Аналитическая химия - Фармацевтический факультет ВГУ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ
УЧРЕЖДЕНИЕ
ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ
«ВОРОНЕЖСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
УНИВЕРСИТЕТ»
МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ
И КОНТРОЛЬНЫЕ РАБОТЫ
ПО ДИСЦИПЛИНЕ
«АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Учебно-методическое пособие для вузов
Составитель
Т.А. Крысанова
Издательско-полиграфический центр
Воронежского государственного университета
2009
Утверждено научно-методическим советом фармацевтического факультета
18 декабря 2009 г., протокол № 1500-02
Рецензент д-р хим. наук, проф. кафедры аналитической химии ВГУ
В.Ф. Селеменев
Пособие подготовлено на кафедре аналитической химии химического факультета Воронежского государственного университета.
Рекомендуется для студентов 2 курса заочного отделения высшего профессионального образования фармацевтического факультета.
Для специальности 060108 (040500) – Фармация
СОДЕРЖАНИЕ
Введение..............................................................................................................4
Цель и задачи изучения дисциплины ...............................................................4
Основные знания, умения и навыки, которыми должен овладеть
студент в результате изучения дисциплины ....................................................4
Тематический план и сетка часов дисциплины ...............................................7
Учебно-методическая карта дисциплины ........................................................8
Список литературы .......................................................................................... 12
Вопросы для проведения экзамена у студентов по дисциплине
«Аналитическая химия» .................................................................................. 13
Теоретические представления по темам контрольных работ
и примеры решения типовых задач ................................................................ 15
Тема 1. Равновесие в системе «осадок–раствор».
Произведение растворимости ......................................................................... 15
Примеры решения задач по теме 1 ................................................................. 17
Тема 2. Гравиметрический анализ ................................................................. 18
Примеры решения задач по теме 2 ................................................................. 22
Тема 3. Расчет рН растворов кислот, оснований,
солей и буферных растворов ........................................................................... 24
Примеры решения задач по теме 3 ................................................................. 27
Тема 4. Титриметрические методы анализа.
Кислотно-основное титрование ...................................................................... 29
Примеры решения задач по теме 4 ................................................................. 31
Контрольная работа № 1 (по темам 1 и 2)...................................................... 34
Контрольная работа № 2 (по темам 3 и 4)...................................................... 39
3
ВВЕДЕНИЕ
В основу настоящей программы положено изучение основных методов качественного и количественного анализа, теоретических основ этих
методов и их практических приложений. Рабочим планом предусматривается, чтобы лекции опережали практические занятия, а по некоторым разделам практические занятия дополняли лекции.
Теоретические основы курса способствуют глубокому осмыслению
процессов, происходящих при протекании химических аналитических реакций, которые необходимы при изучении качественного и количественного анализа. Предусматривается проведение практических занятий, которые помогут правильному выбору реактивов для осаждения и разделения
смеси веществ.
В программе предложены основные методы объемного химического,
физического и физико-химического анализов. Студенты должны освоить методы количественного анализа, рекомендованные Государственной фармакопеей, научиться готовить стандартные растворы (титранты) и проводить их
стандартизацию. Предполагается проведение двух контрольных работ в семестр по качественному и количественному анализу.
Цель и задачи изучения дисциплины
Аналитическая химия – наука, изучающая методы исследования качественного и количественного состава веществ и их структуры. Целью
преподавания является обучение студентов теоретическим основам методов анализа и умению применять их на практике.
Преподавание аналитической химии должно давать будущему специалисту-фармацевту всесторонние знания для проведения различного рода анализов с применением современного аналитического оборудования.
При преподавании аналитической химии значительное внимание уделяется
технике химического эксперимента, способам приготовления растворов,
закономерностям химических реакций, протекающих в растворах и лежащих в основе различных методов анализа. Студенты осваивают основы
метрологии химического анализа, отрабатывают методики эксперимента,
приобретают навыки разделения, выделения, концентрирования и определения веществ.
Основные знания, умения и навыки, которыми должен овладеть
студент в результате изучения дисциплины
Студенты должны знать:
– предмет и задачи аналитической химии; основные методы аналитической химии; общую характеристику реакций в растворе;
4
– понятие о растворах; способы выражения состава раствора; факторы, влияющие на смещение химического равновесия; закон действующих масс;
– влияние рН раствора на диссоциацию кислот и оснований; гидролиз солей; буферные растворы и их свойства; равновесие в системе «раствор–осадок», произведение растворимости;
– аналитическую классификацию катионов и анионов по группам;
групповые, частные и специфические реактивы; специфические реакции на
катионы I–VI;
– групповые реактивы и характерные реакции на анионы I–III аналитических групп;
– методы количественного анализа; основные сведения о титриметрическом анализе; требования к реакциям, исходным веществам; способы титрования; вычисления в титриметрическом анализе;
– применение в фармацевтическом анализе титриметрического метода; рабочие растворы, стандартные вещества, индикаторы метода; подбор индикаторов;
– теоретические основы перманганатометрии, йодометрии, нитритометрии и броматометрии – рабочий раствор, стандартные растворы, условия титрования, определение конечной точки эквивалентности; применение данных методов в фармацевтическом анализе;
– теоретические основы методов осаждения: аргентометрии (метод
Мора и метод Фаянса) – условия титрования, индикаторы; тиоцианатометрии (метод Фольгарда) – прямое и обратное титрование, условия титрования, индикаторы;
– применение инструментальных методов анализа в аналитической
химии (хроматографических, электрохимических и спектральных); приборы, используемые для проведения анализов, работа на них; принцип действия фотоэлектроколориметра и рН-метра.
Студенты должны уметь:
– составлять уравнения реакций в молекулярной и ионной формах;
рассчитывать ионную силу растворов электролитов; активность ионов, коэффициенты активности; молярную концентрацию и концентрацию ионов
по концентрации электролита и степени электролитической диссоциации;
– рассчитывать концентрацию Н+ и ОН , рН и рОН растворов сильных и слабых электролитов, растворимость труднорастворимого электролита по значению ПР;
– выполнять качественные реакции на катионы I–VI аналитических
групп; анализировать смеси катионов различных групп;
– выполнять качественные реакции анионов I–III групп, систематический ход анализа анионов;
5
– делать расчеты по приготовлению титрованных растворов: расчет
навески, титра рабочего раствора, определять фактор эквивалентности кислот, оснований, солей, окислителя, восстановителя; уметь работать с мерной посудой и аналитическими весами;
– приготавливать стандартные растворы; устанавливать титр рабочих растворов НСl, NaOH; уметь подбирать индикатор в зависимости от
условий титрования, фиксировать точку эквивалентности; рассчитывать
точную концентрацию по результатам титрования; определять массовую
долю веществ;
– готовить стандартные растворы; устанавливать титр рабочего
раствора перманганата калия в методе перманганатометрии; определять
массовую долю пероксида водорода; готовить стандартный раствор дихромата калия; определять точную концентрацию рабочих растворов (тиосульфата натрия и йода);
– определять точную концентрацию рабочего раствора трилона Б в
комплексонометрическом методе, точку эквивалентности и массовую долю хлорида кальция в растворе;
– работать на фотоэлектроколориметре (КФК-2);
– определять рН раствора фармпрепарата на рН-метре;
– определять отсутствие или наличие посторонних примесей в растворе фармпрепарата методом тонкослойной хроматографии.
6
Тематический план и сетка часов дисциплины
Таблица 1
Количество часов
№
1.1
1.2
1.3
2.1
3.1
3.2
3.3
3.4
3.5
Наименование разделов
и тем
Лекции
Формы
Лабораторные
текущего
занятия
контроля
Раздел 1. Теоретические основы
Растворы. Химическое равновесие.
2
Константы химического равновесия
Кислотно-основное равновесие
2
Равновесие в гетерогенной системе
2
«раствор–осадок». Гравиметрия
Раздел 2. Качественный анализ
Методы
качественного
анализа.
Классификация катионов.
Групповые реагенты и специфические реакции катионов I–VI аналитических групп.
2
Общая характеристика анионов и их
классификация. Групповые реактивы
и характерные реакции на анионы I–
III аналитических групп
Раздел 3. Количественный анализ
Титриметрические методы анализа.
2
Метод кислотно-основного титрования
Окислительно-восстановительные
методы.
2
Методы комплексонометрического
анализа
Методы осаждения
2
Физико-химические методы анализа.
Оптические методы. Основной закон
2
светопоглощения. Принцип метода
рефрактометрии
Физико-химические методы анализа.
Электрохимические методы.
2
Хроматографические методы анализа
7
4
Решение
задач
Решение
задач
4
4
Решение
задач
4
Решение
задач
4
4
Решение
задач
Решение
задач
Учебно-методическая карта дисциплины
Лекции – 20 часов
Таблица 2
№
темы
№
лекции
1
2
1
1
1
2
1
3
2
1
План лекции
3
Предмет дисциплины «Аналитическая химия», ее методы и задачи. Методы химического анализа.
Способы выражения концентрации вещества в растворе. Химическое равновесие. Константа химического равновесия (термодинамическая, условная, концентрационная). Общие понятия о растворах
Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.
Равновесие в растворах кислот и оснований. Влияние рН раствора на
диссоциацию кислот и оснований.
Расчет рН в растворах сильных и слабых протолитов
Равновесие в гетерогенной системе
«раствор–осадок». Растворимость.
Произведение растворимости (КS).
Условия образования и растворения осадков. Факторы, влияющие
на растворимость труднорастворимых электролитов. Гравиметрический метод анализа
Качественный анализ
Селективность и специфичность аналитических реакций, используемых в
качественном анализе. Реактивы –
частные, групповые, специфические.
Кислотно-основная классификация
катионов и анионов.
Групповые реагенты и специфические реакции катионов I–VI аналитических групп. Анализ смеси катионов
шести аналитических групп
8
Ссылки на Формы
Ссылки на
литературу текулитературу
щего
для
для обязательсамостоят. конного изучения
троля
работы
4
5
6
2, 3
1–5
3, 5
Решение
задач
2
3,5
Решение
задач
2
8
1, 2
Продолжение табл. 2
1
2
2
2
3
1
3
2
3
3
3
Общая характеристика анионов и их
классификации. Анионы – окислители, восстановители, индифферентные. Групповые реактивы и характерные реакции на анионы I, II и III групп.
Анализ смеси анионов трех аналитических групп
Количественный анализ
Требования к реакциям в титриметрическом анализе. Точка эквивалентности
и способы ее фиксации. Индикаторы.
Растворы с молярной концентрацией
эквивалента, молярные. Титр рабочего
раствора по определяемому веществу.
Фиксаналы. Прямое, обратное титрование и титрование заместителя.
Метод кислотно-основного титрования
Рабочие и стандартные растворы. Индикаторы. Порядок, техника титрования и расчеты в методе нейтрализации
Окислительно-восстановительные
методы
Перманганатометрия. Определение
эквивалентной и молярной концентрации, нормальности и титра раствора
перманганата калия по раствору щавелевой кислоты.
Йодометрия. Приготовление рабочих
растворов йода и тиосульфата натрия,
дихромата калия. Крахмал как индикатор в йодометрии.
Нитритометрия. Рабочий и стандартный растворы, фиксация точки
эквивалентности.
Броматометрия. Рабочий и стандартный растворы. Условия титрования.
Способы фиксации точки эквивалентности
Методы осаждения
Аргентометрия (методы Мора и Фаянса). Рабочие и стандартные растворы. Определение точки эквивалентности. Адсорбционные индикаторы:
эозин и флуоресцеин.
Тиоцианатометрия (метод Фольгарда). Рабочий раствор. Определение
точки эквивалентности
9
4
5
2
7, 8
1–3
5, 9
2, 3
5
1–3
5
6
Решение
задач
Решение
задач
Окончание табл. 2
1
2
3
4
3
5
3
Комплексонометрический анализ
Комплекс и лиганды. Константа устойчивости
комплексных
соединений. Общая характеристика метода.
ЭДТА, трилон Б.
Индикаторы. Титрование солей металлов. Влияние кислотности растворов (рН), буферные растворы
Физико-химические методы анализа
и их классификация
Оптические методы. Основной закон
светопоглощения. Фотоэлектроколориметрия.
Сущность метода. Устройство колориметра КФК-2.
Принцип метода рефрактометрии.
Предельный угол преломления. Показатель преломления
Сущность метода рН-метрии как метода прямой потенциометрии. Индикаторные электроды и электроды
сравнения.
Хроматографические методы анализа.
Подвижные и неподвижные фазы в
разных хроматографических методах.
Качественный и количественный анализ в хроматографических методах
10
4
5
6
2
5, 8
Решение
задач
2
8
Лабораторные занятия – 24 часа
Таблица 3
№
темы
№
лекции
1
1
2
1
3
1
3
2
3
3
3
4
Ссылки на
литературу
для обязательного
изучения
План занятия
Основные положения техники безопасности при работе в химической
лаборатории.
Расчет молярной концентрации растворов электролитов.
Правила работы с мерной посудой и
аналитическими весами. Гравиметрический метод анализа. Определение кристаллизационной воды в
BaCl2 ∙ 2H2O
Качественные реакции на катионы
I–VI аналитических групп. Качественные реакции на анионы I–III аналитических групп
Расчет рН растворов сильных и слабых электролитов. Титриметрический метод анализа. Метод кислотно-основного титрования. Приготовление первичного стандартного
раствора карбоната натрия и вторичного стандарта соляной кислоты.
Стандартизация НСl
Комплексонометрия. Стандартизация раствора трилона Б. Определение массовой доли CaCl2 в растворе.
Окислительно-восстановительные
методы. Стандартизация раствора
калия перманганата. Определение
массовой доли H2O2 в растворе
Физико-химические методы анализа. Фотоколориметрическое определение железа (3+) в растворе с помощью КФК-2 (концентрационного
фотоэлектрического колориметра).
Определение рН раствора фармпрепарата с помощью рН-метра
Применение метода тонкослойной
хроматографии для подтверждения
отсутствия посторонних примесей в
метилурациле
11
ФорСсылки на
мы
литературу
текудля самощего
стоятельной
конработы
троля
Решение
задач
1–3
4, 9
2
6–8
1, 2
4, 5
Решение
задач
2, 3
4, 6
Решение
задач
3
5
1–3
5–9
Список литературы
Основная литература
1. Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия (аналитика) : в 2 кн. : учеб.
для вузов / Ю.Я. Харитонов. – М. : Высш. шк., 2003.
2. Васильев В.П. Аналитическая химия : в 2 кн. / В.П. Васильев. –
М. : Дрофа, 2005.
3. Васильев В.П. Аналитическая химия. Сборник вопросов, упражнений и задач : пособие для вузов / В.П. Васильев, Л.А. Кочергина, Т.Д. Орлова ; под ред. В.П. Васильева. – М. : Дрофа, 2004.
Дополнительная литература
4. Пономарев В.Д. Аналитическая химия / В.Д. Пономарев. – М. :
Высш. шк., 1982.
5. Основы аналитической химии : в 2 кн. : учеб. для вузов / Ю.А. Золотов [и др.]. – М. : Высш. шк., 1999.
6. Государственная фармакопея СССР. – XI изд. – М. : Медицина,
1987. – Вып. 1. Общие основы анализа.
7. Кунце У. Основы качественного и количественного анализа /
У. Кунце, Г. Шведт. – М. : Мир, 1997.
8. Янсон Э.Ю. Теоретические основы аналитической химии /
Э.Ю. Янсон. – М. : Высш. шк., 1987.
9. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии / Ю.Ю. Лурье. – М. : Химия, 1989.
12
Вопросы для проведения экзамена у студентов по дисциплине
«Аналитическая химия»
1. Предмет и задачи аналитической химии. Классификация методов
анализа. Требования, предъявляемые к анализу. Стадии аналитического
процесса.
2. Химическое равновесие в идеальных и реальных системах. Активность, аналитическая и равновесная концентрации. Ионная сила раствора,
коэффициент активности.
3. Химическое равновесие. Термодинамическая, концентрационная и
условная константы равновесия.
4. Сила кислот и оснований. Константы кислотности и основности.
5. Вычисление рН растворов сильных и слабых кислот и оснований.
6. Теории кислот и оснований. Протолитическая теория Бренстеда –
Лоури. Константа автопротолиза воды.
7. Равновесие в системе «раствор–осадок». Произведение растворимости. Расчет растворимости. Влияние на растворимость осадка одноименных ионов.
8. Гравиметрия. Гравиметрическая и осаждаемая формы. Требования
к ним. Расчеты в гравиметрии. Влияние различных факторов на осаждение
кристаллических и аморфных осадков.
9. Титриметрический анализ. Сущность метода. Требования к реакциям и условия проведения анализа. Расчеты в титриметрии.
10. Метод кислотно-основного титрования. Основные положения и
сущность метода. Индикаторы.
11. Кривые титрования в титриметрическом методе анализа. Определение точки эквивалентности, начала и конца скачка титрования. Индикаторы в титриметрии.
12. Титрование сильной кислоты сильным основанием. Вид кривой
титрования и выбор индикатора.
13. Буферные смеси. Вычисление рН буферных растворов. Буферная
емкость.
14. Равновесие в растворах комплексных соединений. Комплекс. Лиганды. Комплексоны: ЭДТА, трилон Б. Константы устойчивости комплекса. Коэффициенты побочных реакций.
15. Кривые титрования в методе комплексонометрии. Металлохромные индикаторы. Принцип их действия.
16. Методы окисления-восстановления в титриметрии. Их классификация. Оценка окислительно-восстановительной способности: окислительно-восстановительный потенциал, константа равновесия. Кривые титрования. Индикаторы
17. Окислительно-восстановительные методы. Перманганатометрия,
йодометрия. Титранты, индикаторы.
13
18. Окислительно-восстановительные методы. Нитритометрия, броматометрия. Титранты, индикаторы.
19. Методы осадительного титрования. Их классификация. Аргентометрия и тиоцианатометрия. Титранты и индикаторы.
20. Прямая потенциометрия с использованием ионоселективных
электродов. рН-метрия. Рабочий электрод и электрод сравнения.
Стеклянный электрод.
21. Абсорбционная спектроскопия. Основной закон светопоглощения и условия его выполнения. Приборы абсорбционной спектроскопии.
22. Спектральные методы анализа. Возникновение спектров поглощения и испускания атомов и молекул. Сущность фотоколориметрического анализа.
23. Рефрактометрический метод анализа. Показатель преломления.
Предельный угол преломления.
24. Сущность и способы хроматографического разделения веществ.
Понятие о хроматограмме. Качественный и количественный анализ в хроматографии.
25. Основные характеристики хроматографического пика. Теория
теоретических тарелок и кинетическая теория в хроматографии.
26. Качественный химический анализ. Классификация катионов и
анионов по кислотно-основному типу.
27. Аналитические реакции катионов I–III групп. Систематический
анализ катионов I–III аналитических групп.
28. Аналитические реакции катионов IV–VI групп. Систематический
анализ катионов I–III аналитических групп.
29. Аналитические реакции анионов I–III групп. Систематический
анализ анионов I–III аналитических групп.
Примерное содержание экзаменационного билета
УТВЕРЖДАЮ
заведующий кафедрой аналитической химии_
______ _________________
подпись, расшифровка подписи
____ _____
060108 (040500) – Фармация____
Направление подготовки / специальность
2009 г._
шифр, наименование
Дисциплина __________________Аналитическая химия____________________
Вид контроля ____________________Экзамен_____________________________
Контрольно-измерительный материал № 1
1. Титриметрический анализ. Сущность метода. Требования к реакциям и условия проведения анализа. Расчеты в титриметрии.
2. Потенциометрия. Индикаторные электроды и электроды сравнения. Ионоселективные электроды, рН-метрия. Стеклянный электрод.
Преподаватель __________
подпись
14
расшифровка подписи
ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ ПО ТЕМАМ КОНТРОЛЬНЫХ
РАБОТ И ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ
В разделе даются теоретические представления, примеры решения
типовых задач по четырем темам: «Равновесие в системе “осадок–
раствор”. Произведение растворимости», «Гравиметрический анализ»,
«Расчет рН растворов кислот, оснований, солей и буферных растворов»,
«Титриметрические методы анализа. Кислотно-основное титрование».
Тема 1
Равновесие в системе «осадок–раствор».
Произведение растворимости
В аналитической химии существует ряд гетерогенных процессов, которые сопровождаются выпадением или растворением осадков. Знание закономерностей установления и смещения равновесия в системе “осадок–
раствор” позволяет управлять процессами разделения, растворения и определения веществ.
Рассмотрим процессы, возникающие при взаимодействии малорастворимого, но сильного электролита BaSO4 с водой. Под действием диполей воды ионы Ba2+ и SO42– будут переходить из кристаллической решетки в жидкую фазу. Одновременно с этим процессом под влиянием электростатического поля кристаллической решетки часть ионов бария и сульфат-ионов вновь
будет осаждаться. При определенной температуре в гетерогенной системе
установится равновесие: скорость растворения будет равна скорости осаждения. Раствор, находящийся в равновесии с твердой фазой, называется насыщенным относительно малорастворимого соединения.
Насыщенный раствор представляет собой равновесную гетерогенную систему (состоящую из нескольких фаз с реальной границей раздела),
которая характеризуется константой химического равновесия:
а ( Ba 2+ ) × a ( SO42- )
KР =
= а ( Ba 2+ ) × a ( SO42- ) = K S0 .
a ( BaSO4 )
(Активность твердого вещества сульфата бария равна 1.)
Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение равновесных активностей его ионов есть величина постоянная при данной температуре.
В разбавленных растворах термодинамическая константа равновесия
(или произведение растворимости) превращается в концентрационную
(учитывая, что коэффициенты активности в данном случае приблизительно равны 1):
K Sc = [ Ba 2+ ] × [ SO42- ] .
15
Величиной КсS пользуются в отношении электролитов, растворимость которых в воде менее 0,01 моль/л.
Количественно растворимость разных веществ выражается концентрацией насыщенных растворов.
Растворимость вещества равна его молярной концентрации в
насыщенном растворе и обозначается S (моль/л). Связь между K0S и
растворимостью (S) зависит от числа ионов, на которые распадается малорастворимый электролит в растворе.
Если записать равновесие малорастворимого соединения MpXq с его
насыщенным раствором, в котором он диссоциирует, то получим
MpXq= pM + qX. Константа данного равновесия является произведением
растворимости (K0S). Если γМ и γХ приблизительно равны 1 (в разбавленных растворах), то KсS = [M]p·[X]q – концентрационное произведение растворимости будет связано с растворимостью вещества S. Пусть концентрация ионов в растворе будет равна [M] = pS; [X] = qS. Если подставить это в
выражение KсS, то получим
K
KS = [ pS]p ×[qS]q = p p × qq × S p+q , следовательно S = p+q p S q .
p ×q
Таким образом, чем выше заряд ионов, образующих малорастворимое соединение, тем больше ПР.
Существует правило произведения растворимости: если концентрация одного из ионов, входящих в KS, увеличивается, то концентрация
другого иона уменьшается.
Зная концентрации ионов в растворе, можно прогнозировать направление гетерогенного процесса. Условие выпадения осадка: если произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в степенях,
равных стехиометрическим коэффициентам, будет больше табличного
значения произведения растворимости, то осадок выпадет.
Образование осадков связано с процессом укрупнения частиц, образованием кристаллической решетки вещества. Образование осадка проходит в 3 стадии, которые идут с различной скоростью:
§ возникновение зародышей кристаллизации;
§ рост кристаллов из зародышей;
§ агрегация кристаллов с образованием поликристаллического осадка.
На процесс образования осадка влияют 4 фактора:
§ концентрация исходных растворов (кристаллические осадки получают из разбавленных растворов, аморфные – из концентрированных);
§ растворимость соединений, образующих осадок (чем меньше растворимо соединение, тем более полно осаждается ион);
§ одноименный ион (понижение растворимости малорастворимого
соединения);
16
§ температура (увеличение температуры увеличивает растворимость соли и произведение растворимости).
Растворимость осадка увеличивается в присутствии посторонних
электролитов, не имеющих одноименных ионов в составе осадка. Например, если к AgCl прибавить NaNO3, то ионы серебра и хлора окружаются
оболочками из нитрат-ионов и ионов натрия, что мешает взаимодействию
серебра и хлор-ионов и осаждению AgCl из раствора. В результате уменьшается произведение растворимости, наблюдается растворение осадка (солевой эффект).
Примеры решения задач по теме 1
1. Рассчитайте произведение растворимости хлорида серебра, если
молярная концентрация его насыщенного водного раствора (S) равна
1,33∙10–5 моль/л.
Решение. Так как растворимость хлорида серебра в чистой воде
очень мала, то коэффициенты активности ионов серебра и хлора можно
приближенно принять равными единице: f(Ag+) ≈ 1; f(Cl–) ≈ 1. Запишем через концентрации ионов выражение для произведения растворимости:
K S0 ( AgCl ) = a( Ag + ) × a(Cl - ) = f ( Ag + )[ Ag + ] × f (Cl - )[Cl - ] = [ Ag + ] × [Cl - ] .
При электролитической диссоциации хлорида серебра из одной частицы AgCl образуется один катион Ag+ и один анион Cl–, т. е. S(AgCl) =
= [Ag+] = [Cl–] = 1,33∙10–5 моль/л. Следовательно, К0S(AgCl) = [Ag+]∙[Cl–] =
= (1,33∙10–5)2 = 1,77∙10–10.
2. Рассчитайте молярную концентрацию катионов свинца и иодидионов в насыщенном водном растворе иодида свинца PbI2, если произведение растворимости данной соли равно 1,1∙10–9.
Решение. Иодид свинца в водном растворе диссоциирует следующим
образом: PbI2 → Pb2+ + 2I –. Полагая, что коэффициенты активности ионов свинца и иодида равны единице: f(Pb2+) ≈ 1; f(I–) ≈ 1, запишем через
концентрации ионов выражение для произведения растворимости:
K S0 ( PbI 2 ) = [ Pb 2 + ] × [ I - ]2 .
При электролитической диссоциации хлорида серебра из одной частицы PbI2 образуется один катион Pb2+ и два аниона I –. Обозначив концентрацию иодида свинца через S , получим [Pb2+] = S; [I –] = 2S.
Тогда КS(PbI2) = [Pb2+]∙[I –]2 = S∙(2S)2 = 4S3. Выразим отсюда S:
-9
K
(
PbI
)
1.1
×
10
S
2
3
S = [ Pb ] = 3
=
= 6.5 ×10 -4 моль/л.
4
4
–
Следовательно, [I ] = 2S = 2∙6,5∙10–4 = 13∙10–4 моль/л.
2+
17
3. Как изменится молярная концентрация иодида серебра, если к
его насыщенному раствору прибавить иодид калия до концентрации
с(KI)=1,0∙10–4 моль/л, если произведение растворимости иодида серебра
равно 8,3∙10–17.
Решение. Солевой эффект учитывать не будем. Полагая, что коэффициенты активности ионов серебра и иодида равны единице, запишем через концентрации ионов выражение для произведения растворимости иодида серебра:
K S0 ( AgI ) = [ Ag + ] × [ I - ] = 8.3 ×10 -17 .
Рассчитаем растворимость иодида серебра в чистой воде. Обозначив
0
+
2
+
[Ag ] = [I–] = S(AgI), получим K S ( AgI ) = [ Ag ] × [ I ] = S . Следовательно,
растворимость
AgI
в
чистой
воде
будет
равна
S = K S0 ( AgI ) = 8.3 ×10-17 = 9.1×10-8 моль/л.
Теперь рассчитаем растворимость иодида серебра (S1) в присутствии
одноименного иона – иодид-иона, исходя из произведения растворимости:
S1 = [ Ag + ] = K S ( AgI ) /[ I - ] = 8.3 ×10 -17 /1.0 ×10 -4 = 8.3 ×10 -13 моль/л.
Таким образом, при введении в раствор иодида серебра добавок
иодида калия растворимость иодида серебра уменьшается в S/S1 = 9,1∙10-8/
/ 8,3∙10-13 = 1,1∙105 раз за счет влияния одноименного иодид-иона.
Тема 2
Гравиметрический анализ
Гравиметрический анализ заключается в выделении элемента или
вещества в виде отдельной фазы и определении ее массы взвешиванием на
аналитических весах. Достоинством гравиметрического анализа является
высокая точность (sr = 0,0001). Ошибка метода составляет 0,01 %.
Наиболее часто в гравиметрии применяется метод осаждения, который состоит из ряда этапов: отбор пробы для анализа, растворение пробы,
осаждение определяемого компонента в виде малорастворимого соединения, фильтрование, промывание осадка, высушивание или прокаливание
до получения постоянной массы и взвешивание. Реже применяют метод
отгонки, который заключается в выделении определяемого компонента в
виде какого-либо летучего соединения. Аналитическим сигналом в гравиметрии является масса.
Соединение, в виде которого определяемый компонент осаждают,
называется осаждаемой формой. К ней предъявляют ряд требований:
§ осадок должен быть малорастворимым и иметь концентрацию
определяемого компонента в насыщенном растворе за пределами точности
аналитических весов;
§ полученный осадок должен быть чистым и выделяться в форме,
удобной для его определения;
18
§ осадок должен образовывать крупные кристаллы, что будет способствовать быстрому фильтрованию (не забиваются поры фильтра) и незначительному загрязнению поверхности кристаллов по сравнению с мелкокристаллическими и аморфными осадками.
Соединение, в виде которого производят взвешивание, называется
гравиметрической формой. Требования к гравиметрической форме:
§ гравиметрическая форма должна быть стехиометрическим соединением известного состава;
§ должна быть устойчива;
§ желательно, чтобы у нее была большая относительная молекулярная масса и содержание анализируемого элемента в ней было возможно
меньшим.
В таблице приведены осаждающие реактивы, осаждаемая и гравиметрическая формы осадков для гравиметрического анализа некоторых
ионов.
Определяемый
ион
Ag+
Ba2+
SO42–
Fe3+
Al3+
Ca2+
Осаждающий реактив
(осадитель)
HCl
H2SO4
BaCl2
NH3 · H2O
NH3 · H2O
(NH4)2C2O4 · H2O
Форма осадка
осаждаемая
гравиметрическая
AgCl
AgCl
BaSO4
BaSO4
BaSO4
BaSO4
Fe(OH)3
Fe2O3
Al(OH)3
Al2O3
CaC2O4 · H2O
CaO
Иногда осадок при прокаливании не изменяет своего химического
состава, тогда осаждаемая и гравиметрическая форма совпадают. Например, SO42– – ион осаждают из раствора действием ВаСl2 в виде осадка
ВаSO4. При прокаливании осадка его химический состав остается также в
форме ВаSО4. Очень часто при прокаливании осадки изменяют свой химический состав. При определении содержания катионов Аl3+ их осаждают
раствором гидрата аммиака NH3·H2O в виде Аl(OH)3, который при прокаливании разлагается и превращается в оксид алюминия Аl2O3.
Гравиметрически можно определить содержание одного или нескольких компонентов в анализируемом образце, а также провести полный элементный анализ химического соединения.
Содержание определяемого компонента (массовая доля) в анализируемом образце рассчитывается по формуле
m×F
w, % =
×100 ,
m0
где m – масса гравиметрической формы, г; mo – масса навески, г; F – гравиметрический фактор, который отражает содержание определяемого
компонента в гравиметрической форме и представляет отношение моляр19
ной массы определяемого компонента к молярной массе гравиметрической
формы с учетом стехиометрических коэффициентов:
F=
а × M определяемого компонента
b × M гравиметрической формы
,
где а и b – стехиометрические коэффициенты при определяемом элементе
в гравиметрической форме и определяемом компоненте соответственно
или, другими словами, а и b – целые числа, на которые нужно умножить
молярные массы, чтобы число атомов определяемого компонента в числителе и знаменателе дроби было одинаковым.
Например, при определении содержания катионов железа в его соединениях гравиметрическая форма имеет состав Fe2O3, следовательно,
гравиметрический фактор будет равен
2 × M Fe 2 × 55,85
FFe / Fe2O3 =
=
= 0, 6994 .
M Fe2O3 159, 69
Если навеска растворяется в колбе вместимостью VК и на одно определение берется пипеткой аликвота раствора VП, то массовая доля компонента в образце рассчитывается по следующей формуле:
w, % =
m×F
V
×100 × K .
m0
VП
Если два компонента в анализируемой смеси образуют малорастворимые соединения с осадителем, то процентное содержание каждого из
компонентов можно рассчитать, зная навеску данной смеси и массу осадка.
Обозначив компоненты смеси Х и Y, а соответствующие гравиметрические формы ГХ и ГY, составляем систему уравнений:
mX + mY = m1 ,
mГХ + mГY = m2.
Выразив массы гравиметрических форм через массы компонентов и
соответствующие гравиметрические факторы, подставив найденные выражения в уравнение для m2, получим
mX ×
M (ГХ )
M (X )
+ mY ×
M (ГY)
M (Y)
= m2
или
m (Х )
F(X )
+
m (Y )
F(Y)
= m2 .
Решая полученное уравнение совместно с первым, получаем значения mX и mY, затем, используя уравнение w, % =
m×F
×100 , определяем проm0
центное содержание каждого из компонентов.
Расчет величины навески
Величина навески анализируемого вещества зависит от мольной доли определяемого компонента, массы осаждаемой и гравиметрической
20
форм, чувствительности весов и содержания определяемого компонента в
гравиметрической форме. Расчет величины навески (г) для выполнения
одного определения проводят, воспользовавшись формулой
m0 =
m×F
×100 ,
w
где mo – масса навески, г; m – масса гравиметрической формы, г; ω – массовая доля определяемого компонента в образце, %; F – гравиметрический
фактор.
Таким образом, произведение массы гравиметрической формы и гравиметрического фактора есть масса определяемого компонента.
Масса гравиметрической формы определяется погрешностью весов и
оптимальной массой осаждаемой формы. Погрешность аналитических весов составляет ± 1·10–4 г.
В зависимости от структуры осадка оптимальная масса осаждаемой
формы может колебаться в следующих интервалах:
аморфный (Fe2O3 · nH2O)
кристаллический, легкий (СаСО3)
кристаллический, тяжелый (ВаSО4)
кристаллический, очень тяжелый (РbSО4 , АgCl)
0,07–0,10 г
0,10–0,15 г
0,20–0,40 г
до 0,50 г
Решающее влияние на полноту осаждения и свойства осадка оказывают:
§ концентрация осадителя,
§ температура,
§ концентрация посторонних солей.
Количественным критерием полноты осаждения является молярная
концентрация осаждаемого вещества в растворе над осадком
(≈ 1∙10–6 моль/л). Избыток осадителя (его концентрация) должен быть в
1,5 раза больше, чем по уравнению реакции. Однако чрезмерно большой
избыток осадителя тоже нежелателен, т. к. это может привести к частичному растворению осадка за счет комплексообразования, кроме того, избыток осадителя увеличивает загрязнение осадка.
Благоприятным условием образования осадка является низкая температура.
Для достижения полноты осаждения нежелательны посторонние
электролиты, вызывающие уменьшение коэффициентов активности и, как
следствие, возрастание растворимости осадка.
Осадки бывают кристаллические и аморфные.
Условия образования кристаллических осадков
§ осаждение ведут из разбавленных растворов разбавленным раствором осадителя;
21
§
§
§
§
раствор нагревают до кипения;
осадитель прибавляют по каплям;
в раствор добавляют кислоту (повышая растворимость осадка);
осадок оставляют на время с основным раствором.
Условия образования аморфных осадков
§ осаждение ведут из концентрированных растворов концентрированным раствором осадителя;
§ раствор нагревают не до кипения, 50–60 °С ;
§ осадитель прибавляют быстро;
§ в раствор добавляют электролит, интенсивно перемешивая раствор;
§ осадок не оставляют на время с основным раствором, сразу фильтруют.
Примеры решения задач по теме 2
1. Каково содержание оксида кальция в известняке (%), если при определении кальция из навески 0,4000 г получено 0,4340 г сульфата кальция?
Решение. Находим гравиметрический фактор, отражающий содержание определяемого компонента CaO в гравиметрической форме CaSO4:
M (CaO)
56.08
F=
=
= 0.4149 .
M (CaSO4 ) 136.14
Рассчитываем теперь массовую долю CаO в известняке:
m(CaSO ) × F
0, 4340 × 0, 4119
w(CaO) =
×100 =
×100 = 44, 69% .
m образца
0, 4000
4
2. Навеску алюминиевого сплава массой 0,1425 г растворили в колбе
вместимостью 200,00 мл. Из 20,00 мл этого раствора получили осадок
оксихинолината алюминия Al(C9H6ON)3 массой 0,2012 г. Вычислить массовую долю (%) алюминия в сплаве.
Решение. Для расчета используем уравнение
w, % =
m×F
V
×100 × K
m0
VП ,
которое с учетом условий задачи принимает вид
m Al(C9 H6ON)3 ×
wAl =
M Al
M Al(C9H6ON)3
m сплава
×100 ×
VK
.
VП
Подставляя числовые значения, находим массовую долю алюминия в
сплаве:
22
wAl =
26.9815
459.44 ×100 × 200.00 = 82.91%
0.1425
20.00
0.2012 ×
3. Сколько миллилитров 5%-го раствора нитрата серебра необходимо для осаждения хлорида серебра из 200,00 мл 0,01 М раствора соляной кислоты?
Решение. Вычисляем стехиометрическое количество нитрата серебра
по реакции AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3. Рассчитаем массу 200,00 мл
0,01 М соляной кислоты по следующей формуле: m = M ∙ V ∙ C =
= 36,5 (г/моль) · 0,20 (л) ∙ 0,01 (моль/л) = 0,0730 г. Вычислим массу нитрата серебра: m (AgNO ) =
3
M (AgNO3 )
M (HCl)
× m(HCl) =
170
× 0.073 = 0.3400 . Учитывая при36.5
ближенный характер расчетов, принимаем плотность 5%-го раствора нитрата серебра равной единице и находим по пропорции V(AgNO3 ) :
В 100 г (мл) раствора содержится
5,0 г AgNO3
В х г (мл)
–
0,3400 г AgNO3
0.3400
Таким образом, V(AgNO3 ) =
×100 = 6.80 мл.
5
4. При добавлении нитрата серебра к навеске 0,2000 г смеси этилхлорида и этилбромида получено 0,4023 г осадка. Вычислить процентное
содержание обоих соединений в смеси.
Решение. При добавлении AgNO3 к смеси этилхлорида и этилбромида выпадает смесь хлорида и бромида серебра. Составим систему уравнений, обозначив этилхлорид через Х, а этилбромид – через Y:
mX + mY = 0,2000,
mAgCl + mAgBr = 0,4023.
Выразим массы хлорида и бромида серебра через массы X и Y и соответствующие гравиметрические факторы
M
M
m X × (AgCl) + m Y × (AgBr ) = m 2 или m X × 2.2215 + m Y ×1.7232 = 0.4023 .
M (X)
M (Y )
Выразим mY из уравнения mX + mY = 0,2000:
mY = 0,2000 – mX.
Подставим его в уравнение m X × 2.2215 + m Y ×1.7232 = 0.4023 , получаем
mX × 2.2215 + (0.2000 - mX ) ×1.7232 = 0.4023 .
Преобразуя, получаем
0,4983 ∙ mХ + 0,3425 = 0,4023; mХ = 0,1200 г.
Отсюда
ωХ = 0,1200∙100 / 0,2000 = 60,00 %.
Учитывая, что mY = 0,2000 – 0,1200 = 0,0800 г, получаем
ωY = 0,0800 ∙ 100 / 0,2000 = 40,00 %.
23
Тема 3
Расчет рН растворов кислот, оснований, солей и буферных растворов
Кислотно-основные реакции – частный случай равновесия в гомогенной системе, поэтому расчеты равновесных концентраций компонентов реакции основаны на использовании закона действующих масс и условиях материального баланса. Кислотность раствора является главным фактором,
влияющим на протекание химических реакций. Характеризует кислотность
водородный показатель (рН) – отрицательный десятичный логарифм активности ионов водорода (рН = –lg aH+). В приближенных расчетах коэффициенты активности принимаются равными единице, тогда: рН = –lg [H+], где р –
символ отрицательного десятичного логарифма (рХ = –lgХ).
Если прологарифмировать ионное произведение воды Кw = [H+]∙[OH–],
то получается рКw = рН + ОН. Это уравнение справедливо для процессов,
происходящих при комнатной температуре.
Таким образом, для расчета рН в исследуемом растворе нужно определить концентрацию ионов водорода [H+].
Известно, что кислоты и основания бывают сильные (диссоциированы в растворе практически нацело) и слабые (диссоциированы незначительно).
[H+] в растворе сильной кислоты равна концентрации этой сильной
кислоты. Следовательно, рН = –lgСК.
В растворе сильного основания вычисляют концентрацию ОН–-ионов.
[ОН–] в растворе сильного основания равна концентрации этого
сильного основания. Следовательно, рОН = –lgСОСН., рН=14 – рОН.
Для расчета рН растворов слабых кислот следует учитывать степень
K aHA
a
× 100 (%), где K HA
– константа дисCHA
социации слабой кислоты; СНА – концентрация слабой кислоты.
Если степень диссоциации кислоты мала (h < 5 %), то можно полагать, что равновесная концентрация недиссоциированной кислоты равна ее
диссоциации слабой кислоты h =
+
общей концентрации. Тогда [ H ] = K HA × C HA .
В разбавленных растворах кислот (C < 10–4 M) следует учитывать
диссоциацию растворителя, поэтому расчет концентрации ионов водорода
+
a
ведут по формуле [ H ] = K HA × CHA + КW .
Если степень диссоциации кислоты h > 5 %, то можно полагать, что
равновесная концентрация недиссоциированной кислоты не равна ее обa
a
a 2
a
) + 4 K HA
- K HA
+ ( K HA
× CHA
щей концентрации. Тогда [ H ] =
.
2
+
24
Для расчета рН растворов слабых оснований следует учитывать
степень диссоциации слабого основания ( h =
K bB
× 100 (%) , где
CB
K Bb – кон-
станта диссоциации слабой кислоты; СВ – концентрация слабой кислоты).
Если степень диссоциации основания мала (h < 5 %), то можно полагать, что равновесная концентрация недиссоциированного основания равна
его общей концентрации. Тогда [OH - ] = K Bb × CB . Далее идет расчет
рОН = –lg[OН-] и рН=14 – рОН.
Если степень диссоциации основания h > 5 %, то можно полагать,
что равновесная концентрация недиссоциированного основания не равна
его общей концентрации. Тогда
- K Bb + ( K Bb ) 2 + 4 K Bb × CB .
[OH ] =
2
Далее идет расчет рОН = –lg[OН ] и рН=14 – рОН.
Водородный показатель раствора также можно рассчитать, используя
ионное произведение воды, подставляя найденную концентрацию ОН–-ионов:
-
[H + ] =
KW
+
- , рН= –lg[H ].
[OH ]
Расчет рН раствора соли, образованной сильным основанием и слаKW ×Cсоли
; где KW –
бой кислотой, следует вести по формуле éëOH ùû =
a
К HA
ионное произведение воды (KW = 10–14 при 25 °С). Далее рассчитывают
рОН = –lg[OН-] и рН=14 – рОН.
Расчет рН раствора соли, образованной сильной кислотой и слабым
KW ×Cсоли
+
основанием, ведут по формуле éë H ùû =
; где KW – ионное произК Bb
ведение воды (KW = 10–14 при 25 °С). рН= –lg[H+].
Расчет рН раствора соли, образованной слабой кислотой и слабым
a
KW × K HA
основанием, следует вести по формуле éë H ùû =
; где KW – ионК Bb
ное произведение воды (KW = 10–14 при 25 °С). рН= –lg[H+].
Расчет рН раствора соли, образованной сильным основанием и слабой
KW × Cсоли
двухосновной кислотой, следует вести по формуле [OH ] =
; где
а
K НА
(2)
+
a
KW – ионное произведение воды (KW = 10–14 при 25 °С); K HA(2) – константа
25
a
a
диссоциации слабой кислоты по второй ступени, если K HA
(2) << K HA (1) . Далее
рассчитывают рОН = –lg[OН-] и рН=14 –рОН.
Для поддержания постоянного значения рН используют буферный
раствор. Он состоит из смеси слабой кислоты НА и сопряженного основания А–. В буферном растворе сосуществуют равновесия НА + Н2О =
= Н3О+ + А– и А– + Н2О = НА + ОН–, подавляющие друг друга при достаточно высоких концентрациях СНА и СА–, поэтому можно считать, что
a
[HA]=CHA и [A–]=CA–. Используя выражение для K HA и пренебрегая вкладом [H3O+] за счет диссоциации воды, получаем для расчета концентрации
ионов водорода в буферном растворе:
С
а
[ H + ] = К НА
× НА .
С АДля буферного раствора, состоящего из слабого основания и сопряженной ему кислоты, концентрацию ионов водорода вычисляют по форKW ×C HB +
+
, где СB и СHB+ – концентрации слабого основания и
муле éë H ùû =
b
K ×C
B
B
его соли соответственно.
Важной характеристикой буферного раствора является буферная емкость. Добавление сильного основания (кислоты) к буферному раствору
его рН может изменяться при изменении концентрации кислоты и сопряженного основания. Уравнение материального баланса для смеси одноосновной кислоты НА и сопряженного основания А– выглядит следующим
образом: [НА] +[ А–]=СБУФ.
Если к буферному раствору добавляется сильное основание, то буdC
ферную емкость представляют в виде p = осн ; если к буферному раствоdрН
ру добавляется сильная кислота, то буферную емкость представляют в виде p = - d C к и сл . Зная концентрации слабой кислоты и ее соли, буферную
d рН
емкость можно рассчитать следующим образом: p = 2,303
26
С HA ×C A-
C HA +C A-
.
Примеры решения задач по теме 3
1. Рассчитайте рН 0,10 М раствора уксусной кислоты.
Решение. Рассчитываем степень диссоциации 0,10 М уксусной кислоты, предварительно найдя в справочнике константу диссоциации данной слабой кислоты:
h=
a
K HA
×100 , %;
cHA
h=
1, 75 ×10-5
×100 = 1,32% .
0,1
Так как рассчитанная степень диссоциации кислоты меньше 5 %, то
расчет концентрации ионов водорода ведем по следующей формуле:
a
[ H + ] = K HA
× CHA ; [ H + ] = 1, 75 ×10-5 × 0,1 = 1,32 ×10-3 М .
Далее считаем рН= –g[H+].
рН 0,1 М раствора уксусной кислоты равно –lg 1,32∙10-3 = 3 –
–lg1,32 = 2,88.
2. Рассчитайте рН 0,10 М раствора аммиака.
Решение. Рассчитываем степень диссоциации 0,10 М раствора аммиака:
1, 76 ×10-5
h=
×100 = 1,32% .
0,1
Так как вычисленная степень диссоциации водного раствора аммиака меньше 5 %, то расчет концентрации ОН–-ионов ведем по следующей
b
формуле [OH ] = K B × CB ; [OH - ] = 1, 76 ×10-5 × 0,1 = 1,32 ×10-3 М . Далее считаем рОН= –lg[ОH–]. рOН= –lg 1.32 ∙10–3 = 3 – lg1,32 = 2,88. Отсюда
рН=14 – рОН = 14 – 2,88 = 11,12.
3. Рассчитайте рН 0,1 М раствора ацетата натрия
Решение. Рассчитываем рН соли, образованной слабой уксусной киKW × Cсоли
слотой и сильным основанием NaOH по формуле [OH ] =
.
а
K НА
10-14 × 0,1
[OH ] =
= 0, 75 ×10-5 М; рОН = –lg[ОH–]= 5 – (–0,12) = 5,12.
-5
1, 75 ×10
рН = 14 – рОН = 14 – 5,12 = 8,88.
-
4. Рассчитайте рН буферного раствора, состоящего из 0,10 М уксусной кислоты и 0,10 М ацетата натрия.
Решение. Концентрацию ионов водорода в ацетатном буферном растворе рассчитываем по формуле
С
а
[ H + ] = К НА
× НА .
С А27
Получаем [ H + ] = 1, 75 ×10-5 ×
0,10
= 1, 75 ×10-5 М . рН = –lg[H+]= 5 –
0,10
–lg 1,75 = 4,76.
5. Рассчитайте буферную емкость раствора, состоящего из
0,05 М водного раствора аммиака и 0,10 М хлорида аммония.
Решение. Буферную емкость данного раствора вычисляем по формуле
СB × CBH +
p = 2,303
.
СB + CBH +
Таким образом,
p = 2,303
0, 05 × 0,10
= 0, 077 .
0, 05 + 0,10
6. Вычислить рН раствора, полученного при смешении 100 мл
0,20 М раствора уксусной кислоты и 100 мл 0,10 М раствора соляной кислоты.
Решение. После смешения растворов концентрации соляной и уксусной кислоты можно рассчитать по следующим уравнениям:
C( CH 3COOH ) =
Сисх ( CH 3COOH ) × V( CH 3COOH )
C( HСl ) =
Vсмеси
Сисх ( HCl ) × V( HCl )
Vсмеси
= 0,2∙100 / 200 = 0,10 моль/л;
= 0,1∙100 / 200 = 0,05 моль/л.
Равновесия в растворах слабой и сильной кислот запишутся так:
СН3СООН ↔СН3СОО– + Н+
и
HCl → H+
+ Cl–
0,1 – х
х
х
0,05
0,05
Равновесие уравнения СН3СООН ↔ СН3СОО- + Н+ характеризуется
константой диссоциации, равной
[ H + ] × [CH 3COO - ]
a
K HA =
= 1,75∙10–5.
[CH 3COOH ]
Равновесная концентрация ионов водорода в растворе, содержащем
смесь сильной и слабой кислот, складывается из суммы (0,05 + х).
Подставляя равновесные концентрации в выражение константы, получаем
x × (0, 05 + x)
a
K HA
=
= 1, 75 ×10-5 .
0,1 - x
Можно полагать, что х << 0,05, тогда 0,05 + х ≈ 0,05 и 0,1 – х ≈ 0,1.
Упрощаем последнее уравнение:
28
0, 05 × x
= 1, 75 ×10-5 ;
0,1
следовательно, х = [CH3COOH] = 3.48∙10–5 моль/л; [H+] = х + 0,05 = 3,48∙10-5 +
+ 0,05 ≈ 0,05 моль/л. рН = –lg[H+] = –lg 0,05 = 1,30.
a
=
K HA
Тема 4
Титриметрические методы анализа.
Кислотно-основное титрование
Титриметрия – метод количественного анализа, основанный на точном измерении объема раствора реактива известной концентрации (титранта), затраченного на химическую реакцию с определяемым веществом.
Процесс постепенного приливания раствора титранта к раствору анализируемого вещества называют титрованием. По способу приготовления различают первичные и вторичные стандартные растворы (титранты).
Первичный стандартный раствор готовят либо растворением точного количества чистого химического вещества известного стехиометрического
состава в определенном объеме растворителя, либо с помощью фиксаналов – точно отвешенных масс твердых веществ или точно отмеренных объемов их растворов, помещенных в запаянные стеклянные ампулы. Вторичный стандартный раствор получают следующим образом: готовят раствор
с приблизительной концентрацией, близкой к требуемой, и определяют его
концентрацию (стандартизируют) по подходящему первичному стандарту.
При титровании расходуется количество реагента, химически эквивалентное определяемому веществу, т. е. точно отвечающее стехиометрии
реакции. Конец реакции называют точкой стехиометричности или точкой
эквивалентности (ТЭ). Экспериментально конец титрования устанавливают по изменению цвета индикатора или какого-либо физико-химического
свойства раствора. Эта точка называется конечной точкой титрования
(КТТ).
По способу выполнения различают прямое, обратное титрование и
титрование заместителя. При прямом титровании титрант непосредственно добавляют к титруемому веществу. В случае обратного титрования к
определяемому веществу добавляют заведомый избыток титранта, реагирующего с исследуемым веществом в стехиометрическом количестве, проводят реакцию до конца, а затем количество непрореагировавшего титранта оттитровывают другим стандартным раствором. Этот способ используют, если скорость прямой реакции мала или не удается подобрать индикатор.
Если реакция нестехиометрична или протекает очень медленно,
применяют способ титрования заместителя. К анализируемому раствору
добавляют вспомогательный реагент, с которым определяемый компонент
29
реагирует стехиометрически, а получающийся в эквивалентном количестве
продукт реакции (заместитель) оттитровывают подходящим титрантом.
В аналитической химии применяют самые разнообразные способы выражения концентраций, но чаще имеют дело с количеством вещества в определенном объеме. Молярная концентрация – отношение числа молей растворенного вещества к объему раствора (моль/дм3 или моль/л). Однако для
расчетов рациональнее выражать концентрацию титранта и титруемого вещества в молях эквивалентов вещества в одном кубическом дециметре (дм3)
или в одном литре (л) раствора (нормальная концентрация) (моль-экв/л). Молярную концентрацию эквивалента обозначают буквой «С» с указанием эквивалента. Например, С (НСl) = 0,1 M или С (1/2Н2SO4) = 0,1 моль/л.
Эквивалентом называют условную частицу вещества, равноценную
одному иону водорода в кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции. Например, в реакции
aА + bВ Û сС + dD, которую можно записать в виде А + b/аВ Û с/аС +
+ d/аD, условная частица b/а В, равноценная одной частице А, называется
эквивалентом вещества В в данной реакции. Множитель b/a называют
фактором эквивалентности вещества В в данной реакции и обозначают
fэкв (B). Так как эквивалент вещества зависит от типа реакций, то при использовании молярной концентрации эквивалента (нормальной концентрации) необходимо указывать фактор эквивалентности. Молярная масса
эквивалента равна молярной массе вещества, умноженной на фактор эквивалентности. Молярная масса вещества численно равна сумме молярных
относительных масс атомов, входящих в его состав.
Использование титра (Т) является одним из способов выражений
концентраций в титриметрическом анализе. Выделяют титр по рабочему
веществу А (ТА) и титр вещества А по определяемому веществу В (ТА/В).
Титр по веществу показывает количество граммов вещества, содержащееся в 1 мл рабочего раствора, титр по определяемому веществу – количество граммов определяемого вещества, соответствующее 1 мл рабочего раствора, вычисляются данные титры по формулам
Т ( А) =
С( А) × М ( А)
1000
(г/мл) и Т ( А / В ) =
С( А ) × М ( В )
1000
(г/мл),
где С(А) – концентрация вещества А, моль/л; М (А,В) – молярные массы
вещества А и В. Если используются нормальные концентрации, то нужно
учитывать молярную массу эквивалента.
Вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах
(n1 = n2). Этот закон кратных отношений Дальтона (закон эквивалентов)
служит основой всех количественных расчетов в титриметрии. Так как
n = С∙V, то для любых реагирующих веществ по закону эквивалентов
n1 = n2 или C1·V1 = C2·V2.
30
Следовательно, если известны концентрация, объем титранта (Ст,Vт)
и объем раствора определяемого вещества (Vх), можно найти неизвестную
концентрацию определяемого вещества:
CХ =
CT ×VT
.
VX
Массу вещества в титриметрии рассчитывают, используя формулу
m( A ) = n( A ) × M ( A ) или m( А) =
С( А) × V( A) × М ( А)
1000
(если объем раствора (V)
подставляется в мл).
В основе метода кислотно-основного титрования в водных растворах лежит протолитическая реакция: Н3О+ + ОН– ↔ 2Н2О. Метод применим для определения концентрации кислот (алкалиметрия), оснований
(ацидиметрия), амфолитов. Первичными стандартными растворами для
определения концентрации кислот служат растворы декагидрата тетрабората натрия (Na2B4O7 · 10H2O) и карбоната натрия (Na2CO3); для определения концентрации оснований – щавелевая кислота (Н2С2О4 · 2Н2О). В качестве вторичных стандартных растворов применяются чаще всего растворы
НCl и NaOH.
Примеры решения задач по теме 4
1. Навеску соляной кислоты массой 0,6000 г растворили в мерной
колбе вместимостью 100,00 мл. На титрование 20,00 мл полученного раствора израсходовано 18,34 мл NaOH. Определить молярную концентрацию
раствора NaOH, его титр и титр этого раствора по HCl.
Решение. В соответствии с принципом эквивалентности число молей
эквивалента титранта равно числу молей эквивалента определяемого компонента: n(HCl) = n(NaOH). По уравнению реакции HCl + NaOH = NaCl +
+ H2O 1 моль соляной кислоты содержит 1 ион водорода, вступающего в
C(A) ×V (A) × M (A)
реакцию со щелочью (fЭ = 1). Из уравнения m(A) =
выража1000
ем молярную концентрацию вещества А – соляной кислоты:
C(HCl) =
mHCl ×1000 0, 6 ×1000
=
= 0,164
VA ×M A
100 × 36,5
моль/л.
По
закону
эквивалентов
С(HCl)∙V(HCl) = C(NaOH)∙V(NaOH) находим концентрацию щелочи
C
×V
C(NaOH) = (HCl) (HCl) = 0,164 × 20, 00 = 0,179 моль/л.
V (NaOH)
18,34
Титр раствора щелочи и его титр по соляной кислоте рассчитываем
по формулам
31
Т ( NaOH ) =
Т ( NaOH / HCl ) =
С( NaOH ) × М ( NaOH )
1000
С( NaOH ) × М ( HCl )
1000
=
=
0,179 × 40, 00
= 0,00716 г/мл,
1000
0,179 × 36,5
= 0,00653 г/мл.
1000
2. В 500,00 мл раствора содержится 2,6578 г Na2CO3. Вычислить
титр соды и его титр по НCl.
Решение. Согласно уравнению титрования соды Na2CO3+2HCl =
= 2 NaCl + H2O + CO2↑ одному молю водорода соответствует условная
частица 1/2 (Na2CO3), т. е. фактор эквивалентности соды f ( Na2CO3 ) = 1/ 2 . Из
уравнения
m( А) =
н( А) ×V( A) × М Э ( А)
1000
выражаем концентрацию соды в моль-экв/л, используя молярную массу
эквивалента, равную 1/2 молярной массе соды:
m( Na2CO3 ) ×1000
2, 6578 ×1000
н( Na2CO3 ) =
=
= 0,1003 моль-экв/л.
V( р - ра ) × М Э ( Na2CO3 )
500 × 53
Титр раствора карбоната натрия и его титр по соляной кислоте рассчитываем по формулам
н( Na2CO3 ) × М Э ( Na2CO3 ) 0,1003 × 53
Т ( Na2CO3 ) =
=
= 0,005316 г/мл,
1000
1000
н( Na2CO3 ) × М ( HCl )
0,1003 × 36,5
Т ( Na2CO3 / HCl ) =
= 0,003661 г/мл.
=
1000
1000
3. Для определения содержания формальдегида навеску препарата
массой 3,017 г обработали 50,00 мл 1,0 М раствора NaOH в присутствии
пероксида водорода. При нагревании произошла реакция HCHO + OH– +
+H2O2 = HCOO– + 2H2O. При охлаждении избыток щелочи оттитровали
20,12 мл раствора HCl с титром равным 0,03798. Вычислить массовую
долю (%) формальдегида в препарате.
Решение. Сущность обратного титрования отражает формула
n( HCHO ) = n( NaOH ) - n( HCl ) .
С учетом условий задачи выражаем число молей реагирующих веществ:
n( HCHO ) =
T( HCl ) × V( HCl )
m × wx
C( NaOH ) ×V( NaOH ) n
=
.
; ( HCl )
M
M ( HCHO ) ×100 ; n( NaOH ) =
(
HCl
)
1000
Составляем расчетное уравнение:
32
T
×V
m × wx
= C( NaOH ) × V( NaOH ) - ( HCl ) ( HCl ) .
M ( HCHO ) ×100
M ( HCl )
1000
Подставляя числовые значения, получаем
3, 017 × wx 1, 0 × 50, 00 0, 03798 × 20,12
.
=
30 ×100
1000
36,5
Отсюда массовая доля формальдегида ωХ = 20,86 %.
4. На реакцию смеси, состоящей из карбонатов натрия и калия,
массой 0,4000 г израсходовали 22,00 мл 0,30 М раствора HCl. Вычислить
массовую долю (%) карбонатов натрия и калия в смеси.
Решение. Согласно уравнению титрования соды Na2CO3 + 2HCl =
= 2 NaCl + H2O + CO2↑ одному молю водорода соответствует условная
частица ½ (Na2CO3), т. е. фактор эквивалентности соды f ( Na2CO3 ) = 1/ 2 . В
точке
эквивалентности
n( HCl ) =
n(1/ 2 Na2CO3 ) + n(1/ 2 K 2CO3 ) = n( HCl ) ,
где
C( HCl ) × V( HCl )
– число молей раствора HCl, затраченное на титрова1000
ние. Обозначим через ωХ массовую долю Na2CO3 в смеси, число молей эквивалентов карбонатов калия и натрия в навеске равно
n(1/ 2 Na2CO3 ) =
mСМ × w x
mСМ × w x
и n(1/ 2 K 2CO3 ) =
.
M (1/ 2 K 2CO3 ) ×100
M (1/ 2 Na2CO3 ) ×100
Сочетание этих соотношений дает
mСМ × w x
m × (100 - w x ) C( HCl ) ×V( HCl )
.
+ СМ
=
1000
M (1/ 2 Na2CO3 ) ×100 M (1/ 2 K2CO3 ) ×100
Подставив числовые значения, получаем
0, 4000 × w x 0, 4000 × (100 - w x ) 0,3000 × 22, 00 .
+
=
53 ×100
69 ×100
1000
Отсюда массовая доля карбоната натрия 46,12 %, массовая доля карбоната калия равна 100 – 46,12 = 53,88 %.
33
КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА № 1
(по темам 1 и 2)
Вариант № 1
1. Какова
растворимость
оксалата
кальция,
если
0
-9
K S (CaC2O4 ) = 2.29 ×10 ? (Конкурирующими реакциями пренебречь.)
2. Как изменится молярная концентрация иодида серебра, если к его
насыщенному раствору прибавить иодид калия до концентрации
с(KI)=1,5∙10–3 моль/л, если произведение растворимости иодида серебра
равно 9,98∙10–17 ?
3. Какая масса BaCrO4 содержится в 200 мл насыщенного раствора
этой соли, если произведение растворимости ее при 25 °С равно 2,4∙10–10?
4. Какую массу пирита, содержащего около 30 % серы, нужно взять
для анализа, чтобы получить 0,3 г осадка BaSO4?
5. Сколько миллилитров 10%-го раствора нитрата серебра необходимо для осаждения хлорида серебра из 100,00 мл 0,01 М раствора соляной
кислоты?
6. Образец содержит приблизительно 2 % сульфата калия и 5 % нитрата калия. Рассчитать массу навески образца, необходимую для получения 0,3 г KClO4.
7. Сколько граммов Na2HPO4 ∙12H2O требуется для приготовления
1 л 10%-го раствора, если плотность такого раствора равна 1,09 г/мл?
Вариант № 2
1. Какова
растворимость
хромата
серебра,
если
0
-12
K S ( Ag 2CrO4 ) = 1.29 ×10 ?
2. Рассчитать молярную концентрацию катионов свинца и иодидионов в насыщенном водном растворе PbI2, если произведение растворимости данной соли при 25 °С равно 8,70∙10–9.
3. Вычислить произведение растворимости CaCO3, если в 1 л насыщенного раствора при 25 °С содержится 6,93∙10–2 г этой соли.
4. Рассчитать массу навески апатито-нефелиновой руды, содержащей
25 % P2O5, необходимую для получения 0,8555 г (NH4)3PO4∙12MoO3.
5. Какую массу вещества, содержащего приблизительно 20 % хлорида натрия и 30 % хлорида калия, следует взять для получения 0,5000 г
AgCl?
6. Какой объем 5%-го раствора Na2HPO4 потребуется для осаждения
магния в виде MgNH4PO4 из 0,3500 г сплава при стехиометрическом соотношении реагирующих веществ?
7. Сколько граммов НCl требуется для приготовления 500 мл 10%-го
раствора, если плотность такого раствора равна 1,07 г/мл?
34
Вариант № 3
1. Рассчитать произведение растворимости хлорида серебра, если
молярная концентрация его насыщенного водного раствора равна
1,45∙10–5 моль/л.
2. Произведение растворимости PbSO4 при 25 °С равно 1,80∙10–8. Рассчитать концентрацию катионов свинца в г/л в насыщенном водном растворе данной соли.
3. Вычислить произведение растворимости BaCrO4, если в 1 л насыщенного раствора при 25 °С содержится 8,90∙10–2 г этой соли.
4. Какую массу Fe3O4 нужно взять для получения 0,2000 г Fe2O3?
5. Какой объем раствора нитрата серебра с массовой долей 3 % потребуется для осаждения хлорида из навески CaCl2∙6H2O массой 0,4550 г?
6. Какую массу вещества, содержащего 1 % K2SO4 и 3 % KCl, следует взять для получения 0,2000 г осадка KClO4?
7. Сколько граммов НCl требуется для приготовления 1 л 5%-го раствора, если плотность такого раствора равна 1,11 г/мл?
Вариант № 4
1. Рассчитать произведение растворимости фосфата серебра, если
молярная концентрация его насыщенного водного раствора при 20 °С равна 2,00∙10–3 г/л.
2. Произведение растворимости BaCrO4 при 25 °С равно 2,40∙10–10.
Рассчитать концентрацию катионов бария в г/л в насыщенном водном растворе данной соли.
3. Вычислить растворимость гидроксида магния, если произведение
растворимости данной соли при 25 °С равно 1,12∙10–11 .
4. Из навески каменного угля массой 3,0052 г после обработки получили 0,3500 г BaSO4. Вычислить массовую долю (%) серы в каменном угле.
5. Из навески 0,8325 г латуни, состоящей из меди, олова и цинка, при
анализе было получено 0,6728 г CuSCN и 0,0423 г SnO2. Вычислить процентный состав латуни.
6. Какой объем 10%-го раствора нитрата серебра требуется для осаждения хлора из навески NaCl массой 0,0500 г?
7. Каково процентное содержание НCl в 0,5 М растворе, если плотность такого раствора равна 1,29 г/мл?
Вариант № 5
1. Произведение растворимости Zn(OH)2 при 25 °С равно 1,0∙10–17.
Рассчитать концентрацию ионов цинка в г/л в насыщенном водном растворе данной соли.
2. Вычислить растворимость хромата серебра, если произведение
растворимости данной соли при 25 °С равно 2,40∙10–10.
35
3. Как изменится молярная концентрация иодида свинца, если к его
насыщенному раствору прибавить иодид калия до концентрации
с(KI) = 1,0∙10–5 моль/л, если произведение растворимости иодида свинца
равно 1,10∙10–9?
4. Какую массу технического хлорида бария, содержащего около
97 % BaCl2∙H2O, следует взять для получения 0,3000 г BaSO4?
5. Какую навеску смеси, состоящей из 30 % Na2SO4 и 70 % K2SO4,
следует взять для анализа на содержание сульфат-иона, если для его определения требуется 0,2000 г прокаленного осадка BaSO4?
6. Какой объем 4%-го раствора (NH4)2C2O4∙H2O требуется для осаждения кальция из раствора хлорида кальция, в котором предполагается содержание 0,05 г Ca2+?
7. Сколько миллилитров 8 М раствора NaOH требуется, чтобы приготовить 1 л 5%-го раствора, если плотность такого раствора равна
1,06 г/мл?
Вариант № 6
1. Произведение растворимости CaC2O4 равно 2,0∙10–9. Рассчитать,
сколько потребуется воды (в л) для растворения 1 г этой соли.
2. Растворимость оксалата кальция при 18 °С равна 4,20∙10–5 М. Вычислить произведение растворимости данной соли при той же температуре.
3. Произведение растворимости хлорида серебра при 25 °С составляет 1,56∙10–10. Во сколько раз уменьшится концентрация AgCl, если к его
насыщенному раствору прибавить хлорид калия в таком количестве, чтобы
концентрация последнего равнялась 0,1 моль/л.
4. В навеске 0,1341 г хлорида калия, загрязненного хлоридом натрия,
определяли содержание калия осаждением в виде KClO4, масса которого
оказалась равной 0,2206 г. Вычислить процентное содержание хлорида
калия в исследуемом образце.
5. Сколько миллилитров серной кислоты плотностью 1,06 г/мл требуется для осаждения бария в виде BaSO4 из раствора, содержащего
0,5500 г чистого BaCl2 ∙ 2H2O?
6. Какую массу вещества, содержащего 3 % K2SO4 и 5 % KCl, следует взять для получения 0,1504 г осадка KClO4?
7. Сколько миллилитров 5%-го раствора NH3 плотностью 0,97 г/мл
требуется, чтобы приготовить 2 л 0,2 М раствора?
Вариант № 7
1. Произведение растворимости CaC2O4 при 18 °С равно 1,78∙10–9. Рассчитать растворимость данной соли в 0,05 М растворе оксалата аммония.
2. Раствор в 1 л содержит 0,02 г серебра и 0,02 г свинца. Какая соль
выпадет в осадок раньше, если к этому раствору по каплям прибавлять
36
хромат калия. Произведение растворимости хромата серебра при 25 °С равно 4,05∙10–12; произведение растворимости хромата свинца при 25 °С равно
6,05∙10–14.
3. Какова
растворимость
сульфата
кальция,
если
0
-6 ?
K S (CaSO4 ) = 9.12 ×10
4. Из навески алюминиево-калиевых квасцов массой 0,2690 г после
обработки было получено 0,2548 г сульфата бария. Определить массовую
долю KAl(SO4)2 ∙ 12 H2O в исследуемой пробе.
5. Сколько миллилитров 3%-го раствора нитрата серебра необходимо
для осаждения хлорида серебра из 250,00 мл 0,02 М раствора соляной кислоты?
6. Из навески известняка массой 0,5210 г после ее растворения, осаждения и прокаливания было получено 0,2218 г CaO и 0,0146 г Mg2P2O7. Вычислить процентное содержание карбонатов кальция и магния в известняке.
7. Сколько миллилитров 5 М раствора КOH требуется, чтобы приготовить 250 мл 10%-го раствора, если плотность такого раствора равна
1,12 г/мл?
Вариант № 8
1. Произведение растворимости фосфата серебра равно 1,80∙10–18, а
произведение растворимости хромата серебра – 4,05∙10–12. Какая из этих
солей даст меньшую концентрацию серебра в насыщенном растворе?
2. Какова
растворимость
сульфата
свинца,
если
0
-8
K S ( PbSO4 ) = 1.59 ×10 ?
3. Как изменится молярная концентрация оксалата бария, если к его
насыщенному раствору прибавить оксалат свинца до концентрации последнего 1,0∙10–4 моль/л, если произведение растворимости оксалата бария
равно 1,62∙10–7.
4. Какую массу вещества, содержащего 50 % железа, нужно взять для
анализа, чтобы масса прокаленного осадка Fe2O3 была 0,1000 г?
5. Какой объем раствора нитрата серебра с массовой долей 7 % потребуется для осаждения хлорида из навески BaCl2 ∙ 2H2O массой 0,2988 г?
6. При анализе навески силиката массой 0,7100 г была получена
смесь хлоридов калия и натрия массой 0,1230 г. Вычислить процентное содержание NaCl и KCl в образце.
7. Сколько граммов щелочи, содержащей 92 % NaOH, следует взять,
чтобы приготовить 2 л 10,10 % раствора?
Вариант № 9
1. Произведение растворимости Мg(OH)2 при 25 °С равно 1,12∙10–11.
Рассчитать концентрацию ионов магния в г/л в насыщенном водном растворе данной соли.
37
2. Какова
растворимость
фосфата
свинца,
если
-43
K ( Pb3 ( PO4 ) 2 ) = 7.94 ×10 ?
3. Как изменится молярная концентрация карбоната бария, если к его
насыщенному раствору прибавить карбонат кальция до концентрации последнего 1,0∙10–3 моль/л, если произведение растворимости карбоната бария равно 5,13∙10–9.
4. Какую массу образца, содержащего около 30 % MgO, следует
взять, чтобы получить 0,3 г осадка оксихинолината магния Mg(C9H6ON)2 ?
5. Какой объем раствора (NH4)2C2O4 ∙ H2O с массовой долей 3,5 %
(ρ = 1 г/мл) потребуется для осаждения оксалата кальция из навески апатита 3Ca3(PO4)2∙CaF2 массой 0,1500 г при стехиометрическом соотношении
реагирующих веществ?
6. Навеску сплава массой 0,1425 г растворили в колбе вместимостью
250,00 мл. Из 100,00 мл этого раствора получили осадок оксихинолината
магния Mg(C9H6ON)2 массой 0,5502 г. Вычислить массовую долю (%)
магния в сплаве.
7. Каково процентное содержание НNO3 в 5 М растворе, если плотность такого раствора равна 1,35 г/мл?
0
S
Вариант № 10
1. Вычислить произведение растворимости BaCrO4, если в 1 л насыщенного раствора при 25 °С содержится 8,50∙10–2 г этой соли.
2. Определить концентрацию ОН–-ионов в растворе, необходимую
для образования осадка Fe(OH)3 из 0,1 М раствора MgSO4, если произведение растворимости гидроксида железа равно 3,8∙10–38 (25 °С).
3. Рассчитать произведение растворимости бромида серебра, если
молярная концентрация его насыщенного водного раствора равна
7,50∙10–7 моль/л.
4. При анализе сурьмяного блеска Sb2S3 была взята навеска массой
0,1872 г. После обработки вся сера была переведена в SO42–, который определили в виде сульфата бария массой 0,3243 г. Вычислить процентное содержание Sb2S3 в пробе блеска.
5. Какой объем 25 %-го хлорида бария потребуется для осаждения
серы в виде BaSO4 из навески каменного угля массой 2,0000 г, содержащей
4 % серы, если осадитель добавлен в стехиометрическом соотношении?
6. Сколько миллилитров серной кислоты плотностью 1,04 г/мл требуется для осаждения бария в виде BaSO4 из раствора, содержащего
0,2952 г чистого BaCl2 ∙ 2H2O?
7. Каково процентное содержание KOH в 2 М растворе, если плотность такого раствора равна 1,24 г/мл?
38
КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА № 2
(по темам 3 и 4)
Вариант № 1
1. Рассчитать рН 0,01 М раствора уксусной кислоты.
2. Рассчитать рН 0,20 М раствора хлорида аммония.
3. Вычислить рН раствора, содержащего 0,10 моль/л уксусной кислоты и 0,20 моль/л ацетата натрия.
4. Рассчитать, как изменится рН, если к 1 л буферного раствора, состоящего из 0,03 М муравьиной кислоты и 0,06 М формиата калия, добавить 1,5∙10–3 моль соляной кислоты.
5. Вычислить молярную концентрацию и титр раствора HCl, если на
титрование 0,4217 г Na2CO3 израсходовано 17,50 мл этой кислоты.
6. На титрование раствора, содержащего 2,2525 г NaOH, израсходовано 20,05 мл раствора соляной кислоты с титром по KOH, равным
0,03885 г/мл. Вычислить массовую долю (%) гидроксида натрия в образце.
7. В 20,00 мл раствора HCl, титр которого равен 0,007860 г/мл, было
пропущено некоторое количество газообразного NH3. Избыток HCl оттитровали 6,30 мл раствора NaOH, 1,00 мл которого эквивалентен 1,025 мл
раствора HCl (поправочный коэффициент к концентрации). Определить массу аммиака, поглощенного раствором HCl.
Вариант № 2
1. Рассчитать рН 0,20 М раствора салициловой кислоты.
2. Вычислить рН 0,01 М раствора нитрата аммония.
3. Вычислить рН раствора, 1 л которого содержит 0,05 моль аммиака
и 0,10 моль/л хлорида аммония.
4. Рассчитать, как изменится рН, если к 1 л буферного раствора, состоящего из 0,01 М уксусной кислоты и 0,01 М ацетата натрия, добавить
1,0∙10–3 моль соляной кислоты.
5. Определить молярную концентрацию гидроксида калия, если на
титрование 15,00 мл его израсходовано 18,70 мл раствора HCl с титром,
равным 0,002864 г/мл.
6. Сколько процентов P2O5 находится в растворе фосфорной кислоты, если на 3,2500 г этого раствора идет 22,70 мл раствора NaOH с титром
по P2O5 0,06230 г/мл?
7. К раствору 0,7500 г H2C2O4 ∙ 2H2O добавлено 25,00 мл раствора
KOH, а затем избыток последнего оттитрован 4,02 мл 0,125 н раствора
HCl. Рассчитать нормальность раствора KOH.
Вариант № 3
1. Рассчитать концентрацию раствора муравьиной кислоты, рН которого равно 3,20.
39
2. Вычислить рН 0,05 М раствора цианида аммония.
3. Вычислить рН раствора, содержащего 0,15 моль/л муравьиной кислоты и 0,30 моль/л формиата натрия.
4. Как изменится рН, если к 1 л аммиачного буферного раствора, состоящего из 0,01 М водного раствора аммиака и 0,01 М ацетата натрия, добавить 2,0∙10–3 моль соляной кислоты?
5. Какова нормальная концентрация Ba(OH)2 с титром по уксусной
кислоте, равным 0,01210 г/мл?
6. На 3,2040 г концентрированной HCl при титровании идет 33,05 мл
1,01 М раствора NaOH. Каково процентное содержание HCl в кислоте?
7. К раствору 0,5252 г H2C2O4 ∙ 2H2O добавлено 15,00 мл раствора
NaOH, а затем избыток последнего оттитрован 5,10 мл 0,11 н раствора
HCl. Рассчитать нормальность раствора NaOH.
Вариант № 4
1. Рассчитать рН 0,10 М раствора бензойной кислоты.
2. Рассчитать рН 0,10 М раствора ацетата калия.
3. Вычислить рН раствора, 1 л которого содержит 0,2650 г уксусной
кислоты и 0,2115 г ацетата натрия.
4. Рассчитать, как изменится рН, если к 1 л буферного раствора, состоящего из 0,01 М фенола и 0,10 моль фенолята натрия добавить
5,0∙10–3 моль гидроксида натрия.
5. Навеску щелочи массой 0,5541 г, содержащей 95 % NаOH, растворили и довели до метки в мерной колбе вместимостью 100,00 мл. Определить
молярную концентрацию соляной кислоты, титр этой кислоты и титр кислоты по NaOH, если на титрование 15,00 мл NaOH пошло 19,50 мл кислоты.
6. Титр соляной кислоты по CaO равен 0,005670 г/мл. Сколько миллилитров этой кислоты требуется для нейтрализации 0,2000 г CaO?
7. В каком объеме раствора HCl с титром 0,003638 г/мл нужно растворить навеску CaCO3 массой 0,1234 г, чтобы на титрование избытка кислоты израсходовать 19,50 мл раствора NaOH с титром по CaO, равным
0,002910 г/мл?
Вариант № 5
1. Рассчитать рН 0,01 М водного раствора аммиака.
2. Вычислить рН 0,02 М раствора ацетата натрия.
3. Вычислить рН раствора, 1 л которого содержит 0,12 моль аскорa
= 9,1∙10–5) и 0,30 моль аскорбата калия.
биновой кислоты ( K HA
4. Определить рН раствора, полученного при смешении 500 мл 0,1 М
раствора уксусной кислоты и 500 мл 0,2 М раствора соляной кислоты.
5. Какой объем раствора необходим, чтобы в нем содержалась
1,5320 г NaOH, а на титрование его аликвоты в 20,00 мл израсходовалось
14,70 мл раствора HCl с титром, равным 0,003800 г/мл?
40
6. На титрование раствора, содержащего 0,4519 г технической буры
(Na2B4O7 ∙ 10H2O), израсходовали 16,43 мл раствора HCl с титром
0,04555 г/мл. Вычислить массовую долю (%) буры в образце.
7. К 120,00 мл питьевой воды прибавлено 20,00 мл раствора Na2CO3
с титром по CaO, равным 0,00250 г/мл. После фильтрования раствора от
осадка карбоната кальция, избыток соды был оттитрован 15,70 мл раствора
HCl, 1 мл которого эквивалентен 1,012 мл раствора соды (поправочный коэффициент к концентрации). Сколько миллиграммов CaO находится в
100 мл воды?
Вариант № 6
1. Рассчитать рН 0,10 М раствора пиридина.
2. Вычислить концентрацию водного раствора аммиака, рН которого
равно 8,10.
3. Вычислить рН раствора, 1 л которого содержит 0,05 моль фенола
a
( K HA =1,0∙10–10) и 0,10 моль фенолята натрия.
4. Какую массу формиата калия нужно растворить в 100 мл 0,20 М
муравьиной кислоты, чтобы получить раствор с рН = 3,50?
5. Какая масса соды (Na2CO3) содержится в растворе, если на нейтрализацию ее до CO2 пошло 21,40 мл раствора
HCl с титром
0,002789 г/мл?
6. Какую массу вещества, содержащего 25 % CaO, требуется взять
для анализа, чтобы на ее нейтрализацию пошло 20,00 мл раствора HCl с
титром 0,007300 г/мл?
7. К раствору сульфата аммония добавили 25,00 мл раствора NaOH с
титром 0,009021 г/мл, затем кипячением удалили аммиак, на оттитровывание оставшегося избытка NaOH пошло 6,30 мл раствора HCl с титром
0,007860 г/мл. Вычислить содержание (NH4)2SO4 в растворе.
Вариант № 7
1. Рассчитать рН 0,30 М раствора диэтиламина.
2. Вычислить рН 0,005 М раствора соляной кислоты.
3. Вычислить рН раствора, 1 л которого содержит 0,0328 г азотистой
a
кислоты ( K HA
= 6,9∙10–4) и 0,0481 г нитрита калия.
4. Определить рН буферного раствора, полученного при смешении
50 мл 0,5 М раствора уксусной кислоты и 200 мл 0,1 М раствора ацетата
натрия.
5. Какую массу щавелевой кислоты H2C2O4 ∙ 2H2O нужно взять, чтобы на ее титрование израсходовать 20,0 мл 0,10 М NaOH?
6. На нейтрализацию 0,2000 г твердой органической кислоты потребовалось 31,70 мл 0,10 М раствора HCl. Определить молярную массу этой
органической кислоты.
41
7. К раствору 0,2220 г H2SO4 добавлено 20,50 мл раствора NaOH, а
затем избыток последнего оттитрован 6,50 мл 0,10 н раствора HCl. Рассчитать нормальность раствора NaOH.
Вариант № 8
1. Рассчитать рН 0,10 М раствора цианистоводородной кислоты.
2. Вычислить рН 2∙10–2 М раствора ацетата аммония.
3. Вычислить буферную емкость раствора, состоящего из 0,01 М
водного раствора аммиака и 0,05 М хлорида аммония.
4. Определить рН буферного раствора, полученного при смешении
200 мл 0,1 М раствора муравьиной кислоты и 120 мл 0,2 М раствора формиата натрия.
5. Какую массу KOH нужно взять, чтобы на ее титрование пошло
22,00 мл раствора HCl c титром этой кислоты по KOH, равным
0,003514 г/мл?
6. На титрование раствора, содержащего 2,5005 г технического KOH,
израсходовали 25,20 мл раствора HCl с титром по KOH, равным
0,05540 г/мл. Вычислить массовую долю (%) KOH в образце.
7. К 0,1500 г известняка, содержащего CaCO3, прибавлено 20,00 мл
0,2060 н раствора HCl, после чего избыток кислоты оттитрован 5,60 мл
раствора NaOH, 1 мл которого эквивалентен 0,975 мл раствора HCl (поправочный коэффициент к концентрации). Определить процентное содержание CO2 в известняке.
Вариант № 9
1. Рассчитать рН 0,10 М раствора мочевины.
2. Вычислить рН 2∙10–4 М раствора соляной кислоты.
3. Вычислить буферную емкость раствора, состоящего из 0,10 М раствора муравьиной кислоты и 0,20 М формиата калия.
4. Какую массу ацетата натрия надо растворить в 200 мл 0,20 М раствора соляной кислоты, чтобы получить раствор с рН = 4?
5. Навеску неизвестного вещества массой 2,0005 г растворили в мерной колбе вместимостью 100,00 мл. На титрование 25,00 мл раствора израсходовано 20,00 мл 0,4455 моль/л раствора HCl. Определить, какая щелочь входила в состав анализируемого вещества.
6. На титрование раствора, содержащего 3,5000 г технического
NaOH, израсходовали 30,50 мл раствора H2SO4 с титром 0,00252 г/мл. Вычислить массовую долю (%) NaOH в образце.
7. На нейтрализацию 0,2140 г смеси, состоящей из карбонатов кальция и бария, израсходовали 30,00 мл 0,20 М раствора HCl. Определить
массовую долю (%) CaCO3 и BaCO3.
42
Вариант № 10
1. Вычислить рН 0,05 М раствора фенола.
2. Определить концентрацию гидроксид-ионов раствора, рН которого равно 3,5.
3. Вычислить буферную емкость раствора, состоящего из 0,06 М расa
= 9,1∙10–5).
твора аскорбиновой кислоты и 0,12 М аскорбата натрия ( K HA
4. Определить концентрацию раствора формиата натрия, который
нужно добавить к 100 мл 0,20 М соляной кислоты, чтобы получить буферный раствор с рН = 4,30 (учитывая, что HCOONa идет на реакцию с соляной кислотой и входит в состав формиатной буферной смеси).
5. Рассчитать титр соляной кислоты по оксиду кальция, если при
титровании на 0,1040 г Na2CO3 пошло 25,14 мл этого раствора.
6. На титрование раствора, содержащего 3,158 г технического KOH,
израсходовали 27,45 мл раствора HCl с титром по КOH, равным
0,07862 г/мл. Вычислить массовую долю (%) KOH в образце.
7. На нейтрализацию 0,100 г смеси, состоящей из карбонатов калия и
натрия, израсходовали 22,00 мл раствора HCl. Вычислить молярную концентрацию кислоты, если содержание Na2CO3 в смеси 37,00 %.
43
Учебное издание
МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ
И КОНТРОЛЬНЫЕ РАБОТЫ
ПО ДИСЦИПЛИНЕ «АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Учебно-методическое пособие для вузов
Составитель
Крысанова Татьяна Анатольевна
Редактор А.Ю. Котлярова
Подписано в печать 20.03.09. Формат 60×84/16. Усл. печ. л. 2,6.
Тираж 100 экз. Заказ 429.
Издательско-полиграфический центр
Воронежского государственного университета.
394000, г. Воронеж, пл. им. Ленина, 10. Тел. 208-298, 598-026 (факс)
http://www.ppc.vsu.ru; e-mail: pp_center@ppc.vsu.ru
Отпечатано в типографии Издательско-полиграфического центра
Воронежского государственного университета.
394000, г. Воронеж, ул. Пушкинская, 3. Тел. 204-133