«Контрольные задания по аналитической химии с примерами решения задач для самостоятельной работы студентов»

ГБОУ СПО

«Самарский медико-социальный колледж»

МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

«Контрольные задания

по аналитической химии

с примерами решения задач для самостоятельной работы студентов»

Специальность: 060301 Фармация

Дисциплина «Аналитическая химия»

Самара, 2013

ГБОУ СПО «Самарский медико-социальный колледж»

Методическое пособие «Контрольные задания по аналитической химии

с примерами решения задач для самостоятельной работы студентов»

– Самара, СМСК, 2013 г. – кол-во стр. - 38.

Одобрено: Составлено в соответствии с

цикловой ФГОС СПО третьего поколения

методической к минимуму содержания комиссией №4 и уровня подготовки выпускника

по специальности:

060301 Фармация

Председатель: Заместитель директора

Матюшова Е.В. ________ по учебной работе

Протокол № ___ Морозова Л.Р. ___________

«___»___________20___г.

Разработал: __________ преподаватель, к.т.н. Вдовина Е.В.

Рецензент: ___________заместитель директора по НМР Павлова Т.Н.

Аннотация:

Методическое пособие составлено в соответствии с требованиями ФГОС СПО нового поколения по специальности 060301Фармация. Решение задач один из основных приемов обучения химии. Данное методическое пособие рекомендовано для преподавателей и студентов при решении химических задач по дисциплине «Аналитическая химия».

Содержание:

Пояснительная записка……………………………………………………….. 4

1. «Теория электролитической диссоциации. Расчет pH в

растворах сильных и слабых кислот и оснований. Химическое

равновесие. Закон действующих масс»……………………........................ 5

2. « Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза»…………………... 6

3. «Гетерогенные равновесия в аналитической химии.

Произведение растворимости. Условия образования осадков»……........ 7

4. «Окислительно-восстановительные системы. Уравнение

Нернста»……………………………………………………………………… 9

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ по теме «Теоретические основы аналитической химии и качественный

анализ»………………………………………………………………………. 11

5. «Титриметрический анализ. Способы выражения концентрации

растворов и их взаимосвязь»…………………………………………………. 13

6. «Кислотно-основное титрование»………………………………………… 17

7. «Окислительно-восстановительное титрование»………………………… 23

8. «Методы комплексообразования в титриметрическом анализе. Комплексонометрическое титрование»……………………………………… 26

9. «Осадительное титрование. Аргентометрия»…………………………….. 27

10. «Гравиметрический анализ. Образование осадков»……………………. 30

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ по теме «Количественный

анализ»……………………………………………………………………… 33

Приложение 1. Обозначение важнейших физико-химических величин………………………………………………………………………… 36

Приложение 2. Формулы для решения задач по химии…………………….. 37

Рекомендуемая литература…………………………………………………… 38

Пояснительная записка

Главной задачей аналитической химии является выработка у будущих фармацевтов навыков проведения качественного и количественного анализа неорганических и органических веществ, широко используемых в фармации. Одним из интереснейших разделов является решение задач. Практика показывает, что решение задач требует математического, а иногда нестандартного мышления. Для развития химической логики полезно решать расчетные задачи. Задачи обычно предлагаются при закреплении теоретического материала, при проведении текущего и промежуточного контроля по аналитической химии.

Методическое пособие «Контрольные задания по аналитической химии с примерами решения задач для самостоятельной работы студентов» по дисциплине «Аналитическая химия» составлено в соответствии с ФГОС СПО нового поколения по специальности 060301 Фармация. Материал, который предлагается для рассмотрения, рассчитан на студентов очной и очно-заочной форм обучения II и III курсов и охватывает несколько важнейших тем курса аналитической химии: «Теория электролитической диссоциации. Расчет pH в растворах сильных и слабых кислот и оснований. Химическое равновесие. Закон действующих масс», «Гидролиз солей», «Гетерогенные равновесия в аналитической химии», «Окислительно-восстановительные системы. Уравнение Нернста», «Титриметрический анализ» и контрольные задания для самостоятельной работы обучающихся.

В результате освоения дисциплины студент должен уметь проводить качественный и количественный анализ химических веществ, в том числе лекарственных средств; должен знать теоретические основы аналитической химии, методы качественного и количественного анализа неорганических и органических веществ, в том числе физико-химические.

Автор надеется, что предложенная технология обучения поможет студентам в овладении навыками решения задач по аналитической химии.

Тема 1. «Теория электролитической диссоциации. Расчет pH в растворах сильных и слабых кислот и оснований. Химическое равновесие. Закон действующих масс»

При выполнении задач по этой теме важно правильно применять основные положения теории электролитической диссоциации для написания уравнений диссоциации сильных и слабых электролитов. Используя константы кислотности (К_а) и основности (К_в) необходимо уметь выводить формулы для расчета [Н⁺], [ОН^-] и рН, рОН в растворах слабых кислот и оснований, а также в присутствии их солей. Следует изучить механизм действия буферных растворов и использование их в систематическом ходе анализа. Это способствует формированию у обучающихся общих компетенций ОК 2, ОК 3 и овладению профессиональными компетенциями ПК 2.1, ПК 2.2, ПК 2.3.

Пример 1. Рассчитать рН в 0,025 М растворе хлороводородной кислоты.

Решение:

HCl ↔ H⁺ + Cl^-

[Н⁺] = c(HCl) = 0,025 моль/л

рН = -lg[Н⁺] = -lg0,025 = 1,6.

Пример 2. Рассчитать рН 0,015 М раствора муравьиной кислоты. Как изменится рН, если к 20 мл этого раствора прибавить 25 мл 0,01 М раствора формиата натрия?

Решение:

НСООН → НСОО^- + Н⁺

До добавления формиата натрия [Н⁺] = [НСOO^-]

рН = -lg[Н⁺] = 2,79.

Рассчитаем концентрации муравьиной кислоты и формиата натрия после смешивания растворов:

При добавлении формиата натрия диссоциация муравьиной кислоты подавлена, следовательно [HCOO^-] = c(HCOONa) = 0,0055 моль/л

рН = 3,67.

При добавлении формиата натрия рН раствора повышается за счет подавления диссоциации муравьиной кислоты в присутствии одноименного иона.

Тема 2. « Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза»

В водных растворах соли, содержащие катионы слабых оснований, и анионы слабых кислот подвергаются гидролизу, то есть взаимодействуют с протонами или гидроксильными группами нейтральных молекул воды. В растворах устанавливается гидролитическое равновесие, которое характеризуется константой гидролиза (Кh). При изучении этой темы необходимо обратить внимание на правильное написание уравнений реакций гидролиза в ионном виде и выражение константы гидролиза. Уметь выводить расчетные формулы степени гидролиза (h) и рН растворов гидролизующихся солей, знать факторы, влияющие на гидролиз. Эта тема способствует формированию у обучающихся общих компетенции ОК 2, ОК 3 и овладению профессиональными компетенциями ПК 1.1, ПК 2.3.

Пример 1. Вычислить [H⁺] и pH 0,005 M NH₄NO₃, а также степень и константу гидролиза NH₄NO₃.

Решение: Составляем уравнение реакции гидролиза:

NH₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺.

Рассчитываем концентрацию H⁺-ионов по формуле:

.

Степень гидролиза h рассчитываем по формуле:

.

Константу гидролиза К_г рассчитываем по формуле:

.

Тема 3. «Гетерогенные равновесия в аналитической химии. Произведение растворимости. Условия образования осадков»

Гетерогенные равновесия устанавливаются на границе раздела фаз (осадок - насыщенный раствор над осадком). Данное равновесие характеризует константа растворимости (K_s) или произведение растворимости (ПР). Используя значения ПР (K_s) необходимо уметь рассчитывать молярные (моль/л) и массовые (г/л) концентрации ионов в растворе малорастворимого соединения в воде и в присутствии одноименных ионов. Следует знать условие образования осадков и уметь решать вопрос о возможности их образования при смешивании растворов. Эта тема способствует формированию у обучающихся общих компетенции ОК 2, ОК 3 и овладению профессиональными компетенциями ПК 2.1, ПК 2.2, ПК 2.3.

Пример 1. Рассчитать молярную (моль/л) и массовую (г/л) растворимость сульфата кальция, если ПP(CaSO₄)=2,5·10^-5.

Решение:

Запишем равновесие в рассматриваемой системе:

CaSO₄ → Са²⁺ + SO₄^2-.

Обозначим молярную концентрацию соли в насыщенном растворе (растворимость) - s (моль/л), тогда [Са²⁺] = [SO₄^2-] = s.

Запишем выражение ПР:

ПР = [Са²⁺][SO₄^2-] = s², .

Массовая растворимость сульфата кальция будет равна:

S(г/л) = s(моль/л) · M(CaSO₄)= 5·10^-3·136 = 0,68 г/л.

Пример 2.

Смешали 500 мл 0,002 М раствора хлорида бария и 500 мл 0,001 М раствора сульфата калия. Выпадет ли в этих условиях осадок сульфата бария? ПР(BaSO₄) = 1,1·10^-10.

Решение: Условие образования осадков: произведение концентрации ионов должно быть больше произведения растворимости ПКИПР.

ПКИ = с(Ва²⁺)·c(SO₄^2-).

При смешивании равных объемов растворов, концентрации ионов уменьшаются в 2 раза, следовательно:

[Ва²⁺] = с(ВаСl₂) = 0,001 моль/л

[SO₄^2-] = c(K₂SO₄)=0,0005 моль/л

ПКИ = 0,001·0,0005 = 5·10^-7, ПКИПР, осадок выпадает.

Пример 3. Рассчитать растворимость фосфата серебра в 0,02 М растворе фосфата натрия. ПР(Ag₃PO₄) = 1,3·10^-20.

Решение: Запишем уравнения равновесий для данной системы:

Ag₃PO₄ ↔ 3Ag⁺ + PO₄^3-

Na₃PO₄ → 3Na⁺ + PO₄^3-

ПР(Ag₃PO₄) = [Ag⁺]³[PO₄^3-].

Обозначим растворимость фосфата серебра в насыщенном растворе через s, тогда [Ag⁺]=3s, в присутствии одноименного иона растворимость фосфата серебра понижается, поэтому равновесная концентрация фосфат-иона будет определяться концентрацией фосфата натрия

[PO₄^3-] = c(Na₃PO₄) = 0,02 моль/л.

Подставим эти обозначения в выражение ПР: ПP(Ag₃PO₄) = s³·c(Na₃PO₄)

Тема 4. «Окислительно-восстановительные системы.

Уравнение Нернста»

Количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности редокс-пары являются значения стандартного и реального окислительно-восстановительного потенциала. Реальный окислительно-восстановительный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста. При изучении этой темы следует обратить внимание на правильное написание уравнения Нернста для различных случаев окислительно-восстановительных систем: с участием твердых веществ, с участием ионов водорода и гидроксид-ионов и т.д., а также на расчет потенциала с учетом равновесных концентраций. Уравнения окислительно-восстановительных реакций необходимо составлять электронно-ионным методом. Молекулярные уравнения составлять не следует. На основании стандартных окислительно-восстановительных потенциалов уметь определять направление протекания реакций. Обратить особое внимание, как меняется величина потенциала системы при образовании комплексного и малорастворимого соединения. Эта тема способствует формированию у обучающихся общих компетенции ОК 2, ОК 3 и овладению профессиональными компетенциями ПК 2.1, ПК 2.2, ПК 2.3.

Пример 1. Составить уравнение реакции между перманганат-ионом и пероксидом водорода в кислой среде электронно-ионным методом и записать уравнения Нернста для окислительно-восстановительных систем.

Решение:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + H₂O x2

Н₂О₂ - 2е → O₂ + 2H⁺ x5

2МnО₄^- + 5Н₂О₂ + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5О₂ + 8Н₂О

Составляем уравнения Нернста для окислительно-восстановительных систем:

Пример 2. Можно ли в кислой среде действием дихромата калия окислить: a) Fe²⁺ до Fe³⁺; б) Мn²⁺ до МnО₄^-?

Решение: Для решения вопроса необходимо сравнить стандартные окислительно-восстановительные потенциалы окислительно-восстановительных систем. Более сильным окислителем будет окисленная форма той системы, стандартный окислительно-восстановительный потенциал которой больше.

Потенциал системы Cr₂O₇^2-/Cr³⁺, больше, чем потенциал системы Fe³⁺/Fe²⁺ и меньше, чем потенциал системы МnО₄^-/Мn²⁺, следовательно, Fe²⁺ можно окислить до Fe³⁺ действием дихромата калия, а Мn²⁺ до МnО₄^- не окисляется.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ по теме

«Теоретические основы аналитической химии

и качественный анализ»

1. По каким принципам объединяют вещества в аналитические группы? Групповые реагенты и группы катионов в кислотно-основном методе анализа.

2. Составьте схемы дробного и систематического анализа смеси катионов: Pb²⁺, Al³⁺, Fe³⁺, Ni²⁺. Напишите уравнения реакций обнаружения этих катионов (в молекулярной и ионной формах).

3. Можно ли действием дихромата калия в кислой среде окислить Fe²⁺ до Fe³⁺, AsО₃^3- до AsО₄^3-, Мn²⁺ до МnО₄^-, SО₃^2- до SО₄^2-, SО₄^2- до S₂О₈^2-. Написать уравнения протекающих реакций с помощью электронно-ионного метода.

4. Составьте схемы дробного и систематического анализа смеси катионов: NH₄⁺, Ca²⁺, Mn²⁺. Напишите уравнения реакций обнаружения этих катионов (в молекулярной и ионной формах).

5. Составьте схемы дробного и систематического анализа смеси катионов: Ag⁺, Cu²⁺, Fe³⁺. Напишите уравнения реакций обнаружения этих катионов (в молекулярной и ионной формах).

6. Смесь сухих солей: нитрат ртути (I), хлорид хрома (III), нитрат цинка растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему анализа, уравнения реакций в ионном виде для разделения, растворения образующихся осадков и обнаружения присутствующих в растворе катионов.

7. Составьте уравнения реакций в ионном виде, происходящие при действии иодида калия на раствор, содержащий: a) Bi(NO₃)₃, б) CuCl₂, в) Na₂HAsO₄.

8. Смесь сухих солей: нитрат серебра, нитрат ртути (П), хлорид хрома (III), нитрат марганца (II), нитрат свинца растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему хода анализа, уравнения реакций в ионном виде для разделения, растворения образующихся осадков и обнаружения присутствующих в смеси катионов.

9. Смесь сухих солей: нитрат серебра, хлорид бария, нитрат хрома (III), хлорид сурьмы (III) растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему анализа, уравнения реакций в ионном виде для разделения, растворения образующихся осадков и обнаружения присутствующих в смеси катионов.

10. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным методом, если на раствор, содержащий а) ионы Cr³⁺, подействовать пероксидом водорода в щелочной среде, б) ионы Cr₂O₇^2-, подействовать пероксидом водорода в кислой среде.

11. Смесь сухих солей: сульфат калия (недостаток), хлорид аммония, нитрат стронция, хлорид кальция, хлорид бария растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему хода анализа, уравнения реакций в ионном виде разделения, растворения образующихся осадков и обнаружения присутствующих в смеси катионов.

12. Смесь сухих солей: сульфат калия, хлорид аммония, нитрат стронция, хлорид кальция, хлорид бария растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему хода анализа, уравнения реакций в ионном виде разделения, растворения образующихся осадков и обнаружения присутствующих в смеси катионов.

13. Смесь сухих солей: карбонат калия, хлорид хрома (III), хлорид железа (III), нитрат меди (II) растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему анализа, уравнения реакций в ионном виде разделения, растворения образующихся осадков и обнаружения присутствующих в смеси катионов и анионов.

14. Смесь сухих солей: хлорид сурьмы (III), нитрат висмута, нитрат свинца (II), хлорид марганца (II), хлорид меди (II) растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему хода анализа и уравнения реакций в ионном виде разделения, растворения образующихся осадков и обнаружения присутствующих в смеси катионов.

15. Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза и рН в 0,09 M растворе бромида аммония. Выведите формулы для расчета.

16. В 12 л воды растворили 0,01 г бромида калия и прибавили 1 мл 0,1 М раствора нитрата серебра. Будет ли образовываться осадок бромида серебра?

17. Рассчитать молярную растворимость (моль/л) и массовую растворимость (г/л) фосфата бария в 0,025 М растворе фосфата натрия.

18. Образуется ли осадок сульфата свинца, если к насыщенному раствору хлорида свинца прибавить равный объем 0,2 М раствора серной кислоты.

19. Выпадет ли осадок сульфата бария, если смешать 0,15 мл 0,1 М раствора сульфата натрия и 2 мл 0,001 М раствора хлорида бария?

20. Рассчитать сколько молей серебра находится в 500 мл насыщенного раствора хромата серебра.

21. Рассчитать молярную (моль/л) и массовую (г/л) растворимость сульфата кальция.

22. Чему равна концентрация ионов водорода в 0,05 М растворе бензойной кислоты? Во сколько раз присутствие 0,1 М бензоата натрия понижает эту концентрацию?

23. Образуется ли осадок сульфата стронция, если к 0,2 М раствору хлорида стронция прибавить равный объем сульфата кальция?

24. Рассчитайте произведение растворимости свежеосажденного гидроксида магния Mg(OH)₂, если в 500 мл его насыщенного раствора содержится 1,55∙10^-2 г этого соединения.

Ответ: 6,01∙10^-10.

25. Какая масса свинца (в г) содержится в 1 л насыщенного водного раствора сульфата свинца PbSO₄, если его произведение растворимости равно 1,6∙10^-8.

Ответ: 2,61∙10^-2 г.

26. Сколько граммов фосфата бария растворится в 100 мл 0,2 М раствора фосфата натрия?

27. Будет ли образовывать осадок сульфата кальция, если к 0,1 М раствору хлорида кальция добавить равный объем 0,1 М раствора серной кислоты?

28. В 1 л воды растворяется 0,04892 г йодата серебра. Рассчитать ПР йодата серебра.

29. К 20 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты добавили 40 мл 0,05 М раствора гидроксида аммония. Рассчитать рН полученного раствора.

30. Рассчитать концентрацию ионов водорода, рН, степень диссоциации в растворе 0,2 М уксусной кислоты.

31. Рассчитайте рН водного 0,36%-го раствора хлороводородной кислоты HCl. Плотность раствора принять равной единице.

Ответ: 1,09.

32. Рассчитайте рН водного 0,33-%го раствора азотной кислоты HNO₃. Плотность раствора принять равной единице.

Ответ: 1,35.

Тема 5. «Титриметрический анализ. Способы выражения концентрации растворов и их взаимосвязь»

При изучении данной темы основное внимание следует обратить на классификацию методов объемного анализа по типу химической реакции, лежащей в основе титрования. Эта тема способствует формированию у обучающихся общих компетенции ОК 2, ОК 3 и овладению профессиональными компетенциями ПК 2.1, ПК 2.2, ПК 2.3. Так как в титриметрии используют стандартные растворы титрантов с известной концентрацией, важно твердо знать способы выражения концентраций и уметь делать пересчеты концентраций, а также расчеты, связанные с приготовлением стандартных растворов и их разбавлением. В аналитической химии используют следующие способы выражения концентраций: молярная, нормальная, титр и титр по определяемому веществу.

В основе всех количественных расчетов результатов анализа лежит закон эквивалентов. Число молей эквивалентов определяемого вещества равно числу молей эквивалентов титранта. Следует различать, какой метод: прямого титрования или титрования по избытку - используется в данном определении. В прямом титровании всегда используют один стандартный раствор - титрант, в методе обратного титрования - два титранта. Определив способ титрования, соответствующим образом составляется выражение закона эквивалентов. Число молей эквивалентов титранта целесообразно определять, используя заданную концентрацию титранта, титр или титр по определяемому веществу, не проводя лишних пересчетов от одной концентрации к другой. Все расчеты в объемном анализе проводят с точностью в четыре значащие цифры.

Пример 1. Из 2,500 г Na₂CO₃ приготовили 500,0 мл раствора. Рассчитать для этого раствора: а) молярную концентрацию, б) молярную концентрацию эквивалента, в) титр, г) титр по HCl.

Решение:

а) Молярная концентрация - это количество молей вещества, содержащееся в 1 литре раствора. n (Na₂CO₃) в 500 мл. Тогда в 1 литре или в 1000 мл содержится:

Таким образом, С(Na₂CO₃)=0,04717 моль/л.

б) Если не оговорено особо, то в основе титрования предполагается реакция: Na ₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂CO₃

и фактор эквивалентности равен 1/2.

Молярная масса эквивалента, следовательно, равна ¹/₂М(Na₂CO₃).

или

.

в) По определению титр - это масса вещества в граммах, содержащаяся в 1 мл раствора. Тогда

г) Титр по определяемому веществу - это количество граммов определяемого вещества, которое эквивалентно 1 мл раствора соды.

Титр раствора Na₂CO₃ по HCl можно рассчитать, например, исходя из молярной концентрации эквивалента раствора Na₂CO₃.(¹/₂Na₂CO₃) - число молей эквивалентов Na₂CO₃ в 1 литре или 1000 мл раствора,(¹/₂Na₂CO₃)/1000 - число молей эквивалентов Na₂CO₃ в 1 мл раствора.

По закону эквивалентов столько же эквивалентов HCl соответствует 1 мл раствора соды.

[C(¹/₂Na₂CO₃)/1000]∙M(HCl) - масса HCl в граммах, соответствующая 1 мл раствора Na₂CO₃, т.е.

г/мл.

Пример 2. Определить массу Na₂CO₃ в 250,0 мл раствора, если на титрование 25,00 мл этого раствора с индикатором метиловым оранжевым израсходовано 20,20 мл раствора HCl с концентрацией 0,1010 моль/л.

Решение.

Прямое титрование. Навеска определяемого вещества или аликвотная часть анализируемого раствора титруется непосредственно титрантом. Определяем молярную массу эквивалента Na₂CO₃. C данным индикатором титрование идет по реакции:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂ (г).

Фактор эквивалентности Na₂CO₃ равен ¹/₂.

Закон эквивалентов в этом случае имеет вид:

n(¹/₂Na₂CO₃) = n(HCl) и M(¹/₂Na₂CO₃) = 53,00 г/моль(Na₂CO₃) = n(¹/₂Na₂CO₃)∙¹/₂M(Na₂CO₃).

Количество вещества эквивалентов HCl равно:

n(HCl) = C(HCl)∙V(HCl).

Объем титранта переводится в литры и, учитывая, что на титрование взята аликвотная часть исследуемого раствора, равная отношению V_колбы/V_{пипетки} = 250/25, получаем:

г.

Пример 3.

Титрование по остатку (обратное).

Образец аммония хлорида массой 0,1500 г растворили в воде, добавили 30,00 мл 0,1150 моль/л раствора KOH и полученный раствор прокипятили до полного удаления аммиака. На титрование остатка избытка щелочи израсходовано 6,30 мл раствора серной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,1050 моль/л. Определить массовую долю аммиака в образце.

Решение.

В данном способе титрования к определяемому раствору добавляется известный избыток титранта (I). Затем избыток непрореагировавшего титранта (I) оттитровывают титрантом (II). Закон эквивалентов для обратного титрования имеет вид:

Фактор эквивалентности аммиака в реакциях кислотно-основного взаимодействия равен единице.

М(NH₃) = 17,03 г/моль.

Записываем закон эквивалентов:

n(KOH) = n(NH₃) + n(¹/₂H₂SO₄)(NH₃) = C(KOH)∙V(KOH)∙10^-3 - C(¹/₂H₂SO₄)∙V(H₂SO₄)∙10^-3

10^-3 - пересчет объемов титрантов в литры.(NH₃) = (0,1150 моль/л ∙ 30,00∙10^-3 л - 0,1050 моль/л ∙ 6,30∙10^-3)∙17,03 г/моль = 0,04748 г

Тема 6. «Кислотно-основное титрование»

В основе кислотно-основного титрования лежит реакция нейтрализации, и в процессе титрования изменяется рН раствора. Поэтому при изучении данной темы необходимо уметь правильно определять состав раствора и рассчитывать рН в ходе титрования. Для правильного выбора индикатора важно знать, что такое точка эквивалентности, скачок рН, точка начала скачка и конца, чем определяется величина скачка рН, что такое интервал перехода окраски индикатора и его показатель титрования - рТ. Эта тема способствует формированию у обучающихся общих компетенции ОК 2, ОК 3 и овладению профессиональными компетенциями ПК 2.1, ПК 2.3.

Пример 1. Рассчитать скачок титрования 10,00 мл 0,2 М раствора NaOH 0,1 М раствором HCl. Скачок титрования определяется в пределах 0,1% между недостатком и избытком титранта от эквивалентного количества.

В точке начала скачка раствор NaOH недотитрован на 0,1%, т.е. нейтрализация проведена на 99,9%. Рассчитаем добавленный объем HCl в точке начала скачка. Эквивалентный объем HCl равен:

мл

Составим пропорцию: 20 мл -------- 100%

V(HCl) ------- 99,9%

мл.

Концентрация неоттитрованного количества NaOH:

рОН = -lg[OH^-] = 4,17= 14 - 4,17 = 9,83.

В точке конца скачка титрования раствор перетитрован на 0,1%.

Объем добавленной HCl, очевидно, равен 20,02 мл

рН = 4,17.

Ответ: скачок титрования лежит в пределах от 9,83 до 4,17.

Пример 2. Рассчитать рН в точке эквивалентности и скачок титрования 20 мл 0,1 М раствора муравьиной кислоты (К_HCOOH = 1,8∙10^-4) 0,2 М раствором KOH. Подобрать индикатор.

Решение.

Напишем уравнение реакции: НСООН + KOH = HCOOK + H₂O.

рН в точке эквивалентности определяется гидролизом соли:

HCOO^- + H₂O = HCOOH + OH^-, рН7.

В точке эквивалентности объем титранта (КОН) равен:

мл

моль/л

Точка начала скачка соответствует рН нейтрализации на 99,9%, т.е. раствор кислоты недотитрован на 0,1%.

Если 10 мл составляют 100%

х --------------- 99,9%

х = 9,99 мл.

Было кислоты 0,1∙20 = 2 ммоль-экв

Добавлено щелочи 0,2∙9,99 = 1,998 ммоль-экв

Осталось кислоты 2-1,998 = 0,002 ммоль-экв

Образовалось соли 1,998 ммоль-экв

В данной точке титрования раствор представляет собой буферную систему: слабая кислота и соль этой кислоты.

Расчет рН проводим, исходя из константы кислотности.

,

так как объемы сокращаются, то вместо концентрации можно подставлять количество вещества эквивалентов кислоты и соли.

.

Концентрацию кислоты и соли можно заменить прямо процентом оттировки.

.

В точке конца скачка раствор перетитрован на 0,1%, т.е. добавлено 10,01 мл 0,2 н. КОН:

;

Таким образом, при титровании муравьиной кислоты раствором гидроксида калия рН в точке эквивалентности равен 8,29, область скачка лежит в интервалах рН от 6,75 до 9,83. Индикатор - фенолфталеин (рТ_инд. = 9).

При проведении количественных расчетов в методе кислотно-основного титрования используется закон эквивалентов. Особое внимание следует обратить на используемые индикаторы, с тем чтобы правильно определить фактор эквивалентности реагирующих веществ.

Пример 3.

Из водного раствора, объемом 100 мл, содержащего смесь гидроксида и карбоната натрия, отобрали аликвотную часть - 20 мл раствора для определения щелочи и карбоната при их совместном присутствии методом ацидиметрического титрования раствором HCl с молярной концентрацией титранта c(HCl)=0,1000 моль/л. Титрование проводили в присутствии двух индикаторов: вначале - по фенолфталеину, затем - по метиловому оранжевому.

Вначале оттитровывается (по фенолфталеину) вся щелочь и карбонат до бикарбоната (что эквивалентно половине карбоната, присутствующего в растворе):

HCl + NaOH = NaCl + H₂O+ Na₂CO₃ = NaCl + NaHCO₃

На это расходуется объем титранта, равный V₁(HCl).

При дальнейшем прибавлении раствора HCl оттитровывается (по метиловому оранжевому) бикарбонат (что эквивалентно второй половине карбоната, присутствующего в исходном растворе):

HCl + NaHCO₃ = NaCl + H₂CO₃ = NaCl + CO₂ + H₂O.

Общий объем титранта, израсходованного на оба титрования, составляет V₂(HCl).

Рассчитайте концентрацию, титр, и массу гидроксида натрия и карбоната натрия в исходном растворе, если на титрование аликвоты 20 мл раствора затрачено V₁=18 мл и V₂=22 мл раствора титранта.

Решение:

1) Рассчитаем объем раствора титранта, затраченного отдельно на титрование карбоната натрия и гидроксида натрия. На титрование бикарбоната, что эквивалентно титрованию половине карбоната, присутствующего в исходном растворе, затрачено V₂ - V₁ = 22 - 18 = 4 мл раствора титранта. Следовательно, на титрование всего карбоната израсходовано в два раза больше титранта, т.е. 2(V₂ - V₁) = 2∙4 = 8 мл.

На титрование щелочи потребовался объем титранта V₂ - 2(V₂ - V₁) = 22 -8 = 14 мл.

2) Рассчитаем концентрацию, титр и массу карбоната натрия в анализируемом растворе, исходя из закона эквивалентов. Количества эквивалентов карбоната натрия и HCl равны между собой: n(¹/₂Na₂CO₃)=n(HCl). Поскольку количество эквивалента вещества в растворе равно произведению молярной концентрации эквивалента на объем раствора, то

c(¹/₂Na₂CO₃)V(¹/₂Na₂CO₃)=c(HCl)V(HCl).

Отсюда находим молярную концентрацию эквивалента карбоната натрия в растворе:

c(¹/₂Na₂CO₃)=c(HCl)V(HCl)/V(Na₂CO₃)=c(HCl)∙2(V₂-V₁)/V(Na₂CO₃)=

=0,1∙8/20=0,0400 моль/л.

Молярная концентрация карбоната натрия в растворе равна

c(Na₂CO₃)=с(¹/₂Na₂CO₃)/2=0,0400/2=0,0200 моль/л.

Рассчитаем титр раствора по карбонату натрия:

Т(Na₂CO₃)=с(Na₂CO₃)М(Na₂CO₃)∙10^-3=0,02∙105,989∙10^-3=0,002120 г/моль.

Рассчитаем массу карбоната натрия в V=100 мл исходного раствора:

m(Na₂CO₃)=T(Na₂CO₃)V=0,002120∙100=0,2120 г.

3) Аналогично рассчитаем концентрацию, титр и массу гидроксида натрия в исходном растворе. Очевидно, что

n(NaOH)=n(HCl), c(NaOH)V(NaOH)=c(HCl)V(HCl).

Молярная концентрация гидроксида натрия

c(NaOH)=c(HCl)V(HCl)/V(NaOH)=c(HCl)[V₂-2(V₂-V₁)]/V(NaOH)=

=0,1∙14/20=0,0700 моль/л.

Титр раствора по гидроксиду натрия

Т(NaOH)=c(NaOH)М(NaOH)∙10^-3=0,07∙39,9971∙10^-3=0,002800 г/мл.

Масса гидроксида натрия в исходном растворе объемом V=100 мл:

m(NaOH)=Т(NaOH)V=0,002800∙100=0,2800 г.

Тема 7. «Окислительно-восстановительное титрование»

Для усвоения данной темы нужно вспомнить теорию окисления-восстановления, написание окислительно-восстановительных реакций, электронно-ионных полуреакций, уметь рассчитывать эквивалентные массы веществ, участвующих в окислении-восстановлении, определять направление реакций, делать расчеты по уравнению Нернста, понимать влияние концентрации и рН среды на направление реакций, знать факторы, влияющие на скорость окислительно-восстановительного титрования.

При построении кривой титрования в данном методе рассчитывают равновесный окислительно-восстановительный потенциал по уравнению Нернста в каждой точке кривой. При этом до точки эквивалентности расчет удобнее проводить по системе определяемого вещества, а после точки эквивалентности по системе титранта. Методы окисления-восстановления классифицируют по используемому титранту. Следует знать важнейшие из них, такие как: перманганатометрия, йодометрия, броматометрия, хроматометрия. Особое внимание надо обратить на приготовление рабочих растворов, их стандартизацию, используемые в каждом методе индикаторы. Эта тема способствует формированию у обучающихся общих компетенции ОК 2, ОК 3 и овладению профессиональными компетенциями ПК 2.1, ПК 2.2, ПК 2.3.

Пример 1. Вычислить значение окислительно-восстановительного потенциала (по отношению к водородному электроду) в растворе, полученном при приливании к 50 мл 0,2 н. раствора Na₂S₂O₃ 20 мл 0,2 н. раствора I₂:

E⁰(S₄O₆^2-|S₂O₃^2-)=+0,09 B, E⁰(I₂|I^-)=+0,54 B.

Решение.

Пишем уравнение реакции:

S₂O₃^2- + I₂ = S₄O₆^2- + 2I^-

I₂ + 2ē → 2I^-

S₂O₃2^- - 2ē → S₄O₆^2- + 2I^-

¹/_z(S₂O₃^2-) = 1, ¹/_z(I₂) = ¹/₂, ¹/_z(S₄O₆^2-) = ¹/₂.

В данной точке значение потенциала рассчитывают

по системе ₄O₆^2-/2S₂O₃^2-,

так как она лежит до точки эквивалентности.

Согласно уравнению Нернста:

рассчитываем [S₄O₆^2-] и [S₂O₃^2-]:

Было S₂O₃^2- 0,1∙50=5 ммоль-экв

Добавлено I₂ 0,2∙20=4 ммоль-экв

Осталось S₂O₃^2- 5-4=1 ммоль-экв

Образовалось S₄O₆^2- 4 ммоль-экв.

Так как в уравнении Нернста входят молярные концентрации ионов, число ммоль S₄O₆^2- = ¹/₂∙4 = 2 ммоль.

моль/л

моль/л

При проведении количественных расчетов следует особое внимание обратить на окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в процессе титрования. Решая конкретную задачу, обязательно пишут уравнение реакции и по ней определяют фактор эквивалентности. В данном методе помимо методов прямого и обратного титрования часто используют метод косвенного титрования (метод замещения).

Пример 2.

Из 5,00 г сплава, содержащего свинец, последний рядом операций перевели в PbCrO₄. Действием на этот осадок кислоты и KI был выделен I₂, на титрование которого пошло 10,20 мл 0,1031 н. раствора Na₂S₂O₃. Рассчитать процентное содержание свинца в сплаве.

Решение.

В задаче использован метод замещения.

Схема определения:

Pb²⁺ + CrO₄^{2 -}→ PbCrO₄ + H⁺ → Pb²⁺ + Cr₂O₇^2- → Cr₂O₇^2- + I^- → Cr³⁺ + I₂ →

I₂ + S₂O₃^2- → I^- + S₄O₆^2-

Уравнения реакций окисления-восстановления:

Cr₂O₇^2- + 6I^- + 14H⁺ = 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3I₂₂O₇^2- +14H⁺ + 6ē = 2Cr³⁺ + 7H₂O |

I^- - 2ē → I₂₂ + 2S₂O₃2^- = S₄O₆^2- + 2I^-

S₂O₃^2- - 2ē = S₄O₆^2-₂ + 2ē = 2I^-.

Фактор эквивалентности определяемого вещества (свинца) в данном случае находят по иону CrO₄^2-, а для данного иона он равен ¹/_{3 4}^2- + 8H⁺ + 3ē = Cr³⁺ + 4H₂O

Записываем закон эквивалентов:

Тема 8. «Методы комплексообразования в титриметрическом анализе. Комплексонометрическое титрование»

Методы комплексообразования используют, прежде всего, для определения ионов металлов-комплексообразователей. Необходимо знать важнейшие комплексоны, правильно писать их формулы, уравнения реакций с ионами металлов различной степени окисления. Одним из методов, основанных на реакции комплексообразования, является метод меркуриметрического титрования. Необходимо знать, как готовят рабочий раствор, его стандартизацию, индикаторы, примеры определения ионов. Эта тема способствует формированию у обучающихся общих компетенции ОК 2, ОК 3 и овладению профессиональными компетенциями ПК 2.1, ПК 2.2, ПК 2.3.

Важнейшим методом определения содержания ионов металлов является метод комплексонометрии. Наиболее часто используется комплексон III - трилон Б. Следует знать его структурную формулу, уметь писать реакции комплексообразования с трилоном Б и структуру его комплексов с различными ионами.

С различной прочностью комплексов связаны условия титрования. Поэтому важно обратить внимание на роль кислотности среды при образовании комплексов и, следовательно, на роль буферных растворов при проведении титрования.

Необходимо помнить важнейшие индикаторы, используемые в методе комплексонометрии, понимать механизм действия металл-индикаторов.

Для количественных определений в данном методе используются как обычные методы - прямого титрования и по остатку, так и особый метод - заместительное титрование с применением комплексоната магния.

Следует знать примеры определения ряда ионов: кальция, магния, алюминия, кобальта, меди, кальция и магния при совместном присутствии. Так как при комплексообразовании выделяется два иона Н⁺, фактор эквивалентности трилона Б принимают равным ¹/₂. Поэтому и любой ион металла, определяемый комплексонометрически, имеет фактор эквивалентности равный ¹/₂. При решении задач в методе комплексонометрического титрования иногда целесообразнее расчет вести через моли, помня, что всегда 1 молекула трилона Б реагирует с одним ионом металла, независимо от его степени окисления.

Пример 1. Определить содержание Na₂SO₄∙10H₂O в граммах на литр, если к 10,00 мл этого раствора добавлено 50,00 мл 0,1000 М раствора Pb(NO₃)₂, избыток Pb(NO₃)₂ оттитрован 10,00 мл 0,09000 М раствора Комплексона III.

Решение.

Задача на титрование по остатку. Закон эквивалентов в этом случае можно записать с использованием молярной концентрации трилона Б, и учесть, что это косвенный метод и сульфат натрия определяется по осадку PbSO₄. Тогда: (Pb(NO₃)₂) = n(Na₂SO₄∙10H₂O) + n(Тр.Б).

Учитывая аликвоту, равную 1000/10, получаем:

г/л.

Тема 9. «Осадительное титрование. Аргентометрия»

При изучении данной темы следует обратить внимание на требования, предъявляемые к реакциям осаждения, используемым в объемном анализе, на причины сравнительно ограниченного числа ионов, определяемых данным методом. Следует различать, что в зависимости от иона-осадителя методы осаждения подразделяют на аргентометрию, роданометрию, меркурометрию. Особо важным является вопрос о способах фиксирования конца титрования. В осадительном титровании используют индикаторы, действующие по разному принципу:

а) образующие с титрантом цветной комплекс (метод Фольгарда);

б) образующие с титрантом цветной осадок (метод Мора);

в) адсорбционные индикаторы (метод Фаянса) и т.д.

При рассмотрении отдельных методов осадительного титрования рекомендуется отметить достоинства и недостатки каждого из них. Следует знать важнейшие титранты осадительного титрования (AgNO₃, Hg₂(NO₃)₂), знать, как готовят их растворы, определяют точную концентрацию, какие ионы можно определить с каждым из них. Знать индикаторы и уметь объяснить принцип их действия в различных случаях титрования. Уметь писать уравнения реакций, знать условия их выполнения.

Расчет кривых титрования в методах осаждения проводится, исходя из константы соответствующего гетерогенного равновесия Кs (ПР). Эта тема способствует формированию у обучающихся общих компетенции ОК 2, ОК 3 и овладению профессиональными компетенциями ПК 2.1, ПК 2.2, ПК 2.3.

Пример 1. Вычислить pBr и pAg при титровании 100 мл 0,1 н. раствора KBr 0,1 н. раствором AgNO₃, если добавлено а) 99 мл, б) 100 мл, в) 110 мл титранта. ПР_AgBr = 7,7∙10^-13.

Решение.

Титрование основано на реакции: KBr + AgNO₃ = AgBr + KNO₃

или в ионном виде: Br^- + Ag⁺ = AgBr.

В растворе над осадком в любой момент титрования имеются ионы Ag⁺ и Br^-. Раствор над осадком является насыщенным, поэтому, зная ПР образующейся соли AgBr и концентрацию реагирующих веществ, можно вычислить изменения концентраций ионов Ag⁺ и Br^- в различные моменты титрования.

а) в данной точке в избытке остается 1 мл 0,1 н. раствора KBr, т.е. 0,1∙1 ммоль-экв. Общий объем раствора равен 100+99=199 мл. Концентрация Br^- составит ммоль/мл или моль/л, т.к. концентрация Br^- из AgBr пренебрегается.

Концентрацию Ag⁺ вычисляется из ПР_AgBr как

Тогда pAg = 8,8.

б) В точке эквивалентности ПР_AgBr = [Ag⁺]∙[Br^-] = 7,7∙10^-13. Отсюда:

= pBr = 6,1.

в) В присутствии избытка AgNO₃ концентрацию Br^--ионов находим из ПР_AgBr как

где

Принцип решения задач в методах осадительного титрования аналогичен другим методам титриметрического анализа. Наиболее рациональный способ расчета результатов анализа состоит в нахождении количества вещества эквивалентов веществ с последующим пересчетом на содержание веществ в граммах или в процентах.

Пример 2.

0,5020 г анализируемого вещества, содержащего бром, растворили в воде и прибавили 50,00 мл 0,1101 М раствора AgNO₃. Избыток AgNO₃ оттитровали 10,40 мл раствора NH₄CNS концентрации 0,1158 моль/л. Рассчитать процентное содержание брома в анализируемом веществе.

Решение.

В задаче использован метод аргентометрии (Фольгарда), обратное титрование. Закон эквивалентов записывается как

n(AgNO₃) = n(Br) + n(NH₄CNS)

n(Br) = n(AgNO₃) - n(AgNO₃)

моль(Br) = n(Br)∙M_Br = 0,004301∙79,92,

Тема 10. «Гравиметрический анализ. Образование осадков»

Основной задачей гравиметрического анализа, как и титриметрических методов, является определение количественного состава вещества или смеси веществ. Изучая особенности гравиметрического анализа, следует хорошо усвоить общую схему проведения анализа, в основе которого лежит превращение исследуемого вещества в какое-либо другое вещество определенного химического состава, которое легко отделить и, взвесив, установить его вес. При рассмотрении методики и техники анализа следует особое внимание обратить на взятие средней пробы и подготовку вещества к анализу, взятие правильной и с достаточной точностью навески исследуемого вещества, выбор осадителя. Эта тема способствует формированию у обучающихся общих компетенции ОК 2, ОК 3 и овладению профессиональными компетенциями ПК 1.1, ПК 2.1, ПК 2.2, ПК 2.3.

Приступая к выполнению анализа, нужно предварительно ознакомиться с аналитическими весами - важнейшим прибором, применяемым в весовом анализе, поэтому следует хорошо знать устройство весов и правила работы на них.

Наиболее важной операцией в гравиметрическом анализе является получение осадка, а затем гравиметрической формы. Надо хорошо понимать и усвоить вопросы теории осаждения и растворения осадков, уметь применить данные о произведении растворимости, о способах уменьшения растворимости, иметь представление о явлении соосаждения. В связи с этим следует знать требования, которым должны удовлетворять осадки, получаемые в гравиметрическом анализе, изучить методики анализа при получении кристаллических и аморфных осадков. Завершением гравиметрического анализа является вычисление результатов определений.

Пример 1. Предложить гравиметрический метод определения кальция в известняке и вычислить объем осадителя, если масса образца равна 0,2000 г. Определить массовую долю кальция в образце.

Необходимо гравиметрическим методом определить процентное содержание кальция в образце известняка, содержащем различные примеси. Одним из методов является осаждение кальция в виде оксалата - CaC₂O₄. Для проведения анализа точно отвешивают на аналитических весах определенное количество известняка, растворяют его в соляной кислоте, из раствора осаждают ионы кальция рассчитанным количеством раствора оксалата аммония. Полученный осадок оксалата отделяют фильтрованием, промывают, высушивают, прокаливают в муфельной печи при температуре 500⁰С и после охлаждения взвешивают. Осадок CaC₂O₄ - осаждаемая форма, прокаливанием при 500⁰С превращается в CaCO₃, который в данном примере будет гравиметрической формой.

Таким образом, с содержащимся в известняке кальцием происходят следующие превращения: СaCO ₃ → Ca²⁺ → CaC₂O₄ → CaCO₃

растворение - осаждение - прокаливание.

Пусть в качестве осадителя использован раствор (NH₄)₂C₂O₄ концентрации 18,0 г∙л^-1. Количество оксалата аммония, которое необходимо для осаждения оксалата кальция из раствора, рассчитываем по уравнению реакции:

СaCO₃ + (NH₄)₂C₂O₄ → CaC₂O₄ + (NH₄)₂CO₃

г/моль.

Количество молей CaCO₃, взятого для анализа, равно mH/M(Na₂CO₃) или 0,2/100. Столько же нужно молей (NH₄)₂C₂O₄. Следовательно, количество оксалата аммония в граммах будет равно:

г

и, учитывая, что необходимо применять полуторное количество осадителя, рассчитываем:(NH₄CNS) = 0,248∙1,5 = 0,372 г.

Так как для осаждения используют раствор оксалата аммония, содержащий 18,0 г∙л^-1, то такого раствора необходимо:

в 1000 мл - 18,0 г

в V мл - 0,372 г

мл.

Такого рода расчеты достаточно проводить с точностью 2-3 значащие цифры. В то время как расчеты результатов анализа всегда проводят с точностью в 4 значащие цифры. Осадок CaC₂O₄ - осаждаемая форма - при прокаливании при температуре 500⁰С превращается в CaCO₃. Масса осадка CaCO₃ оказалась равной 0,1860 г. Определяем количество кальция в полученном осадке CaCO₃: число молей кальция равно числу молей CaCO₃.

Это же количество кальция содержалось в навеске известняка. Вычисляем % кальция в известняке:

г

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ по теме

«Количественный анализ»

1. T_NaCl = 0,005420 г/мл. Найти нормальность NaCl.

2. Т _H2SO4= 0,004990 г/мл. Найти нормальность H₂SO₄.

3. T_NaOH = 0,003882 г/мл. Найти нормальность NaOH.

4. T_HCl = 0,003647 г/мл. Найти нормальность HCl.

5. T_NaCl = 0,005902 г/мл. Найти нормальность NaCl.

6. T_KOH = 0,05611 г/мл. Найти нормальность KOH.

7. Рассчитайте: а) титр; б) молярную концентрацию; в) молярную концентрацию эквивалента; г) титр по йоду раствора, для приготовления 500,0 мл которого было взято 2,600 г дихромата калия.

8. Сколько надо взять дихромата калия для приготовления 1 л раствора, каждый миллилитр которого соответствовал бы 0,01 г железа?

9. 24,85 мл раствора KOH с T_KOH=0,02806 г/мл оттитровывают 25,00 мл раствора HCL. Найти нормальность HCl.

10. На титрование 25,00 мл раствора KOH расходуется 23,25 мл HCl с T_HCl=0,007352 г/мл. Найти нормальность раствора KOH.

11. На титрование 20,00 мл раствора H₂SO₄ расходуется 21,55 мл NaOH с T_NaOH=0,008110 г/мл. Найти нормальность H₂SO₄.

12. На титрование 20,00 мл раствора NaCl требуется 18,25 мл 0,1140 н. AgNO₃. Найти нормальность раствора NaCl.

13. На титрование 25,00 мл раствора NaOH потребовалось 22,60 мл 0,9890 н. HCl. Найти нормальность раствора NaOH.

14. На титрование 25,00 мл раствора KOH расходуется 28,40 мл 0,1265 н. H₂SO₄. Найти нормальность раствора KOH.

15. Рассчитать объем, в котором надо растворить навеску бромата калия массой 0,4566 г, чтобы получить раствор с молярной концентрацией эквивалента 0,0500 моль/л.

16. Какой объем дистиллированной воды и 0,6050 н. раствора серной кислоты требуется для приготовления 250 мл 0,0500 моль/л раствора?

17. На титрование 20,00 мл раствора щелочи израсходовано 19,10 мл раствора H₂SO₄ с г/мл. Какова нормальность щелочи? Можно ли узнать ее титр?

18. На титрование раствора H₂SO₄ израсходовано 25,40 мл 0,2140 н. NaOH. Сколько граммов H₂SO₄ в растворе?

19. Навеска Na₂CO₃ (х.ч.) 1,3540 г растворена в мерной колбе на 250 мл; раствор доведен до метки. Чему равен титр раствора: а) по Na₂CO₃ и б) по Na₂O?

20. На склянке написано: «KOH; T=0,005742 г/мл». Сколько граммов KOH содержится: а) в 10; б) в 25; в) в 100 мл раствора?

21. Из навески KCl (х.ч.) 3,8260 г приготовлено 500 мл раствора. Каков его титр?

22. Сколько граммов йода содержится в 15,50 мл раствора, если титр его равен 0,01263 г/мл?

23. Сколько граммов NaOH содержится: а) в 10; б) в 250; в) в 1000 мл раствора, титр которого по NaOH 0,004120 г/мл?

24. На титрование израсходовано 26,75 мл раствора соляной кислоты, титр которой 0,003782 г/мл. Сколько граммов HCl израсходовано на взаимодействие с определяемым веществом?

25. Сколько H₂SO₄ содержится: а) в 28,60 мл; б) в 12,54 мл раствора, титр которого 0,005146 г/мл?

26. Навеска известняка массой 0,1585 г растворена в кислоте, обработана избытком щавелевой кислоты. Полученный осадок отделен, промыт и растворен в серной кислоте. Раствор оттитрован 28,75 мл раствора KMnO₄ с Т=0,002850 г/мл. Рассчитать массовую долю в % CaCO₃ и CaO.

27. К пробе, содержащей уксусную кислоту, прибавлено 40,00 мл раствора гидроксида натрия (Т_NaOH=0,003901 г/мл). Избыток щелочи оттитрован 19,98 мл раствора серной кислоты (Т _H2SO4= 0,004903 г/мл). Рассчитать количество граммов CH₃COOH в пробе.

28. Навеску хлорида калия массой 0,0600 г оттитровали 13,12 мл раствора нитрата серебра. Вычислите титр раствора титранта.

29. Вычислите молярную концентрацию раствора HCl, если на титрование 0,0976 г Na₂B₄O₇∙10H₂O было затрачено 21,55 мл этого раствора.

30. Чему равна нормальность раствора тетрабората натрия декагидрата, если навеска массой 5,0053 г растворена в мерной колбе емкостью 500 мл?

31. Сколько мл 23,13% раствора гидроксида калия плотности 1,22 нужно прибавить к 1 л 0,980 н. раствора гидроксида калия, чтобы получить 1,00 н. раствор?

Приложение 1

Обозначение важнейших физико-химических величин

Величина	Обозначение	Размерность
1. Масса	m	г, кг, т
2. Масса молекулы	m0	г, кг
3. Масса атома	ma	г, кг
4. Относительная атомная масса	Ar	-
5. Относительная молекулярная масса	Mr	-
6. Молярная масса	M	г/моль, кг/кмоль
7. Объем	V	л, м3, мл
8. Количество вещества	n	моль, кмоль
9. Плотность		кг/м3, г/мл
10. Относительная плотность	d	-
11. Температура	toC, T	оС, К
12. Давление	p	Па, атм
13. Скорость химической реакции		моль /л*с ; моль /м2*с
14. Массовая доля	ω	%
15. Объемная доля	φ	%
16. Мольная доля	χ	%
17. Молярная концентрация	C	моль /л
18. Выход продукта реакции	η	%
19. Время	t	с
20. Число Авогадро	NA	6*1023 1/моль
21. Молярный объем газа при н.у.	VM	22,4 л/моль
22. Средняя молярная масса воздуха	M(возд.)	29 г/моль

Приложение 2

Формулы для решения задач по химии

I. Масса

m = m_0*N ; m = ρ_*V ; m = M_*n

II. Объем

V=V_m*n ; V = m /ρ

III. Число молекул

N=N_A*n

IV. Количество вещества

n = m / M; n=V/V_M ; n=N/N_A

V. Молярная масса

M=m_0*N_A ; M= m /n; M=d_y(x)_*M(y) ; M_газа =_газа*V_M

VI. Плотность

ρ = m /V; ρ_газа=M/V_m

VII. Относительная плотность газа Х по газу Y

d_y(x) = М(x)_/M(y);

VIII. Массовая доля

а) элемента ω=

б) растворенного вещества ω=

в) вещества в смеси ω=

IX. Молярная концентрация

C=

X. Выход продукта реакции

η=; η=; η=

XI. Скорость реакции

V =k[A]ⁿ[B]^m, где n и m – коэффициенты уравнения

V =V_1*γ^∆t/10

РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА

1. Аналитическая химия / Под ред. А.А. Ищенко. – М.: «Академия» , 2011. – 317 с.

2. Барсукова, З.С. Аналитическая химия / З.С. Барсукова. – М.: Высшая школа, 1990. – 320 с.

3. Основы аналитической химии в 2-х книгах / Под ред. Ю.А. Золотова. М.:

Высшая школа, 2004. – 359+505 с.

4 . Пилипенко, А.Т. Аналитическая химия / А.Т. Пилипенко, И.В. Пятницкий. Т. 1,2. – М.: Химия, 2008. – 846 с.

5. Полеес, М.Э. Аналитическая химия / М.Э. Полеес, И.Н. Душечкина. – М.: «Медицина», 2004. – 400 с.

6. Пономарев, В.Д. Аналитическая химия / В.Д. Пономарев. – М.: Медицина , 2002. – 385с.

7. Харитонов, Ю.Я. Примеры и задачи по аналитической химии / Ю.Я. Харитонов, В.Ю. Григорьева. – М.: ГЭОТАР- Медиа, 2008. – 300 с.