ЕН.Ф6 Аналитическая химия (ОФО)

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
«Мурманский государственный педагогический университет»
(МГПУ)
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС
ДИСЦИПЛИНЫ
ЕН.Ф.04.
ГСЭ.Ф.6
ХИМИЯ: АНАЛИТИЧЕСКАЯ
Основная образовательная программа подготовки специалиста по
специальности (специальностям)
050102.00 Биология с дополнительной специальностью География
050102 Биология
Утверждено на заседании кафедры
биологии и химии
естественно-географического факультета
(протокол № 13 от 02 апреля 2008 г.)
Зав. кафедрой ___________ М.Н. Харламова
РАЗДЕЛ 1. Программа учебной дисциплины.
1.1 Автор программы: Сагайдачная В.В., старший преподаватель
кафедры экологии ЕГФ МГПУ.
1.2 Рецензенты:
Луппова Е.Н., кандидат биол. наук, доцент кафедры биологии и химии ЕГФ
МГПУ.
Лештаев А.А., кандидат биол. наук, доцент кафедры географии и экологии
ЕГФ МГПУ.
1.3 Пояснительная записка
Предметом аналитической химии является теория и практика методов
анализа. Анализ является прекрасным наглядным инструментом при
изучении гомогенного и гетерогенного равновесия, гидролиза, амфотерности,
окислительно-восстановительных процессов в водных растворах при
различных средах и явлений комплексообразования.
Цель курса: ознакомление студентов с основами химической
идентификации: теорией методов качественного и количественного анализа
веществ и природных материалов.
Задачи курса «Аналитическая химия» заключаются в следующем:
а) дать учащимся представления о теоретических принципах и методах
анализа веществ, их возможностях и применении;
б) сообщить определенный комплекс знаний по основным методам
качественного и количественного химического анализа и научить делать
расчеты по результатам анализа;
в) привить навыки проведения химических анализов.
В курсе аналитической химии студенты-биологи учатся проводить анализ
смесей веществ, выбирать наиболее целесообразное направление анализа в
соответствии с поставленной задачей, творчески осмысливать получаемые
результаты. В данном курсе речь идёт об элементном анализе. В
соответствии с задачами аналитической химии курс разделен на
качественный и количественный анализ.
Теоретический курс качественного анализа основан на теоретических
законах общей химии и знании химии элементов, изученных в первом и
втором семестрах. Курс лекций включает в себя теорию растворов
электролитов с основными понятиями теории сильных электролитов и
активности, теорию кислот и оснований Лоури-Бренстеда, расчёты рН в
различных равновесных системах в водных растворах, растворимости и
произведений растворимости (активности), а также основные правила и
приёмы кислотно-щелочного метода анализа катионов. Анализ анионов
даётся по дробному методу без деления на группы.
Выполняя качественный анализ, студенты- экологи глубже понимают и
усваивают процессы, которые протекают при выполнении той или иной
аналитической операции. Таким образом, анализ является прекрасным
2
наглядным инструментом при изучении гомогенного и гетерогенного
равновесия, гидролиза, амфотерности, окислительно-восстановительных
процессов в водных растворах при различных средах и явлений
комплексообразования, явлений которые протекают в окружающей среде,
организме, технологических процессах.
Теоретический курс количественного анализа включает гравиметрию,
теорию и практику объёмных методов анализа с использованием химических
методов
анализа
титрования:
кислотно-щелочного,
окислительновосстановительного, осадительного, комплексометрического. В курсе
рассматриваются методы прямого и обратного титрования и расчёты
результатов определения. Кратко рассматривается теория индикаторов и
методы физико-химического анализа.
Программа составлена в соответствии с требованиями к минимуму
подготовки выпускника вуза по специальности - «Биология», определяемой
государственным стандартом высшего профессионального образования.
При
разработке
данной
программы
были
использованы:
Государственный образовательный стандарт высшего профессионального
образования по специальности «Биология»; методические разработки
Е.С.Меня, А.А. Лештаева, сборники задач и тематических заданий по
различным разделам курса (см. список литературы по разделам).
На развитие исследовательских навыков, химического мышления,
направлены практические и лабораторные занятия.
В результате изучения курса аналитической химии
студенты должны знать:
 теоретические основы аналитической химии;
 принципы и методы химического качественного анализа (дробный и
систематический);
 принципы и методы химического количественного анализа
(гравиметрия и титриметрия );
 теоретические основы физико-химических (инструментальных)
методов анализа, их применение для определения качественного и
количественного состава анализируемых объектов;
 основные приемы и правила работы в аналитической лаборатории
(технику капельного анализа, взвешивания на аналитических весах,
основные приемы гравиметрии и титрования);
студенты должны уметь:
 применять полученные знания для анализа веществ;
 правильно выбирать метод анализа в соответствии с поставленной
аналитической задачей и заданной точностью определения;
 рассчитывать количества компонентов растворов заданной концентрации
и готовить растворы определенной концентрации;
 проводить качественные реакции на ионы, пользуясь кислотно-основной
классификацией;
3
 уметь проводить расчеты рН среды, произведения растворимости,
окислительно-восстановительного потенциала;
 пользоваться основными методами разделения и концентрирования в
аналитической химии;
 владеть техникой и осуществлять различные гравиметрические и
титриметрические определения;
 работать с приборами - аналитическими весами, рН-метрами,
иономерами;
 проводить простой учебно-исследовательский эксперимент на основе
овладения приемами техники работ в лаборатории, выполнять расчеты,
оформлять результаты, формулировать выводы.
 самостоятельно работать с учебной, справочной и методической
литературой по органической химии.
1.4 Извлечение из ГОС ВПО:
Требования ГОС к обязательному минимуму
содержания основной образовательной программы
Индекс
Дисциплина и ее основные разделы
Всего часов
ЕН.Ф.04 Химия:
84
Химические системы, реакционная способность
веществ, их идентификация.
1.5 Объем дисциплины и виды учебной работы:
№
Шифр и
п/п
наименование
2
III
84
60
30
10
20
24
Вид
итогового
контроля
(форма
отчетности)
зачет
2
III
84
60
30
10
20
24
зачет
Курс Семестр
Трудо-
специальности
050102 –
«Биология»
050102.00 –
«БиологияГеография»
1.
2.
Виды учебной работы в часах
ёмкость
Всего
ауд.
ЛК
ПР/
СМ
ЛБ
Сам.
раб.
1.6 Содержание дисциплины.
1.6.1 Разделы дисциплины и виды занятий (в часах). Примерное
распределение учебного времени:
п/п
1.
Наименование раздела, темы
Предмет и задачи аналитической химии
Количество часов
Всег
о
ауд.
2
ЛК
2
ПР/
СМ
-
ЛБ
Сам.
раб.
-
1
4
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
Основы качественного анализа
Аналитические реакции
Химическое равновесие в гомогенных системах.
Теория сильных электролитов
Окислительно-восстановительные реакции
Качественный анализ катионов и анионов.
Гетерогенные системы, ПР
Основы объёмного анализа
Кислотно-щелочное титрование
Редоксметрия
Физико-химические (инструментальные) методы
анализа.
ВСЕГО
4
6
4
4
8
8
6
6
6
2
2
2
4
2
2
2
4
2
2
2
2
2
2
2
2
-
4
4
4
6
2
-
2
2
2
3
2
4
2
2
2
2
4
4
-
-
4
60
30
10
20
28
1.6.2 Содержание разделов дисциплины.
Тема 1. Предмет и задачи аналитической химии.
Анализ и синтез. Предмет и задачи аналитической химии. Связь аналитической химии
с другими науками и её значение для контроля окружающей среды. Качественный и
количественный анализ. Методы анализа: химические, физические, физико-химические.
Аналитические проблемы: снижение пределов обнаружения, повышение точности,
экспрессность анализа, локальность и анализ без разрушения, микро- и
ультрамикроанализ.
Основные типы реакций и процессов в химическом анализе: кислотно-основные,
окислительно-восстановительные
комплексообразования,
осаждения-растворения,
сорбции и экстракции. Задачи и выбор метода обнаружения и идентификация атомов,
ионов, молекул и веществ.
Тема 2. Основы качественного химического анализа.
Основы качественного анализа. Методы качественного анализа. Макро-, микро- и
полумикрометоды. Капельный анализ. Мокрые и сухие методы анализа. Методы,
основанные на нагревании, сплавлении и прокаливании веществ. Основные методы
разделения
и
концентрирования:
экстракция,
осаждение,
хроматография.
Микрокристаллоскопические методы.
Тема 3. Аналитические реакции.
Понятие об аналитических реакциях и реактивах. Техника выполнения анализа Общие и
частные аналитические реакции. Реакции обнаружения и разделения ионов.
Специфичность и чувствительность аналитических реакций при обнаружении отдельных
элементов.
Объекты окружающей среды: воздух, природные и сточные воды почвы, донные
отложения; цели и особенности их анализа.
Органические и полимерные вещества. Особенность их анализа. Контроль за
выбросами органических производств и нефтеперерабатывающих предприятий (фенолы,
нефтяные углеводороды).
Тема 4. Химическое равновесие в гомогенных системах.
Теория растворов в аналитической химии.
Равновесие в гомогенных средах. Сильные и слабые электролиты.
Амфотерность. Комплексообразование в водных растворах.
Гидролиз солей.
5
Протолитические равновесия в растворах. Степень и константа гидролиза. Расчет рН
гидролизуемых солей. Протолитическая теория кислот и оснований. Константы
кислотности и основности.
Тема 5. Теория сильных электролитов.
Основные положения теории сильных электролитов.
Общая (аналитическая) и активная концентрация, ионная сила и коэффициент
активности ионов. Термодинамическая, концентрационная и условная константа
равновесия, их показатели (рК).
Ионизация воды. Водородный и гидроксидный показатели. Шкала рН как мера
кислотности среды. Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований.
Буферные растворы и механизм их действия.
Тема 6. Окислительно-восстановительные реакции.
Окислительно-восстановительные процессы в аналитической химии. Уравнение
Нернста. Влияние рН, комплексообразования и осаждения на величину окислительновосстановительного потенциала. Направление, последовательность протекания и
константа равновесия окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители
и восстановители, применяемые в химическом анализе.
Тема 7. Качественный анализ катионов и анионов.
Качественный анализ - дробный и систематический, чувствительность и
специфичность реакций. Понятие об аналитическом сигнале как основе анализа.
Метрологическая характеристика методов анализа. Сравнительная характеристика
методов.
Качественный систематический анализ катионов по кислотно-щелочному методу,
его преимущества и недостатки. Классификация катионов по группам
Качественный анализ катионов. Аналитическая классификация катионов при
кислотно-основном методе анализа. Кислотно-основная схема проведения анализа смеси
катионов, групповые реактивы. Специфические реакции.
Качественный анализ анионов. Аналитическая классификация анионов.
Аналитические реакции анионов I и II аналитической группы. Специфические реакции.
Тема 8. Гетерогенные системы. Произведение растворимости.
Гетерогенные равновесия в аналитической химии. Произведение растворимости.
Вычисления растворимости. Условия образования осадков. Влияние на полноту
осаждения одноименного иона, кислотности (рН) среды, постороннего электролита
(«солевой эффект». Применение процессов осаждения и растворения в анализе.
Комплексные соединения и их аналитические свойства. Равновесия в растворах
комплексных соединений, константы устойчивости (образования) и нестойкости.
Применение комплексообразования для разделения, маскировки и обнаружения ионов.
Влияние комплексообразования на растворимость осадков.
Основы весового анализа (гравиметрия). Техника работы в гравиметрическом
анализе. Расчеты в гравиметрическом анализе.
Тема 9. Основы объёмного анализа.
Основы объёмного анализа. Понятие о титровании и титре. Связь между титром и
нормальностью. Титриметрические методы анализа: кислотно-основной, окислительновосстановительный, комплексонометрический. Расчёты в титриметрическом анализе.
6
Тема 10. Кислотно-щелочное титрование
Общая характеристика метода кислотно-основного титрования. Индикаторы и их
использование в титровании. Расчёты рН в точке эквивалентности и выбор индикатора.
Тема 11. Редоксметрия
Окислительно-восстановительные методы объёмного анализа: иодометрия
перманганатометрия. Определение металлов, нитратов, сульфитов редокс-методами.
и
Тема 12. Физико-химические (инструментальные) методы анализа.
Физико-химические (инструментальные) методы анализа. Электрохимические методы
анализа. Потенциометрия. Электроды сравнения и индикаторные, их характеристика.
Прямая потенциометрия и потенциометрическое титрование.
Полярография. Теоретические основы метода. Амперометрическое титрование с
одним индикаторным электродом. Область применения метода, преимущества и
недостатки.
Кулонометрия. Теоретические основы метода, законы Фарадея. Кулонометрическое титрование.
Спектральные методы анализа. Классификация спектральных методов.
Абсорбционная молекулярная спектроскопия. Основы фотометрического качественного и
количественного анализа.
Хроматографические методы анализа. Классификация по механизму сорбции.
Основные виды хроматографии - в тонком слое, бумажная, осадочная, ионнообменная и
газовая.
1.6.3 Темы для самостоятельного изучения
Наименование
раздела, темы
1. Предмет и
задачи
аналитической
химии
2. Основы
качественного
химического
анализа
3. Аналитические
реакции
4. Химическое
равновесие в
гомогенных
системах
Формы самостоятельной работы
Вопросы для самостоятельного изучения:
Предмет и задачи аналитической химии.
Связь аналитической химии с другими
науками и её значение для контроля
окружающей среды.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Методы качественного анализа.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Реакции обнаружения и разделения ионов.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Протолитическая
теория
кислот
и
оснований. Гидролиз солей. Амфотерность.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Колво
часов
1
2
Форма
контроля
Доклад
Обсуждение
2
Обсуждение;
опрос на
занятии
2
Проверка
упражнений;
решений задач
7
5. Теория сильных
электролитов
6. Окислительновосстановительные реакции
7. Качественный
анализ катионов и
анионов
8. Гетерогенные
системы.
Произведение
растворимости.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Активность и коэффициент активности.
Водородный и гидроксидный показатели.
Вычисление рН в водных растворах кислот и
оснований.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Окислительно-восстановительные процессы
в аналитической химии. Окислительновосстановительный
потенциал.
Направление
окислительновосстановительных реакций.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Аналитические группы катионов и анионов.
Выполнение упражнений.
Вопросы для самостоятельного изучения:
Произведение растворимости.
Выполнение контрольных заданий по
разделу «Качественный анализ».
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
9. Основы
Вопросы для самостоятельного изучения:
объёмного анализа Титриметрические методы анализа.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
10. КислотноВопросы для самостоятельного изучения:
щелочное
Кислотно-основное
титрование. Расчёты
титрование
рН.
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
11. Редоксметрия
Вопросы для самостоятельного изучения:
Иодометрия и перманганатометрия
Выполнение контрольных заданий по
разделу «Количественный анализ».
Решение расчетных задач, выполнение
упражнений.
12. ФизикоКулонометрия.
Теоретические
основы
химические
метода, законы Фарадея. Кулонометри(инструментальческое титрование.
ные) методы
Спектральные
методы
анализа.
анализа.
Классификация спектральных методов.
Абсорбционная
молекулярная
спектроскопия. Основы фотометрического
качественного и количественного анализа.
Выполнение упражнений.
2
Проверка
упражнений;
решений задач
2
Проверка
упражнений;
решений задач
4
2
Опрос на
занятии;
составление
схем
разделения и
определения
ионов
Обсуждение;
проверка
решений задач
2
Проверка
решений задач
2
Обсуждение;
проверка
заданий и задач
2
Проверка
контрольных
заданий
Обсуждение;
проверка
заданий.
4
8
ВСЕГО
28
1.7 Методические рекомендации по организации изучения дисциплины.
1.7.1 Тематика и планы практических занятий.
Практическое занятие №1 (2 часа)
Тема: Качественный анализ.
План:
1.
2.
3.
4.
Введение в анализ
Предмет, методы, задачи, аналитической химии
Частные и групповые качественные реакции
Кислотно-щелочной анализ катионов. Уравнения реакций.
Вопросы для обсуждения:
1. По какому принципу делят катионы на шесть аналитических групп?
2. Как окрашивают пламя горелки катионы К+, Са+, Ва+, Na+ ?
3. Что такое маскировка ионов?
4. Дробный анализ анионов (Cl-, SO42-, CO32-, NO3-, CH3COO-, Br-, I-)
Задания для самостоятельной работы:
1. Описать ход и порядок разделения и определения катионов в заданных смесях
2. Привести необходимые уравнения реакций;
Смеси типа:
1.
NH4+, Hg2+, Fe2+
2.
K+, NH4+, Li+
3.
Ag+, Pb2+, Ba2+, Sb3+
4.
Ba2+, Mn2+, Bi3+
5.
Na+, Ag+, Pb2+, Co2+
6.
Pb2+, Cr3+, Co2+, Cd2+
7.
K+, Pb2+, Mg2+, Co2+
Литература:
1. Логинов В.А. и др., Аналитическая химия. – М.: ВШ, 1986
2. Логинов В.А. и др., Сборник задач по аналитической химии. – М.: ВШ, 1986
3. Крешков Г.А. Основы аналитической химии. – В 3 т. – М.: ВШ, 1982.
4. Мень Е.С., Мень С.А. Аналитическая химия. Качественный анализ катионов и
анионов. Мурманск: МГПИ, 2001.
Практическое занятие № 2 (2ч.)
Тема: Сильные и слабые электролиты.
План:
1. Константа и степень диссоциации.
2. Гидролиз солей.
3. Произведение растворимости.
Вопросы для коллективного обсуждения
1.Понятия константы и степени диссоциации.
2. Расчет константы и степени диссоциации.
3. Особенности гидролиза солей по катиону.
9
4. Особенности гидролиза солей по аниону.
5. Условия необратимости гидролиза.
6. Расчет степени и константы гидролиза.
7. Расчет растворимости и произведения растворимости для малорастворимых
соединений.
Расчетные задачи:
8. Вычислите степень диссоциации хлорида натрия в 0,1 М растворе.
9. Вычислите степень гидролиза карбоната натрия в 0,2 М растворе.
10. Какова молярность 20%-ой азотной кислоты? (ρ = 1,115 г/мл).
11.Вычислите pH 0,3 м раствора гидрокарбоната натрия.
12. Определить константу диссоциации кислоты, если в 0,1 М растворе степень ее
диссоциации 25%.
Задания для самостоятельной работы
1. В 0,5 л раствора содержится 4,1 г СН3СОONa. Вычислить рН и степень гидролиза
соли.
2. Вычислить рН раствора, полученного смешением 50 мл 0,1 М раствора КН 2РО4 и
25 мл 0,2М К2НРО4.
3. Вычислить, какой объем раствора нитрата серебра концентрации 40 мг · мл-1
потребуется для полного осаждения хлорид-иона, содержащегося в 1 г чистого
хлорида натрия.
4. Рассчитать рН раствора, полученного при добавлении к 500 мл 0,1 М раствора
хлороводородной кислоты 8,2 г кристаллического ацетата натрия.
5. Рассчитать для 0,1 М раствора бензоата натрия константу гидролиза, рН и степень
гидролиза.
6. Рассчитать равновесную концентрацию ионов меди, если в 100 мл раствора
содержится
0,16
г
сульфата
меди(II)
0,6
г
аммиака.
При какой концентрации гидроксид-ионов будет образовываться осадок
гидроксида меди(II) из 0,001 М раствора [Cu(NH3)4]2+.
7. Вычислите степень диссоциации хлорида натрия в 0,1 М растворе.
8. Вычислите степень гидролиза карбоната натрия в 0,2 М растворе.
9. Вычислите pH 0,3 м раствора гидрокарбоната натрия.
10. Какова молярность 20%-ой азотной кислоты? (ρ = 1,115 г/мл).
Литература
1.Крешков Л.П.. Ярославцев А.А.Курс аналитической химии, т. 1-2. М:
Химия, 1975.
2.Крешков АЛ. Основы аналитической химии, т. 1-3. М.: Химия, 1976.
3.Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа.
М. .-Химия. 1972.
4.Логинов Н.Я., ВоскресенскийЛ.Г., Солодкин И.С. Аналитическая химия,
М.: Высшая школа , 1976.
5.Пилипенко А.Т., Пятницкий И.В. Аналитическая химия. т.1-2,М.:Химия,
1990.
Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.
Практическое занятие №3 (2ч.)
Тема: Буферные системы.
План:
1. Понятие о буферных системах.
2. Понятие о буферной ёмкости.
1
0
3. Хозяйственное и биологическое значение буферных систем.
Вопросы для обсуждения:
1. Общая (аналитическая) и активная концентрация?
2. Условная константа равновесия, их показатели (рК)?
3. Шкала рН как мера кислотности среды.
4. Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований.
5. Назовите примеры буферных растворов, охарактеризуйте механизм их действия.
7. Буферная ёмкость системы?
8. Охарактеризуйте хозяйственное и биологическое значение буферных систем.
9. Вычислите буферную ёмкость 10 мл раствора, содержащего 0,1 М СН3СООН и
СН3COONa.
10. Вычислите буферную ёмкость 30 мл раствора, содержащего 0,1 М NH4OH и NH4Cl.
Задания для самостоятельной работы:
1. К 0,5 М раствору уксусной кислоты добавлена хлороводородная кислота до рН=0,5.
Рассчитать степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ацетат-ионов в
полученном растворе.
2. Буферный раствор содержит 0,5 моль/л гидроксида аммония и 0,25 моль/л нитрата
аммония. Рассчитать рН раствора. Как изменится рН этого раствора при добавлении 1 л а)
0,2 моль хлороводородной кислоты, б)0,25 моль гидроксида натрия?
3. К 20 мл 0,1 М раствору аммиака прибавили 10 мл 1 М раствора гидроксида натрия.
Рассчитать рН полученного раствора.
4. Буферный раствор содержит 0,5 моль/л уксусной кислоты и 0,25 моль/л ацетата натрия.
Рассчитать рН раствора. Как измениться рН при добавлении к 1 литру этого раствора 0,25
моль хлороводородной кислоты?
5. Сколько грамм формиата калия нужно прибавить к 1 литру 2н. раствора муравьиной
кислоты, чтобы получилась буферная смесь с рН равным 2.
6. Рассчитать значение рН в растворе, полученном при сливании 40 мл 0,05 М раствора
уксусной кислоты и 20 мл 0,1М раствора гидроксида калия. Какова степень гидролиза
соли в полученном растворе?
7. Рассчитать рН буферного раствора, полученного при сливании 1 л 0,5 М раствора
гидроксида аммония и 1 л 0,5 М раствора хлорида аммония. Как изменится рН раствора
при добавлении 5 мл 0,5 М раствора хлороводородной кислоты к 50 мл буферной смеси.
8. Рассчитать молярную растворимость (моль/л) и массовую растворимость (г/л) фосфата
бария в 0,025 М растворе фосфата натрия.
Литература:
Логинов В.А. и др., Аналитическая химия. – М.: ВШ, 1986
Логинов В.А. и др., Сборник задач по аналитической химии. – М.: ВШ, 1986
Крешков Г.А. Основы аналитической химии. – В 3 т. – М.: ВШ, 1982.
Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.
Практическое занятие № 4(2 ч.)
Тема: Титриметрические методы анализа.
План:
Общие сведения о титриметрии.
Кислотно-основное титрование.
Окислительно-восстановительное титрование.
Титрование методом осаждения.
1
1
Комплексометрическое титрование.
Вопросы для обсуждения:
1. Охарактеризуйте прямые и косвенные методы титрования.
2. Охарактеризуйте метод остатков (обратное титрование).
3. Сформулируйте закон эквивалентов в анализе.
4. Точка эквивалентности и методы ее установления?
5. Какие индикаторы применяют при титриметрическом анализе?
6. Охарактеризуйте кислотно-основное титрование.
7. Охарактеризуйте методы перманганато- и иодометрии.
8. Назовите примеры использования перманганато- и иодометрии в определении железа,
нитратов, активного хлора.
9. 0,3326 г частично выветрившегося магния сульфата гептагидрата растворили в воде и
оттитровали 17,29 мл раствора ЭДТА с молярной концентрацией 0,1000 моль/л.
Рассчитать сколько молекул воды приходится на 1 молекулу магния сульфата в
анализируемом кристаллогидрате и массовую долю магния в образце в %.
10. Вычислить молярную концентрацию эквивалента раствора нитрата серебра, если на
титрование 36,48 мл его затрачено 25,63 мл раствора хлорида натрия, содержащего 58,00 г
NaCl в 500 мл раствора. Рассчитать рAg и pCl в момент эквивалентности.
Задания для самостоятельной работы:
1. Сколько надо добавить раствора азотной кислоты с титром 0,006497 г · мл-1 к 500 мл
раствора этой же кислоты с титром 0,005601 г · мл-1, чтобы получить точно 0,1000 н.
раствор?
2. К пробе, содержащей уксусную кислоту, прибавлено 40,00 мл раствора гидроксида
натрия (Т(NaOH) = 0,003901 г · мл^-1). Избыток щелочи оттитрован 19,98 мл раствора
серной кислоты (Т(H2SO4) = 0,004903 г · мл^-1). Рассчитать количество граммов
CH3COOH в пробе.
3. Постройте кривую титрования 25 мл 0,2 н раствора бензойной кислоты 0,2 н. раствором
гидроксида калия, если прибавлено 24,95; 25,05; 25,00 мл щелочи. Подберите индикатор.
4. Сколько % железа содержится в сидерите, если навеска его равна 2,000 г. После
растворения в кислоте раствор разбавлен в мерной колбе до 200 мл. На титрование железа
(II) на 50,00 мл этого раствора затрачивается 22,50 мл 0,1 н. раствора перманганата калия
с Кн = 1,922. (Кн - поправочный коэффициент).
5. Сколько мл 0,05 н. раствора Na2S2O3 потребуется на титрование йода, выделившегося
после прибавления избытка KI к 50 мл раствора, взятого из мерной колбы на 500 мл, где
было растворено 2 г сплава, содержащего 60 % меди?
6. К раствору арсенита натрия добавлен NaHCO3 до рН = 9 и 25,00 мл 0,0500 н. раствора
йода. Остаток йода после тщательного перемешивания оттитрован 10,20 мл раствора
тиосульфата с титром по дихромату 0,002496г · мл-1 Какое количество граммов мышьяка
находилось в исследуемом растворе?
7. Рассчитать область скачка на кривой титрования Fe3+ раствором Sn2+ при недостатке и
избытке рабочего раствора в 0,1 %. Молярные концентрации эквивалента растворов солей
железа и олова равны между собой и составляют 0,1.
8. Для определения титра раствора KMnO4 навеску оксалата натрия Na2C2O4 массой
1,3444 г поместили в мерную колбу на 200,0 мл. На титрование 20,00 мл этого раствора
затрачено 20,04 мл раствора KMnO4. Рассчитайте: а) молярную концентрацию
эквивалента KMnO44; б) титр KMnO4; в) титр KMnO4 по Na2C2O4; г) поправочный
коэффициент раствора KMnO4.
9. 0,3326 г частично выветрившегося магния сульфата гептагидрата растворили в воде и
оттитровали 17,29 мл раствора ЭДТА с молярной концентрацией 0,1000 моль/л.
1
2
10. Рассчитать сколько молекул воды приходится на 1 молекулу магния сульфата в
анализируемом кристаллогидрате и массовую долю магния в образце в %.
Литература
1.Крешков Л.П.. Ярославцев А.А.Курс аналитической химии, т. 1-2. М:
Химия, 1975.
2.Крешков АЛ. Основы аналитической химии, т. 1-3. М.: Химия, 1976.
3.Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа.
М.:Химия. 1972.
4.Логинов Н.Я., ВоскресенскийЛ.Г., Солодкин И.С. Аналитическая химия,
М.: Высшая школа , 1976.
5.Меркушева С. А., Методика решения задач по аналитической химии.
Минск: Высшая школа, 1985.
6.Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.
Практическое занятие №5 (2ч.)
Тема: Физико-химические методы анализа.
План:
1. Электрохимические методы анализа.
2. Полярография.
3. Кулонометрическое титрование.
4. Спектральные методы анализа.
5. Хроматографические методы анализа.
Вопросы для обсуждения:
1. Охарактеризуйте потенциометрический метод анализа.
2. Электроды сравнения и индикаторные, их характеристика.
3. Прямая потенциометрия и потенциометрическое титрование.
Назовите области применения потенциометрического метода, его преимущества и
недостатки.
4. Охарактеризуйте полярографический метод анализа.
5. Охарактеризуйте амперометрическое титрование с одним индикаторным электродом.
6. Назовите области применения полярографического метода, его преимущества и
недостатки.
7. Охарактеризуйте кулонометрическое титрование.
8. Назовите
законы Фарадея, лежащие в основе данного метода.
9. Назовите области применения кулонометрического титрования, его преимущества и
недостатки.
10. Охарактеризуйте спектральные методы анализа.
11. Классификация спектральных методов?.
12. Назовите особенности абсорбционной молекулярной спектроскопии.
13. Назовите хроматографические методы анализа.
14. Охарактеризуйте основные виды хроматографии - в тонком слое, бумажная,
осадочная, ионнообменная и газовая.
15. Чему равен окислительно-восстановительный потенциал пары H3AsO4/HAsO2 при: а)
[H+]=1 моль/л, б) рН=8. Для расчета принять [H3AsO4]=[ HAsO2]. В каком случае пойдет
реакция окисления иодид-ионов до свободного иода, и в каком - восстановления
свободного иода.
1
3
16. Постройте кривую титрования 25 мл 0,2 н раствора бензойной кислоты 0,2 н.
раствором гидроксида калия, если прибавлено 24,95; 25,05; 25,00 мл щелочи. Подберите
индикатор.
Задания для самостоятельной работы:
1. Написать уравнения диссоциации комплексных ионов и рассчитать равновесную
концентрацию ионов цинка в 0,01 М растворе [Zn(NH3)4]2+ и в 0,1 М растворе
[Zn(CN)4]2+. В каком растворе концентрация ионов цинка будет больше?
2. Рассчитать концентрацию бромид-ионов в 0,002 М растворе аммиачного комплекса
серебра [Ag(NH3)2]+,содержащем 0,005 моль/л аммиака, которую надо создать, чтобы
образовался осадок бромида серебра.
3. Рассчитать, как изменится потенциал системы Hg2+/Нg0, если к раствору, содержащему
0,1 моль/л ионов ртути (II),добавить твердый иодид калия до концентрации 0,015 моль/л.
4. При анализе на раствор, содержащий Co 2+, Cr 3+, Al 3+, Mn 2+ подействовали избытком
гидроксида калия в присутствии пероксида водорода. Составить уравнения окислительновосстановительных реакций электронно-ионным методом.
5. При какой концентрации гидроксид-ионов будет образовываться осадок гидроксида
меди(II) из 0,001 М раствора [Cu(NH3)4]2+.20. К 0,1 М раствору нитрата серебра,
являющемуся одним из электролитов в гальваническом элементе, который состоит из
пары Ag+/Ag и стандартного водородного электрода, прибавили эквивалентное
количество сульфида аммония. Учитывая ПP(Ag2S), решите, будет ли происходить
изменение направления тока в элементе?
6. Cоставьте уравнения окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным
методом, если на раствор содержащий а) ионы Cr 3+ подействовать пероксидом водорода в
щелочной среде, б) ионы Cr2O7 2- подействовать пероксидом водорода в кислой среде.
7. Рассчитать окислительно-восстановительный потенциал системы Cr2O7 2-/Cr3+ при
концентрации ионов водорода, равной а) 1 моль/л, б) 0,1 моль/л. Возможно ли окислить
хлорид-ион и бромид-ион до свободных галогенов при этих значениях кислотности?
8. Рассчитать константу равновесия окислительно-восстановительной реакции. Решите
вопрос о возможности течения реакции.
HNO3+NH4+=N2+H++2H2O
Литература
Крешков Л.П.. Ярославцев А.А.Курс аналитической химии, т. 1-2. М:
Химия, 1975.
Крешков АЛ. Основы аналитической химии, т. 1-3. М.: Химия, 1976.
Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа.
М.:Химия. 1972.
Логинов Н.Я., ВоскресенскийЛ.Г., Солодкин И.С. Аналитическая химия,
М.: Высшая школа , 1976.
Меркушева С. А., Методика решения задач по аналитической химии.
Минск: Высшая школа, 1985.
Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ, 2000.
1
4
1.7.2 Тематика и планы лабораторных работ
Лабораторная работа №1(2ч.)
Тема: Качественный анализ катионов первой группы.
Цель работы: изучить особенности поведения качественного анализа катионов.
К первой ( хлоридной ) группе относятся катионы Ag+, Pb+2, Hg2+2. Групповым
реактивом является 2Н раствор хлороводородной кислоты. С ионами хлора катионы
группы образуют белые осадки хлоридов AgCI, PbСl, НgСl и таким образом отделяются
от сложной смеси катионов.
1.1 Общая характеристика первой группы катионов.
1.1.1Степень окисления элементов.
Серебро ( 4d10 5S1) во всех соединениях имеет степень окисления I. Ион Ag+ является
довольно сильным окислителем и может восстановиться до свободного серебра.
Галогениды серебра светочувствительны. Если осадок AgCl длительное время стоит на
свету, то постепенно темнеет, т.к образуется металлическое серебро.
Об этом свойстве AgCl надо помнить во время анализа.
Свинец ( 6S26Р2 ) может иметь степень окисления +2 и +4. Но в ходе анализа
приходится встречаться только с соединениями свинца ( II ).
В ионе Hg2 - ртуть двухвалентна, а степень окисления её равна +l. Этот ион имеет
состав -Hg-Hg-, поэтому в формулах индексы при химических знаках на два сокращать
нельзя. Ион ртути (I) легко вступает в реакции диспропорционирования ( в щелочной
среде ):
Hg2+2+ 2e = 2Hg0
Hg2+2 - 2e = 2Hg+2,
т.е. образуется металлическая ртуть и ион Hg+2 .
Ионы ртути (I) являются сильными окислителями, что используется в анализе для их
открытия в смеси катионов первой группы.
1.1.2 Свойства гидроксидов.
Гидроксиды серебра и ртути (I) неустойчивы при обычных условиях и в момент
образования распадаются на соответствующий оксид и воду:
2Ag++ 2ОН- = Ag2O↓+ Н2О темно-бурый
Hg2+2+ 2ОН- = Hg2O↓+ Н2О черный
Эти оксиды имеют основные свойства и в избытке щёлочи не растворяются.
Гидроксид свинца имеет амфотерные свойства, в избытке щелочи растворяется:
Pb+2+ 2ОН- = Pb(ОН)2 - белый осадок
Pb(ОН)2 +2ОН- = [Рb(ОН)4]+2 ~ -(тетрагидроксоплюмбат (П)-ион)-бесцветный
раствор.
1.1.3 Гидролиз солей.
Соли серебра и сильных кислот имеют нейтральную реакцию: гидролизу не
подвергаются.
Соли ртути (1) и свинца имеют кислую реакцию в результате гидролиза по катиону:
Pb+2 + Н2О ~ PbОН+ +Н+
Особенно сильно подвергаются гидролизу соли ртути
1.1.4 Комплексообразование.
1
5
Серебро является d-элементом, и ион его легко вступает в комплексообразование с
различными лигандами. В ходе анализа получают комплекс: Ag+ с аммиаком - аммиакат
серебра. Он получается при действии избытка раствора аммиака на нитрат серебра,
хлорид серебра и его оксид, например:
AgCI + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2Н2О
Ион диамминсеребра устойчив только в аммиачной среде и разлагается с
выпадением белого осадка AgCl при подкислении азотной кислотой:
Сl-+ [Аg(NH3)3]+ + 2Н+ = AgCl↓+ 2NH4+
Эти реакции используют в анализе для отделения иона серебра из сложной смеси
катионов и открытия его. Свинец является р-элементом и образует комплекс с
гидроксидионом в сильнощелочной среде. Ртуть (I) (d— элемент) образует комплексы с
ионом йода и аммиаком. При этом происходят реакции диспропорционирования образуются комплексы ртути (П), в виде чёрного осадка выпадает металлическая ртуть:
Hg2+2 + 4I- = [HgJ4]-2+Hg↓
Hg2Cl2 + 2NH4OH=[Hg2NH2]Cl + 2H2O + NH4Cl
[Hg2NH2]Cl = Hg↓ + [HgNH2]Cl
Все катионы первой группы бесцветны.
1.2 Техника безопасности.
Соединения свинца (особенно ртути) сильно ядовиты, а также ядовиты пары
металлической ртути. В процессе работы все растворы, содержащие соединения ртути,
сливать в специальный слив. После работы тщательно мыть руки с мылом. Не принимать
пищу в лаборатории.
1.3 Общие реакции на катионы (I) группы.
Проделать реакции с каждым катионом первой группы и реактивами, согласно
таблицам 1,2. Написать уравнения реакций, указать, что выпадает в осадок, какого цвета
осадки и растворы. Для выполнения каждой реакции нужно брать в пробирку по 2-3 капли
раствора соли данного катиона и приливать столько же капель реактива. Если необходим
избыток реактива, то его нужно прибавить вдвое больше.
Хлориды первой группы оставить для следующих опытов.
Таблица 1
Реактив
2н HCl
NaOH
NaOH
NH4OH
Условия
проведения
реакции
Катионы
Ag+
Pb+2
Hg2+2
AgCl
Ag2O↓
Ag2O ↓
[Ag (NH3)2]+
PbCl2 ↓
Pb(OH)2 ↓
[Pb(OH)4]-2
Pb(OH)2 ↓
Hg2Cl2
Hg2O ↓
Hg2O ↓
[Hg2ONH2]NO3
Таблица 2
Реактив
AgCl
PbCl2
+
Избыток NH3
[Ag(NH3)2]
Pb(OH)2 ↓
Аммиакат серебра оставить для следующей реакции.
Hg2Cl2
[HgNH2]Cl + Hg ↓
l.4 Специфические реакции катионов первой группы.
Реакции
Pb2+ - ионов
1. На капельной пластинке к капле анализируемого раствора добавляют каплю
разбавленного раствора иодида калия. В присутствии свинца образуется жёлтый осадок,
который растворяется при нагревании, а также в избытке иодида калия:
Pb2+ + 2 I- →
PbI2 
1
6
PbI2
+H+ + 2 I - → H2 [PbI4 ]
2. На предметном стекле к капле раствора , содержащего ионы свинца, добавляют каплю
раствора хромата калия K2CrO4 . Образуется жёлтый осадок:
Pb2+ + CrO4 2→
PbCrO4  .
3. К нескольким каплям анализируемого раствора прибавляют раствор серной кислоты. В
присутствии ионов свинца образуется белый осадок:
Pb2+
+ SO42- → PbSO4 .
4. На предметном стекле к капле раствора , содержащего ионы свинца, добавляют каплю
концентрированной азотной кислоты и над асбестовой сеткой выпаривают досуха.
Хлорид свинца превращается в нитрат. Сухой остаток смачивают каплей азотной
кислоты и добавляют кристаллик тиомочевины. Образуются длинные тонкие иглы,
которые под микроскопом кажутся тёмными из-за большого коэффициента преломления
света.
Реакции Ag+ - ионов
1. На предметном стекле к капле аммиачного раствора хлорида серебра прибавляют
каплю концентрированной азотной кислоты. Выпадает белый творожистый осадок:
 Ag( NH3 )2 + + Cl- + 2 H+ → AgCl + NH4+ .
2. На предметном стекле к капле аммиачного раствора хлорида серебра добавляют 1
каплю 1%-го раствора иодида калия . Выпадает жёлтый осадок:
 Ag(NH 3)2 +
+ I - → AgI  + 2 NH3 
3. В двух углублениях капельной пластинки помещают по одной капле 0,1%-го раствора
сульфата марганца и 0,1 н раствора перманганата калия. Протекает реакция
диспропорционирования:
2 MnO4- + 2 H2O +3 e- → MnO2 + 4 OH Eo = 0,60 V
3 Mn2+ + 2 H2O - 2 e- → MnO2 + 4 H+
Eo = -1,23 V
__________________________________________________________
3 Mn2+ + 2 MnO4- + 10 H2O → 5 MnO2 + 8 H2O + 4H +
( 8 OH - + 8 H+ )
3 MnSO4 + 2 KMnO4 + 2 H2O → 5 MnO2 + K2SO4 + 2 H2SO4 .
Затем в каждое углубление добавляют по одной капле концентрированной соляной
кислоты и в одно из углублений каплю аммиачного раствора серебра.Образующийся
хлорид серебра ускоряет реакцию восстановления Mn (IV) до Mn(II) :
MnO2 + 4 HCl
= MnCl2 + 2 H2O + Cl 2 .
При этом наблюдается обесцвечивание раствора , которое происходит тем быстрее, чем
больше в добавленной капле серебра.
4. В пробирку наливают 4-5 мл 2%-го раствора нитрата серебра, добавляют несколько
капель 5-8%-го водного раствора аммиака. К полученному аммиачному раствору оксида
серебра приливают несколько капель альдегида. Осторожно нагревают.
На стенках пробирки откладывается зеркальный налёт серебра:
(0)
(+2)
2 Ag (NH3)2 OH+ H--C= O → 2 Ag  + HCOONH4 + 3 NH3 + H2O .
H
(В скобках показаны степени окисления углерода в альдегиде и в кислоте).
Реакции
Hg22+ - ионов
1. Помещают на капельную пластинку по одной капле анализируемого раствора (при
рН=7) , азотной кислоты и дифенилкарбазида. В присутствии солей ртути (I) или (II)
выпадает синий осадок или появляется синее окрашивание раствора.
2. К капле анализируемого раствора добавляют хромат калия. В присутствии Hg
выпадает осадок красного цвета:
1
7
Hg2 (NO3 )2
+ K2 CrO4 → Hg 2CrO4 + 2 KNO3
3. К капле анализируемого раствора добавляют кристаллик иодата калия. Образуется
жёлтый осадок иодата закисной ртути:
Hg2 (NO3 ) 2 + 2KJO3
→ Hg2 (JO3 )2  + 2 KNO3
2+
4. Ионы Hg2 образуют белые осадки с оксалат- и фосфат-ионами состава:
Hg2C2O4 и (Hg2)3(PO4)2 .
1.5 Анализ смеси катионов первой группы.
К смеси катионов первой группы прилить по каплям соляную кислоту до полного
осаждения AgCI, PbCI2, H2CI2. Осадок отделить от раствора центрифугированием.
Отделение AgCI и открытие иона Нg2+2.
К осадку хлоридов прилить раствор аммиака, перемешать. Отделить осадок от раствора
центрифугированием. Если осадок при добавлении аммиака потемнел, то значит,
присутствует ион ртути (I) (осадок сохранить).
К полученному в 1.5.2 центрифугату прибавить по каплям азотную кислоту до рН<5. В
присутствии ионов серебра выпадает белая муть или осадок AgCI.
К осадку, полученному в 1.5.2, прилить концентрированной щелочи, перемешать при
нагревании, центрифугировать. Слить раствор в чистую пробирку, прибавить к нему 1
каплю K2CrO4 и азотную кислоту до рН = 7÷5 . Выпадение жёлтого осадка PbCO4
указывает на наличие и она свинца.
Контрольные вопросы
1. Почему осадок хлоридов промывают не водой, а раствором кислоты?
2. Как можно разрушить аммиакатный комплекс серебра?
3. Как можно отделить свинец от серебра и ртути в смеси хлоридов без кипячения в воде?
4. Приведите характерные реакции на катион Hg22+ .
5. Почему при осаждении иодида серебра раствор можно не подкислять?
6. Как протекает диспропорционирование иона Hg22+ ?
7. Какие реактивы, кроме аммиака, можно использовать для разделения ионов Hg22+ и
Ag+ ?
8. Что такое произведение растворимости и как оно связано с растворимостью вещества?
9. Как влияет на растворимость введение постороннего электролита:
а) имеющего общий ион с растворённым веществом;
б) не имеющего общего иона?
10. Какой из катионов ртути более токсичен Hg22+ или Hg2+?
Цель работы: изучить особенности поведения качественного анализа катионов.
К первой ( хлоридной ) группе относятся катионы Ag+, Pb+2, Hg2+2. Групповым
реактивом является 2Н раствор хлороводородной кислоты. С ионами хлора катионы
группы образуют белые осадки хлоридов AgCI, PbСl, НgСl и таким образом отделяются
от сложной смеси катионов.
1.1 Общая характеристика первой группы катионов.
1.1.1Степень окисления элементов.
Серебро ( 4d10 5S1) во всех соединениях имеет степень окисления I. Ион Ag+ является
довольно сильным окислителем и может восстановиться до свободного серебра.
Галогениды серебра светочувствительны. Если осадок AgCl длительное время стоит на
свету, то постепенно темнеет, т.к образуется металлическое серебро.
Об этом свойстве AgCl надо помнить во время анализа.
Свинец ( 6S26Р2 ) может иметь степень окисления +2 и +4. Но в ходе анализа
приходится встречаться только с соединениями свинца ( II ).
1
8
В ионе Hg2 - ртуть двухвалентна, а степень окисления её равна +l. Этот ион имеет
состав -Hg-Hg-, поэтому в формулах индексы при химических знаках на два сокращать
нельзя. Ион ртути (I) легко вступает в реакции диспропорционирования ( в щелочной
среде ):
Hg2+2+ 2e = 2Hg0
Hg2+2 - 2e = 2Hg+2,
т.е. образуется металлическая ртуть и ион Hg+2 .
Ионы ртути (I) являются сильными окислителями, что используется в анализе для их
открытия в смеси катионов первой группы.
1.1.2 Свойства гидроксидов.
Гидроксиды серебра и ртути (I) неустойчивы при обычных условиях и в момент
образования распадаются на соответствующий оксид и воду:
2Ag++ 2ОН- = Ag2O↓+ Н2О темно-бурый
Hg2+2+ 2ОН- = Hg2O↓+ Н2О черный
Эти оксиды имеют основные свойства и в избытке щёлочи не растворяются.
Гидроксид свинца имеет амфотерные свойства, в избытке щелочи растворяется:
Pb+2+ 2ОН- = Pb(ОН)2 - белый осадок
Pb(ОН)2 +2ОН- = [Рb(ОН)4]+2 ~ -(тетрагидроксоплюмбат (П)-ион)-бесцветный
раствор.
1.1.3 Гидролиз солей.
Соли серебра и сильных кислот имеют нейтральную реакцию: гидролизу не
подвергаются.
Соли ртути (1) и свинца имеют кислую реакцию в результате гидролиза по катиону:
Pb+2 + Н2О ~ PbОН+ +Н+
Особенно сильно подвергаются гидролизу соли ртути
1.1.4 Комплексообразование.
Серебро является d-элементом, и ион его легко вступает в комплексообразование с
различными лигандами. В ходе анализа получают комплекс: Ag+ с аммиаком - аммиакат
серебра. Он получается при действии избытка раствора аммиака на нитрат серебра,
хлорид серебра и его оксид, например:
AgCI + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2Н2О
Ион диамминсеребра устойчив только в аммиачной среде и разлагается с
выпадением белого осадка AgCl при подкислении азотной кислотой:
Сl-+ [Аg(NH3)3]+ + 2Н+ = AgCl↓+ 2NH4+
Эти реакции используют в анализе для отделения иона серебра из сложной смеси
катионов и открытия его. Свинец является р-элементом и образует комплекс с
гидроксидионом в сильнощелочной среде. Ртуть (I) (d— элемент) образует комплексы с
ионом йода и аммиаком. При этом происходят реакции диспропорционирования образуются комплексы ртути (П), в виде чёрного осадка выпадает металлическая ртуть:
Hg2+2 + 4I- = [HgJ4]-2+Hg↓
Hg2Cl2 + 2NH4OH=[Hg2NH2]Cl + 2H2O + NH4Cl
[Hg2NH2]Cl = Hg↓ + [HgNH2]Cl
Все катионы первой группы бесцветны.
1.2 Техника безопасности.
Соединения свинца (особенно ртути) сильно ядовиты, а также ядовиты пары
металлической ртути. В процессе работы все растворы, содержащие соединения ртути,
1
9
сливать в специальный слив. После работы тщательно мыть руки с мылом. Не принимать
пищу в лаборатории.
1.3 Общие реакции на катионы (I) группы.
Проделать реакции с каждым катионом первой группы и реактивами, согласно
таблицам 1,2. Написать уравнения реакций, указать, что выпадает в осадок, какого цвета
осадки и растворы. Для выполнения каждой реакции нужно брать в пробирку по 2-3 капли
раствора соли данного катиона и приливать столько же капель реактива. Если необходим
избыток реактива, то его нужно прибавить вдвое больше.
Хлориды первой группы оставить для следующих опытов.
Таблица 1
Реактив
2н HCl
NaOH
NaOH
NH4OH
Условия
проведения
реакции
Катионы
Ag+
Pb+2
Hg2+2
AgCl
Ag2O↓
Ag2O ↓
[Ag (NH3)2]+
PbCl2 ↓
Pb(OH)2 ↓
[Pb(OH)4]-2
Pb(OH)2 ↓
Hg2Cl2
Hg2O ↓
Hg2O ↓
[Hg2ONH2]NO3
Таблица 2
Реактив
AgCl
PbCl2
Избыток NH3
[Ag(NH3)2]+
Pb(OH)2 ↓
Аммиакат серебра оставить для следующей реакции.
Hg2Cl2
[HgNH2]Cl + Hg ↓
l.4 Специфические реакции катионов первой группы.
Реакции
Pb2+ - ионов
1. На капельной пластинке к капле анализируемого раствора добавляют каплю
разбавленного раствора иодида калия. В присутствии свинца образуется жёлтый осадок,
который растворяется при нагревании, а также в избытке иодида калия:
Pb2+ + 2 I- →
PbI2 
PbI2
+H+ + 2 I - → H2 [PbI4 ]
2. На предметном стекле к капле раствора , содержащего ионы свинца, добавляют каплю
раствора хромата калия K2CrO4 . Образуется жёлтый осадок:
Pb2+ + CrO4 2→
PbCrO4  .
3. К нескольким каплям анализируемого раствора прибавляют раствор серной кислоты. В
присутствии ионов свинца образуется белый осадок:
Pb2+
+ SO42- → PbSO4 .
4. На предметном стекле к капле раствора , содержащего ионы свинца, добавляют каплю
концентрированной азотной кислоты и над асбестовой сеткой выпаривают досуха.
Хлорид свинца превращается в нитрат. Сухой остаток смачивают каплей азотной
кислоты и добавляют кристаллик тиомочевины. Образуются длинные тонкие иглы,
которые под микроскопом кажутся тёмными из-за большого коэффициента преломления
света.
Реакции Ag+ - ионов
1. На предметном стекле к капле аммиачного раствора хлорида серебра прибавляют
каплю концентрированной азотной кислоты. Выпадает белый творожистый осадок:
 Ag( NH3 )2 + + Cl- + 2 H+ → AgCl + NH4+ .
2. На предметном стекле к капле аммиачного раствора хлорида серебра добавляют 1
каплю 1%-го раствора иодида калия . Выпадает жёлтый осадок:
2
0
 Ag(NH 3)2 +
+ I - → AgI  + 2 NH3 
3. В двух углублениях капельной пластинки помещают по одной капле 0,1%-го раствора
сульфата марганца и 0,1 н раствора перманганата калия. Протекает реакция
диспропорционирования:
2 MnO4- + 2 H2O +3 e- → MnO2 + 4 OH Eo = 0,60 V
3 Mn2+ + 2 H2O - 2 e- → MnO2 + 4 H+
Eo = -1,23 V
__________________________________________________________
3 Mn2+ + 2 MnO4- + 10 H2O → 5 MnO2 + 8 H2O + 4H +
( 8 OH - + 8 H+ )
3 MnSO4 + 2 KMnO4 + 2 H2O → 5 MnO2 + K2SO4 + 2 H2SO4 .
Затем в каждое углубление добавляют по одной капле концентрированной соляной
кислоты и в одно из углублений каплю аммиачного раствора серебра.Образующийся
хлорид серебра ускоряет реакцию восстановления Mn (IV) до Mn(II) :
MnO2 + 4 HCl
= MnCl2 + 2 H2O + Cl 2 .
При этом наблюдается обесцвечивание раствора , которое происходит тем быстрее, чем
больше в добавленной капле серебра.
4. В пробирку наливают 4-5 мл 2%-го раствора нитрата серебра, добавляют несколько
капель 5-8%-го водного раствора аммиака. К полученному аммиачному раствору оксида
серебра приливают несколько капель альдегида. Осторожно нагревают.
На стенках пробирки откладывается зеркальный налёт серебра:
(0)
(+2)
2 Ag (NH3)2 OH+ H--C= O → 2 Ag  + HCOONH4 + 3 NH3 + H2O .
H
(В скобках показаны степени окисления углерода в альдегиде и в кислоте).
Реакции
Hg22+ - ионов
1. Помещают на капельную пластинку по одной капле анализируемого раствора (при
рН=7) , азотной кислоты и дифенилкарбазида. В присутствии солей ртути (I) или (II)
выпадает синий осадок или появляется синее окрашивание раствора.
2. К капле анализируемого раствора добавляют хромат калия. В присутствии Hg
выпадает осадок красного цвета:
Hg2 (NO3 )2
+ K2 CrO4 → Hg 2CrO4 + 2 KNO3
3. К капле анализируемого раствора добавляют кристаллик иодата калия. Образуется
жёлтый осадок иодата закисной ртути:
Hg2 (NO3 ) 2 + 2KJO3
→ Hg2 (JO3 )2  + 2 KNO3
4. Ионы Hg22+ образуют белые осадки с оксалат- и фосфат-ионами состава:
Hg2C2O4 и (Hg2)3(PO4)2 .
1.5 Анализ смеси катионов первой группы.
К смеси катионов первой группы прилить по каплям соляную кислоту до полного
осаждения AgCI, PbCI2, H2CI2. Осадок отделить от раствора центрифугированием.
Отделение AgCI и открытие иона Нg2+2.
К осадку хлоридов прилить раствор аммиака, перемешать. Отделить осадок от раствора
центрифугированием. Если осадок при добавлении аммиака потемнел, то значит,
присутствует ион ртути (I) (осадок сохранить).
К полученному в 1.5.2 центрифугату прибавить по каплям азотную кислоту до рН<5. В
присутствии ионов серебра выпадает белая муть или осадок AgCI.
К осадку, полученному в 1.5.2, прилить концентрированной щелочи, перемешать при
нагревании, центрифугировать. Слить раствор в чистую пробирку, прибавить к нему 1
каплю K2CrO4 и азотную кислоту до рН = 7÷5 . Выпадение жёлтого осадка PbCO4
указывает на наличие и она свинца.
2
1
Контрольные вопросы
1. Почему осадок хлоридов промывают не водой, а раствором кислоты?
2. Как можно разрушить аммиакатный комплекс серебра?
3. Как можно отделить свинец от серебра и ртути в смеси хлоридов без кипячения в воде?
4. Приведите характерные реакции на катион Hg22+ .
5. Почему при осаждении иодида серебра раствор можно не подкислять?
6. Как протекает диспропорционирование иона Hg22+ ?
7. Какие реактивы, кроме аммиака, можно использовать для разделения ионов Hg22+ и
Ag+ ?
8. Что такое произведение растворимости и как оно связано с растворимостью вещества?
9. Как влияет на растворимость введение постороннего электролита:
а) имеющего общий ион с растворённым веществом;
б) не имеющего общего иона?
10. Какой из катионов ртути более токсичен Hg22+ или Hg2+?
Лабораторная работа №2(2ч.)
Тема: Качественный анализ катионов второй группы
Реакции Ва2+ - ионов
1. К 3-5 каплям исследуемого раствора прибавляют столько же родизоната натрия.
Образуется буро-красный осадок:
СО-СО-СО -Na
СО-СО-СО
2+
Ва
+


----------


Ва  + 2 Na +
СО- СО-СО-Na
СО-СО-СО
2. В полученный раствор помещают нихромовую проволоку, затем вносят её в бесцветное
пламя горелки. В присутствии ионов бария пламя окрашивается в жёлто-зелёный цвет.
Реакции Са2+ -ионов
1. В анализируемый раствор погружают очищенную нихромовую проволоку, потом
вносят её в бесцветное пламя горелки. В присутствии кальция пламя окрашивается в
кирпично-красный цвет.
2. К 1-2 мл раствора прибавляют 1 мл гексацианоферрата (II) калия и столько же раствора
аммиака и хлорида аммония. В присутствии ионов Са2+ образуется белый осадок:
Са2+ + 2 NH4+ +  Fe(CN)6  4- == (NH 4)2Ca  Fe(CN)6   .
Реакцию выполняют при рН  7 , что достигается введением в раствор буферной
аммиачной смеси: NH4OH + NH4Cl , поддерживающей рН около 9.
Ионы бария и стронция мешают открытию кальция.
3. На предметном стекле к капле анализируемого раствора добавляют каплю 6 н серной
кислоты и осторожно выпаривают на водяной бане до начала кристаллизации ( но не
досуха). В присутствии ионов кальция образуются кристаллы состава CaSO4 .2H2O в
виде длинных игл. Кристаллы хорошо видны в микроскоп.
Реакции Sr2+ - ионов
1. В пробирку помещают 2-3 капли анализируемого раствора и прибавляют несколько
капель серной кислоты или сульфата аммония. В присутствии Sr 2+ выпадает белый
осадок.
2. Сульфат стронция может также выпадать при действии на раствор гипсовой воды:
Sr2+ +
CaSO4
-------
SrSO4  + Ca2+ .
3. Sr можно определить в виде красного осадка родизоната стронция, растворимого на
холоду в соляной кислоте в отличие от родизоната бария. Так можно обнаружить
стронций и барий при совместном их присутствии.
Контрольные вопросы
2
2
1. Что является групповым реактивом катионов второй аналитической группы ?
2. Какова роль этанола при осаждении катионов второй группы?
3. На чём основан перевод сульфатов в карбонаты, и для чего это делается?
4. Почему перевод сульфатов в карбонаты проводят с использованием
концентрированного раствора или кристаллов карбоната натрия ?
5. Почему при добавлении дихромата к раствору катиона Ва2+ выпадает осадок хромата
,а не дихромата бария?
6. Какова роль буферной аммиачной смеси при обнаружении кальция жёлтой кровяной
солью?
7. Как обнаружить барий и стронций при их совместном присутствии в растворе?
8. С какой целью при обнаружении Ва2+ к раствору дихромата добавляют ацетат натрия?
9. Рассчитайте соотношение концентраций ацетата натрия и уксусной кислоты для
получения буферной смеси с рН = 5.
10. Как проверить полноту перехода сульфатов в карбонаты?
Лабораторная работа №3 (2ч.)
Тема: Качественный анализ катионов третьей группы.
Реакции Al 3+ - ионов
1. 1-2 капли раствора помещают в коническую пробирку, добавляют каплю 6 н раствора
уксусной кислоты и 2-3 капли 0,1% -го раствора алюминона. Смесь нагревают в кипящей
водяной бане, тщательно перемешивают и 1-2 капли карбоната аммония. В присутствии
алюминия образуется розово-красный осадок; если алюминия нет, то розовый раствор
обесцвечивается.
2. К 1-2 каплям уксуснокислого растволра добавляют в конической пробирке каплю
насыщенного раствора морина в метиловом спирте.В присутствии алюминия наблюдается
зелёная флуоресценция. (Флуоресценция наблюдается только при дневном освещении).
3. 2-3 капли исследуемого раствора помещают в пробирку, добаляют равное количество
2н раствора аммиака, 1-2 капли 0,2%-го раствора ализарина,прибавляют по каплям
раствор уксусной кислоты до исчезновения фиолетовой окраски. В присутствии
алюминия образуется красный лак следующего состава:
Al(OH) C14 H5O2 (OH)2 SO3 2 .
4. 2-3 капли исследуемого раствора помещают в пробирку, добавляют 2 капли 2 н
раствора ацетата натрия и нагревают на водяной бане. В присутствии ионов алюминия
образуется белый осадок основной уксуснокислой соли алюминия:
Al 3+ + 3 CH3 COO- + 2 H2 O = CH3COOAl(OH)2 + 2 CH3 COOH
5. 2-3 капли исследуемого раствора нагревают в пробирке на водяной бане, добавляют 2-3
капли ацетатного буферного раствора (рН 5) и прибавляют 1 каплю уксуснокислого
раствора 8-оксихинолина С9 Н6 N (OH). В присутствии алюминия образуется зеленоватожёлтый кристаллический осадок оксихинолята алюминия.
Реакции Cr 3+ -ионов
1. На присутствие иона хрома указывает жёлтый цвет раствора, содержащего CrO42-ионы.
2. На капельной пластинке к капле раствора добавляют каплю дифенилкарбазида. В
присутствии хромат-ионов появляется красно-фиолетовое окрашивание.
3. На фильтровальной бумаге к капле исследуемого раствора добавляют каплю 6 н
уксусной кислоты и каплю ацетата бензидина. В присутствии хромата появляется синезелёное пятно.
4. Анализируемый раствор в фарфоровом тигле упаривают
до объёма 3-4
капли,подкисляют 6 н серной кислотой,охлаждают и добавляют несколько капель
пероксида водорода.Синее,быстро исчезающее окрашивание указывает на наличие
хромата:
O
O
2
3
Cr2O7 2- + 4 H2O2 + 2 H+ ----2
Cr
+
O 
O
O
пероксохромат
5 H2O.
H-O-O
Cr2 O7 2- + 4 H2 O + 2 H+
O
+ 3 Н2О
H-O-O
O
надхромовая кислота
---- 2
Cr
Реакции Zn2+ - ионов
1.На капельной пластинке к капле анализируемого раствора добавляют каплю очень
разбавленного раствора соли кобальта и каплю аммония тетрароданортути (II). В
присутствии цинка образуется голубой осадок:
Zn 2+ + Co2+ + 2 [Hg(SCN)4 ]2- = ZnCo[ Hg(SCN)4 2
_____________________
2. На предметном стекле к капле анализируемого раствора добавляют каплю раствора
гексацианоферрата (II) калия, В присутствии ионов цинка выпадает белый осадок:
3 Zn 2+ + 2 K+ + 2  Fe(CN)6 4- = K2 Zn3  Fe (CN)62 
___________________
4.
На предметном стекле к капле исследуемого раствора добавляют каплю
гексацианоферрата (III) калия. В присутствии Zn образуется жёлтый осадок:
Zn 2+ + K+ +  Fe(CN)63- = KZn Fe(CN)6  
4. На капельной пластинке к капле анализируемого раствора добавляют каплю 6 н серной
кислоты, каплю раствора диэтиланилина и каплю раствора гексациано феррата (III) калия.
В присутствии цинка появляется оранжевое окрашивание:
Zn2+ оранжевое окрашиC 6H 5N(C2H 5 )2 +K 3Fe(CN)6  ---- вание продуктов окис- + K4 Fe(CN)6
ления диэтиланилина
5. На капельной пластинке к капле исследуемого раствора добавляют каплю раствора
дитизона и каплю хлороформа или четырёххлористого углерода. В присутствии ионов
цинка пявляется ярко-красное окрашивание:
NH-NH-C 6H5
N- NH - C6 H5
S=C
+ Zn2+
---------
N = N - C6 H 5
дитизон ( дифенилтиокарбазон)
C- S - Zn/2
N = N - C6 H
дитизонат цинка
5
Контрольные вопросы
1. Как называются свойства, характерные для гидроксидов алюминия, цинка и хрома?
Гидроксиды каких из известных вам элементов обладают подобными свойствами?
2. Составьте уравнение реакции окисления хрома бромом в щелочной среде.
3. Почему в осадке 7 не Mn(OH)2 ,а MnO(OH) 2 ? HgO, a не Hg(OH)2 ?
4. Объясните механизм растворения гидроксида магния в хлориде аммония.
5. Рассчитайте рН в 0,1 М растворе нитрата цинка.
6. В виде какого соединения будет осаждаться цинк из раствора его хлорида при
добавлении соды?
7. Какова роль ионов Zn2+ в реакции с диэтиланилином?
8. Какие способы разрушения комплексов вам известны ?
9. Что такое константа нестойкости комплексного соединения?
10.Почему при осаждении цинка используют не карбонат аммония, а карбонат натрия ?
2
4
Лабораторная работа № 4 (2ч.)
Тема: Качественный анализ анионов.
Анионы делятся на три группы. Первая группа SO42-, СО32-, PO43- и др. Групповым
реагентом является хлорид бария при рН=7. При этом образуются белые осадки. Вторая
группа Сl-, I-, S2-, SО32-, SeО32-, F-, SiO32-... Групповым реагентом является раствор нитрата
серебра в присутствии азотной кислоты (рН<2). При этом выпадает соответственно белый,
желтый, черный осадки. К третьей группе относится ион NO3- и другие, группового
реагента нет.
В большинстве случаев анионы можно открывать дробным методом, поэтому
групповые реагенты применяются только для обнаружения наличия той или иной группы
анионов.
10.1 Специфические реакции на анионы I, II, III групп.
10.1.1 Сульфат-ион SO42-. Реакция с хлоридом бария в кислой среде. 2-3 капли
исследуемого раствора подкислить соляной кислотой и прибавить 2-3 капли хлорида
бария. В присутствии сульфат-иона выпадает белый нерастворимый в кислой среде осадок
ВаSO4
10.1.2 Карбонат-ион СО32- открывается двумя путями:
1) реакция с известковой водой выполняется следующим образом: в одно колено
двойной пробирки налить 0,5 мл известковой воды Са(ОН)2, а в другое — пять капель
исследуемого раствора и соляной кислоты. Закрыть пробирку пробкой. Известковая вода
в присутствии углекислого газа мутнеет:
СО32- + 2Н+ = СО2↑ + Н2О
СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3↓ + Н2О
2) несколько капель задачи осторожно упарить и на сухой остывший осадок прилить
раствор соляной кислоты. Интенсивное выделение пузырьков газа СО2 свидетельствует о
наличии карбонат-ионов.
10.1.3 Фосфат-ион PO43- открывается реакцией с молибденовой жидкостью. К 1-2
каплям исследуемого раствора прилить 8-10 капель молибденовой жидкости (раствор
(NH4)2МоO4 в HNO3), нагреть в водяной бане. Через некоторое время выпадает
кристаллический осадок фосфоромолибдата аммония:
РО43- + ЗNН4+ + 12МоO42- + 24Н+ →(NН4)3[РМо12О40] ↓ + Н2О
Осадок выпадает только при большом избытке молибденовой жидкости. Мешают
реакции ионы-восстановители: S2-, Сl-.
10.1.4 Хлорид- ион (Cl-). Реакция с нитратом серебра. К 2-3 каплям исследуемого
раствора прилить азотной кислоты до рН=2, 2-3 капли нитрата серебра AgNO3 - выпадает
белый творожистый осадок AgCl. К отцентрифугированному осадку прилить раствор
аммиака до явного запаха. Получается растворимое комплексное соединение
[Ag(NH3)2]C1, при добавлении к раствору которого HNO3 до рН<5 выпадает осадок AgCl
(может наблюдаться только помутнение раствора).
10.1.5 Иодид-ион I-. Окисление нитритом натрия. В пробирку прилить 3-4 капли
исследуемого раствора, подкислить кислотой до рН<7 и бросить несколько кристалликов
NaNO2. Выделяется свободный йод – раствор окрашивается в бурый цвет или выпадают
кристаллы темно-серого цвета.
10.1.6 Сульфид-ион S2-. Реакция с нитропруссидом натрия. К 1-2 каплям исходного
раствора прилить щелочи до рН>7 и 1-2 капли нитропруссида натрия. Раствор
окрашивается в красно-фиолетовый цвет. Реакция идет только в щелочной среде с ионом
S2-. Сульфид-ион можно обнаружить по запаху сероводорода при подкисление раствора
соляной кислотой.
10.1.7 Нитрат-ион NO3- можно открыть двумя реакциями.
2
5
1) Реакция с солью Мора. На предметное стекло насыпать горкой сухой соли Мора.
С одной стороны этой горки налить 1 каплю концентрированной серной кислоты, а с
другой стороны исследуемый раствор. В середине появляется темное пятно:
6Fe2+ + 2NO3- + ЗН+ → 6Fe3+ + 2NO3- + 4Н2О
NO + Fe2+ +SО42- → [Fe(NO)SO4]
Реакции мешают йодид-ионы, поэтому их сначала удаляют.
2) Реакция с дифениламином. Если отсутствует йодид-ион I-, то к двум каплям
исследуемого раствора прилить две капли дифениламина. Если наблюдается посинение,
то есть NO3-.
Лабораторная работа №5 (2ч.)
Тема: Определение кристаллизационной воды в
кристаллогидрате хлорида бария.
Вещества,
содержащие
кристаллизационную
воду,
называются
кристаллогидратами. Количество кристаллизационной воды в кристаллогидрате
каждого вещества строго определенно. Некоторые кристаллогидраты могут
выветриваться и частично терять кристаллизационную воду при хранении в сухом
воздухе, другие кристаллы могут расплываться, поглощая воду из влажного воздуха.
Кристаллогидраты хранятся в банках с притертыми пробками. Для
определения содержания кристаллизационной воды в кристаллогидрате необходимо
установить по справочнику, при какой температуре это вещество теряет
кристаллизационную воду, и именно при этой температуре необходимо удалять ее.
Содержание кристаллизационной воды в BaCl2*2H2 O определяют при 120125 оС.
Перед определением бюкс необходимо хорошо вымыть, высушить, а затем
поместить с крышкой, поставленной на ребро, в сушильный шкаф при 120-125 оС на
30 - 40мин.
Горячий бюкс с крышкой охлаждают в эксикаторе 15 - 20 мин, затем бюкс с
крышкой взвешивают на аналитических весах и результаты заносят в рабочий
журнал.
После взвешивания бюкс с крышкой снова помещают в сушильный шкаф на
10-20 мин .при той же температуре. Охладив бюкс с крышкой в эксикаторе, его вновь
взвешивают и результат записывают в рабочий журнал. Если масса бюкса не
изменится или изменится не более чем на 0,0002 г, высушивание считают
законченным.
В высушенный и взвешенный бюкс помещают 2-3 г кристаллического хлорида
бария, взвешивают и записывают массу бюкса с веществом в журнал.
Открытый бюкс вместе с крышкой ставят в сушильный шкаф на 90-120 мин. и
сушат при 120-125 оС. При более высоких температурах BaCl2 разлагается, а при
более низких - удалится вся кристаллизационная вода. Затем бюкс закрывают,
охлаждают в эксикаторе, взвешивают и результат записывают в рабочий журнал.
Повторяют высушивание при тех же условиях в течение 30 мин. Затем бюкс
охлаждают в эксикаторе и снова взвешивают. Эту операцию повторяют до тех пор,
пока масса бюкса с хлоридом бария не станет постоянной (разница не более 0,0002 г).
Пример записи результатов опыта
Дата.
2
6
Название работы:
«Определение
кристаллогидрате хлорида бария».
содержания
кристаллизационной
воды
в
Масса бюкса после первого взвешивания
20,2330 г
Масса бюкса после второго взвешивания
20,2328 г
Окончательная масса бюкса
20,2328 г
Масса бюкса с навеской
23,6508 г
Масса хлорида бария
3,1480 г
Масса бюкса с навеской после первого высушивания 23,1468 г
Масса бюкса с навеской после второго высушивания 23,1463 г
Масса бюкса с навеской после третьего высушивания 23,1462 г
Окончательная масса бюкса с хлоридом бария
23,1462 г
3.2.Расчет
Масса кристаллизационной воды в навеске хлорида бария: 23,6508- 23,1462=0,5046 г. Для
вычисления содержания кристаллизационной воды (х) в процентах составим пропорцию:
В 3,4180г навески содержится 0,5046г воды
В 100г навески содержится x г воды.
0,5046⋅ 100
= 14,76 .
Отсюда X= 3,148
Полученный результат сравнивают с теоретическим содержанием кристаллизационной
воды, рассчитанной по химической формуле BaCl2*Н2 0.
Молекулярная масса BaCl2* H2 0
244,2
Молекулярная масса Н2 0
18,015
Для вычисления составляют пропорцию:
В 244,28 г х.ч. ВаСl2*2H2 O содержится
36,03 г Н2 О
В 100 г х.ч. ВаСl2*2Н2 О содержится х г Н2 О
Отсюда
36,03⋅ 100
= 14,76%.
X= 244,23
Если результаты анализа сравнить с теоретически вычисленным количеством воды для
BaCl2*2Н2 О, то можно посчитать абсолютную ошибку определения:
D = 14,76 - 14,75 = 0,01%.
Относительную ошибку (D0) в процентах вычисляют из следующей пропорции:
14,75 - 0,01
100 – D0
Отсюда
100⋅ 0,01
= 0,07%.
D0= 14,75
1.8 Учебно-методическое обеспечение дисциплины.
1.8.1 Рекомендуемая литература учебные издания
ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Лурье Ю. Ю. Справочник по аналитической химии. – М.: Химия, 1971.
2
7
2. Мень Е.С., Мень С.А. Аналитическая химия. Качественный анализ катионов и
анионов. Мурманск: МГПИ, 2001.
3. Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск: МГПИ,
2000.
4. Пономарев В. Д. Аналитическая химия. Книги 1 и 2. – М.: Химия, 1982.
5. Харитонов Ю. Я. Аналитическая химия. Книги 1 и 2. – М.: Химия, 2001.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
1. Алексеев В. Н. Количественный анализ. – М.: Химия, 1972.
2. Алексеев В. Н. Курс качественного химического полумикроанализа. – М.: Химия,
1979.
3. Алексеева Г. М. Анализ анионов. Методические указания. -СПб.: СПХФА, 1995.
4. Задачник по аналитической химии. – М.: Химия, 1993.
5. Крешков А. П. Основы аналитической химии. Книги 1,2,3. – М.: Химия, 1976.
6. Сельдерханова Л. Б., Яковлев К.И., Дьяченко С. А. и др. Качественный химический
анализ катионов: Методические указания. - СПб.: СПХФА, 1998.
1.9
Материально-техническое обеспечение дисциплины
1.9.1 Перечень используемых технических средств:
Лабораторная посуда: пробирки, мерные цилиндры,бюретки, колбы конические,
круглодонные, химические стаканы, воронки, водяная баня, плитка, пипетки, тигли,
предметные стекла.
Лабораторное оборудование: спиртовки, лабораторные штативы, штативы для пробирок,
планшетки для капельных реакций, подносы, зажимы-пробиркодержатели, шпателиложечки, подставки для реактивов, приборы для получения газов, прибор для измерения
скорости химических реакций.
Наборы химических реактивов реактивы для количественного и качественного анализа
(определение анионов и катионов)
1.9.2. Перечень используемых пособий:
Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.
Ряд активности металлов.
Таблица «Растворимость солей, кислот и оснований в воде»
Таблица «Плотность растворов щелочей и кислот»
Таблица «Относительная электроотрицательность атомов элементов»
Плакаты.
Видеофильмы.
1.10 Примерные зачетные тестовые задания.
I. РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, КОНЦЕНТРАЦИИ, ГИДРОЛИЗ.
Вариант 1.
1. Определить константу диссоциации кислоты, если в 0,1 М растворе степень ее
диссоциации 25%.
а) 8,33 ×10-3; б) 5,2 ×10-3; в) 3,33 × 10-1; г) 5,2 × 10-2.
2. Какова молярность 20%-ой азотной кислоты? (ρ = 1,115 г/мл).
а) 1,72 моль/л; б) 3,54 моль/л; в) 2,48 моль/л; г) 2,04 моль/л.
3. В 0,5 л раствора содержится 4,1 г СН3СОONa. Вычислить рН и степень гидролиза
соли.
2
8
а) 9,98; h = 6,78 × 10-3%; б) 7,6; h = 1,8%; в) 10,95; h = 7,6 × 10-2%;
г) 8,88; h = 7,6 × 10-3%.
4. Вычислить рН раствора, полученного смешением 50 мл 0,1 М раствора КН 2РО4 и
25 мл 0,2М К2НРО4.
а) 6,98; б) 7,50; в) 7,20; г) 6,50.
Вариант 2.
1. Вычислить рН раствора, полученного смешением 70 мл 0,2 М КН2Cit и 30 мл 0,1М
К2НCit (Cit3- - анион лимонной кислоты).
а) 4,00; б) 5,77; в) 4,09; г) 3,65.
2. Определить Ка, если в 0,01М растворе кислота диссоциирована на 30%.
а) 2,85 × 10-3; б) 1,32 × 10-2; в) 2,85 × 10-2; г) 1,28 × 10-3.
3. Какова молярность серной кислоты, если к 100 мл воды добавили 20 мл Н2SО4 (ρ =
1,835 г/мл)?
а) 0,65М; б) 1,76М; в) 2,56М; г) 1,63М.
4. К 30 мл воды прибавили 5 мл 3М раствора КNO2. Вычислить рН раствора.
а) 8,46; б) 9,53; в) 10,80; г) 8,63.
Вариант 3.
1. Вычислить рН и степень гидролиза соли в 0,05М Na2СО3. Чему будет равен рН,
если раствор разбавить водой в 5 раз?
а) 10,67; 5,5%; 11,51; б) 11,51; 6,42%; 11,16;
в) 11,16; 3,34%; 10.67; г) 11,16; 4,42%; 9,78.
2. Вычислить рН раствора, полученного смешением 210 мл 0,1М Na2СО3 и 90 мл 0,М
НСl.
а) 10,45; б) 9,88; в) 11,9; г) 9,05.
3. Определить концентрацию раствора уксусной кислоты, если α = 2%.
Ка=1,75 × 10-5.
а) 0,032; б) 0,022; в) 0,044; г) 0,014.
4. В 0,5 л соляной кислоты содержится 0,1 моль НСl. Определить массовую долю
кислоты в растворе.
а) 0,245%; б) 0,322%; в) 0,567%; г) 0,728%.
Вариант 4.
1. К 250 мл 10%-ой НNO3 (ρ = 1,054 г/мл) добавили 200 мл 50%-ой азотной кислоты
(ρ = 1,310 г/мл). Какова массовая доля кислоты в растворе?
а) 28,32%; б) 22,45%; в) 42,56%; г) 29,94%.
2. К 100 мл 0,2М НСООН прибавили 100 мл 0,2М КОН. Вычислить рН раствора.
а) 7,38; б) 8,98; в) 8,37; г) 8,65.
3. Вычислить рН раствора, полученного смешением 30 мл 0,1М КН2РО4 и 25 мл 0,2М
КОН.
а) 11,3; б) 12,2; в) 9,88; г) 8,76.
4. Определить степень диссоциации кислоты в растворе с концентрацией 10-3 моль/л.
Ка = 1,75 × 10-4.
а) 0,418; б) 13,2%; в) 1,32; г) 4,18%.
Вариант 5.
1. Определить рН в 0,01 М растворе бензойной кислоты, если Ка = 6,1 × 10-5.
а) рН - 5,3; б) рН - 6,7; в) рН - 4,6; г) рН - 3,1.
2. Сколько мл 96%-ой H2SO4 (ρ = 1,835 г/мл) нужно взять, чтобы приготовить 1 л
0,5М раствора кислоты?
а) 27,81 мл; б) 22,45 мл; в) 14,87 мл; г) 16,34 мл.
2
9
В 200 мл раствора содержится 0,65 г KCN. Определить рН и степень гидролиза
соли.
а) 8,88; h = 7,6 × 10-3%; б) 10,95; h = 1,6%;
в) 8,46; h = 6,8%; г) 9,8; h = 2,7%.
2. Вычислить рН раствора, полученного при смешении 30 мл 0,1М Na2СО3 и 15 мл
0,1М NaHCO3.
а) 9,88; б) 8,88; в) 10,63; г) 11,90.
1.
Вариант 6.
1. Вычислить рН раствора, полученного смешением 30 мл 0,2М KH2PO4 и 10 мл 0,1М
HCl.
а) 2,82; б) 3,24; в) 5,67; г) 7,20.
2. Определить рН в 0,1М растворе валерьяновой кислоты, если рК = 4,842.
а) 3,80; б) 4,6; в) 3,92; г) 2,92.
3. Сколько мл 30%-ой соляной кислоты (ρ = 1,089 г/мл) надо взять, чтобы
приготовить 0,5 л кислоты с плотностью 1,098 г/мл?
а) 234 мл; б) 332 мл; в) 318 мл; г) 255 мл.
4. В 500 мл раствора содержится 2,52 г Na2СО3. Определить рН раствора.
а) 10,87; б) 11,50; в) 10,66; г) 11,23.
Вариант 7.
1. Вычислить рН и степень гидролиза соли в 0,05Na2С2О4. Чему будет равен рН, если
раствор разбавить в 10 раз?
а) 10,96; 4,5%; 8,97; б) 8,48; 6,1 × 10-3%; 7,98;
в) 8,66; 7,8 × 10-4%; 9,77; г) 7,67; 8 × 10-2; 11,2.
2. Вычислить рН раствора, полученного смешением 50 мл 0,15М К2НРО4 и 45 мл 0,3М
НСl.
а) 2,64; б) 3,97; в) 2,22; г) 4,66.
3. Определить степень диссоциации в 0,1 М растворе уксусной кислоты, если к ней
добавили равный объём 0,1М соляной кислоты.
а) 3,5 × 10-2; б) 0,875 × 10-2; в) 2,5 × 10-3; г) 1,75 × 10-2.
4. К 100 мл 0,5М раствора азотной кислоты добавили 100 мл 10%-го раствора этой же
кислоты (ρ = 1,054 г/мл). Какова молярность полученного раствора?
а) 1,08М; б) 1,65М; в) 0,55М; г) 0,6М.
Вариант 8.
1. Определить массовую долю Н3РО4, если к 1 л 0,5М раствора добавили 50 мл 25%го раствора кислоты (ρ = 1,145 г/мл).
а) 6,66%; б) 5,47%; в) 5,86%; г) 7,45%.
2. К 250 мл 0,4М НСl прибавили 250 мл 0,4М NаОН. Вычислить рН и степень
гидролиза соли.
а) 10,80; 2%; б) 11,05; 0,9%; в) 8,46; 1,8%; г) 8,95; 2,9%.
3. Вычислить рН раствора, полученного смешением 40 мл 0,2М КН2РО4 и 10 мл 0,2М
КОН.
а) 6,72; б) 7,65; в) 9,87; г) 5,64.
4. Определить концентрацию [Н+], [Н2АsО4-], [НАsО42-] в 0,1М растворе мышьяковой
кислоты. К1 = 5,89 × 10-3; К2 = 1,05 × 10-7; К3 = 3,89 × 10-13.
а) [Н+] = [Н2АsО4-] = 1,17 × 10-3; [НАsO42-] = 6 × 10-7;
б) [Н+] = [Н2АsО4-] = 1,27 × 10-3; [НАsO42-] = 5 × 10-6;
в) [Н+]= [Н2АsО4-] = 0,17 × 10-2;
г) [Н+]= [Н2АsО4-] = 2,42 × 10-2; [НАsO42-] = 1,05 × 10-7.
3
0
Вариант 9.
1. 1.Определить [Н+], [НS-], [S2-] в 0,1М растворе Н2S. рК1 = 6,96; рК2=14.
а) [Н+] = [НS-] = 2 × 10-5; [S2-] = 10-7;
б) [Н+] = [НS-] = 1,05 × 10-4; [S2-] = 10-14;
в) [Н+] = [НS-] = 3 × 10-5; [S2-] = 10-5;
г) [Н+] = [НS-] = 4 × 10-7; [S2-] = 10-21.
2. Смешали 20 мл 10%-ой серной кислоты (ρ =1,066 г/мл) с 50 мл 20%-ой Н2SО4 (ρ =
1,139 г/мл). Какова массовая доля кислоты в растворе?
а) 15,30%; б) 13,54%; в) 17,28%; г) 14,66%.
3. Рассчитать рН раствора, полученного при сливании равных объемов 0,1М Н 2С2О4 и
0,2М NаОН. Вычислить степень гидролиза соли.
а) 6,98; 1,92 × 10-4%; б) 9,52; 1 × 10-2%;
в) 10,88; 2,17 × 10-3%; г) 7,77; 0,4%.
4. Рассчитать рН полученного раствора, если к 100 мл 0,0375М СН3СООН прибавили
0,102 г СН3СООNа.
а) 5,44; б) 5,32; в) 3,79; г) 4,27.
Вариант 10.
1. Вычислить рН раствора, полученного смешением 25 мл 0,2М СН3СООН и 15мл
0,1М СНСООNа.
а) 5,76; б) 5,44; в) 2,78; г) 4,23.
2. Определить рН в 4%-ом растворе анилина. рКв =9,4.
а) 11,88; б) 9,12; в) 10,12; г) 8,57.
3. Смешали 30 мл 20%-ой НNО3 (ρ = 1,115 г/мл) с 30 мл 30%-го раствора НNO3 (ρ =
1,180 г/мл). Какова молярность полученного раствора?
а) 4,57 моль/л; б) 5,04 моль/л; в) 5,56 моль/л; г) 5,48 моль/л.
4. Сколько г СН СООNа нужно добавить к 500 мл воды, чтобы получить раствор с
рН = 8,52?
а) 0,56 г; б) 1,12 г; в) 0,078 г; г) 1,22 г.
Вариант 11.
1. Сколько г Nа2S находится в 100 мл раствора, если рН = 12,94? Вычислить степень
гидролиза соли.
а) 0,78 г; 88%; б) 0,82 г; 66%; в) 0,68 г; 8,8%; г) 1,18 г; 6,6%.
2. Вычислить рН полученного раствора, если в 1 л воды содержится 6 г СН3СООН и
82 г СН3СООNа.
а) 6,75; б) 4,76; в) 3,76; г) 5,75.
3. Определить рН в 10%-ом растворе метиламина. Кв = 4,24 × 10-4.
а) 9,08; б) 12,06; в) 10,44; г) 8,29.
4. 2 л аммиака (при Т= 298 К и нормальном давлении) растворили в 0,5 л воды.
Какова молярность полученного раствора?
а) 0,65М; б) 0,45М; в) 1,64М; г) 1,84М.
Вариант 12.
1. 1 л НСl (н.у.) растворили в 500 мл 0,1М раствора соляной кислоты. Какова
молярность полученного раствора?
а) 0,093М; б) 0,189М; в) 0,083М; г) 0,045М.
2. Сколько г Nа2С2О4 находится в 25 мл раствора, если рН = 8,28? Вычислить степень
гидролиза соли.
а) 0,078 г; 2,2%; б) 0,34 г; 1,2 × 10-3%;
в) 0,065 г; 0,9 × 10-3%; г) 0,0065 г; 9,7 × 10-2%.
3. Вычислить рН раствора, полученного смешением 15 мл 0,1М НСООН и 12 мл 0,2М
НСООNа.
3
1
а) 4,10; б) 3,21; в) 3,95; г) 3,75.
4. Определить рКв, если в 0,05М растворе пиридина степень диссоциации 1,85 × 10 2
%.
а) 5,23; б) 7,78; в) 8,56; г) 10,94.
Вариант 13.
1. Определить рН в 2%-ой монохлоруксусной кислоте. рКа = 2,865.
а) 11,25; б) 13,77; в) 12,22; г) 8,72.
2. 20 г NaСl растворили в 0,5 л воды. Какова молярность полученного раствора, если
плотность NaСl ρ = 2,16 г/см3.
а) 0,668М; б) 1,22М; в) 0,554М; г) 1,45М.
3. Сколько г КСN находится в 10 мл раствора, если рН = 11,1?
а) 0,65 × 10-2 г; б) 8,1 × 10-2 г; в) 7,6 × 10- г; г) 8,6 × 10-3 г.
4. 4Вычислить рН раствора, если к 2 л воды прибавили 23 г НСООН и 21 г НСООК.
а) 3,75; б) 4,66; в) 6,75; г) 3,45.
Вариант 14.
1. Сколько мл 0,4%-го раствора NаОН надо прибавить к 23 мл 0,2М Н3РО4, чтобы
получить раствор с рН = 2,3?
а) 22,67 мл; б) 43,5 мл; в) 34,2 мл; г) 27,8 мл.
2. Определить [Н+] и [С6Н6О72-] в 1%-ом растворе лимонной кислоты. рК1 = 3,13; рК2
= 4,76; рК3 = 6,40.
а) 1,96 × 10-3; 1,73 × 10-5; б) 2,8 × 10-3; 1,96 × 10-3;
в) 2 × 10-2; 1,86 × 10-6; г) 2,5 × 10-2; 2,3 × 10-4.
3. Какие массы 20%-ого и 40%-ого растворов НNO3 надо взять для приготовления 1 л
35%-ой кислоты (ρ = 1,214 г/мл)?
а) по 607 г; б) 214 г и 1000 г; в) 303,5 г и 910,5 г; г) 500,7 г и 713,3 г.
4. Смешано 40 мл 0,3М НСООК и 20 мл 0,15М КОН. Вычислить рН и степень
гидролиза соли.
а) 13,4; 4,5 × 10-5%; б) 11,47; 1,90 × 10-4%;
в) 11,1; 3,21 × 10-5%; г) 9; 1,67 × 10-6%.
Вариант 15.
1. Вычислить рН и степень гидролиза в 0,1М Nа2СО3, содержащем 0,1 моль/л NаОН.
а) 13; 2,13 × 10-1%; б) 12; 1,04 × 10-2%;
в) 11,1; 3,4 × 10-2%; г) 10,5; 2,3 × 10-3%.
2. Сколько г NаОН надо растворить в 100 мл 0,1М NaНСО3, чтобы получить раствор
с рН = 10,0?
а) 1,34 г; б) 0,143 г; в) 0,128 г; г) 1,22 г.
3. Определить степень диссоциации 0,05М растворе NH4ОН, если к нему добавили
0,01 моль NаОН. Кв = 1,8 × 10-5.
а) 2,1 × 10-2%; б) 2,1 × 10-3%; в) 1,8 × 10-3%; г) 1,8 × 10-1%.
4. Какие массы 30%-ого и 50%-ого растворов серной кислоты нужно взять для
приготовления 2,5 л 42%-ой кислоты (ρ =1,321 г/мл).
а) 1545,5 г и 1757 г; б) 1321 г и 1981,5 г;
в) 936 г и 2366,5; г) 1200 г и 2102,5 г.
Вариант 16.
3
2
1. Сколько г NаNO3 надо добавить к 1 л 15%-го раствора (ρ = 1,075 г/мл), чтобы
получить 20%-ый раствор.
а) 63,23 г; б) 33,86 г; в) 28,54 г; г) 67,18 г.
2. Вычислить рН раствора, если степень гидролиза в 0,05 КNО2 равна 5%.
а) 5,36; б) 4,57; в) 11,4; г) 9,3.
3. Сколько граммов NaНСО3 надо растворить в 30 мл 1%-го раствора NаОН, чтобы
получить раствор с рН = 10,0?
а) 0,87 г; б) 0,75 г; в) 1,56 г; г) 1,96 г.
4. Определить рН в 0,1%-ом растворе этиламина. (рКв=3,37).
а) рН = 11,49; б) рН = 10,98; в) рН = 10,46; г) рН=8.33.
II. РАСТВОРИМОСТЬ, СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ, ОБЪЁМНЫЙ АНАЛИЗ.
Вариант 1.
1. Вычислить произведение растворимости хромата серебра, если в 500 мл воды
растворяется 0,011 г Аg2СгО4.
а) 1,1 × 10-12; б) 2,8 × 10-11; в) 1,4 × 10-12; г) 2,3 × 10-10.
2. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,1М СН3СООН в присутствии 0,1М NaCl.
а) рН = 3,55; 2,4%. б) рН = 2,76; 1,7%;
в) рН = 2,77; 3,8%; г) рН = 5,89; 1,95%.
3. Вычислить нормальность раствора Н2SО4, титр которого равен 0,02446.
а) 0,5432 моль/л; б) 0,4653 моль/л; в) 0,5674 моль/л; г) 0,4988 моль/л.
4. Сколько граммов щелочи, содержащей 98% NаОН и 2% индифферентных
примесей, необходимо для приготовления 200 мл 0,1н раствора?
а) 0,3452 г; б) 0,4365 г; в) 0,8160 г; г) 1,890 г.
Вариант 2.
1. Какую навеску х.ч. безводной соды нужно взять, чтобы на её титрование
израсходовать 20 мл 0,1М Н2SО4?
а) 0,3425 г; б) 0,7735 г; в) 0,2120 г; г) 0,2317 г.
2. Вычислить произведение растворимости пирофосфата бария, если в 100 мл воды
растворяется 8,78 × 10-3 г Ва2Р2О7.
а) 1,5 × 10-11; б) 5 × 10-8; в) 2,4 × 10-7; г) 2,74 × 10-11.
3. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,1М СН3СООН в присутствии 0,05М СаС12.
а) рН = 3,55; 1,40; б) 2,76; 1,75%;
в) рН = 4,87; 2,13%; г) рН = 3,88; 1,97%.
4. Вычислить нормальность раствора, если ТHCl/KOH = 0,01353.
а) 0,242 моль/л; б) 0,3411 моль/л; в) 0,2243 моль/л; г) 1,0012 моль/л.
Вариант 3.
1. Вычислить нормальность раствора, если ТNaOH/SO3 = 0,02174.
а) 0,5745; б) 0,5431; в) 0,6743; г) 0,2344.
2. Вычислить нормальность Н2SО4, если к 10 мл её добавили избыток ВаCl2. Масса
полученного осадка после фильтрации, прокаливания и взвешивания оказалась
0,2762 г.
а) 0,1188 моль/л; б) 0,2331 моль/л; в) 0,1255 моль/л; г) 0,3357 моль/л.
3. Вычислить произведение растворимости селенита цинка, если в 200 мл воды
растворяется 1,95 × 10-2 ZnSeО3.
а) 3,3 × 10-2; б) 3,6 × 10-6; в) 2,6 × 10-7; г) 1,5 × 10-6.
4. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,1М СН3СООН в присутствии 0,05М АlСl3.
а) рН = 2,33; 1,96%; б) рН = 3,32; 2,88%;
в) рН = 3,67; 2,54%; г) рН = 2,73; 1,85%.
3
3
Вариант 4.
1. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,1М СН3СООН в присутствии 0,02М
Аl2(SО4)3.
а) рН = 2,65; 1,77%; б) рН = 3,44; 2,87%;
в) рН = 2,65; 1,88%; г) рН = 2,73; 1,85%.
2. Нормальность раствора NaOН равна 0,09981. Рассчитать титр NаОН.
а) 0,002289 г/мл; б) 0,003334 г/мл; в) 0,003992 г/мл; г) 0,003542 г/мл.
3. Определить нормальность раствора КОН, если на титрование 15,00 мл его
израсходовали 18,70 мл раствора НСl с титром 0,002864 г/мл.
а) 0,09782 моль/л; б) 0,08779 моль/л;
в) 0,07879 моль/л; г) 0,07897 моль/л.
4. Вычислить произведение растворимости роданида меди (I), если в 500 мл воды
растворяется 4,21 × 10-6 г СиSCN.
а) 2,6 × 10-12; б) 1,18 × 10-15; в) 3,1 × 10-9; г) 5,8 × 10-14.
Вариант 5.
1. Вычислить произведение растворимости бромата серебра, если в 200 мл воды
растворяется 0,35 г АgВrО3.
а) 2,2 × 10-4; б) 3,1 × 10-4; в) 3,5 × 10-5; г) 5,5 × 10-5.
2. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,1М СН3СООН в присутствии 0,8М NаС1.
а) рН = 2,72; 1,88%; б) рН = 6,99; 1,67%.;
в) рН = 4,44; 1,35%; г) рН = 5,78; 2,13%.
3. Вычислить нормальность раствора NаОН, титр которого равен 0,004020.
а) 0,1015 моль/л; б) 0,1005 моль/л; в) 0,1220 моль/л; г) 0,2345 моль/л.
4. Вычислить нормальность и титр раствора НСl, если на титрование 0,4217 г буры
(Na2В4О7 × 10Н2О) израсходовано 17,50 мл этой кислоты.
а) 0,4607 моль/л; 0,001264 г/мл; б) 0,3455 моль/л; 0,001245 г/мл;
в) 0,1264 моль/л; 0,004607 г/мл; г) 0,5433 моль/л; 0,001563 г/мл.
Вариант 6.
1. Какую навеску щавелевой кислоты Н2С2О4 × 2Н2О нужно взять, чтобы на её
титрование израсходовать 20,00 мл 0,1н NаОН?
а) 0,1261 г; б) 0,1454 г; в) 0,5640 г; г) 0,3422 г.
2. Вычислите произведение растворимости РbF2, если в 250 мл воды растворяется 5 ×
10-4 моль этой соли.
а) 3,8 × 10-9; б) 4 × 10-12; в) 2,5 × 10-7; г) 3,2 × 10-8.
3. Рассчитать степень диссоциации и рН 0,1М СН3СООН в присутствии 0,2М СаС12.
а) рН = 3,56; 1,37%; б) рН = 2,78; 2,87%;
в) рН = 2,72; 1,9%; г) рН = 3,33; 1,56%.
4. Вычислить нормальность раствора, если ТNaON/CaO = 0,002914.
а) 0,1743; б) 0,1039; в) 0,1224; г) 0,1456.
1.11. 1 Примерный перечень вопросов к зачету.
Аналитическая химия. Основные этапы развития аналитической химии.
Методы аналитической химии.
Выполнение аналитических реакций. Условия выполнения.
Чувствительность, специфичность, способы повышения чувствительности
аналитических реакций.
5. Бессероводородный (кислотно-основной) метод деления на катионы. Дробный и
систематический ход анализа.
6. Растворы. Химическая теория растворов Д.И.Менделеева.
1.
2.
3.
4.
3
4
7. Образование растворов. Виды концентраций.
8. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила раствора. Уравнение ДебаяХюккеля.
9. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда- Лоури.
10. Электролитическая диссоциация. Теория Аррениуса.
11. Электролиты. Закон разведения Оствальда.
12. Одноосновные кислоты и основания. Степень и константа диссоциации.
13. Многоосновные кислоты. Степень и константа диссоциации.
14. Водородный показатель рН. Расчеты рН.
15. Буферные растворы. Буферная емкость.
16. Кислотно-основные индикаторы.
17. Химическое равновесие. Закон действия масс.
18. Гидролиз солей: сущность гидролиза, смещения равновесия гидролиза.
19. Степень и константа гидролиза.
20. Окислительно-восстановительное равновесие. Уравнение Нернста. Механизмы
реакций ОВР.
21. Равновесие в системе осадок-раствор. Произведение растворимости.
22. Растворимость. Факторы, влияющие на растворимость.
23. Сущность гравиметрического анализа.
24. Влияние одноименных ионов на осадимость. Солевой эффект. Коэффициент
активности для сильных и слабых электролитов.
25. Влияние температуры и природы растворителя на растворимость.
26. Влияние рН-среды на растворимость.
27. Условия образования и свойства кристаллических осадков, правила осаждения.
28. План проведения гравиметрического анализа.
29. Титриметрический метод анализа.
30. Титр, нормальность.
31. Грамм-эквивалент вещества. Определение грамм-эквивалента в реакциях
нейтрализации.
32. Прямое, обратное титрование. Титрование по замещению.
33. Кислотно-основное титрование(основные уравнения реакций, рабочие растворы,
индикаторы, области применения).
34. Перманганатометрия (основные уравнения реакций, рабочие растворы,
индикаторы, области применения).
35. Иодометрия (основные уравнения реакций, рабочие растворы, индикаторы,
области применения).
36. Физико-химические (инструментальные) методы анализа.
37. Электрохимические методы анализа.
38. Кулонометрическое титрование.
39. Спектральные методы анализа.
40. Хроматографические методы анализа.
1.11.2 Примерный перечень заданий к зачету.
1. Определить константу диссоциации кислоты, если в 0,1 М растворе степень ее
диссоциации 25%.
2. Какова молярность 20%-ой азотной кислоты? (ρ = 1,115 г/мл).
3. В 0,5 л раствора содержится 4,1 г СН3СОONa. Вычислить рН и степень
гидролиза соли.
4. Вычислить рН раствора, полученного смешением 50 мл 0,1 М раствора КН2РО4
и 25 мл 0,2М К2НРО4.
3
5
5. Вычислить рН раствора, полученного смешением 70 мл 0,2 М КН2Cit и 30 мл
0,1М К2НCit (Cit3- - анион лимонной кислоты).
6. Определить Ка, если в 0,01М растворе кислота диссоциирована на 30%.
7. Какова молярность серной кислоты, если к 100 мл воды добавили 20 мл Н2SО4
(ρ = 1,835 г/мл)?
8. К 30 мл воды прибавили 5 мл 3М раствора КNO2. Вычислить рН раствора.
9. Вычислить рН и степень гидролиза соли в 0,05М Na2СО3. Чему будет равен рН,
если раствор разбавить водой в 5 раз?
10. Определить концентрацию раствора уксусной кислоты, если α = 2%. К а=1,75 ×
10-5.
11. В 0,5 л соляной кислоты содержится 0,1 моль НСl. Определить массовую долю
кислоты в растворе.
12. К 250 мл 10%-ой НNO3 (ρ = 1,054 г/мл) добавили 200 мл 50%-ой азотной
кислоты (ρ = 1,310 г/мл). Какова массовая доля кислоты в растворе?
13. К 100 мл 0,2М НСООН прибавили 100 мл 0,2М КОН. Вычислить рН раствора.
14. Вычислить рН раствора, полученного смешением 30 мл 0,1М КН2РО4 и 25 мл
0,2М КОН.
15. Определить степень диссоциации кислоты в растворе с концентрацией 10-3
моль/л. Ка = 1,75 × 10-4.
16. Сколько г Nа2S находится в 100 мл раствора, если рН = 12,94? Вычислить
степень гидролиза соли.
17. Сколько г КСN находится в 10 мл раствора, если рН = 11,1?
18. 2 л аммиака (при Т= 298 К и нормальном давлении) растворили в 0,5 л воды.
Какова молярность полученного раствора?
19. Сколько мл 96%-ой H2SO4 (ρ = 1,835 г/мл) нужно взять, чтобы приготовить 1 л
0,5М раствора кислоты?
20. Какие массы 20%-ого и 40%-ого растворов НNO3 надо взять для приготовления
1 л 35%-ой кислоты (ρ = 1,214 г/мл)?
21. Вычислить нормальность раствора, если ТNaOH/SO3 = 0,02174.
22. Вычислить нормальность Н2SО4, если к 10 мл её добавили избыток ВаCl2.
Масса полученного осадка после фильтрации, прокаливания и взвешивания
оказалась 0,2762 г.
23. Вычислить произведение растворимости селенита цинка, если в 200 мл воды
растворяется 1,95 × 10-2 ZnSeО3.
24. На титрование 0,0340 г AgNO3 израсходовано 20,00 мл раствора НСl. Найти
T HCl/ Ag.
25. Сколько граммов BaSO4 (ПР = 1*10-10) остается в 200 мл раствора при
осаждении ВаС12 эквивалентным количеством Н2S04? Можно ли считать
осаждение в таких условиях практически полным?
26. Чему равны нормальность и титр раствора HNO3, если на титрование 20,00 мл
его израсходовано 15 мл 0,1200н. раствора NaOH?
27. Чему равен T HCl/CaO , если на титрование 0,1144 г СаСО3 идет 27,65 мл
раствора соляной кислоты?
28. Сколько миллилитров 0,0200н раствора KMnO4 потребуется на титрование
20,00 мл 0,0300н FeSO4?
29. Чему равны концентрации Н+ и ОН-, если рН этих растворов равны 2,63; 12,45?
30. Почему СаСО3 является более удобной весовой формой, чем СаО? Сколько
миллилитров 0,25М раствора (NH4)2C2O4 потребуется для осаждения Са2+ из
раствора, полученного при растворении 0,7 г СаСО3?
3
6
1.14 Примерная тематика курсовых работ.
1.15 Примерная тематика квалификационных (дипломных) работ.
1.16 Методика исследования.
По учебному плану выполнение не предусмотрено.
1.17 Балльно-рейтинговая система, используемая преподавателем для
оценивания знаний студентов по данной дисциплине.
Посещение лекций – 120 баллов (по 4 балла за каждую)
Работа на практических занятиях (семинарах) – до 10 баллов (итого 50 баллов)
Самостоятельная работа студента:
ПЗ №1 – до10 баллов.
ПЗ №2 – до 10 баллов.
ПЗ №3 – до 10 баллов.
ПЗ №4 – до 10 баллов.
ПЗ №5 – до 10 баллов.
Работа на лабораторном занятии – до 5 баллов (итого 50 баллов)
Самостоятельная работа студента, в том числе защита лабораторной работы,
выполнение заданий, ответы на контрольные вопросы):
ЛБ №1 – до10 баллов.
ЛБ №2 – до 10 баллов.
ЛБ №3 – до 10 баллов.
ЛБ №4 – до 10 баллов.
ЛБ №5 – до 10 баллов.
ЛБ №6– до 10 баллов.
ЛБ №7 – до 10 баллов.
ЛБ №8 – до 10 баллов.
ЛБ №9 – до 10 баллов.
ЛБ №10 – до 10 баллов.
Зачетное тестирование – 30 баллов.
Итого: 400 баллов.
Примеры рейтинговых заданий представлены в разделе «Примерные зачетные
тестовые задания».
Задания для самостоятельной работы выполняется студентом с использованием
лекций и учебных пособий и оформляется в письменном виде. Задание должно быть сдано
студентом в строго определенные сроки в соответствии с учебным календарным планом.
Целью самостоятельной работы студента является подготовка тестированию по
соответствующим темам и зачету.
Для получения зачета итоговая сумма баллов должна быть не менее 280, если
итоговая сумма баллов меньше, студент сдает зачет по дисциплине. Выполнение
практической части обязательно.
1.13
1.14
1.15
1.16
Примерная тематика рефератов.
Примерная тематика курсовых работ.
Примерная тематика квалификационных (дипломных) работ.
Методика исследования.
По учебному плану выполнение не предусмотрено.
3
7
РАЗДЕЛ 2. Методические указания по изучению дисциплины
Мень Е.С., Мень С.А. Аналитическая химия. Качественный анализ
катионов и анионов. Мурманск: МГПИ, 2001.- 46 с.
Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск:
МГПИ, 2000.- 74 с.
РАЗДЕЛ 3. Содержательный компонент теоретического материала.
Лекция 1. Предмет и задачи аналитической химии.
1.1 Анализ и синтез. Предмет и задачи аналитической химии. Связь аналитической химии
с другими науками и её значение для контроля окружающей среды.
1.2 Качественный и количественный анализ.
1.3 Методы анализа: химические, физические, физико-химические.
1.4 Аналитические проблемы: снижение пределов обнаружения, повышение точности,
экспрессность анализа, локальность и анализ без разрушения, микро- и
ультрамикроанализ.
1.5 Основные типы реакций и процессов в химическом анализе: кислотно-основные,
окислительно-восстановительные
комплексообразования,
осаждения-растворения,
сорбции и экстракции.
1.6 Задачи и выбор метода обнаружения и идентификация атомов, ионов, молекул и
веществ.
Лекция 2. Основы качественного химического анализа.
2.1 Основы качественного анализа. Методы качественного анализа.
2.2 Макро-, микро- и полумикрометоды. Капельный анализ.
2.3 Мокрые и сухие методы анализа.
2.4 Методы, основанные на нагревании, сплавлении и прокаливании веществ.
2.5 Основные методы разделения и концентрирования: экстракция, осаждение,
хроматография.
2.6 Микрокристаллоскопические методы.
Лекция 3-4. Аналитические реакции.
1. Понятие об аналитических реакциях и реактивах.
2. Техника выполнения анализа.
3. Общие и частные аналитические реакции.
4. Реакции обнаружения и разделения ионов.
5. Специфичность и чувствительность аналитических реакций при обнаружении
отдельных элементов.
6. Объекты окружающей среды: воздух, природные и сточные воды почвы, донные
отложения; цели и особенности их анализа.
7. Органические и полимерные вещества. Особенность их анализа. Контроль за
выбросами органических производств и нефтеперерабатывающих предприятий (фенолы,
нефтяные углеводороды).
3
8
Лекция 5-6. Химическое равновесие в гомогенных системах.
1. Теория растворов в аналитической химии.
2. Протолитическая теория кислот и оснований.
3. Равновесие в гомогенных средах.
4. Сильные и слабые электролиты.
5. Гидролиз солей.
6. Амфотерность. Комплексообразование в водных растворах.
7. Основные положения теории сильных электролитов.
8. Понятие об активности и коэффициенте активности.
9. Ионизация воды. Водородный и гидроксидный показатели.
10. Вычисление рН в водных растворах кислот и оснований.
Лекция 7-8. Окислительно-восстановительные реакции.
1. Окислительно-восстановительные процессы в аналитической химии.
2. Окислительно-восстановительный потенциал.
3. Направление окислительно-восстановительных реакций.
4. Влияние концентрации, реакции среды и температуры на
восстановительный потенциал.
5. Уравнение Нернста.
окислительно-
Лекция 9. Качественный анализ катионов и анионов.
6.1 Качественный анализ катионов.
6.2 Аналитическая классификация катионов при кислотно-основном методе анализа.
6.3 Кислотно-основная схема проведения анализа смеси катионов.
6.4 Качественный анализ анионов.
6.5 Аналитическая классификация анионов.
6.6 Аналитические реакции анионов I и II аналитической группы.
Лекция 10-11. Гетерогенные системы. Произведение растворимости.
7. 1 Гетерогенные равновесия в системе «раствор — осадок».
7.2 Произведение растворимости.
7.3 Вычисления растворимости, произведения растворимости.
7.4 Основы весового анализа (гравиметрия).
7.5 Техника работы в гравиметрическом анализе.
7.6 Расчеты в гравиметрическом анализе.
7.7 Анализ силикатов, карбонатов, полиметаллических руд.
Лекция 12. Основы объёмного анализа.
1. Основы объёмного анализа.
2. Понятие о титровании и титре.
3. Связь между титром и нормальностью.
4.
Титриметрические
методы
анализа:
восстановительный, комплексонометрический.
5. Расчёты в титриметрическом анализе.
кислотно-основной,
окислительно-
3
9
Лекция 13. Кислотно-щелочное титрование
1. Общая характеристика метода кислотно-основного титрования.
2. Индикаторы и их использование в титровании.
3. Расчёты рН в точке эквивалентности и выбор индикатора.
4. Окислительно-восстановительные методы объёмного анализа.
5. Иодометрия.
6. Перманганатометрия.
7. Определение металлов, нитратов, сульфитов редокс-методами.
Лекция 14-15. Физико-химические (инструментальные) методы анализа.
1. Физико-химические (инструментальные) методы анализа. Электрохимические методы
анализа. Потенциометрия. Электроды сравнения и индикаторные, их характеристика.
2. Прямая потенциометрия и потенциометрическое титрование.
3. Полярография. Теоретические основы метода.
4. Амперометрическое титрование с одним индикаторным электродом. Область
применения метода, преимущества и недостатки.
5. Кулонометрия. Теоретические основы метода, законы Фарадея
6. Кулонометрическое титрование.
7. Спектральные методы анализа. Классификация спектральных методов.
8. Абсорбционная молекулярная спектроскопия.
9. Основы фотометрического качественного и количественного анализа.
10. Хроматографические методы анализа. Классификация по механизму сорбции.
11. Основные виды хроматографии - в тонком слое, бумажная, осадочная, ионнообменная
и газовая.
РАЗДЕЛ 4. Словарь терминов (Глоссарий).
Гидратация в растворах — взаимодействие частиц растворяемого вещества с
молекулами воды, не связанное с разрушением этих молекул.
Гидратированные ионы — ионы, связанные с молекулами воды.
Растворы — гомогенные системы, состоящие из двух или более компонентов,
относительные количества которых могут непрерывно изменяться в определенных
пределах.
Кристаллогидраты — кристаллические вещества, в состав которых входит
кристаллизационная вода (CuSO4 • 5Н2О, Na2CO3 • 10Н2О и др.).
Растворимость — способность вещества растворяться в воде или другом растворителе;
количественно характеризуется максимальной массой вещества (в г), которая может
раствориться в 100 г растворителя (обычно воды).
Насыщенный раствор — раствор, содержащий максимальное количество растворенного
вещества.
Кривые растворимости — графическое выражение зависимости растворимости от
температуры.
Разбавленный раствор — раствор, содержащий малое количество растворенного
вещества по отношению к количеству растворителя.
Концентрированный раствор — раствор, содержащий малое количество растворителя
по отношению к количеству растворенного вещества.
Молярная концентрация растворенного вещества (молярность) — отношение числа
молей растворенного вещества к объему раствора (в литрах).
Эквивалентом называют условную частицу вещества, которая в данной реакции
равноценна (эквивалентна) атому водорода. Из определения следует, что эквивалентом
4
0
могут быть как реальные частицы, например молекулы НС1, КОН, так и гипотетические
частицы, например половина молекулы серной кислоты 1/2H2SO4 или треть молекулы
гидроксида железа 1/3 Fе(ОН)з и т.д.
Молярная масса эквивалента - это масса одного моля эквивалентов данного вещества.
Нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалентов) соединения X
обозначается как C(fэквX) моль/дм3. Эта величина равна числу молей эквивалентов в 1 дм3
раствора. Если молярная концентрация эквивалентов вещества X составляет 1 моль/дм3,
то такой раствор называют нормальным.
m(X)= C(fэквX) . М(fэквX) .V(X) или m(X)= Cн . М(эквX) .V(X).
Моляльность (m) - количество молей растворенного вещества, приходящееся на 1000 г
растворителя:
Титр (Т) — это массовая концентрация, показывающая, сколько граммов растворенного
вещества X содержится в 1 мл или 1 см3 раствора. T= m(X)/V(X).
Массовая доля — безразмерная относительная величина, равная отношению массы
компонента к общей массе образца, раствора, смеси вещества и т.д. : ω(X) = m(X) / mобщ.
Процентная концентрация раствора — старое название массовой доли растворенного
вещества, выраженной в процентах.
Относительная атомная масса (Аr) — число, которое показывает, во сколько раз масса
атома данного элемента больше 1/12 части массы атома изотопа углерода 12С.
Относительная молекулярная масса (Мг) — это число, которое показывает, во сколько
раз масса молекулы (формульной единицы) данного вещества больше 1/12 части массы
атома изотопа углерода 12С.
Моль — единица количества вещества. Моль — количество вещества, содержащее
~ 6,02 • 1023 молекул (если вещество состоит из молекул) или = 6,02 • 1023 атомов (если
вещество состоит из атомов).
Число Авогадро (NA) — постоянная, показывающая число молекул (атомов) в одном
моле любого вещества:
NA = 6,02 • 1023 моль-1
Молярная масса вещества (М) — масса одного моля вещества. Молярная масса
вещества в г/моль численно равна относительной молекулярной массе.
Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях
(температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.
Молярный объем газа (Ум) — объем одного моля газа, который при нормальных
условиях (273 К и 101,3 кПа) равен 22,4 л (VM° =22,4 л/моль).
Относительная плотность газа X по газу Y — отношение плотности газа X к плотности
газа Y, которое равно отношению молекулярных или молярных масс соответствующих
газов.
Массовая доля химического элемента X в сложном веществе — отношение
суммарной массы атомов элемента X к массе молекулы сложного вещества.
Массовая доля данного вещества (компонента) в смеси веществ — отношение массы
компонента к массе смеси.
Нейтральная среда — среда водного раствора, в которой концентрация ионов водорода
Н+ (точнее, ионов гидроксония Н3О+) равна концентрации гидроксид-ионов ОН-.
Кислая среда — среда водного раствора, в которой концентрация ионов водорода Н+
больше концентрации гидроксид-ионов ОН-:
Щелочная среда — среда водного раствора, в которой концентрация гидроксид-ионов
ОН- больше концентрации ионов водорода Н+.
Кислотно-основные индикаторы — вещества, изменяющие свой цвет при изменении
характера среды водного раствора.
Нормальные (средние) соли — продукты полного замещения атомом водорода в
молекулах кислот атомами металла или продукты полного замещения гидроксидных
групп в молекулах оснований кислотными остатками (NaCl, FeBr3, A12(SO4)3 и др.).
4
1
Кислые соли — продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах
многоосновных кислот атомами металла (NaHCO3, CaHPO4, Са(Н2РО4)2 и др.).
Основные соли — продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах
многокислотных оснований кислотными остатками (CuOHCl, A1(OH)2NO3 и др.).
Смешанные соли — соли, состоящие из катионов одного металла и анионов двух
различных кислотных остатков (PbFCl, Са(С1О)С1 и др.).
Двойные соли — соли, состоящие из катионов двух различных металлов (аммония) и
анионов одной кислоты (KA1(SO4)2, NH4Fe(SO4)2 и др.).
Комплексные соли — соли, состоящие из катионов металла и комплексных анионов
(K4[Fe(CN)6] , Na2[PtCl6] и др.) или из комплексных катионов и анионов кислотных
остатков.
Электролитическая диссоциация (ионизация) — процесс распада ионных соединений
или соединений с ковалентной полярной связью на ионы; происходит в водных растворах
и в расплавах.
Электролиты — вещества, которые в водных растворах и в расплавах диссоциируют на
ионы.
Степень электролитической диссоциации — отношение числа молекул, распавшихся
на ионы, к общему числу растворенных молекул.
Сильные электролиты — вещества, которые в водных растворах полностью
распадаются на ионы (степень диссоциации равна 1).
Слабые электролиты — вещества, которые в водных растворах лишь частично
распадаются на ионы (степень диссоциации меньше 1).
РАЗДЕЛ 5. Практикум по решению задач (практических ситуаций) по
темам лекций.
5.1 Алгоритмы решения задач
Мень Е.С., Мень С.А. Равновесие в растворах электролитов. Мурманск:
МГПИ, 2000.- 74 с.
В методическое пособие включены алгоритмы решения задач, задания с
решениями для самостоятельной работы студентов, самоконтроля, освоения
методики решения аналитических задач, варианты контрольных заданий по
курсу «Аналитическая химия».
РАЗДЕЛ 6. Изменения в рабочей программе, которые произошли после
утверждения программы.
Характер
изменений в
программе
Номер и дата
протокола заседания
кафедры, на котором
было принято
данное решение
Подпись заведующего
кафедрой,
утверждающего
внесенное изменение
Подпись декана
факультета (проректора
по учебной работе),
утверждающего данное
изменение
4
2
РАЗДЕЛ 7. Учебные занятия по дисциплине ведут:
Ф.И.О., ученое звание и
степень преподавателя
Сагайдачная В.В.
Ст. преподаватель
Сагайдачная В.В.
Ст. преподаватель
Сагайдачная В.В.
Ст. преподаватель
Сагайдачная В.В.
Ст. преподаватель
Учебный
год
2005/2006
Сагайдачная В.В.
Ст. преподаватель
2009/2010
2006/2007
2007/2008
2008/2009
Факультет
Естественногеографический
Естественногеографический
Естественногеографический
Естественногеографический
Специальность
032400 - Биология
050102.00- БиологияГеография
050102- Биология
050102.00- БиологияГеография
Естественно050102- Биология
географический
4
3