Семинары по аналитической химии

ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН СЕМИНАРСКИХ ЗАНЯТИЙ
3семестр
№
п/п
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
Тема
Концентрации растворов. Способы выражения концентраций: массовые
(весовые) и объемные проценты, молярность, нормальность, титр и
моляльность. Переход от одной системы выражения концентрации
раствора к другой. Значащие цифры и правила округления.
Метрологические основы химического анализа. Виды погрешностей.
Оценка достоверности результатов анализа. Статистическая обработка
результатов анализа. Расчет среднего, дисперсии, стандартного отклонения,
доверительного интервала.
Контрольная работа
Химическое равновесие в гомогенных системах. Факторы, влияющие на
равновесие в реальных системах. Сольватационные эффекты. Учет
электростатических взаимодействий. Методы расчета коэффициентов
активности ионов в растворе и ионной силы раствора. Учет химических
взаимодействий. α-Коэффициент – молярная доля компонента.
Уравнение материального баланса. Уравнение электронейтральности.
Термодинамическая константа и концентрационные константы
равновесий. Расчет реальных и условных констант равновесий в
растворах. Общий подход к расчетам равновесных составов химических
систем.
Равновесия в водных растворах кислот и оснований. Основные
положения теории кислот и оснований. Расчет рН растворов сильных и
слабых кислот и оснований.
Равновесия в водных растворах смесей кислот, оснований и солей.
Расчет рН буферных растворов. Расчет рН растворов амфолитов, смесей
кислот, оснований и солей.
Контрольная работа
Равновесия в растворах координационных соединений. Способы
выражения констант устойчивости комплексных соединений. Функция
образования. Расчет равновесных концентраций.
Равновесия при протекании окислительно–восстановительных реакций.
Стандартный электродный потенциал и константа равновесия реакции
окисления – восстановления. Вычисление стандартных электродных
потенциалов полуреакций. Расчет констант равновесий реакций
окисления – восстановления. Вычисление формального потенциала.
Равновесие в растворах малорастворимых соединений. Произведение
растворимости. Расчет растворимости. Факторы, влияющие на
растворимость. Расчет условий растворения и осаждения осадков.
Контрольная работа
Гравиметрические методы анализа. Расчет величины навески, количества
осадителя и объема промывной жидкости. Обработка результатов
гравиметрического анализа.
Титриметрические методы анализа. Кислотно-основное, осадительное,
комплексонометрическое и окислительно-восстановительное
титрование. Построение кривых титрования. Выбор индикатора и расчет
индикаторных погрешностей.
Контрольная работа
Кол-во
часов
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
1
Планы семинарских занятий
Семинар 1. Концентрации растворов
1. Единицы количества вещества и способы выражения концентраций растворов:
массовые (весовые) и объемные проценты, молярность, нормальность, титр и
моляльность.
2. Переход от одной системы выражения концентрации раствора к другой.
3. Смешение и разбавление растворов.
4. Значащие цифры и правила округления.
Задачи и вопросы
1. Сколько нужно взять 20%-ного раствора сернокислого аммония, чтобы получить 2 л
5%-ного раствора? Плотность 5%-ного раствора (NH4)2SO4 равна 1,03 г/мл, а 20%-ного 1,11 г/мл.
2. Определите молярность и нормальность 62% раствора Н2SO4 плотностью 1.52 г/мл.
3. Рассчитайте элементный состав а) бензола, б) малахита – Cu2(OH)2CO3.
4. Содержание Si и О в земной коре составляет 27.6 мас. % и 47.2 мас .%, соответственно.
Каких атомов – кремния или кислорода – больше в земной коре и во сколько раз?
5. Определите формулу газа, содержащего 38.71% С, 45.16% N и 16.12% Н.
6. Установите формулу кристаллогидрата сульфата железа (II), если известно, что эта соль
содержит 45.32% воды по массе.
7. В карбиде железа массовая доля углерода составляет 6.67%. Определите формулу
карбида железа.
8. Рассчитайте процентную концентрацию 0.5 М раствора сульфата магния с плотностью
ρ = 1.13 г/мл.
9. Сколько молей NaCl содержится в 50 мл 0.2 М раствора? Определите массовую долю
NaCl в этом растворе.
10. Как приготовить 200 г 5% раствора хлористого кальция, исходя из кристаллогидрата
СаСl2 4 Н2О?
11. Нужно приготовить 0.5 л раствора CuSO4, содержащего Cu 10 мг/мл. Для
приготовления раствора применяют CuSO4·5H2O.
12. В воде растворили гидроксид калия массой 11.2 г, объем раствора довели до 200 мл.
Определите молярную концентрацию полученного раствора.
13. Какой объем 95.6% Н2SО4 с плотностью 1.84 г/см3 нужно взять для приготовления 1
литра 0.1 н. раствора этой кислоты?
14. 100 мл 0.1 М раствора NaI разбавили водой до объема 250 мл. Какова массовая доля
вещества в полученном растворе?
2
15. Смешали 0.3 л 0.1 М раствора Н3РО4
с 0.2 л 9%-ного раствора этой кислоты
плотностью 1.05 г/см3. Вычислите нормальность полученного раствора.
16. Какой объем 1 н. раствора Н2SО4 можно приготовить из 259 мл 70% раствора этой
кислоты плотностью 1.62 г/см3? Какой объем воды для этого понадобится?
17. Определите массовую долю основного вещества в образце мрамора (СаСO3), если при
термическом разложении его навески массой 7.85 г выделилось 1.52 л диоксида углерода
(н.у.).
18. Аммиак, объем которого при нормальных условиях равен 2.8 л, растворили в воде.
Объем раствора довели до 500 мл. Определите молярную концентрацию полученного
раствора.
19. Смешали 30 мл 8% -ного раствора ацетата серебра (ρ = 1.04 г/мл) и 24 г 10%-ного
раствора Н2S. Рассчитайте массу образовавшегося осадка.
20. Определите титр раствора NaOH, нормальность которого равна 0,09.
21.
Необходимо
приготовить
стандартные
растворы
CuSО4·5Н2О
для
фотоколориметрического определения меди, причем в 1 мл первого раствора должно
содержаться 1 мг меди, второго – 0,1 мг, третьего – 0,01 мг, четвертого – 0,001 мг. Какую
навеску соли нужно взять?
Семинар 2. Метрологические основы химического анализа
1. Обработка результатов анализа методами математической статистики. Виды
погрешностей. Оценка достоверности результатов анализа.
2. Расчет среднего, дисперсии, стандартного отклонения, доверительного интервала.
Проверка однородности результатов анализа Исключение данных. Сравнение выборок.
Задачи и вопросы
1. Получены следующие результаты определения меди в латуни (%): 12.29; 12.24; 12.48;
12.20. Можно ли исключить какой-то результат?
2. Допущена ли систематическая погрешность при фотометрическом определении хрома
по новой методике в стандартном образце стали с содержанием хрома 0.35%, если
получены следующие результаты (%): 0.30; 0.34; 0.33; 0.29? Доверительная вероятность
0.95.
3. При определении содержания свинца в сплаве были получены следующие результаты
(%): 14.50; 14.43; 14.54; 14.45; 14.44; 14.52; 14.58; 14.40; 14.25; 14.49. Оценить наличие
промахов, рассчитать доверительный интервал при доверительной вероятности 0.95.
4. В пробе колчедана найдено: 23.8; 22.6; 24.0; 23.6; 20.5; 23.2; 24.6; 24.3; 23.5 % S.
Вычислить доверительный интервал при доверительной вероятности 0.95.
3
5. При титровании аликвоты соляной кислоты раствором гидроксида натрия получена
серия значений объемов титранта (мл): 5.15; 5.28; 5.12; 5.16; 5.17. Проверьте полученные
результаты на наличие промахов. Рассчитайте среднее значение объема титранта и его
доверительный интервал.
6. При анализе стандартного образца, содержащего 1.47% Ag, были получены следующие
результаты (%): 1.31, 1.45, 1.42, 1.32, 1.30, 1.31. Существует ли систематическая
погрешность в использованном методе определения серебра.
7. В технологическом растворе определили содержание никеля (мг/мл) двумя методами:
спектрофотометрическим (СФ) и атомно-эмиссионным (АЭ):
СФ: 1.35; 1.35; 1.37; 1.36; 1.34
Известно,
что
погрешности.
АЭ: 1.24; 1.39; 1.34; 1.54; 1.46.
спектрофотометрическая
Содержит
ли
методика
систематическую
не
содержит
погрешность
систематической
атомно-эмиссионная
методика?
8. Массовую долю (%) CuO в минерале определили методом иодометрии и методом
комплексонометрии. По первому методу получили результаты (%): 38.20; 38.00; 37.66. По
второму (%): 37.70; 37.65; 37.55. Значимо ли различаются результаты данных методов?
9. При определении ванадия кинетическим методом были получены результаты: 8.0∙10 -4
мкг; 8.4∙10-4 мкг. Сколько параллельных измерений необходимо провести для достижения
относительной погрешности 5%?
10. Стандартное отклонение атомно-абсорбционного определения кальция в сыворотке
крови, полученное на основании пяти измерений, равно 0.010 мкг/мл. Сколько
параллельных измерений нужно сделать, чтобы с вероятностью 95% результат
определения кальция попал в доверительный интервал 0.020 мкг/мл?
Контрольные вопросы
коэффициента?
14. Чему равен доверительный интервал и что он характеризует?
15. Как проводят сравнение выборок в математической статистике?
Семинар 3. Химическое равновесие в реальных системах
1. Факторы, влияющие на равновесие в реальных системах. Сольватационные эффекты.
2. Учет электростатических взаимодействий. Методы расчета коэффициентов активности
ионов в растворе и ионной силы раствора. Влияние ионной силы на равновесия в
растворах электролитов.
3. Учет химических взаимодействий. α-Коэффициент – молярная доля компонента.
Уравнение материального баланса. Уравнение электронейтральности.
Задачи и вопросы
4
1. Вычислите ионную силу раствора: а) 0.5 М НСl; б) 0.05 М NаОН; в) 0.1 М СаСl2;
г) 0.5 М МgSO4; д) 1.0 М Na2SO4; е) 0.3 М AlCl3; ж) 0.5 М ScBr3; з) 0.1 М Al2(SO4)3.
2. Рассчитайте активности ионов кальция и нитрата в 0.01 М растворе нитрата кальция.
3. Рассчитайте активности ионов Мg2+ и Сl- в 0.033 М растворе хлорида магния.
4. Рассчитайте активности ионов Al3+ и SO42- в 0.0047 М растворе сульфата алюминия,
содержащем 0.01 М Н2SO4.
5. Рассчитайте активности ионов Са2+, Сl- и Н3О+ в 0.0130 М растворе хлорида кальция,
содержащем 0.01 М НСl.
6. Рассчитайте средний коэффициент активности иодида натрия в 0.20 М растворе и
сравните с экспериментальной величиной 0.751.
7. Рассчитайте средний коэффициент активности хлорида алюминия в 0.10 М растворе и
сравните с экспериментальной величиной 0.340.
8. Напишите уравнение материального баланса для раствора щавелевой и кислоты.
9. Составьте уравнение электронейтральности для водного раствора нитрата калия.
10. Составьте уравнение электронейтральности для водного раствора хлорида бария.
Контрольные вопросы
1. Что такое идеальная система? Назовите основные причины отклонения реальной
системы от идеальной.
2. Что такое активность, как она связана с равновесной концентрацией?
3. Как рассчитать ионную силу раствора? Какова природа ионной силы и ее размерность?
4. От чего зависит коэффициент активности иона в растворе? Способы его расчета.
5. Запишите формулы Дебая – Хюккеля для расчета среднего коэффициента активности
электролита в зависимости от ионной силы раствора.
6. Запишите формулы Дебая – Хюккеля для расчета коэффициентов активности
индивидуальных ионов в зависимости от ионной силы раствора. Почему нельзя
экспериментально определить коэффициенты активности индивидуальных ионов?
7. Что такое α-коэффициент – молярная доля компонента? Что он характеризует? Какие
факторы влияют на его величину? В каких пределах может изменяться величина αкоэффициента?
8. Как связаны равновесная и общая концентрации компонентов в растворе?
9. В чем суть условия материального баланса?
10. В чем суть условия электронейтральности?
Семинар 4. Константы равновесий в растворах. Расчет равновесных составов химических
систем
5
1.Термодинамическая константа и концентрационные (реальные и условные) константы
равновесий.
2. Расчет реальных и условных констант равновесий в растворах.
3. Общий подход к расчетам равновесных составов химических систем.
Задачи и вопросы
1. Термодинамическая константа кислотности азотистой кислоты равна 6.2∙10-4.
Рассчитайте реальную константу в растворе с ионной силой 0.01.
2. Рассчитайте реальную константу кислотности янтарной кислоты НООС-(СН2)-СООН в
присутствии 0.0164 М сульфата калия, если К01 = 1.6∙10-5.
3. Определите концентрации ионов Н+ и СН3СОО- в 0.2 М растворе уксусной кислоты.
4. Рассчитайте равновесную концентрацию иона НС2О4- в 0.1 М растворе щавелевой
кислоты при рН 4.0.
5. Рассчитайте равновесную концентрацию иона НРО42- в 0.5 М растворе фосфорной
кислоты при рН 9.0.
6. Рассчитайте реальную константу кислотности бензойной кислоты в растворе с ионной
силой I = 0.05.
7. Рассчитайте реальную константу кислотности иодной кислоты в присутствии 0.0157 М
сульфата натрия, если СНIO4 = 0.1 М.
8. Рассчитайте равновесную концентрацию и активность ацетат-иона в 0.10 М растворе
уксусной кислоты в присутствии 0.05 М хлорида натрия.
9. При каком значении рН равновесная концентрация ионов S2- в 0.10 М растворе Na2S
равна 0.02 М?
10. Рассчитайте общую концентрацию сульфита натрия, обеспечивающую при рН 7.0
равновесную концентрацию ионов НSО3-, равную 4.0∙10-3 М.
Контрольные вопросы
1. Перечислите известные вам константы равновесия. Какие факторы влияют на их
величины.
2. Как связаны между собой термодинамическая константа и концентрационные
(реальные и условные) константы равновесий?
3. Как зависит реальная константа равновесия от ионной силы раствора?
4. Какие факторы влияют на величину условной константы равновесия?
5. Как рассчитать равновесные концентрации компонентов системы в заданных условиях?
6. Напишите выражения для реальных констант следующих равновесий:
СН3СООН
NH4+
СН3СОО- + Н+
NH3 + Н+
6
AgClтв
Ag+ + Cl-
В каком направлении изменяются величины реальных констант этих равновесий при
увеличении ионной силы раствора?
Семинар 5. Равновесия в водных растворах кислот и оснований
1. Основные положения теории кислот и оснований.
2. Расчет рН растворов сильных и слабых кислот и оснований.
3. Расчет рН неводных растворов кислот и оснований.
Задачи и вопросы
1. Рассчитайте рН 0.001 М раствора соляной кислоты.
2. Рассчитайте рН 0.001 М раствора гидроксида натрия.
3. Рассчитайте рН 1.0∙10-8 М раствора соляной кислоты.
4. Вычислить рН раствора, полученного при смешении 100 мл 0.2 М раствора СН3СООН и
100 мл 0.1 М раствора НСl.
5. Как изменится степень диссоциации 0.1 М раствора СН3СООН при добавлении:
а) 0.1 М раствора СН3СООNa; б) 0.1 М раствора НСl?
6. Рассчитайте рН 0.1 М водного раствора Н2S. К01 = 1.0∙10-7; К02 = 2.5∙10-13.
7. Рассчитайте рН 0.1 М раствора фосфорной кислоты.
8. Рассчитайте рН 1.0∙10-4 М раствора фенола.
9. Рассчитайте рН 0.1 М раствора аммиака.
10. Рассчитайте рН 1.0∙10-3 раствора муравьиной кислоты в этиловом спирте.
Контрольные вопросы
1. Дайте определение кислоты и основания согласно теории Бренстеда и Лоури и теории
Льюиса.
2. Приведите примеры положительно и отрицательно заряженных кислот и оснований.
3. Дайте определение реакции гидролиза с позиций теории Бренстеда и Лоури.
4. Как связаны степень диссоциации и константа диссоциации слабой кислоты?
5. Какие свойства растворителя влияют на проявление кислотно-основных свойств
веществ?
6.
Дайте
определение
протогенных,
протофильных,
амфипротных
и
инертных
растворителей. Приведите примеры.
7. Что такое реакция автопротолиза и ее константа? Что такое ионы лиата и лиония?
8. Напишите реакции автопротолиза метанола, безводной серной и уксусной кислоты.
Назовите ионы лиата и лиония.
9. Приведите примеры дифференцирующего и нивелирующего эффекта растворителя.
7
10. Как связаны между собой константы диссоциации кислоты и сопряженного
основания?
Семинар 6. Равновесия в водных растворах смесей кислот, оснований и солей
1. Расчет рН буферных растворов.
2. Расчет рН растворов амфолитов, смесей кислот, оснований и солей.
Задачи и вопросы
1. Рассчитайте рН буферного раствора, состоящего из 0.1 М уксусной кислоты и 0.1 М
ацетата натрия.
2. Рассчитайте изменение рН ацетатного буфера, состоящего из 0.1 М НАс и 0.1 М NaAc
при добавлении к нему 0.01 М НСl и 0.01 М NaOH.
3. Рассчитайте рН буферного раствора, состоящего из 0.1 М аммиака и 0.2 М хлорида
аммония.
4. Рассчитайте сколько граммов твердого гидроксида натрия нужно добавить к 100 мл 0.1
М хлорида аммония, чтобы полученный буферный раствор имел рН 9.75. Чему равна
буферная емкость этого раствора.
5.
Рассчитайте
соотношение
молярных
концентраций
гидрофосфата
натрия
и
дигидрофосфата натрия в буферном растворе с рН 7.20.
6. Рассчитайте рН 0.01 М водного раствора дигидрофосфата натрия.
7. Вычислите рН раствора ацетата натрия, если в 250 мл раствора содержится 0.1 г соли.
8. Вычислите рН смеси, в которой общие концентрации бензойной и аминобензойной
кислот равны соответственно 0.20 и 0.02 М.
9. Рассчитайте величину [Н3О+] в водном растворе смеси уксусной и муравьиной кислот с
концентрациями 0.1 М.
10. Приготовьте 20 мл буферного раствора с рН 4,0.
11. Рассчитайте рН раствора, полученного смешением равных объемов 0.1 М малоновой
кислоты НООС-СН2-СООН и 0.2 М раствора NaOH.
Контрольные вопросы
1. Назовите свойства буферных растворов и механизм буферного действия.
2. Что такое буферная емкость? Какие факторы влияют на величину буферной емкости?
3. При каком значении рН буферная емкость раствора максимальна?
4. Как изменяется рН буферного раствора при разбавлении?
5. Что такое амфолит? Укажите, какие из приведенных соединений являются амфолитами:
NH4+, HCO3-, CO(NH2)2.
6. Как рассчитывают рН растворов амфолитов?
7. Что нужно учитывать при расчете рН смесей кислот или оснований?
8
8. Какую реакцию (кислую, нейтральную или щелочную) имеет раствор соли,
образованной:
а) сильным основанием и слабой кислотой; б) слабым основанием и
сильной кислотой? Приведите примеры.
Семинар 7. Равновесия в растворах координационных соединений
1. Способы выражения констант устойчивости комплексных соединений.
2. Функция образования.
3. Расчет равновесных концентраций.
Задачи и вопросы
1. Рассчитайте степень образования комплекса FeF3, если известно, что равновесная
концентрация фторид-иона в растворе равна 0.001 М.
2. Вычислите равновесную концентрацию Hg2+ в растворе, содержащем 0.01 М Hg(NO3)2
и 0.08 М КI.
3. Вычислите растворимость АgBr в 1 л 0.1 М NH3.
4. Рассчитайте условную константу устойчивости HgBr4- в присутствии 0.001 М КС1.
5. Какой комплекс преобладает в растворе, содержащем 0.05 М Сd2+ и 2.0 М иодида
калия?
6. Рассчитайте равновесную концентрацию комплекса [Pb(OH)2] в 0.02 М растворе
нитрата свинца в присутствии 1.00 М NaOH.
7. Оцените степени образования комплексов Cu(NH3)32+ и Cu(NH3)42+ в растворе с
равновесной концентрацией аммиака 0.10 М.
8. Сколько молей NH4SCN необходимо ввести в 1 л 5.0∙10-5 М Hg(NO3)2, чтобы снизить
концентрацию ионов ртути до 1.0∙10-11 М за счет образования комплексных ионов
Hg(SCN)42-. β4 = 5.90∙10-19.
9. Рассчитайте условную константу устойчивости комплексоната кадмия в 0.01 М
растворе KCN.
10. Сколько граммов NaOH необходимо для образования Zn(OH)42- из 50.0 мл 0.8 М ZnCl2,
если концентрация Zn2+ в конечном растворе не превышает 1.0·10-13 М.
11. Рассчитайте равновесные концентрации Co(NH)42+ и Со2+ в растворе, содержащем
25.96 г/л хлорида кобальта и 2.8 М аммиака.
12. Рассчитайте равновесные концентрации Ag1+, AgNH3+, Ag(NH3)2+ и NH3 в растворе,
содержащем 0.05 М [Ag(NH3)2]NO3.
13. Рассчитайте равновесные концентрации Fe2+, FeCl+, FeCl2, Cl-, получившиеся после
растворения в 10 мл 2.0 М соляной кислоты 0.1270 г хлорида железа.
14. Рассчитайте степень образования Cd(CN)42-
в растворе, образовавшемся при
прибавлении к 0.001 М раствору кадмия (II) равного объема 0.2 М цианида калия.
9
15. Сколько молей NaF нужно ввести в 100мл 1.0·10-3 М раствора LaCl3 при рН 3.00,
чтобы понизить концентрацию La3+ до 1.0·10-6 М за счет образования комплекса LaF2+?
КaHF = 6.8·10-4.
16. В 1.0 М растворе KSCN содержится 0.0100 М Ag(SCN)43-. Сколько миллилитров 2 М
раствора KCN надо добавить к 100 мл этого раствора, чтобы концентрация Ag(SCN)43понизилась до 1.0·10-4 М за счет образования комплекса Ag(CN)43-?
Контрольные вопросы
1. Назовите основные признаки комплексного соединения.
2.
Что
такое
координационное
число?
Чем
определяются
максимальное
и
характеристическое координационные числа?
3. Чем определяется дентатность лиганда? Ответ поясните примерами.
4. По каким признакам могут быть классифицированы комплексные соединения?
Назовите основные типы комплексных соединений.
5. Как связаны общая и условная константы устойчивости комплексного соединения?
6. Чем отличаются ступенчатые и общие константы устойчивости комплексных
соединений?
7. Назовите факторы, влияющие на устойчивость комплексных соединений.
8. Какие комплексы относятся к лабильным, а какие к инертным? Приведите примеры.
9. Как связана устойчивость комплексного соединения с «жесткостью» и «мягкостью»
ионов металлов и лигандов по Пирсону.
10. Что характеризует функция образования?
11. Что такое хелат? В чем проявляется хелатный эффект?
12. Какие соединения называются внутрикомплексными? Приведите примеры.
13. Какова роль функционально-аналитических групп и аналитико-активных групп в
органическом реагенте при образовании комплексного соединения?
14. Приведите примеры практического использования реакций комплексообразования для
разделения катионов.
15. Приведите примеры использования реакций комплексообразования для маскирования
мешающих ионов.
Семинар 8. Равновесия при протекании окислительно–восстановительных реакций
1. Стандартный электродный потенциал и константа равновесия реакции окисления –
восстановления.
2. Вычисление стандартных электродных потенциалов полуреакций.
3. Расчет констант равновесий реакций окисления – восстановления.
4. Вычисление формального потенциала.
10
Задачи и вопросы
1. Определите, в каком направлении пойдет реакция между Fe3+ и I- , Fe3+ и Sn2+, Sn2+ и
Hg2+.
2. Рассчитайте термодинамическую константу равновесия реакции между Fe3+ и I-.
3. Рассчитайте равновесные концентрации Fe3+, Fe2+, Sn2+ и Sn4+ в растворе после
установления равновесия реакции между 0.1 М раствором FeCl3 и 0.1 М раствором SnCl2,
приняв ионную силу равной нулю.
4. Рассчитайте равновесные концентрации ионов Cd2+ и Fе2+ после встряхивания 0.05 М
раствора CdSO4 с избытком железных опилок. E0 Fe2+ / Fe = 0.44 В.
5. Рассчитайте стандартный потенциал полуреакции H2SO3 +6H++ 6ê
H2S + 3H2O,
исходя из стандартных потенциалов E0 S/H2S и E0 H2SO3/S.
6. Рассчитайте стандартный потенциал полуреакции Cu2+ + I- + ê
CuI, исходя из
величины стандартного потенциала Cu2+ /Cu1+.
7. Рассчитайте стандартный потенциал полуреакции HgI42- + 2ê
стандартный потенциал полуреакции Hg2+ + 2ê
Hg + 4I-, если
Hg равен E0 Hg2+/Hg = 0.854 В.
8. Вычислите потенциал водородного электрода, помещенного в 1М раствор уксусной
кислоты.
9. Рассчитайте формальный потенциал полуреакции Cu(NH3)42+ + ê
Cu(NH3)2+ + 2NH3
в 2.0 М растворе аммиака, исходя из стандартного потенциала пары Cu2+ /Cu1+ .
10. Рассчитайте константу устойчивости комплекса Cd(CN)42-, если известен стандартный
потенциал полуреакции Cd(CN)42- + 2ê
Cd + 4CN-.
11. Запишите схематически ячейку, состоящую из цинкового электрода, погруженного в
0.1 М раствор ZnSO4, и медного электрода, погруженного в 0.1 М раствор CuSO4.
Рассчитайте э.д.с. этой ячейки.
12. Почему ртуть не растворяется в Н2SO4, но растворяется в НI с выделением водорода?
Контрольные вопросы
1. Назовите типы окислительно-восстановительных реакций.
2. Перечислите важнейшие окислители и восстановители, используемые в анализе для
разделения и обнаружения ионов. Напишите соответствующие полуреакции.
3. Напишите уравнение Нернста и поясните значения всех входящих в него величин. Как
определяют стандартный электродный потенциал?
4. Что такое обратимая окислительно-восстановительная система?
5. Перечислите факторы, влияющие на величину окислительно-восстановительного
потенциала.
11
6. Что такое реальный и формальный потенциал окислительно-восстановительной
полуреакции?
7. Сформулируйте правила записи гальванического элемента.
8. Выведите формулу для расчета константы равновесия реакции окисления –
восстановления.
9. Почему для оценки окислительно-восстановительного равновесия обычно используют
значения потенциалов, а не констант равновесия?
10. Как определить направление реакции окисления – восстановления и полноту ее
протекания? Как можно изменить направление реакции?
11.
Как
проводят
индикацию
конечной
точки
окислительно-восстановительного
титрования?
12. Приведите примеры использования окислительно-восстановительных реакций в
качественном анализе для: а) открытия ионов; б) разделения ионов; в) растворения
малорастворимых соединений.
Семинар 9. Равновесия в растворах малорастворимых соединений
1. Произведение растворимости (термодинамическое, концентрационное и условное).
2.
Связь
произведения
растворимости
малорастворимого
соединения
с
его
растворимостью. Расчет растворимости. Факторы, влияющие на растворимость.
3. Расчет условий растворения и осаждения осадков. Влияние на растворимость осадков
присутствия в растворе сильных кислот, процессов комплексообразования и окисления –
восстановления, а также изменения температуры и природы растворителя.
4. Солевой эффект, его влияние на растворимость осадков. Влияние одноименных ионов.
Задачи и вопросы
1. Произведение растворимости Pb3(PO4)3 при 25 °С равно 7.9 · 10-43. Вычислите
растворимость этой соли.
2. Рассчитайте растворимость оксалата кальция в воде и 0.01 М растворе нитрата калия.
3. Вычислите произведение растворимости BaSO4, если в 100 мл насыщенного раствора
при 20°С содержится 0.23 мг соли.
4. Определите последовательность осаждения сульфатов из раствора, содержащего
одинаковые концентрации ионов Ca2+, Ba2+, Sr2+, при добавлении разбавленной серной
кислоты.
5. Может ли образоваться осадок Mg(OH)2, если смешать равные объемы 0.5 М MgCl2 и
0.1 М раствора NH4OH?
6. При каком значении рН начнется выпадение осадка Fe(OH)2 из 0.1 М раствора FeSO4
при добавлении раствора NaOH?
12
7. Рассчитайте концентрацию ртути (г/л) в насыщенном растворе Hg2Cl2 в присутствии
0.001 М НСl.
8. Рассчитайте рН количественного осаждения карбоната бария 0.5 М раствором
карбоната аммония.
9. Рассчитайте растворимость сульфата свинца в воде при 25°С и в присутствии 0.1 М
раствора KNO3.
10. В 1 л раствора содержится 20 мг Ag+ и 20 мг Рb2+. Какая соль выпадет в осадок первой
при добавлении к этому раствору по каплям К2СrО4?
Контрольные вопросы
1. Как связаны термодинамическое, реальное и условное произведения растворимости?
2. Как связаны ПР малорастворимого соединения с его растворимостью?
3. Перечислите факторы, влияющие на растворимость осадков.
4. Сформулируйте условия образования и растворения осадков.
5. Чем различаются виды соосаждения: адсорбция, окклюзия и изоморфизм?
6. В чем суть правил Панета-Фаянса-Гана?
7. Назовите отличительные особенности коллоидных растворов. Что такое пептизация
осадка?
8. Как влияет присутствие одноименного иона на растворимость осадка?
9. Почему при выделении осадка следует избегать большого избытка осадителя?
10. Каковы причины растворимости малорастворимых соединений в кислотах и щелочах.
Ответ мотивируйте формулами.
Семинар 10. Гравиметрические методы анализа
1. Сущность метода. Образование осадка, коллоидное состояние, загрязнение осадка,
старение осадка.
2. Расчет величины навески, количества осадителя и объема промывной жидкости.
3. Обработка результатов
гравиметрического анализа. Гравиметрическая форма.
Гравиметрический фактор.
Задачи и вопросы
1. Рассчитайте навеску сплава для определения свинца в виде РbSO4, если его содержание
составляет 70.0%. Гравиметрический фактор FPb = 0.6832.
2. Какую навеску руды, содержащую около 20% железа, нужно взять для определения
железа в виде оксида железа?
3. Рассчитайте навеску почвы для определения влажности, если предположительно
влажность не превышает 8%.
13
4. Какой объем 0.1 М раствора соляной кислоты необходим для количественного
осаждения хлорида серебра из 200 мл раствора, содержащего 10 мг нитрата серебра?
5. При каком значении рН осаждение оксалата кальция 0.1 М раствором оксалата аммония
происходит количественно?
6. Сравните количество примесей, оставшихся в осадке, при промывании сульфата бария
100 мл воды порциями по 10 мл и 20 мл, если объем удерживаемой воды 1 мл, а
концентрация примесей в исходном растворе составляет 1∙10-2 М.
7. Рассчитайте массовую долю (%) потерь, если при промывании осадка ВаSO4 массой
0.45 г использовали 220 мл воды.
8. Вычислите гравиметрический фактор при определении Fe в препарате сульфата железа
(III), если гравиметрической формой является ВаSO4.
9. Вычислите гравиметрический фактор при определении As, если анализ выполнялся по
схеме: As → As2S3 → SO42- → ВаSO4.
10. При добавлении нитрата серебра к навеске 0.2000 г смеси этилхлорида и этилбромида
получено 0.4023 г осадка. Рассчитайте процентное содержание обоих соединений.
11. Определите формулу минерала, если массовые доли (%) компонентов: Mn – 39.56; Si –
20.22; O – 34.56; прочие элементы 5.66.
12. Минерал изумруд содержит в виде оксидов следующие элементы: Ве - 5.0; Аl – 10.0;
Si – 31.0 % по массе. Хром, ответственный за зеленую окраску изумруда, содержится в
незначительных количествах и его можно не учитывать. Напишите химическую формулу
изумруда.
Контрольные вопросы
1. В чем заключается сущность гравиметрического анализа? Перечислите основные
операции в порядке их выполнения.
2. Назовите основные способы отбора пробы из гомогенных жидкостей, газов и твердых
веществ. Что такое представительная проба?
3. Какие факторы влияют на величину навески анализируемого вещества? Приведите
формулу для расчета величины навески.
4. Когда осаждение считают практически полным? Как добиться полноты осаждения?
Какие потери осадка допустимы в гравиметрии?
5. Назовите требования, предъявляемые к гравиметрической форме.
6. Что такое гравиметрический фактор?
7. Почему при выделении осадка следует избегать большого избытка осадителя?
8. Чем объясняется влияние рН на полноту осаждения малорастворимого соединения? В
каких случаях это влияние существенно, а в каких практически не сказывается?
14
9. Что такое пересыщение, относительное пересыщение? Как влияет относительное
пересыщение на форму осадка?
10. Как условия осаждения влияют на структуру осадка? Сформулируйте и объясните
условия аналитического выделения кристаллических осадков и легкофильтруемых чистых
аморфных осадков.
11. Какие процессы происходят во время старения осадков различной структуры?
12. Перечислите основные причины загрязнения осадка.
13. Какова цель промывания осадка? Какие приемы промывания осадка существуют?
14. Приведите формулу зависимости остаточной концентрации примесей в осадке от
числа промываний осадка.
15. Как рассчитать потери определяемого вещества при промывании осадка?
16. Чем руководствуются при выборе промывной жидкости для промывания аморфных и
кристаллических осадков?
Семинар 11. Титриметрические методы анализа
1. Кислотно-основное, осадительное, комплексонометрическое и окислительно-восстановительное титрование.
2. Построение кривых титрования.
3. Выбор индикатора и расчет индикаторных погрешностей.
Задачи и вопросы
1. Рассчитайте фактор эквивалентности тетрабората натрия в реакции:
Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O
4 B(OH)3 + 2NaCl
2. Рассчитайте фактор эквивалентности H2SO3 в реакциях:
а) H2SO3 + NaОН
NaHSO3 + H2O;
б) H2SO3 + 2NaОН
Na2SO3 + 2H2O
3. Укажите факторы эквивалентности и эквиваленты KMnO4 в реакциях:
а) 2KMnO4 + 5Na2С2O4 + 16HCl
б) 2KMnO4 + 3 MnCl2 + 2H2O
2MnCl2 + 2КCl + 10СО2 + 8H2O + 10NaCl
2Mn2О + 4КCl + 4НCl
4. Навеску железной руды массой 0.2486 г растворили в кислоте, железо восстановили до
Fe (II) и затем оттитровали 0.0520 М (1/6 K2Cr2O7) раствором дихромата калия,
израсходовав 20.25 мл. Рассчитайте массовую долю (%) железа в руде.
5. Навеску 0.1040 г Na2СO3 растворили в воде, добавили 25.00 мл 0.0950 М раствора HCl.
На титрование избытка кислоты израсходовали 12.42 мл 0.0500 М раствора NaОН.
Найдите массовую долю (%) примесей в соде.
6. Постройте кривую титрования 100.0 мл 0.1000 М раствора соляной кислоты 0.1000 М
раствором гидроксида натрия.
15
7. Постройте кривую титрования 100.0 мл 0.1000 М раствора уксусной кислоты 0.1000 М
раствором гидроксида натрия.
8. Постройте кривую титрования 100.0 мл 0.1000 М раствора фосфорной кислоты 0.1000
М раствором гидроксида натрия.
9. Постройте кривую титрования 100.0 мл 0.1000 М раствора аммиака 0.1000 М раствором
соляной кислоты.
10. Постройте кривую титрования 100.0 мл 0.1000 М ½ Na2СO3 0.1000 М раствором
соляной кислоты.
11. При титровании 0.01М раствора НCl 0.01М раствором NaОН использовали
индикаторы фенолфталеин (рТ 9.0) и метиловый оранжевый (рТ 4.0). Покажите
расчетами, какой из индикаторов целесообразнее использовать.
12. Какой индикатор даст возможность оттитровать 0.10 М раствор аммиака 0.10 М
раствором соляной кислоты с меньшей погрешностью: метиловый оранжевый (рТ 4.0) или
метиловый красный (рТ 5.0)?
Контрольные вопросы
1. Перечислите основные требования, предъявляемые к реакциям в титриметрии.
2. Приведите классификацию методов титриметрии по типу химической реакции и по
способу титрования.
3. Перечислите способы выражения концентрации растворов в титриметрическом анализе.
4. Что такое химический эквивалент, масса эквивалента, фактор эквивалентности?
5. Что такое титрант и титр по определяемому веществу?
6. Перечислите требования, предъявляемые к первичным стандартам. Что такое фиксанал?
7. Что такое кривая титрования? Для какой цели строят кривые титрования?
8. Определите понятия: скачок титрования, точка эквивалентности, конечная точка
титрования.
9. Какие факторы влияют на вид кривой титрования в методе: а) кислотно-основного
титрования; б) осадительного титрования; в) комплексонометрического титрования; г)
окислительно-восстановительного титрования?
10. Каковы предельные значения кислотности (основности), при которых наблюдается
скачок титрования?
11. Изложите сущность ионно-хромофорной теории индикаторов. Что такое интервал
перехода окраски индикатора? Что такое рТ?
12. Что такое индикаторная погрешность? К какому типу погрешностей она относится?
Как рассчитывают индикаторную погрешность?
16
17