивалентности.

Пример 1. Рассчитайте и постройте кривую титрования гидроксида калия раствором хлороводородной кислоты, С(КОН)=С(НСl)=0,1000 моль/дм3 . Подберите три индикатора.

Решение.

1. Записываем уравнение химической реакции:

КОН + НСl KCl + H2 O,

OH- + H+ H2 O.

2. Определяем состав раствора на различных стадиях титрования, подбираем формулы для вычисления рН.

До начала титрования в состав раствора входит гидроксид калия, который относится к сильным основаниям. Расчет рН проводим по формуле (6).

РН = 14 + lg С(КОН), рН = 14 + lg 0,1 = 14 – 1 = 13.

В процессе титрования в растворе находится недотитрованная щелочь и ее соль хлорид калия. В таких растворах рН зависит только от концентрации щелочи. Концентрация щелочи уменьшается в процессе титрования (Ст (КОН)). В любой момент титрования до точки эквивалентности ее можно рассчитать по формуле (13) при Z* = 1:

где СТ (КОН) – концентрация щелочи в процессе титрования.

Значение рН рассчитываем по той же формуле (п.1).

В точке эквивалентности в растворе присутствует только соль КСl, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Такие соли не подвергаются гидролизу. РН в растворах подобных солей равняется 7.

После точки эквивалентности, когда вводим избыток титранта хлороводородной кислоты, в растворе присутствует сильная кислота и ее соль КСl, которая не оказывает влияние на рН раствора. Расчет рН проводим по формуле (5): рН = - lg Ст (НСl).

Концентрацию кислоты после точки эквивалентности, Ст (НСl), рассчитываем по формуле аналогичной расчету концентрации щелочи:

3. Производим вычисления и заполняем таблицу.

Таблица 3.

Изменение рН в процессе титрования 100 см3 раствора гидроксида калия раствором хлороводородной кислоты, С(КОН) = С(НСl) = 0,1 моль/дм3

V(HCl),

См3

Формула расчета рН раствора

Расчет рН раствора

-

рН = 14 + lgC(KOH)

pH = 14 + lg 0,1 = 13

50,00

рН = 14 + lgCT (KOH)

99,00

-//-//-

99,90

-//-//-

100,00

pH=pOH

рН=7

100,10

pH= - lgCT (HCl)

101,00

-//-//-


110,00

-//-//-

4.

рН

Строим кривую титрования в координатах рН – V(HCl).

V(см3 )


5. Скачок на кривой титрования лежит в пределах рН от 10 до 4, что соответ- ствует объемам V(HCl) от 99,90 до 100,10 см3 ; рНэкв = 7, Vэкв =100,00 см3 .

6. Подбираем три индикатора, рТ которых находится вблизи рН в точке эквивалентности:

Феноловый красный, рТ = 7;

Тимоловый голубой, рТ = 8;

Метиловый красный, рТ = 5.

Титрование с феноловым красным будет точнее, т.к. рТ индикатора равен рН в точке эквивалентности.

Пример 2. Постройте кривую титрования муравьиной кислоты раствором гидроксида натрия. С(НСООН) = С(NаОН) = 0,1 моль/ дм3 , подберите три индикатора.

Решение.

1.Записываем уравнение химической реакции:

НСООН + NaOН HCOONa + H2 O,

H+ + OH- H2 O.

2. Гидроксид натрия относится к сильным основаниям. Муравьиная кислота полностью не диссоциирует, значение рК(НСООН) = 3,75 (приложение, табл. 2)

3. Определяем состав раствора на различных стадиях титрования и подбираем соответствующие формулы расчета рН.

До начала титрования в растворе присутствует только слабая муравьиная кислота, (формула 7):

В процессе титрования до точки эквивалентности в растворе присутствует недотитрованная слабая кислота и ее соль HCOONa, образующаяся в процессе титрования. Растворы такого состава относят к буферным растворам. Расчет рН проводим по формуле (9), табл. 1:

При вычислении рН в процессе титрования без учета разбавления и при условии равенства первоначальных концентраций кислоты и щелочи отношение Скислсоли можно заменить отношением объема недотитрованной кислоты к объему добавленного титранта. Например, если к раствору муравьиной кислоты добавим 99,00 см3 щелочи, то в растворе остался недотитрованным 1 см3 муравьиной кислоты (Скисл ) и образовалось 99,00 см3 соли (Ссоли ), т.е.

Скислсоли = 1,00 / 99,00

(45)

В точке эквивалентности в растворе находится только соль HCOONa, образованная сильным основанием и слабой кислотой, подвергающаяся гидролизу по аниону. Расчетная формула рН (11), табл. 1:

Концентрацию соли HCOONa в точке эквивалентности принимаем равной первоначальной концентрации муравьиной кислоты. Разбавлением раствора пренебрегаем.

После точки эквивалентности в растворе наряду с солью появляется избыток титранта – щелочи NaOH. Присутствие соли HCOONa не оказывает влияние на рН раствора, который целиком зависит только от концентрации щелочи (форм. 6).

(Расчет СТ (NaOH) приведен в предыдущем примере при Z* = 1).

4. Заполняем таблицу.

Таблица 4

Вычисление рН при титровании 100 см3 раствора муравьиной кислоты раствором гидроксида натрия, С(НСООН) = С(NaOH) = 0,100 моль/дм3

V(NaOH),

См3

Формула расчета рН раствора

Расчет рН раствора

-

50,00

pН = pH(HCOOH) – lg

99,00

-//-//-

99,90

-//-//-

Точка эквивалентности

100,00

100,10

РН = 14 + lgCT (NaOH)

101,00

-//-//-

110,00

-//-//-

рН


5. Строим кривую титрования в координатах pH – V(NaOH).

V(см3 )


6.Скачок на кривой титрования лежит в пределах рН от 6,75 до 10,00, что соответствует объемам титранта от 99,90 до 100,10 см3 . В точке эквивалентности рН = 8,38

7. Подбираем три индикатора, интервал перехода которых захватывает рН в точке эквивалентности:

Крезоловый красный, интервал перехода 7,2 – 8,8; рТ =

a - нафтолфталеин, -//-//- 7,3 – 8,7; рТ = 8

тропеолин 000, -//-//- 7,6 – 8,9; рТ = 8,25

Титрование с индикатором тропеолином 000 будет более точным, так как его рТ ближе к рН в точке эквивалентности.

3.2.1.3. Контрольные задания

Вычислите рН растворов для построения кривой титрования без учета разбавления при следующих объемах рабочего раствора:

0,0; 50,00; 99,00; 99,90; 100,00; 100,10; 101,00; 110,00 см3 . Объем аликвотной части раствора определяемого вещества примите равным 100см3 . Постройте кривую титрования и подберите три индикатора.

№ задания

Определяемое вещество

Рабочее вещество

Концентрация растворов С(ОВ)=С(РВ) моль/дм3

111

HCl

NaOH

0,0100

112

NH4 OH

HNO3

0,0500

113

CH3 COOH

NaOH

0,1000

114

C6 H5 COOH

KOH

0,0200

115

NH4 OH

CH3 COOH

0,1000

116

HNO2

KOH

0,0100

117

LiOH

HCl

0,0100

118

HCl

NH4 OH

0,1000

119

NaOH

HNO3

0,0500

120

KOH

HI

0,0100

3.2.2. Комплексиметрия (комплексонометрия). Контрольные задания.

121. В чем заключается сущность комплексиметрического титрования. Назовите важнейшие комплексоны. Приведите примеры использования комплексных соединений в аналитической химии и метода комплексиметрии для анализа пищевых объектов.

122. Опишите способы приготовления рабочего раствора ЭДТА (трилона Б), установочные вещества, приведите уравнение химической реакции между ЭДТА и установочным веществом.

123. Укажите способы фиксирования точки эквивалентности в комплексиметрии. Опишите механизм действия металл-индикатора эриохрома черного Т. Приведите схемы реакций.

124. Опишите комплексиметрическое определение общей жесткости воды: назовите рабочие растворы, условия проведения анализа, индикатор, приведите соответствующие уравнения химических реакций.

125. Опишите комплексиметрическое определение ионов кальция в растворе: назовите рабочий раствор, условия проведения анализа, индикатор, приведите соответствующие уравнения реакций.

126. Какой вид имеют кривые комплексиметрического титрования? Назовите факторы, влияющие на величину скачка на кривой титрования, поясните это на примере титрования ионов кальция.

127. Приведите примеры комплексиметрических определений способом прямого, обратного и заместительного титрования; напишите соответствующие уравнения химических реакций.

128. Какие индикаторы применяют в комплексиметрии? Приведите схемы реакций, объясняющие механизм действия металл-индикаторов на примере определения общей жесткости воды.

129. Опишите свойства комплексов металлов с комплексонами: укажите состав, цвет, растворимость, факторы, влияющие на устойчивость комплексов. Напишите выражение константы устойчивости и приведите ее значение для комплексного иона магния с комплексоном (III) (ЭДТА).

130. Какие органические соединения называют комплексонами? Какие группы в комплексонах определяют их кислотные свойства и способность образовывать комплексы? Можно ли использовать кислотно-основные индикаторы в комплексиметрическом титровании? Чему равен фактор эквивалентности в трилонометрии?

3.2.3. Осадительное титрование.

Контрольные задания.

131. На использовании каких реакций основаны методы осадительного титрования? Как их классифицируют? Каким условиям должна отвечать реакция осаждения, чтобы она могла использоваться в титриметрическом (объемном) анализе?

132. В чем сущность аргентометрического метода осаждения? Напишите уравнения основных химических реакций, укажите рабочие и установочные (стандартные) вещества, назовите способы фиксирования точки эквивалентности, используемые в аргентометрии.

133. В чем сущность тиоцианатометрического (роданометрического) метода осаждения? Как с помощью роданометрии определяют содержание галогенидов? Напишите уравнения основных химических реакций, укажите рабочие и установочные (стандартные) вещества, способ фиксирования точки эквивалентности.

134. В чем сущность меркурометрического метода осаждения? Как с помощью меркурометрии определяют содержание хлоридов? Напишите уравнения основных химических реакций, укажите рабочие и установочные (стандартные) вещества, способ фиксирования точки эквивалентности.

135.В чем сущность меркуриметрического метода осаждения? Как с помощью меркуриметрии определяют содержание хлоридов? Напишите уравнения основных химических реакций, укажите рабочие и установочные (стандартные) вещества, способ фиксирования точки эквивалентности.

136. Опишите безиндикаторные способы фиксирования точки эквивалентности в аргентометрии. В чем заключается их основные достоинства и недостатки?

137. Опишите фиксирование точки эквивалентности по методу Мора в аргентометрии. Укажите его основные достоинства и недостатки.

138. Дайте общую характеристику адсорбционных индикаторов, используемых для фиксирования точки эквивалентности в методах осаждения. На чем основано их действие?

139. Опишите аргентометрическое определение содержания галогенидов в присутствии адсорбционных индикаторов. Почему при определении хлоридов не применяют эозин?

140. На чем основано применение в тиоцианатометрии (роданометрии) железо-аммонийных квасцов в качестве индикатора? Почему при тиоцианатометрическом определении хлоридов после окончания титрования окраска тиоцианата (роданида) железа постепенно исчезает?

3.2.4. Методы окисления-восстановления. Контрольные задания

141. В чем заключается сущность методов окисления-восстановления? Опишите определение солей железа (II) методом дихроматометриии : укажите рабочий раствор, способ его приготовления, условия проведения реакций, индикаторы, напишите уравнение химический реакции.

142. Каков механизм действия редокс- индикаторов? Каким образом подбирают редокс-индикаторы? Опишите приготовление рабочего раствора перманганата калия, условия хранения, установочные вещества, напишите уравнение химической реакции с установочным веществом, укажите условия проведения реакции.

143. На чем основано действие специфических индикаторов. Приведите примеры. Опишите определение солей железа (II) методом перманганатометрии: назовите рабочий раствор, условия проведения реакции, способ фиксирования точки эквивалентности приведите соответствующие химические реакции.

144. Приведите пример построения кривой титрования в методе редоксиметрии? Укажите факторы, влияющие на величину скачка на кривой титрования. Назовите рабочие растворы, используемые в иодометрии для определения окислителей и восстановителей, приведите химические реакции, соответствующие титрованию окислителей, укажите способ титрования и индикатор.

145. На чем основана классификация методов окисления-восстановления? Опишите иодометрическое определение восстановителей: назовите рабочий раствор, способ его приготовления, приведите химические реакции и способы фиксирования точки эквивалентности.

146. В чем сущность безиндикаторного способа фиксирования точки эквивалентности? Приведите примеры. Опишите приготовление рабочего раствора тиосульфата натрия в иодометрии, условия его хранения, установочное вещество, условия установления концентрации, приведите соответствующие химические реакции.

147. Какие требования предъявляются к реакциям окисления-восстановления, используемым в количественном анализе? Опишите перманганатометрическое определение пероксида водорода: укажите условия проведения анализа, способ фиксирования точки эквивалентности, приведите химическое уравнение реакции.

148. Дайте определение стандартного электродного потенциала. Факторы, влияющие на величину равновесного потенциала; уравнение Нернста. Опишите иодометрическое определение кислот: укажите рабочий раствор, условия проведения анализа, способ фиксирования точки эквивалентности. Приведите химические реакции.

149. Факторы, влияющие на скорость окислительно-восстановительных реакций. Каким образом можно увеличить скорость реакций? Приведите примеры. Опишите метод броматометрии: укажите рабочий раствор, установочные вещества, способ фиксирования точки эквивалентности, возможности метода, приведите соответсвующие химические уравнения.

150. Приведите примеры выполнения анализов прямым методом, обратным и титрованием заместителя, используемые в редоксиметрии. Опишите определение нитритов методом перманганатометрии: укажите рабочие растворы, условия проведения анализа, способы фиксирования точки эквивалентности, приведите соответствующие уравнения химических реакций.

3.3. Вычисления в титриметрическом анализе

3.3.1. Закон эквивалентов

Вычисления в титриметрическом анализе основаны на законе эквивалентов. Если вещество А вступает во взаимодействие с веществом В, то математическое выражение закона эквивалентов в общем виде записывают следующим образом:

или nэкв. (А) = nэкв. (В) (46)

В зависимости от способа выражения состава раствора количество вещества эквивалента может быть вычислено несколькими путями:

(47)

Следовательно, уравнение закона эквивалентов тоже может иметь несколько математических выражений. Например, если определяемое вещество (ОВ) и состав этих растворов выражен в виде молярной концентрации эквивалента, то уравнение закона эквивалентов принимает следующий вид:

(48)

3.3.2. Способы подготовки проб

При выполнении титриметрического анализа пробу определяемого вещества следует перевести в раствор. Используют два способа подготовки проб: способ отдельных навесок и способ пипетирования.

При подготовке пробы способом отдельных навесок пробу определяемого вещества взвешивают на аналитических весах, растворяют в произвольном объеме дистиллированной воды, а затем целиком титруют рабочим веществом. Для выполнения параллельного анализа берут вторую навеску пробы, близкую по величине к первой, и также растворяют и титруют.

При подготовке пробы способом пипетирования навеску определяемого вещества также взвешивают на аналитических весах, затем переносят в мерную колбу, растворяют в дистиллированной воде, доводят до метки и перемешивают. При выполнении анализа мерной пипеткой отбирают объем раствора определяемого вещества, который называют аликвотной частью (АЧ), а затем проводят титрование. При выполнении параллельного титрования необходимо вновь отобрать аликвотную часть.

3.3.3. Способы выполнения титриметрического анализа

Существует три способа проведения титриметрического анализа: прямое титрование, титрование заместителя и обратное или титрование по остатку. При расчете результатов анализа необходимо учитывать как способ подготовки пробы, так и способ титрования.

1. Способ прямого титрования заключается в том, что к раствору определяемого вещества (ОВ) небольшими порциями добавляют до точки эквивалентности раствор рабочего вещества (РВ). Выражение закона эквивалентов будет иметь вид (уравн. 46).

(49)

Например, при определении содержания хлоридов раствор хлорида натрия (ОВ) титруют нитратом серебра (РВ) до точки эквивалентности. В основе анализа лежит химическая реакция:

NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

Cl- + Ag+ AgCl

Выражение закона эквивалентов записывают следующим образом:

2. При заместительном титровании к определяемому веществу добавляют вспомогательный реагент, который, вступая в реакцию с определяемым веществом, образует эквивалентное количество нового вещества – заместителя. Выделившийся заместитель титруют рабочим веществом.

(50)

В уравнении (50) средний член можно опустить, тогда выражение закона эквивалентов примет вид, используемый для вычислений при прямом титровании, уравнение (49). Другими словами, расчеты результатов анализа при заместительном титровании аналогичны расчетам при прямом титровании. Например, при йодометрическом определении содержания дихромата калия к раствору дихромата калия (ОВ) добавляют вспомогательный реагент – иодид калия. В результате реакции образуется эквивалентное количество заместителя – свободного иода (Зам.), который титруют рабочим веществом – тиосульфатом натрия.

В основе анализа методом заместительного титрования лежат две химические реакции. Первая реакция соответствует образованию заместителя определяемого вещества:

K2 Cr2 O7 + 6 KI + 7 H2 SO4 2 Cr2 (SO4 )3 + 3 I2 + 7 H2 O + 4 K2 SO4

Cr2 O7 2- + 6 I- + 14 H+ 2 Cr3+ + 3 I2 + 7 H2 O

Вторая реакция соответствует титрованию заместителя рабочим раствором:

I2 + 2 Na2 S2 O3 2 NaI + Na2 S4 O6

I2 + 2 S2 O3 2- 2 I - + S4 O6 2-

Уравнение закона эквивалентов при заместительном титровании записывают в следующем виде:

3. Способ обратного титрования заключается в том, что к раствору определяемого вещества добавляют точно измеренный объем первого рабочего вещества (раствора) (РВ1 ), взятого в избытке.

После химического взаимодействия между определяемым веществом и первым рабочим раствором остается избыток первого рабочего раствора, который оттитровывают вторым рабочим раствором (РВ2 ). Выражение закона эквивалентов записывают следующим образом:

(51)

Например, при определении содержания карбоната кальция методом обратного титрования к навеске карбоната кальция добавляют заведомо избыточное количество хлороводородной кислоты (РВ1 ). Одна часть хлороводородной кислоты вступает в химическую реакцию с карбонатом кальция (ОВ). А другая часть остается в растворе в избытке (остатке), который титруют вторым рабочим раствором – гидроксидом натрия (РВ2 ).

При обратном титровании протекают две химические реакции. Первая реакция отражает взаимодействие между определяемым веществом и первым рабочим раствором:

CaCO2 + 2 HCl CaCl + CO2 + H2 O

CO3 2- + 2 H+ CO2 + H2 O

Вторая реакция отражает взаимодействие между избытком первого рабочего раствора и вторым рабочим раствором:

HCl + NaOH NaCl + H2 O

H+ + OH- H2 O

Закон эквивалентов, используемый для расчетов в данной задаче, будет выражен следующим образом:

3.3.4. Примеры решения задач по данным титриметрического анализа

При решении задач рекомендуем придерживаться следующего алгоритмического предписания:

1. Исходя из условий задачи, составляем уравнения химических реакций и определяем их тип: нейтрализации, окисления-восстановления, комплексообразования или осаждения.

2. По условию задачи определяем способ титрования (прямой, обратный, замещения) и способ подготовки проб: способ отдельных навесок или способ пипетирования.

3. Приводим выражение закона эквивалентов в общем виде для установления способа титрования (уравнения 49-51).

4. Записываем выражение закона эквивалентов в соответствии со способом выражения состава реагирующих веществ (уравнение 47).

5. Если использован способ пипетирования, то выражение количества определяемого вещества эквивалента умножаем на дробь Vал. ч / Vм.к.

6. Если в условии задачи указана массовая доля, то массу вещества умножаем на дробь w % / 100.

7. Преобразуем формулы (п.4 – п.6) таким образом, чтобы можно было вычислить неизвестную величину.

8. При необходимости вычисляем молярные массы эквивалентов, определяя фактор эквивалентности (1/Z* ) из уравнений химических реакций (см. разд. 2.7.).

9. Подставляем числовые данные в выражение (п.7) и производим расчет неизвестной величины.

Пример 1. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента раствора гидроксида натрия, если на титрование 10,00 см3 его израсходовано 12,50 см3 раствора щавелевой кислоты, Т(Н2 С2 О4 ) = 0,005230 г/см3 .

Решение.

1. Записываем уравнение химической реакции нейтрализации:

2NaOH + H2 C2 O4 Na2 C2 O4 + 2H2 O

OH- + H+ H2 O

2. Из условий задачи видим, что анализ выполнен прямым титрованием.

3. Записываем в общем виде выражение закона эквивалентов для данной химической реакции (ур. 46):

4. Записываем выражение закона эквивалентов в соответствии со способами выражения состава реагирующих веществ (уравнение 48.):

5. Из приведенного уравнения выражаем неизвестную величину молярной концентрации эквивалента гидроксида натрия:

моль/дм3

6. Вычисляем молярную массу эквивалента щавелевой кислоты: из уравнения реакции нейтрализации (п.1) следует, что два иона водорода щавелевой кислоты участвуют в реакции, значит Z* = 2. (разд. 2.6.)

Для гидроксида натрия, имеющего в своем составе лишь один гидроксид-ион, фактор эквивалентности равен единице.

7. Подставляем числовые значения в выражение п. 5. И производим вычисления:

Пример 2. Чему равна масса гидроксида натрия в растворе, если на его титрование израсходовано 20,00 см3 хлороводородной кислоты с ТHCl / KOH =0,003646 г/см3 ?

Решение.

1. Записываем уравнение химической реакции нейтрализации:

NaOH + HCl NaCl + H2 O

OH- + H+ H2 O

2. В условии задачи приведены данные для анализа, выполненного способом отдельных навесок.

3. Записываем выражение закона эквивалентов для прямого титрования в общем виде:

4. Записываем выражение закона эквивалентов, используя данные задачи

по способу выражения состава реагирующих веществ:

5. Преобразуем уравнение п. 4 таким образом, чтобы вычислить массу гидроксида натрия:

6. Рассчитываем молярные массы эквивалентов NaOH и KOH: факторы эквивалентности равны 1 (разд.2.6.) поэтому молярные массы эквивалентов равны молярным массам:

7. Подставляем числовые данные в формулу п. 5. И производим расчет массы гидроксида натрия:

Пример 3. 2,0000 г дигидрата оксалата натрия (Na2 C2 O4 ×2H2 O) растворили в мерной колбе вместимостью 200,00 см3 . На титрование 20,00 см3 этого раствора в кислой среде израсходовано 25,00 см3 раствора перманганата калия (KMnO4 ). K=0,9800 к С(1/5 KMnO4 )=0,0500 моль/дм3 . Какова массовая доля Na2 C2 O4 ×2H2 O в анализируемом образце ?

Решение.

1. Записываем ионно-молекулярное уравнение реакции, на которой основано определение:

2 MnO4 - + 5 e + 8H+ Mn2+ + 4H2 O

5 C2 O4 2- - 2 e 2CO2

2MnO4 - + 16 H+ + 5C2 O4 2- 2Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2 O

2. В условии задачи приведены данные для анализа, выполненного прямым титрованием, способом пипетирования.

3. Записываем выражение закона эквивалентов для прямого титрования:

4. Выводим формулу расчета массы дигидрата оксалата натрия:

г

5. Рассчитываем молярную массу эквивалента для Na2 C2 O4 ×2H2 O: фактор эквивалентности равняется 1/2, (где 2 – число отданных электронов).

6. Это масса дигидрата оксалата аммония содержится в аликвотной части анализируемого раствора, а во всем объеме содержится в Vм.к. / Vал.ч. раз больше. Следовательно, в методе пипетирования масса анализируемого вещества должна быть рассчитана по формуле:

7. Общая навеска оксалата составляет 100 %, а вычисленная масса - w %.

8. Объединив уравнения п. 5, 7 и 8 составляем формулу расчета массовой доли дигидрата натрия:

9. Подставляем числовые данные в полученную формулу и производим расчет:

Пример 4. Кислый раствор технического иодида калия, массой 0,7545 г обработали перманганатом калия (KMnO4 ). Выделившийся иод оттитровали раствором тиосульфата натрия, . Какой объем Na2 S2 O3 пойдет на титрование, если w(KI) = 60,29%.

Решение.

1. Записываем уравнения химических реакций:

5 2I- - 2 e I2 0

2 MnO4 - + 8 H+ + 5 e Mn2+ + 4H2 O

10 I - + 2MnO4 - + 16H+ 5I2 + 2Mn2+ + 8H2 O

I2 0 + 2S2 O3 2- 2I- + S4 O6 2-

2. В условии задачи приведены данные для заместительного титрования: рабочим веществом Na2 S2 O3 титруют не определяемое вещество КI, а его заместитель – свободный йод.

3. Записываем выражение закона эквивалентов для заместительного титрования (уравнение 50).

4. опускаем средний член и записываем выражение закона эквивалентов, учитывая данные задачи о составе растворов:

5. Преобразуем выражение таким образом, чтобы вычислить объем тиосульфата натрия:

6. Молярная масса KI равняется молярной массе эквивалента, т.к. .

7. Подставляем числовые значения в формулу п. 5 и производим вычисления:

Пример 5. В мерной колбе вместимостью 100 см3 растворили оксид цинка. К 10,00 см3 полученного раствора добавили 50,00 см3 раствора серной кислоты, Т(Н2 SO4 ) = 0,004904 г/см3 . На обратное титрование израсходовано 9,25 см3 гидроксида натрия, Т(NaOH)=0,004404 г/см3 . Рассчитайте массу навески оксида цинка.

Решение.

1. Записываем уравнения химических реакций:

H2 SO4 + ZnO ZnSO4 + H2 O

H2 SO4 (изб) + 2NaOH Na2 SO4 + 2H2 O

2. В условии задачи приведены данные способа обратного титрования, способа пипетирования.

3. Записываем выражение закона эквивалентов:

4. Записываем выражение закона эквивалентов, используя данные задачи о составе растворов:

5. Выводим формулу расчета массы оксида цинка:

6. Рассчитываем молярные массы эквивалентов H2 SO4 , NaOH и ZnO. Для H2 SO4 и ZnO фактор эквивалентности равен 1/2 , для NaOH – 1.

7. Подставляем числовые значения в формулу п. 5 и производим вычисления массы оксида цинка:

Пример 6. Навеску карбоната натрия массой 0,3763 г обработали 25,00 см3 хлороводородной кислоты, С(НСl)=0,4000 моль/дм3 , избыток кислоты после удаления диоксида углерода оттитровали 25,00 см3 раствора гидроксида натрия, (К=1,3000 к С(NaOH)=0,1000 моль/дм3 ). Вычислите массовую долю примесей в образце.

Решение.

1. Запишем уравнение химических реакций

2 HCl + Na2 CO3 2NaCl + H2 CO3

HCl + NaOH NaCl + H2 O

2. В задаче приведены данные для обратного способа титрования, выполненного способом отдельных навесок.

3. Запишем выражение закона эквивалентов:

4. Записываем выражение закона эквивалентов, согласно данным задачи о способе выражения состава растворов,

5. Выводим формулу расчета массовой доли Na2 CO3 :

6. Рассчитываем молярную массу эквивалента Na2 CO3 : фактор эквивалентности равен 1/2, .

7. Рассчитываем молярные концентрации эквивалентов растворов HCl и NaOH, фактор эквивалентности для них равен 1:

8. Подставим числовые значения в формулу и произведем расчет:

9. Рассчитываем массовую долю примеси в образце:

w(примеси) = 100 - w(Na2 CO3 ) = 100 – 81.29 = 18.71 %

3.3.5. Контрольные задания

151. а) 25 см3 раствора хлорида аммония обработали концентрированным раствором гидроксида натрия в приборе для определения аммонийных солей методом отгонки. Аммиак отогнали в 50 см3 раствора хлороводородной кислоты, моль/дм3 . Избыток кислоты оттитровали 17,85 см3 раствора гидроксида натрия с Т(NaOH) = 0,004015 г/см3 . Рассчитайте массу аммиака в пробе.

б) Навеску х.ч. хлорида натрия массой 0,9861 г растворили в мерной колбе вместимостью 200,00 см3 . На титрование 20,00 см3 полученного раствора израсходовано 17,00 см3 раствора нитрата серебра, Т(AgNO3 /Cl)= 0,004116 г/см3 . Вычислите массовую долю хлора в навеске.

в) Медь из 0,8876 г руды перевели в раствор в виде Cu2+ , добавили иодид калия и выделившийся при этом йод оттитровали 18,54 см3 раствора тиосульфата натрия, Т(Na2 S2 O3 /Cu)=0,005108 г/см3 . Рассчитайте массовую долю меди в руде.

г) Рассчитайте титр сульфата цинка, если на титрование 15,00 см3 этого раствора израсходовано 14,02 см3 раствора трилона Б (ЭДТА), = 0,0500 моль/дм3 .

152. а) К 20,00 см3 раствора сульфата меди (II) CuSO4 прибавили иодид калия и хлороводородную кислоту. На титрование выделившегося иода израсходовано 15,99 см3 раствора тиосульфата натрия, моль/дм3 . Сколько граммов сульфата меди содержится в 1 дм3 раствора?

б) Рассчитайте объем нитрата ртути (I), = 0,0450 моль/дм3 , израсходованный на титрование 10,00 см3 раствора хлорида калия, Т(KCl)=0,003810 г/см3 .

в) Определите массовую долю HNO3 в концентрированной азотной кислоте, если после растворения 9,0000 г ее в мерной колбе вместимостью 1 дм3 , на титрование 25,00 см3 раствора гидроксида натрия, моль/дм3 , израсходовано 24,99 см3 полученного раствора HNO3 .

г) Навеску оксида магния массой 0,1637 г обработали 40,00 см3 раствора хлороводородной кислоты с Т(HCl)= 0,003646 г/см3 . На титрование избытка кислоты израсходовали 5,50 см3 раствора гидроксида натрия, Т(NaOH)=0,004040 г/см3 . Рассчитайте массовую долю оксида магния в образце.

153. а) К 40,00 см3 раствора иода, моль/дм3 , добавили 1,2000 г технического сульфита натрия. Избыток йода был оттитрован 10,85 см3 раствора тиосульфата натрия, моль/дм3 . Рассчитайте массовую долю сульфита натрия в образце.

б) Навеску влажного образца равную 0,5130 г, содержащую оксид железа (II) растворили в серной кислоте и оттитровали 20,00 см3 раствора перманганата калия (К = 1,1000 к С(KMnO4 )=0,1000 моль/дм3 ). Вычислите массовую долю оксида железа в образце.

в) Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента раствора дихромата калия, если на титрование 20,00 см3 раствора K2 Cr2 O7 израсходовано 15,25 см3 раствора сульфата железа, моль/дм3 .

г) Какая масса хлороводорода содержится в 1 дм3 соляной кислоты, если на титрование иода, выделенного из 20,00 см3 соляной кислоты смесью KIO3 +KI, израсходовано 21,20 см3 раствора тиосульфата натрия, моль/дм3 , К=0,9950 ?

154. а) Чему равен объем тиоцианата аммония, израсходованный на титрование 25,00 см3 нитрата серебра, моль/дм3 , если моль/дм3 ?

б) На титрование 25,00 см3 раствора гидроксида натрия израсходовано 27,00 см3 хлороводородной кислоты, К=0,9235 к моль/дм3 . Сколько граммов гидроксида натрия содержится в 1 дм3 раствора?

в) Навеску хлорида натрия массой 0,7183 г растворили в мерной колбе вместимостью 250,00 см3 . К 25,00 см3 этого раствора прибавили 25,00 см3 нитрата серебра с Т(AgNO3 )=0,017025 г/см3 . На титрование избытка нитрата серебра израсходовано 20,00 см3 раствора тиоцианата аммония, моль/дм3 . Рассчитайте массовую долю хлорид-иона в образце.

г) Для установки титра раствора тиосульфата натрия взяли 0,5200 г х.ч. дихромата калия и растворили в мерной колбе вместимостью 500,00 см3 . На титрование 25,00 см3 этого раствора в присутствии хлороводородной кислоты и иодида калия израсходовано 18,20 см3 раствора тиосульфата натрия (Na2 S2 O3 ). Рассчитайте титр раствора тиосульфата натрия.

155. а) Какова массовая доля железа в железной проволоке, если после растворения 0,1400 г проволоки в серной кислоте без доступа воздуха на титрование полученного раствора израсходовано 24,00 см3 раствора перманганата калия, моль/дм3 ?

б) Сколько граммов ртути содержится в 1 дм3 раствора, если к 50,00 см3 этого раствора прибавили 25,00 см3 раствора трилона Б(ЭДТА), Т(ЭДТА)=0,003362 г/см3 ; избыток трилона Б оттитрован 11,20 см3 раствора сульфата магния С(MgSO4 )=0,0100 моль/дм3 ?

в) Для определения свинца в руде взята навеска руды, равная 5,0000 г. Навеску руды обработали смесью иодида калия и хлороводородной кислоты. Выделившийся йод оттитровали раствором тиосульфата натрия, моль/дм3 . На титрование израсходовано 22,00 см3 тиосульфата натрия. Вычислите массовую долю свинца в руде.

г) Какой объем раствора нитрата серебра будет затрачен на титрование 10,00 см3 раствора хлорида натрия, Т(NaCl)=0,005814 г/см3 , если моль/дм3 ?

156. а) На титрование иода, выделившегося при обработке навески диоксида свинца раствором иодида калия, израсходовано 20,00 см3 раствора тиосульфата натрия, Т(Na2 S2 O3 )=0,00250 г/см3 . Сколько граммов PbO2 содержится в навеске?

б) Рассчитайте массу гидроксида бария, если после растворения пробы в мерной колбе вместимостью 250,00 см3 на титрование 15,00 см3 полученного раствора израсходовано 17,40 см3 раствора хлороводородной кислоты моль/дм3 .

в) Какой объем хлороводородной кислоты, моль/дм3 , будет израсходован на титрование 15,00 см3 раствора гидроксида калия, моль/дм3 ?

г) Навеску технического сульфита натрия массой 0,7864 г растворили в мерной колбе вместимостью 250,00 см3 . К 25,00 см3 этого раствора прибавили 40,00 см3 раствора иода с моль/дм3 (К=0,9100). На титрование избытка иода израсходовано 23,75 см3 раствора тиосульфата натрия, К=0,9175 к =0,0500 моль/дм3 . Рассчитайте массовую долю Na2 S2 O3 в образце.

157. а) Какова молярная концентрация эквивалента перманганата калия (KMnO4 ), если на титрование 15,00 см3 раствора оксалата натрия, = 0,0500 моль/дм3 , израсходовано 10,55 см3 раствора перманганата калия ?

б) Навеску технического сульфита натрия, равную 0,7840 г, растворили в мерной колбе вместимостью 250 см3 . К 25,00 см3 этого раствора добавили раствор иодида калия. На титрование выделившегося иода затрачено 20,00 см3 раствора тиосульфата натрия, =0,0500 моль/дм3 . Вычислите массовую долю сульфита натрия в образце.

в) Навеску технического нитрита натрия, равную 4,0250 г, растворили в мерной колбе вместимостью 250,00 см3 . На титрование 20,00 см3 этого раствора затрачено 25,00 см3 раствора перманганата калия , Т(KMnO4 )=0,001520 г/см3 . Вычислите массовую долю нитрита натрия в образце.

г) Навеску известняка массой 0,3860 г обработали 50,00 см3 раствора хлороводородной кислоты, моль/дм3 . Избыток хлороводородной кислоты оттитрован 10,20 см3 раствора гидроксида натрия, Т(NaOH)=0,004000 г/см3 . Рассчитайте массовую долю карбоната кальция в образце.

158. а) Для определения чистоты гексацианоферрата (II) калия (K4 [Fe(CN)6 ]) навеску равную 5,0100 г растворили в мерной колбе вместимостью 250,00 см3 . На титрование 15,00 см3 этого раствора израсходовано 12,50 см3 раствора перманганата калия с =0,0500 моль/дм3 . Какова массовая доля основного вещества в исследуемом образце?

б) К навеске нитрата аммония добавили 20,00 см3 раствора гидроксида натрия, Т(NaOH)=0,03100 г/ см3 , и кипятили до полного удаления аммиака. На титрование избытка гидроксида натрия израсходовано 50,00 см3 раствора серной кислоты, моль/дм3 . Рассчитайте массу нитрата аммония.

в) Навеску 0,2000 г руды, содержащей диоксид марганца, обработали избытком концентрированной хлороводородной кислоты. Образовавшийся при этом хлор поглощен раствором иодида калия. Выделившийся при этом йод оттитровали 22,50 см3 раствора тиосульфата натрия, моль/дм3 ?

моль/дм3 . Рассчитайте массовую долю MnO2 в руде.

г) Рассчитайте титр раствора гидроксида натрия, если при титровании 10,00 см3 его затрачено 9,95 см3 раствора щавелевой кислоты, моль/дм3 .

159. а) К 50,00 см3 раствора соли алюминия добавили 20,00 см2 раствора комплексона III (ЭДТА), =0,2000 моль/дм3 , избыток последнего был оттитрован 5,40 см3 раствора сульфата цинка с Т(ZnSO4 )=0,016150 г/см3 . Рассчитайте массу алюминия в растворе в граммах в 1 дм3 .

б) На титрование иода, выделившегося при обработке навески диоксида свинца PbO2 иодидом калия, израсходовано 24,98 см3 раствора тиосульфата натрия, Т(Na2 S2 O3 )=0,025010 г/см3 . Рассчитайте массу навески диоксида свинца, взятую для анализа.

в) Какой объем раствора йода будет израсходован на титрование 15,00 см3 дихромата калия, 0,0433 моль/дм3 , если 0,0500 моль/дм3 ?

г)Какой объем нитрата серебра, моль/дм3 , потребуется на титрование 15,00 см3 раствора, содержащего 6,5010 г хлорида калия в 1 дм3 раствора?

160. а) Для анализа вещества на содержание оксида цинка образец цинка массой 0,1821 г обработали 30,00 см3 феррицианида калия 0,1000 моль/дм3 . На титрование избытка феррицианида калия израсходовано 23,75 см3 раствора сульфата цинка 0,1010 моль/дм3 . Какова массовая доля оксида цинка в образце?

б) 2,0850 г минерала растворили и разбавили водой до метки в колбе вместимостью 250,00 см3 . На титрование 25,00 см3 раствора израсходовано 11,20 см3 раствора трилона Б (ЭДТА), 0,0524 моль/дм3 . Рассчитайте массовую долю кальция в образце.

в) Навеску хлорида железа (III) растворили в мерной колбе вместимостью 500,00 см3 . К 25,00 см3 полученного раствора добавили иодид калия, выделившийся иод оттитровали 12,00 см3 раствора тиосульфата натрия, 0,0500 моль/дм3 . Рассчитайте массу хлорида железа в образце.

г) Рассчитайте молярную концентрацию серной кислоты, которая была израсходована на титрование 10,00 см3 раствора гидроксида натрия, моль/дм3 .

3.4. Гравиметрический (весовой) метод анализа

Гравиметрический анализ – это метод количественного анализа, основанный на точном измерении массы определяемого вещества или его составных частей, выделяемых в химически чистом состоянии или в виде соответствующих соединений точно известного постоянного состава.

Таким образом, при гравиметрическом анализе из навески вещества или образца получают осадок или остаток, который взвешивают.

В пищевой промышленности гравиметрический метод анализа используют для определения зольности и влажности, как сырья, так и готовой продукции. Гравиметрические методы делят на три группы: методы выделения, методы отгонки и методы осаждения. Наибольшее практическое применение из них получили методы осаждения. Поэтому контрольные задания этого раздела даны только по методу осаждения. При выполнении гравиметрического анализа методом осаждения придерживаются следующей последовательности: взвешивают определенную массу средней пробы, переводят ее в раствор, проводят осаждение определяемого вещества, промывают осадок, отделяют осадок фильтрованием, высушивают, прокаливают, взвешивают на аналитических весах и затем производят вычисления результата анализа.

При прокаливании многие осадки изменяют свой состав. Поэтому в гравиметрическом анализе различают осаждаемую и гравиметрическую (весовую) формы осадка. Каждая из них должна соответствовать определенным требованиям. По структуре осаждаемая форма может быть кристаллической или аморфной . Это зависит от индивидуальных свойств анализируемых веществ и условий осаждения. Предпочтение имеют крупнокристаллические осадки.

Для получения точных и надежных результатов анализа важное значение в гравиметрии имеет правильный выбор осадителя-реагента. Осадитель должен быть летучим веществом, образовывать малорастворимый осадок, реагировать только с определяемым ионом. Его берут, как правило, в 1,5 раза больше, чем рассчитано по уравнению реакции, чтобы достигнуть полноты осаждения.

Прежде, чем приступить к выполнению гравиметрического анализа, необходимо провести расчет массы навески определяемого вещества (ОВ) и объема осадителя (РВ). Вычисления основываются на практически найденной оптимальной массе весовой форме m(ВФ): для кристаллических осадков она равняется 0,5 г, для аморфных – 0,1 г.

Массу навески рассчитывают по формуле:

(52)

где а – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции перед

определяемым веществом;

b – стехиометрический коэффициент в уравнении реакции перед

соединением весовой формы;

m(BФ) – практически найденный коэффициент, равный оптимальной

массе весовой формы.

Объем осадителя рассчитывают по формуле:

(53)

Расчеты по обеим формулам носят ориентировочный характер. Поэтому полученные значения m(OB) и V(РВ) округляют до 0,1.

Пример. Рассчитайте массу навески квасцов КАI(SO4 )2 ×12H2 O, которую следует взять для определения алюминия в виде оксида алюминия, и требующийся для этого объем осадителя.

Решение.

Один из известных способов гравиметрического определения ионов алюминия в его растворимых солях заключается в осаждении осадка Al(ОН)3 при взаимодействии с раствором аммиака с последующим прокаливанием Al(OH)3 и Al2 O3 .

В данном случае

KAl(SO4 )2 ×12H2 O – анализируемое соединение, ОВ;

NH3 ×H2 O(NH4 OH)- осадитель, РВ;

Al(OH)3 – осаждаемая форма;

Al2 O3 - весовая форма;

Al – определяемый элемент.

1. Записываем уравнения химических реакций, протекающих при этом:

Al3+ + 3ОН- Al(OH)3

t


2 Al(OH)3 Al2 O3 + 3Н2 О,

то есть

6 NH4 OH

t


KAl(SO4 )2 ×12H2 O 2Al(OH)3 Al2 O3

2. Поскольку осадок Al2 O3 является аморфным, то массу навески рассчитываем по формуле 52, где m(ВФ)=0,1 г.

M(KАl(SO4 )2 ×12H2 O)=474 г/моль,

М(Al2 O3 )=102 г/моль,

А=2, b=1.

3. Рассчитываем объем осадителя по формуле (53). В данном случае осадителем является NH3 ×H2 O (NH4 OH). Для получения аморфных осадков используют концентрированный раствор: обычно w( NH4 OH)=25%;

3.4.1. Контрольные задания

161. а) Сущность гравиметрического анализа. Классификация. Его основные достоинства и недостатки.

б) Кратко охарактеризуйте окклюзию (одну из причин загрязнений осадков). Как ее можно уменьшить? Опишите гравиметрическое определение хлора в растворимых хлоридах. Укажите осадитель, осаждаемую и весовую формы. Рассчитайте массу навески для анализа и объем осадителя, если анализируемым веществом является хлорид натрия.

162. а) Осаждаемая и весовая (гравиметрическая) формы осадка. Каким требованиям они должны удовлетворять?

б) Опишите гравиметрическое определение железа в соли Мора. Укажите определяемое вещество, осадитель, осаждаемую и весовую формы. Рассчитайте массу навески анализируемого вещества и объем осадителя.

163. а) Как выполняют в гравиметрических методах анализа операцию растворения навески анализируемого вещества? Кратко охарактеризуйте изоморфизм (одну из причин загрязнений осадков). Как его можно уменьшить?

б) Опишите гравиметрическое определение алюминия в хлориде алюминия. Укажите определяемое вещество, осадитель, осаждаемую и весовую формы. Рассчитайте массу навески анализируемого вещества и объем осадителя.

164. а) Каким образом выбирают осадитель в гравиметрии? Сколько обычно его берут для практически полного осаждения?

б) Опишите гравиметрическое определение кальция в карбонате кальция. Укажите определяемое вещество, осадитель, осаждаемую и весовую формы. Рассчитайте массу навески анализируемого вещества и объем осадителя.

165. а) Укажите оптимальные условия осаждения аморфных осадков.

б) Опишите гравиметрическое определение магния в хлориде магния в виде MgNH4 PO4 ×6H2 O. Укажите определяемое вещество, осадитель, осаждаемую и весовую формы. Рассчитайте массу навески анализируемого вещества и объем осадителя.

166. а) Укажите оптимальные условия осаждения кристаллических осадков.

б) Опишите гравиметрическое определение никеля в хлориде никеля. Укажите определяемое веществ, осадитель, осаждаемую и весовую форму. Рассчитайте массу навески анализируемого вещества и объем осадителя.

167. а) Как выполняют в гравиметрических методах осаждения операцию фильтрования (т.е. отделения осадка от раствора, из которого ведут осаждение)? Какие для этого используют фильтры? Как их выбирают?

б) Опишите гравиметрическое определение алюминия в нитрате алюминия. Укажите определяемое вещество, осадитель, осаждаемую и весовую формы. Рассчитайте массу навески анализируемого вещества и объем осадителя.

168. а) Как выполняют в гравиметрии операцию промывания осадков? Как выбирают промывную жидкость?

б) Опишите гравиметрическое определение магния в нитрате магния. Укажите определяемое вещество, осадитель, осаждаемую и весовую формы. Рассчитайте массу навески анализируемого вещества и объем осадителя.

169. а) Как выполняют в гравиметрии операции высушивания и прокаливания осадков? Какое для этого требуется оборудование?

б) Опишите гравиметрическое определение SO4 2- - ионов в сульфате натрия. Укажите определяемое вещество, осадитель, осаждаемую и весовую формы. Рассчитайте массу навески анализируемого вещества и объем осадителя.

170. а) Кратко охарактеризуйте адсорбцию (одну из причин загрязнения осадков). Как ее можно устранить или уменьшить?

б) Опишите гравиметрическое определение никеля в нитрате никеля. Укажите определяемое вещество, осадитель, осаждаемую и весовую формы. Рассчитайте массу навески анализируемого вещества и объем осадителя.

Таблица 2

Константы ионизации некоторых кислот и оснований

Название

Формула

КД

рКД

КИСЛОТЫ

Азотистая

HNO2

5,1×10-4

3,29

Бензойная

C6 H5 COOH

6,3×10-5

4,20

Борная (орто) К1

К2

К3

H3 BO3

7,1×10-10

1,8×10-13

1,6×10-14

9,15

12,74

13,80

Борная (мета)

HBO2

7,5×10-10

9,12

Бромноватая

HbrO3

2,0×10-1

0,70

Бромноватистая

HbrO

2,2×10-9

8,66

Муравьиная

HCOOH

1,8×10-4

3,75

Уксусная

CH3 COOH

1,74×10-5

4,75

ОСНОВАНИЯ

Циановодородная

(синильная)

HCN

5,0×10-10

9,30

Гидрат аммиака

NH4 OH

1,76×10-5

4,755

Бария гидроксид К2

Ba(OH)2

2,3×10-1

0,64

Кальция гидроксид К2

Ca(OH)2

4,0×10-2

1,40

Лития гидроксид

LiOH

6,8×10-1

0,17

Таблица 3

Стандартные электродные потенциалы (j0 ) некоторых

окислительно-восстановительных пар

Элемент

Высшая степень окисления

Количество электронов (n)

Низшая степень окисления

j0 , В

As

AsO4 3- +2H2 O

+ 2e

AsO2 - +4OH-

-0,71

Br

Br2

+2e

2Br-

+1,087

Ce

Ce4+

+e

Ce3+

+1,77

Cl

Cl2

ClО3 - +6H+

+2e

+6e

2Cl-

Cl- +3H2 O

+1,359

+1,45

Cr

Cr2 O7 2-

+6e

2Cr3+ +7H2 O

+1,33

Fe

Fe3+

+1e

Fe2+

+0,771

H

2H+

+2e

H2

0,000

I

I2

IO3 - +6H+

+2e

+6e

2I-

I- +3H2 O

+0,536

+1,08

Mn

MnO4 - +4H+

MnO4 - +8H+

+3e

+5e

MnO2 +2H2 O

Mn2+ +4H2 O

+1,69

+1,51

N

NO3 - +H2 O

+2e

NO2 - +2OH-

+0,01

Pb

PbO2 +4H+

+2e

Pb2+ +2H2 O

+1,455

S

SO4 2- +4H+

+2e

H2 SO3 +H2 O

+0,17

Sn

Sn4+

+2e

Sn2+

+0,15

Zn

Zn2+

+2e

Zn

-0,764

Таблица 4

Приближенные значения средних коэффициентов активности (f(A))

при разной ионной силе (Ic ) растворов

ИОННАЯ СИЛА

Заряд иона

0

0,001

0,005

0,01

0,05

0,1

0,2

1

1

0,97

0,93

0,90

0,81

0,76

0,70

2

1

0,87

0,74

0,66

0,44

0,33

0,24

3

1

0,73

0,51

0,39

0,15

0,08

0,04

4

1

0,56

0,30

0,19

0,04

0,01

0,003

Таблица 5

Произведения растворимости (ПР) некоторых малорастворимых

электролитов при 250 С

Формула вещества

ПР

Формула вещества

ПР

AgBr

5,3×10-13

Hg2 Cl2

1,3×10-18

AgCl

1,78×10-10

Hg2 I2

4,5×10-29

Ag2 CrO4

1,1×10-12

MgCO3

2,1×10-5

BaC2 O4

1,1×10-7

Mg(OH)2

6,0×10-10

BaSO4

1,1×10-10

PbCl2

1,6×10-5

CaCO3

3,8×10-9

PbI2

1,1×10-9

CaC2 O4

2,3×10-9

SrC2 O4

1,6×10-7

Таблица 6

Классификация химических реактивов по чистоте

Марка реактива

Сокращенное обозначение

Содержание примесей, %

Технические

т.

до 10

Чистые

ч.

до 2

Чистые для анализа

ч.д.а.

до 1

Химически чистые

х.ч.

менее 1

Особо чистые

ос.ч.

0,01-0,00001

Высоко-эталонно-чистые

в.э.ч.

Таблица 7

Интервал перехода некоторых кислотно-основных индикаторов

Название индикатора

Тип индикатора

Изменение окраски

кислотная щелочная

форма форма

Интервал перехода

рН

Показатель титрования

рТ

Тропеолин 00

основн.

красная желтая

1,4-3,2

3,0

Бромфеноловый синий

кисл.

желтая синяя

3,0-4,6

4,1

Метиловый оранжевый

основн.

красная желтая

3,1-4,4

4,0

Метиловый красный

основн.

красная желтая

4,2-6,2

5,5

Бромтимоловый синий

кисл.

желтая синяя

6,0-7,6

7,3

Лакмус

кисл.

красная синяя

5,8-8,0

7,0

Нейтральный красный

основн.

красная желтая

6,8-8,4

7,0

Крезоловый пурпурный

кисл.

желтая пурпурная

7,4-9,0

8,0

Фенолфталеин

кисл.

бесцв. красная

8,2-10,0

9,0

Тимолфталеин

кисл.

бесцв. синяя

9,4-10,5

10,0

Тропеолин 0

основн.

желтая оранжево-

коричн.

11,0-13,00

12,0

Ализариновый желтый

кисл.

желтая сиреневая

10,0-12,0

11,00

Содержание

Введение……………………………………………………………………….3

Общие методические указания………………………………………………3

Условные обозначения………………………………………………………..5

1. Программа изучения дисциплины “Аналитическая химия”……………6

1.1. Рекомендуемая литература……………………………………………..10

2. Контрольная работа № 1……………………………………..…………..12

2.1. Концентрация водородных ионов в водных растворах.

Гидролиз солей..……………………………………….………………….…12

2.1.1. Контрольные задания…… ………………………………………….15

2.2. Вычисление рН и рОН в водных растворах электролитов………...15

2.2.1. Примеры вычислений рН водных растворов………………..……...16

2.2.2. Контрольные задания……………………………………………..….19

2.3. Окислительно-восстановительные процессы…………………...….21

2.3.1. Вычисление разности потенциалов между окислителем и восстано-

вителем и значений реальных потенциалов редокс-пар………………….23

2.3.2. Контрольные задания……………………………………………..….24

2.4. Динамическое равновесие в гетерогенных системах…………..….26

2.4.1. Вычисление растворимости и произведения растворимости осадков………………………………………………………………..27

2.4.2. Контрольные задания……………………………………….……….31

2.5. Качественный анализ………………………………………………...32

2.5.1. Контрольные задания…………………………………….………….32

2.6. Измерительная аналитическая посуда……………………………...33

2.6.1. Контрольные задания………………………………………………..33

2.7. Способы выражения количественного состава растворов………..35

2.7.1. Вычисления количественного состава растворов…………………42

2.7.2. Контрольные задания……………………………………………….46

3. Контрольная работа № 2……………………………………………….47

3.1. Способы приготовления растворов………………………………..47

3.1.1. Вычисления, связанные с приготовлением растворов …………..49

3.1.2. Контрольные задания…………………………………………….…..52

3.2. Титриметрический метод анализа…………………….……………..54

3.2.1. Метод нейтрализации. Контрольные задания……………….……...56

3.2.1.1. Кривые титрования в методе нейтрализации…………………...57

3.2.1.2. Вычисления рН при построении кривых титрования…………..58

3.2.1.3. Контрольные задания……………………………………………..64

3.2.2. Комплексиметрия (комплексонометрия). Контрольные задания…65

3.2.3. Осадительное титрование. Контрольные задания………………….66

3.2.4. Методы окисления-восстановления. Контрольные задания……….67

3.3. Вычисления в титриметрическом анализе…………………………..69

3.3.1. Закон эквивалентов… ………………………………………………69

3.3.2. Способы приготовления проб………………………………………..70

3.3.3. Способы выполнения титриметрического анализа…………… …70

3.3.4. Примеры решения задач по данным титриметрического метода ана-

лиза . 73

3.3.5. Контрольные задания………………………………………….…..…81

3.4. Гравиметрический метод анализа………………………….……..…87

3.4.1. Контрольные задания ……………………………………….…….... 90

3.5. Приложение………………………………………………………..…93

Лицензия № 020524 от 23.04.92 г.

Подписано к печати 26.04.95. Формат 60 х 90 1/16.

Печать офсетная. Тираж 400 экз. Объем 6,0 п.л.

Заказ № 28. Кемеровский технологический институт

пищевой промышленности.

650060, г. Кемерово, 60, б-р Строителей, 47.

Лаборатория множительной техники КемТИППа,

650010, г. Кемерово, 10, ул. Красноармейская, 52

Цена 25. р. Переиздание

Оценить/Добавить комментарий
Имя
Оценка

Работы, похожие на Учебное пособие: «Задания для студенток заочного отделения технологических специальностей Составили. Г. Г. Мельченко В. А. Старовойтова В. П. Гуськова Н. В. Юнникова Г. Н. Микилева В. Ф. Юстратова Л. С. Сизова Утверждены на заседании кафедры «30»

Назад
Меню
Главная
Рефераты
Благодарности
Опрос
Станете ли вы заказывать работу за деньги, если не найдете ее в Интернете?

Да, в любом случае.
Да, но только в случае крайней необходимости.
Возможно, в зависимости от цены.
Нет, напишу его сам.
Нет, забью.



Результаты(222564)
Комментарии (3008)
Copyright © 2005-2019 BestReferat.ru bestreferat@gmail.com реклама на сайте

Рейтинг@Mail.ru