Саратов 2007

Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное агентство по образованию
Саратовский государственный технический университет
КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ
Методические указания к решению задач
по аналитической химии
для студентов направления 550800
всех форм обучения
Одобрено
редакционно-издательским советом
Саратовского государственного
технического университета
Саратов 2007
ВВЕДЕНИЕ
В курсе аналитической химии большое место занимают задачи расчетного характера, решение которых позволяет студентам глубже усвоить теоретические основы предмета. Настоящие указания предназначены
для самостоятельной работы студентов химико-технологических специальностей (ТЭП и ТППЭ) с целью приобретения навыков решения задач по
аналитической химии.
Данные указания студент может использовать двояким образом:
перед отчетом по соответствующей теме студент знакомится с задачами,
представленными в указаниях, пытаясь их самостоятельно решить; или обращается к этим указаниям в процессе подготовки при возникновении
трудностей по тем или иным вопросам.
Задачи сгруппированы по двум разделам:
1. Равновесия в водных растворах слабых электролитов.
При самостоятельной подготовке вначале рекомендуется рассмотреть примеры решения задач, приведенные вначале раздела, а затем приступить к решению самостоятельно. При этом предполагается, что студент
знаком с соответствующими главами курса аналитической химии.
1. РАВНОВЕСИЯ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ СЛАБЫХ
ЭЛЕКТРОЛИТОВ
1.1.
Константа электролитической диссоциации
Константа электролитической диссоциации (КД) является частным
случаем константы равновесия реакции. КД характеризует способность
электролита к диссоциации в данном растворителе.
Например, КД:
а) для одноосновной кислоты:
CH3COOH
H+ +CH3COO- ;
K CH3COOH =
ÑH  ÑCH COO3
ÑCH3COOH
 1,82  105 ;
(1)
б) для двухосновной кислоты:
H 2CO3
H + +HCO3- ;
K1 =
ÑH+  ÑHCO-
3
ÑH2CO3
HCO3-
K2 =
 4,0  105 ;
H + +CO32- ;
ÑH+  ÑCO23
ÑHCO-
=4,7 10-11
3
К1>К2, диссоциация по первой ступени больше, чем по второй.
Н2СО3 более сильная кислота, чем HCO3- .
Величина КД в значительной степени зависит от природы растворителя. Например, добавление к водному раствору СН3СООН другого растворителя, имеющего меньшую величину ДП (диэлектрической проницаемости, ДПдиоксана – 2,2, ДПводы – 80,4), вызывает уменьшение КД СН3СООН.
КД характеризует силу кислот и оснований. Чем больше КД, тем
больше диссоциация рассматриваемого электролита. Из сравнения величин КД можно заключить, что HNO2 сильнее СН3СООН.
K HNO2 =5,1 10-4 ,
KCH3COOH =1,82 10-5 .
Зная КД, можно вычислить концентрацию Н+ и ОН- кислоты и основания, степень электролитической диссоциации, степень гидролиза солей,
изменение концентрации Н+ и ОН- в процессе нейтрализации кислот и оснований.
3
1.2.
Степень электролитической диссоциации
При растворении вещества в каком-либо растворителе образуются
несольватированные ионы, нейтральные молекулы, сольватированные ионы. В водных растворах слабых электролитов существуют только сольватированные ионы и простые ионы, в них нет растворенных молекул. Раствор сильных электролитов обладает значительной электропроводностью,
с разбавлением раствора она возрастает незначительно.
В растворах слабых электролитов присутствуют простые и сольватированные ионы и молекулы растворенного вещества. Электропроводность слабых электролитов незначительна, с разбавлением раствора она
сильно возрастает.
Число, показывающее, какая часть от общего количества вещества,
находящегося в растворе, распадается на ионы, называется степенью диссоциации электролита.
C
(2)
  äèñ. .
Ñî áù .
α – безразмерная величина, для сильных электролитов α = 1, для
слабых α < 1. Когда СД = Собщ, то α = 1. Это значит, что электролит диссоциирован полностью. Для того, чтобы выразить α в %, необходимо его
умножить на 100.
α зависит от концентрации раствора, увеличивается с уменьшением
концентрации.
1.3.
Вычисление степени электролитической диссоциации
Рассмотрим равновесие электролитической диссоциации слабого
электролита НАII:
НА II
H + +A-II .
На основании закона действующих масс (ЗДМ):
ÑH+  ÑA-
II
ÑHAII
= K HAII .
Диссоциирует только часть молекул.
ÑA-    Cî áù . ;
ÑH    Cî áù . ,
II
где Собщ. – концентрация растворенных молекул;
α – степень диссоциации.
Концентрацию не диссоциированной части можно представить так:
ÑÍ ÀII  Cî áù . - ÑÍ   Ñî áù . - ÑÀ-  Cî áù . -   Ñî áù . .
II
Подставим в константу:
4
  Ñî áù . -   Ñî áù .
 Ê Í ÀII .
Ñî áù . -   Ñî áù .
(3)
 2Ñî áù .
, закон разбавления Оставальда, устанавливает зависимость
KÄ 
1- 
между α, КД и концентрацией электролита.
Если КД – известно, то можно вычислить α из уравнения:
Ê Ä - Ê Ä - 2Ñî áù .  0 ;

ÊÄ 
Ê Ä2  4Ê Ä  Ñî áù .
2Ñî áù .
.
Если α очень мала, 2  Ñî áù .  Ê Í ÀII ,
 
Д=
1
Собщ.
K Í ÀII
Cî áù .
 Ê Í ÀII  Ä   2 
Ê Í ÀII
Cî áù .
.
– величина обратная концентрации, называется разбавле-
нием.
Если m молей электролита растворено в Y литрах воды, то можно
написать:
Y
(4)
  ÊÄ  ,
m
откуда следует:
1. Чем больше разбавленный раствор, тем больше α.
2. Степень диссоциации двух сравниваемых электролитов при одинаковой концентрации раствора больше у того электролита, который характеризуется большей КД.
1.4.
Вычисление ÑH в растворах слабых кислот и оснований
В водном растворе слабая кислота диссоциирует по уравнению:
HA II
H + +A-II .
По закону действия масс
ÑH  ÑAII
 K HAII .
ÑHAII
Так как ÑH  ÑA- , то
II
2
ÑH
ÑHAII
или
5
ÑH 
 K HAII
HA II  ÑHAII ,
(5)
ÑÍ ÀII  Cî áù . - ÑÍ  ,
но
ÑÍ  
тогда
Ê Í ÀII   Cî áù . - ÑÍ   .
Для слабой кислоты ÑH мала по сравнению с Собщ. И ею можно
пренебречь.
ÑH  K HAII  CHAII .
(6)
Аналогично для слабого основания:
(7)
ÑOH- = K KtOH  CKtOH .
Если величина ÑH составляет более 5% от величины CHAII , то
нельзя приравнивать ÑHAII к CHAII . В таких случаях пользуются более точным уравнением, преобразуя выражение:
ÑH 


K HAII CHAII - ÑH ;
ÑH+ = K HAII  CHAII - K HAII  ÑH+ ;
2
ÑH+ = -
K HAII
2
Аналогично для оснований
ÑOH-
±
C
= - KtOH ±
2
K 2HAII
+ K HAII  CHAII .
4
(8)
K 2KtOH
+ KtOH  CKtOH
4
(9)
Пример 1.
Вычислить концентрацию ОН- -ионов
C 
OH -
в 0,1 н растворе
NH4OH.
Решение.
1. Напишем выражение для КД (1):
ÑNH  ÑOH4
;
K NH4OH 
ÑNH4CH
ÑNH+ =ÑOH- = x ;
4
K NH4OH
2.
x2
;
=
C-x
ÑNH4OH = C - x ;
х – мало по сравнению с «С»;
x2
x = K NH4OH  C .
;
K NH4OH =
C
Найдем K NH4OH по справочнику
С = 0,1 моль/л.
K NH4OH = 1,76 · 10-5;
x = 1,76 10-5  0,1 = 1,76 10-6 = 1,33 10-3 моль/л.
6
Ответ: COH-  1,33 103 моль/л
Пример 2.
Определить α NH4OH в 0,1 н растворе NH4OH
Решение.
Подставим значение K NH4OH (по справочнику) и С (из условия задачи) в формулу для КД (3):
K NH4OH  2  CNH4OH ;
 
Ответ:  NH4OH
K NH4OH
CNH4OH

1,3 10-5

0,1
1,76 10-4  1,33 10-2 .
α = 1,33 · 10-2 · 100 = 1,33%.
в 0,1 н растворе составляет 1,33%.
1.5.
Задачи для самостоятельной работы
1. Рассчитать равновесные концентрации ионов НСОО- и Н+ в растворах с общей концентрацией: а) 0,05 моль/л НСООН; б) 0,46 моль/л
НСООН.
2. Исходный 0,1 М раствор HCl прореагировал на 80% при титровании 0,1 М раствором NaOH. Вычислить ÑH полученного раствора.
3. Вычислить ÑH и α в 0,01 н растворе HNO2.
4. Вычислить ÑH в 0,5 М растворе NH4OH.
5. Вычислить ÑH в 0,5 М растворе H2CO3.
6. Вычислить ÑH и α в 0,5% растворе бромноватистой кислоты
НВ2О.
7. К 50 мл 0,12 н раствора бензойной кислоты C6H5COOH прилили
30 мл Н2О.
Определить ÑH и α в полученном растворе.
8. Определить ÑH и α в 3% растворе Н2О2.
9. К 15 мл 0,2 н раствора НСООН прилили 5 мл 0,1 н раствора
NaOH. Определить ÑH и α в полученном растворе.
10. 20 мл 0,3 М раствора фенола С6Н5ОН разбавили 50 мл Н2О. Рассчитать концентрацию ÑH в полученном растворе.
11. 20 мл 36% HCl разбавили в 10 раз водой. Рассчитать ÑH в полученном растворе.
12. Сколько мл 0,1 н раствора NaOH требуется для нейтрализации
20 мл 0,1 н хлорноватистой кислоты HClO.
13. Определить ÑH в растворе, содержащем 0,007 г/мл NH4OH.
7
14. 5,6 г КОН растворили в 100 мл Н2О. Определить ÑH в полученном растворе.
15. К 10 мл 3% NH4OH прилили 10 мл 5% СН3СООН. Определить
ÑH в полученном растворе.
2. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО
ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ
2.1.
Ионизация воды рН
Н2О представляет собой простейшее амфотерное соединение и диссоциирует по уравнению:
H 2O
H+ + OH- .
Применим ЗДМ к диссоциации Н2О:
Ñ   ÑOHK H 2O = H
= 1,8  10-16
(10)
ÑH2O
ÑH2O  CH2O - ÑH  CH2O - ÑOH- .
Ввиду очень малой α, ÑH и ÑH- можно пренебречь и записать
ÑH2O  CH2O .
Вычислим, сколько молей воды в 1 л (1000 г):
m
1000 г
m
П=
=
= 55,5 молей
M=
M 18,015 г/моль
П
MH2O = 18,015 г/моль ;
СH2O = 55,5 моль/л .
Подставим в выражение
ÑH  ÑOH- = 1,8 10-16  55,5 = 110-14 ;
(11)
ÑH  ÑOH-  KH2O  CH2O = 1,8 10-16  55,5 = 1 10-14 = KW .
Произведение ÑH и ÑOH- называется ионным произведением Н2О и
обозначается КW. КW остается постоянной в водных растворах кислот, оснований, солей и других соединений. При повышении температуры К W
возрастает и при 100°С составляет W = 10.
Н2О – слабый электролит, ее электропроводность 0,04·10-8 Ом-1см-1,
т.е. при комнатной температуре в 107 для Н2О в диссоциированном состоянии находится один моль Н2О (6,023 · 1023 молекул).
Так как 1 л Н2О содержит 55,5 молей Н2О, то в 107 л содержится
всего
55,5 · 107 · 6,023 · 1023 молекул ее.
Следовательно, на каждые
8
55,5  107  6,023  1023
 55,5  107
23
6,023  10
молекул Н2О диссоциирована одна молекула.
В водном растворе катионы Н+ присутствуют в виде комплексов
Н2О · Н+ = Н3О+, ионов гидроксония.
Так как K W = ÑH+  ÑOH- - величина постоянная, а Н+ и ОН- могут изменяться, то значения Н+ и ОН- характеризуют реакцию среды (кислотность, щелочность).
В нейтральном растворе ÑÍ  =ÑÎ Í - = K W = 10-14 =10-7 ì î ëü/ë .
В растворе кислоты ÑH  ÑOH- >10-7 моль/л.
В растворе щелочи ÑH- >ÑOH+ >10-7 моль/л.
Например, если ÑH =10-5 моль/л, то
10-14
= 1011 моль/л.
-3
10
В любом растворе даже сильной кислоты и сильного основания всегда присутствуют носители кислотных и основных свойств. В процессе
различных реакций (нейтрализация, гидролиз и т.д.) концентрации ÑH и
ÑOH- меняются, но КW – остается величиной const.
Для удобства обращения с целыми числами в настоящее время, характеризуя реакцию среды, указываю величину рН
1
(12)
pH = -lg ÑH+ = lg
ÑH+
ÑOH- =
ÑH = 10-pH .
В нейтральном растворе рН = рОН = 7.
В кислой среде рН < рОН; рН < 7.
В щелочной среде рН > рОН; рН > 7.
Все сказанное может быть наглядно изображено при помощи следующей схемы:
ðÍ 1 2 3 4 5 6
êèñëàÿ ñðåäà
7
í åéòðàëüí àÿ
8 9 10 11 12 13 14
ù åëî ÷í àÿ ñðåäà
ñðåäà
Крайние значения рН по этой схеме отвечают концентрации ионов ÑÍ 
примерно IH раствора HCl (pH ~ 0) и IH раствора NaOH (рН ≈ 14).
Наряду с рН также исп. РОН
ðÎ Í = -lg ÑOHpH = K W - pOH
(13)
9
pH + pOH = 14
Пример 1. Концентрация ÑH равна 5 ∙ 10-4 моль/л. Вычислить рН и
рОН раствора.
Решение.
Имеем: pH = -lg ÑH+ = -lg5  10-4 = -  lg5 + lg10-4  = -  -4 + 0,70  = 3,3
ÑH
pOH = 14 - 3,3 = 10,7 .
Пример 2. Вычислить ÑH+ , если рН = 2,3.
Решение.
lgx = 0,7
= 10-pH ÑH+ =10-2,3 =10-3 100,7 =10-3x
x = 0,5
ÑH  10-3  5 моль/л.
Пример 3.
Чему равен рН 0,05 Н раствора NaOH?
Решение.
ÑOH- = CNaOH = 5 10-2 моль/л
pOH = -lg5  10-2 = -  0,70 - 2  = 1,30
pH = 14 - 1,3 = 12,7 .
Пример 4.
Вычислить ÑH и рН 0,01 Н раствора HCl.
Решение.
ÑH CHCl = 0,01моль/л = 10-2 моль/л.
pH = -lg ÑH+ = -lg10-2 = 2lg10 = 2 .
В растворах слабых кислот и оснований
ÑH = K HAII  C HAII , перейдем к рН, для чего прологарифмируем:
1
1
lg ÑH+ = - lgK HAII - lgCHAII
2
2
1
1
pH = pK HAII - lgCHAII .
2
2
(14)
Пример 1.
Вычислить рН 0,1 Н раствора муравьиной кислоты НСООН
 K HCOOH = 1,8 10-4  .
Решение.
Вычисляем рКНСООН
рКНСООН = -lg 1,8 ∙ 10-4 = - (0,25 – 4) = 3,75.
Следовательно:
1
1
1
pH =  3,75 - lg0,1 = 1,87 -  -1 = 1,87 + 0,5 = 2,37 .
2
2
2
10
2.2.
Задачи для самостоятельного решения
1. Вычислить молярную концентрацию раствора уксусной кислоты, если рН = 4,0.
2. Вычислить рН: а) 0,05 Н раствора H2SO4 (считая кислоту сильной по обеим ступеням диссоциации); б) 0,004 М раствора КОН.
3. Для раствора с рН = 3,5 рассчитать: а) молярную концентрацию
ионов Н+; б) число ионов Н+ в 1 л раствора.
4. Вычислить и сравнить рН растворов: а) 0,1 М HCl и 0,1 М
CH3СООН; б) содержащих по 5 г/л HCl и CH3COOH.
5. Рассчитать молярную концентрацию ионов ОН- в растворе с
рН = 12,5.
6. Рассчитать равновесные концентрации ионов НСОО- и Н+ в растворах с общей концентрацией: а) 0,02 моль/л НСООН; б) 4,6 г/л НСООН.
7. Во сколько раз изменится равновесная концентрация ионов Н+,
если рН раствора увеличится на: а) 1; б) на 0,1?
8. Рассчитать рН 0,05 М раствора Н3РО4.
9. Исходный 0,1 М раствор HCl прореагировал на 80% при титровании 0,1 М раствором NaOH. Вычислить рН полученного раствора.
10.Рассчитать рН 0,1 М раствора NaHCO3.
11.Рассчитать рН 0,1 М раствора NH4Cl, K NH4OH = 1,75 10-5 .
12.К 20 мл 0,1 М раствора СН3СООН прилито 2 мл 0,082 М раствора NaOH. Вычислить рН полученного раствора.
13.Вычислить рН 0,1 М раствора Na2CO3.
14.Рассчитать рН: а) 0,1 М раствора КН2РО4; б) 0,1 М раствора
К2НРО4.
15.К 200 мл 0,1 Н раствора HCl прилили 150 мл Н2О. Рассчитать
концентрацию ÑH и рН раствора.
16.К 20 мл 15% раствора HCl (ρ = 1,075) прилили 25 мл 20% NaOH
(ρ = 1,215). Определить рН раствора.
17.Рассчитать рН 30% HNO3 (ρ = 1,185).
18.Смешали 100 мл 3% СН3СООН (ρ = 1,005) и 150 мл 0,1 Н NaOH.
Определить рН раствора.
19.Рассчитать рН 37% HCl (ρ = 1,19 г/см3).
20.Рассчитать рН 9% NH4OH (ρ = 0,962 г/см3).
3.
БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ
3.1. Вычисление рН буферных смесей
Задача 1.
К 15 мл 0,03 М раствора муравьиной кислоты прибавлено 12 мл
0,15 М раствора формиата калия. Вычислить рН этой смеси.
(КНСООН = 1,77 ·10-4).
11
Решение.
Найдем концентрацию кислоты и соли после смешения данных растворов.
V1 + V2 = 15 + 12 = 27 (мл);
15  0,03
ÑHCOOH =
= 0,017 моль/л;
27
12  0,15
ÑHCOOH =
= 0,066 моль/л;
27
HCOOH
0,017
pH = pKa - lg
= -lg1,7 10-4 - lg
= 4,35 .
HCOOK
0,066
Задача 2.
Смешано 10 мл 0,2 М раствора соляной кислоты и 20 мл 0,3 М раствора аммиака. Определить рН полученного раствора K NH4OH = 1,8  10-5 .


Решение.
В результате реакции HCl и NH4OH образуется буферная смесь.
NH 4OH + HCl = NH 4Cl + H 2O .
Найдем концентрацию NH4OH и соли NH4Cl после реакции.
V1 + V2 = 10 + 20 = 30 мл.
После реакции (смешения) объем раствора станет 30 мл. Поскольку
кислоты HCl взято меньше, то она полностью прореагирует в растворе.
Образуется NH4Cl.
Задача 3.
Вычислить рН раствора, полученного смешением 40 мл 0,1 моль
раствора азотной кислоты и 60 мл 0,75 моль раствора нитрата натрия.
Решение.
Объем раствора V после смешения равен:
V = 40 + 60 = 100 (мл).
Тогда концентрация кислоты и соли равны:
0,1  40
Cкисл. =
= 0,04 моль;
100
0,75  60
Ссоли =
= 0,45 моль.
100
По справочнику находим K HNO2  5,1 104 .
При смешивании слабой азотистой кислоты с цитритом натрия образуется буферная смесь, в которой рН раствора может быть вычислен по
формуле:
C
pH = pK HNO2 - lg кисл. ;
-lgK HNO2 = pKa ;
Ссоли
0,04
pH = -lg  5,1  10-4  - lg
= 4,35 .
0,45
12
Задача 4.
Вычислить рН раствора, содержащего в 1 л 0,85 г аммиака и хлорида аммония. 1 моль аммиака составляет 17 г, тогда
0,85
10,7
C NH3 =
= 0,05 моль,
CNH4Cl =
= 0,2 моль.
17
53,5
Используя формулу для буферных растворов, вычисляем:
C
pH = 14 - pK осн. + lg осн. ;
Ссоли
0,05
ðK NH4OH = 4,75;
pH = 14 - 4,75 + lg
= 9,85.
0,2
Задача 5.
Сколько г ацетата надо добавить к 200 мл 0,2 мл 0,2 М раствора
хлористоводородной кислоты, чтобы получить раствор с рН = 4,5
KCH3COOH = 1,8 ?


Решение.
CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl .
В результате реакции образовалась уксусная кислота, концентрация
которой равна концентрации HCl (СHCl = 0,2 М). Равновесная концентрация анионов CH3COOH- определяется по разности между начальной концентрацией соли (Х) и концентрацией кислоты HCl:
CCH COO- = CCH3COONa - CHCl = X - 0,2 .
3
Подставим это выражение в формулу для определения рН буферных растворов:
x - 0,2
x - 0,2
C
;
pH = pK HA + lg соли ;
4,5 = 4,75 + lg
- 0,25 = lg
Скисл.
0,2
0,2
x - 0,2
;
1,75 =
0,2
0,5623 · 2 = Х – 0,2;
Х = 0,3125 моль/л.
Количество СН3СООNa в граммах на 200 мл равно:
0,3125  82  200
q CH3COONa =
= 5,125 г CH3COONa ,
1000
где 82 – молекулярная масса CH3COONa.
Задача 6.
Сколько миллилитров 0,5 моль раствора нитрата аммония надо добавить к 10 мл 0,12 моль раствора аммиака, чтобы получить раствор с
рН = 9,2?
Решение.
Пусть количество добавленных мл раствора нитрата аммония будет
Х мл, тогда Y мл NH4NO3, концентрация NH4OH и после добавления Х мл
NH4NO3 будет равна
13
0,12  10
0,5  X
;
С NH 4 NO3 =
.
10 + X 
10 + X 
По условию задачи рН после смешения 9,2.
Используем формулу расчета рН буферных растворов:
C
pH = 14 - pK осн. + lg осн.
Ссоли
1,2  10 + X 
1,2
1,2
9,2 = 14 - 4,75 + lg
= 14 - 4,75 + lg
- 0,05 = lg
0,5X
0,5X
10 + X   0,5X
Х = 2,70.
Задача 7.
Сколько мл 0,1 М раствора хлористоводородной кислоты надо добавить к 50 мл 0,15 М раствора двузамещенного фосфата калия, чтобы получить раствор с рН = 7,2? Ответ: 37,5 мл.
Решение.
К2HBO4 + HCl = KH2PO4 + KCl.
Пусть количество добавленных мл HCl будет Х, тогда общий объем
Y будет равен 50 + Х.
Если бы HCl не вступала в реакцию, то ее концентрация была бы:
0,1X
CHCl =
, но т.к. HCl полностью реагирует с образованием КН2РО4,
 50 + X 
0,1X
тогда CHCl = CKH2PO4 =
.
 50 + X 
0,15 + 50
C KH2PO4 =
с учетом разбавления.
 50 + X 
C NH4OH =
 0,15  50
0,1X  0,15  50 - 0,1X
;
CK2HPO4 = 

50
+
X
50
+
X
50
+
X








CKH2PO4
C
pH = pK кисл. - lg кисл. = pK кисл. - lg
.
СС
CK 2HPO4
3.2. Задачи для самостоятельного решения
1. Чему равен рН смеси, содержащей 0,2 М NH4OH и 0,02 М
NH4Cl? (Ответ: рН = 10,25).
2. Чему равен рН смеси, содержащей 0,01 М СH3COOH и 0,1 М
CH3COONa? (Ответ: рН = 5,73).
3. Каково должно быть отношение концентраций HCOOH:
HCOONa, чтобы получился раствор с рН = 2? (KHCOOH = 2 · 10-4).
(Ответ: 50:1).
4. Может ли измениться рН буферного раствора от разбавления его
водой в 10 раз?
14
5. К 100 см3 0,1 Н раствора CH3COOH прилили 100 см3 0,01 Н раствора NaOH. Вычислите рН полученного раствора. (Ответ: рН =3,80).
6. Вычислите рН раствора, полученного смешением 19 см3 6,2 Н
раствора уксусной кислоты и 1 см3 2,0 Н раствора ацетата натрия. (Ответ:
рН = 2,99).
7. К 15 мл 0,05 Н раствора уксусной кислоты прилили 20,00 см3
0,02 Н раствора едкого калия. Определите рН полученного раствора. (Ответ: 4,81).
8. К 80 см3 0,2 Н водного раствора аммиака прибавили 70,00 см3
0,2 Н раствора хлористоводородной кислоты. Вычислите рН раствора.
(Ответ: рН = 8,4).
9. Напишите уравнение реакции, объясняющие механизм действия
фосфатного (Na2HPO4 и NaH2PO4) буферного раствора.
10.К 25 мл 0,2 М раствора однозамещенного фосфата калия добавлено 15 мл раствора двузамещенного фосфата калия. Полученная смесь
разбавлена до 50 мл. Вычислите рН полученного раствора. (Ответ:
рН = 6,98).
11.Сколько г хлорида аммония надо растворить в 50 мл 1 М раствора аммиака, чтобы получить раствор с рН = 10? (Ответ: 0,467 г).
12.Сколько мл 0,5 М раствора едкого калия надо добавить к 50 мл
1 М раствора двузамещенного фосфата калия, чтобы получить раствор с
рН = 11? (Ответ: 11,2 мл).
13.Сколько мл 1%-ного раствора фосфата натрия надо добавить к
100 мл 0,05 М раствора соляной кислоты, чтобы получить раствор с
рН = 3,7? (Ответ: 64,28 мл).
14.К 20 мл 0,2 М раствора уксусной кислоты добавлено 5 мл 0,3 М
раствора едкого натра. Вычислить рН полученного раствора. (Ответ:
рН = 4,52).
15.Чему будет равен рН раствора, если к 500 мл воды прибавить 1 г
муравьиной кислоты и 1 г формиата калия? (Ответ: рН = 3,49).
16.Сколько мл 0,2 М раствора едкого натра надо добавить к 20 мл
0,2 М раствора уксусной кислоты, чтобы получить раствор с рН = 4? (Ответ: 3,05 мл).
17.Сколько мл 1%-ного раствора едкого натра надо добавить к
25 мл 0,3 М раствора уксусной кислоты, чтобы получить раствор с
рН = 4,5? (Ответ: 10,95 мл).
18.Сколько мл 0,5%-ного раствора соляной кислоты надо добавить
к 25 мл 0,2 М раствора аммиака, чтобы получить раствор с рН = 8,5? (Ответ: 31,0 мл).
19.Сколько мл 0,2 М раствора едкого натра надо добавить к 20 мл
0,2 М раствора фосфорной кислоты, чтобы получить раствор с рН = 7?
(Ответ: 27,8 мл).
15
20.Сколько мл 1%-ного раствора едкого натра надо добавить к
25 мл 0,3 М раствора фосфорной кислоты, чтобы получить раствор с
рН = 2,5? (Ответ: 21,17 мл).
21.Сколько г ацетата натрия надо добавить к 100 мл 0,15 М раствора соляной кислоты, чтобы получить раствор с рН = 5? (Ответ: 3,47 г).
22.Сколько мл 0,1 М раствора едкого натра надо добавить к 50 мл
0,2 М раствора однозамещенного фосфата натрия, чтобы получить раствор
с рН = 7? (Ответ: 38,68 мл).
23.Сколько мл 0,5 М раствора нитрата аммония надо добавить к
10 мл ?,12 М раствора аммиака, чтобы получить раствор с рН = 9,2? (Ответ: 2,7 мл).
24.Сколько мл 1%-ного раствора формиата натрия надо добавить к
100 мл 0,05 М раствора соляной кислоты, чтобы получить раствор с
рН = 3,7? (Ответ: 64,33 мл).
25.Определить ÑH и рН форматного буфера, образованного смесью 0,1 Н раствора НСООН и 1 н раствора HCOONa. Напишите уравнение
реакции взаимодействия его с небольшими количествами сильных кислот
и оснований. Объясните действие буферного раствора при добавлении
кислот и щелочей.
26.Сколько мл 0,5 М раствора едкого калия надо добавить к 50 мл
1 М раствора двузамещенного фосфата калия, чтобы получить раствор с
рН = 11? (Ответ: 11,2 мл).
27.К 50 мл 0,5 М раствора монохлоруксусной кислоты добавлено
20 мл 0,5 М раствора монохлорацетата калия. Вычислить рН полученной
смеси. (Ответ: рН = 2,46).
28.К 100 мл 0,1 М раствора фтористоводородной кислоты прибавлено 5 г фторида натрия. Вычислить рН этого раствора. (Ответ: рН = 4,25).
29.К 20 мл 1%-ного раствора нитрата аммония добавлен 1 мл 0,5 М
раствора Аммиака. Раствор разбавлен в мерной колбе до 100 мл. Вычислить рН полученного раствора. (Ответ: рН = 8,56).
30.К 50 мл 0,2 М раствора однозамещенного фосфата калия добавлено 25 мл 0,3 М раствора двузамещенного фосфата калия. Вычислить рН
полученного раствора. (Ответ: рН = 7,08).
31.Чему будет равен рН раствора, если смешать 1 объем 10%-ного
раствора аммиака с 12 объемами 0,5%-ного раствора соли аммония? (Ответ: рН = 9,8).
32.Смешаны поровну 0,5%-ный раствор аммиака и 0,5%-ный раствор хлорида аммония. Чему равен рН раствора? (Ответ: рН = 9,75).
33.К 30 мл 0,15 моль раствора уксусной кислоты добавлено 60 мл
0,075 моль раствора едкого натра. Вычислить рН полученного раствора.
(Ответ: рН = 8,72).
16
34.Рассчитать рН полученного раствора, если к 100 мл 0,0375 моль
раствора уксусной кислоты прибавлено 0,102 г ацетата натрия.
(Ответ: рН = 4,20).
35.Сколько граммов формиата натрия надо добавить к 250 мл
0,2 моль раствора хлористоводородной кислоты, чтобы получить раствор с
рН = 7,0? (Ответ: 27,80 г.).
36.Вычислить рН раствора, если к 2 л воды прибавили 23 г муравьиной кислоты и 21 г формиата калия. (Ответ: рН = 3,45).
37.Сколько миллилитров 10%-ного раствора формиата натрия надо
добавить к 100 мл 0,05 моль раствора хлористоводородной кислоты, чтобы
получить раствор с рН = 3,7? (Ответ: 6,50 мл.).
38.В 500 мл воды растворены 1 г бензойной кислоты и 2 г бензоата
натрия. Вычислить рН этого раствора. (Ответ: рН = 4,42).
39.К 100 мл 0,1 моль раствора фтористоводородной кислоты прибавлено 5 г фторида натрия. Вычислить рН полученного раствора.
(Ответ: рН = 4,25).
40.Сколько миллилитров 0,2 моль раствора NaOH надо добавить к
20 мл 0,2 моль раствора уксусной кислоты, чтобы получить раствор с
рН = 4,3? (Ответ: 5,30 мл.).
ЛИТЕРАТУРА
1. Крешков А.П. Основы аналитической химии: в 3 Т / А.П. Крешков.
М.: Химия, 1970. Т. 2. 335 с.
2. Алексеев В.Н. Количественный анализ / В.Н. Алексеев. М.: Химия,
1972. 355 с.
3. Бабко А.К. Количественный анализ / А.К. Бабко, И.В. Пятницкий.
М.: Высшая школа, 1963. 451 с.
4. Сборник вопросов и задач по аналитической химии / под ред. В.П.
Васильева / М.: Высшая школа, 1976. 234 с.
5. Янсон Э.Ю. Теоретические основы аналитической химии / Э.Ю. Янсон. М.: Высшая школа, 1985. 398 с.
6. Цитович И.К. Курс аналитической химии / И.К. Цитович. М.: Высшая школа, 1987. 302 с.
7. Толстоухов В.Н. Задачник по количественному анализу / В.Н. Толстоухов, Эфрос С.М. Л.: Химия, 1981. 161 с.
17
КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ
Методические указания к решению задач
по аналитической химии
Составили: ДЕНИСОВА Галина Петровна
ГУНЬКИН Иван Федорович
Рецензент Т.А. Рябухова
Корректор: Н.Н. Крылова
Подписано в печать
Бум. оберт.
Усл.-печ. л. 1,16(1,25)
Тираж
экз.
Заказ
Саратовский государственный технический университет
410054 г. Саратов, ул. Политехническая, 77
Ротапринт СГТУ, 410054 г. Саратов, ул. Политехническая, 77
Формат 60x84 1/16
Уч.-изд. л. 1,1
Бесплатно
18