Существенным недостатком гравиметрического метода является длительность определений.

 

Гравиметрические факторы, называемые также аналитическими множителями или факторами пересчета, вычисляют как отношение молекулярной массы определяемого компонента к молекулярной массе гравиметрической формы с учетом стехиометрических коэффициентов. Их значения обычно приводят в справочниках.

 

 

2. Для приготовления титрованного раствора соды взяли навеску 1,5250 г Na₂CO₃, растворили ее в мерной колбе и разбавили раствор водой до объема 250 мл. Вычислить титр полученного раствора (г/мл).

 

Билет № 23

1. Требования к осаждаемой и гравиметрической формам осадка, к осадителю. Расчет количества осадителя.

Реагент-осадитель, осаждаемая и гравиметрическая формы должны отвечать определенным требованиям. Определяемый компонент должен осаждаться по возможности более полно, при этом остальные компоненты должны оставаться в растворе. Необходимо, чтобы осаждаемая форма легко и полностью превращалась в гравиметрическую, а последняя имела бы строго постоянный, точно известный химический состав и была бы устойчива на воздухе. Для уменьшения погрешностей анализа желательно, чтобы гравиметрическая форма имела возможно большую молярную массу, а содержание определяемого элемента в молекуле было меньшим. Эти требования могут быть выполнены путем правильного выбора реагента-осадителя, условий осаждения, фильтрования, промывания и прокаливания осадка.

 

2. Имеется 0,1046 моль-экв/л раствор HCl. Определить молярную концентрацию этого раствора, если известно, что раствор используется при титровании соды (Na₂CO₃).

 

Билет № 24

1. Сущность титриметрического анализа. Классификация методов. Требования к реакциям, используемым в титриметрии.

Титриметрический анализ основан на точном измерении количества реактива, израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Еще недавно этот вид анализа обычно называли объемным в связи с тем, что наиболее распространенным в практике способом измерения количества реактива являлось измерение объема раствора, израсходованного на реакцию. Сейчас под объемным анализом понимают совокупность методов, основанных на измерении объема жидкой, газовой или твердой фаз.

. Обычно выделяют следующие методы титриметрического анализа.

1. Методы кислотно-основного взаимодействия связаны с процессом передачи протона:

2. Методы комплексообразования используют реакции образования координационных соединений:

3. Методы осаждения основаны на реакциях образования малорастворимых соединений:

4. Методы окисления - восстановления объединяют многочисленную группу окислительно-восстановительных реакций:

Реакции, применяемые в титриметрии, должны удовлетворять следующим основным требованиям:

1) реакция должна протекать количественно, т.е. константа равновесия реакции должна быть достаточно велика;

2) реакция должна протекать с большой скоростью;

3) реакция не должна осложняться протеканием побочных реакций;

4) должен существовать способ определения окончания реакции.

 

 

2. На титрование 10,00 мл раствора KOH затрачено 15,50 мл 0,1028 М раствора HCl. Вычислить молярную концентрацию раствора KOH.

Билет № 25

1. Способы выражения концентрации растворов. Расчеты в титриметрическом методе анализа.

а. Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.

б. Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

в. Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Также распространено выражение в «молярности».

г. Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду моль эквивалентов).

д. Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы

е. Моляльность — количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности».

ж. Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

з. Весообъёмные проценты.Соответствуют отношению массы одной части вещества (например, 1 г) к 100 частям объёма раствора (например, к 100 мл).[1] Этот способ выражения используют, например, в спектрофотометрии, если неизвестна молярная масса вещества или если неизвестен состав смеси, а также по традиции в фармакопейном анализе. и др.

Расчеты в титриметрии.Все расчеты в титриметрии связаны с законом эквивалентов и понятием эквивалент. Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества, которая в данной реакции равноценна (эквивалентна) одному иону водорода или одному электрону. Например, эквивалент NaOH, НСl, NaCl - реальная частица, соответствующая молекуле этих веществ. Эквивалент Н3PO4, в зависимости от числа участвующих в реакции протонов, может представлять реальную молекулу Н3PO4 и условную часть молекулы: 1/2Н3PO4 или 1/3Н3PO4. Дробь, показывающую, какая часть молекулы или иона является эквивалентом, называют фактором эквивалентности fэкв. Фактор эквивалентности рассчитывают на основе стехиометрии реакции. Число, показывающее, сколько эквивалентов содержится в молекуле, называют числом эквивалентности и обозначают z*: fэкв = 1/z*. Молярная масса эквивалента вещества - это масса одного моля эквивалента этого вещества, равная произведе-нию фактора эквивалентности на молярную массу вещества. На-пример, для вещества В:

М(fэкв В) = fэкв(В) * М(В) = 1/z*(В)*М(В)

2. Вычислить pH раствора, в котором содержится 0,63 г HNO₃.

Решение:

Рассчитаем молярную концентрацию HNО₃:

с=m/M*V; V = 1 л

M(HNО₃) = 1+ 14 + 3 16 = 63 г/ моль; c(HNО₃) = 0,63/ 63 = 0,01 моль/л; pH = -lg[H⁺] = -lg(10^-2) = 2.

Ответ: рН = 2.

 

 

Билет № 26

1. Основные понятия титриметрии: фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента, молярная концентрация эквивалента. Эквивалент. Фактор эквивалентности. Во многих химических реакциях принимает участие не целая частица вещества, а лишь ее часть - эквивалент. Вещества реагируют между собой эквивалентами — этот закон кратных отношений Дальтона в аналитической химии служит основой всех количественных расчетов, особенно в титриметрических методах анализа.

Фактор эквивалентности - число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества X эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции. Фактор эквивалентности - безразмерная величина, причем f_экв < 1.

Молярная масса эквивалента вещества(А) может быть выражена произведением фактора эквивалентности вещества А на его молярную массу:

М_э (А) = f_экв (А) М(А), г моль^-1.

Молярная концентрация эквивалента вещества А(с_э(А)) ранее называемая "нормальной" ("н"), выражается количеством моль-эквивалентов, содержащихся в 1 л раствора (моль*экв/л) и находится по формуле

(A) = /V=m/

Где n_экв(А) – число молей эквивалента вещества А.

 

 

2. Рассчитать pH раствора, в 1 л которого содержится 0,4 г гидроксида натрия (NaOH). Решение:

Найдем молярную массу NaOH и молярную концентрацию раствора NaOH: M(NaOH) = 23 + 16+ 1 = 40 г /моль; V = 1л;

С=m/M*V c(NaOH) = 0,4 / 40 = 0,01 моль/л.

рОН = -lg [ОН^-] = -lg(10^-2) = 2 рН = 14 - 2 = 12.

Ответ: рН = 12.

 

 

Билет № 27

1. Методы обнаружения конечной точки титрования (КТТ). Основные принципы метода. Индикаторы. Интервал перехода окраски. Безындикаторные способы.Хлорид - ионы определяют по так называемому способу равного помутнения (метод Гей-Люссака). Бромид- и йодид- ионы определяют безындикаторным способом просветления. Из современных безындикаторных методов в аргентометрии чаще всего применяется потенциометрическое определение точки эквивалентности с использованием серебряных или галогенид-селективных электродов.

Индикаторные способы.Дляопределения конечной точки титрования используют различные индикаторы, в частности адсорбционные. Адсорбционными индикаторами обычно называют вещества обратимо изменяющие свою окраску на поверхности осадка, образующегося во время титрования. Ионы индикатора, являющегося кислотным или основным красителем, замещают однозначные с ними ионы наружного двойного слоя частиц. В результате поляризационного взаимодействия электронные оболочки ионов индикатора деформируются потенциалопределяющими ионами, что приводит к изменению окраски.

Показатель титрования рТ	Область перехода рН
Метиловый оранжевый 4,0	3,1 - 4,4
Метиловый красный 5,5	4,4 - 6,2
Лакмус 7,0	5,0 - 8,0
Фенолфталеин 9,0	8,0 - 10

 

2. Вычислить pH 0,001 М раствора HCl.

Решение: С(HCl)= [H⁺]=0,001M

pH = -lg[H⁺] = -lg(10^-3) = 3

Ответ: рН = 3

 

 

Билет № 28

1. Комплексонометрическое титрование. Сущность метода. Прямое и обратное титрование. Примеры. Металлохромные индикаторы.

Комплексонометрия (трилонометрия) - титриметрический метод анализа, основанный на реакциях взаимодействия комплексонов (чаще всего трилона Б), катионами щелочноземельных и тяжелых металлов, которые приводят к образованию растворимых в воде бесцветных прочных внутрикомплексных соединений. Трилон Б (комплексон III) образует внутрикомплексные соединения с катионами металлов за счет валентных связей с карбоксильными группами, вытесняя из них атомы водорода, а также за счет координационных связей ионов-комплексообразователей с атомами азота. При комплексонометрическом титровании к анализируемому раствору прибавляют металлоиндикатор, который образует с определяемыми катионами комплекс, имеющий определенную окраску. В процессе титрования трилоном Б комплекс катионов металла с индикатором разрушается и образуется бесцветный, очень прочный комплекс катионов с трилоном Б, а в раствор переходят ионы свободного индикатора:

[Ме Ind] ^- + H₂L^{2 -} ↔ [MeL]^{2 -} + H₂Ind ^-

(окраска 2) (окраска 1)

Конечную точку титрования определяют по собственной окраске индикатора (окраска 1).

Прямое титрование. К анализируемому раствору прибавляют аммиачный буферный раствор, металлоиндикатор и титруют стандартным раствором трилона Б. Способом прямого титрования определяют катионы Cu²⁺, Со²⁺, Pb²⁺, Ni²⁺, Zn²⁺, Fе³⁺, Ва²⁺, Сг³⁺,Ca²⁺, Mg²⁺ и т. д.

Обратное титрование. К анализируемому раствору прибавляют аммиачный буферный раствор, затем точно отмеренный удвоенный минимальный объем (35,00-40,00 см³) стандартного раствора трилона Б, который вступает в реакцию с определяемыми ионами, а его избыток оттитровывают стандартным раствором магния сульфата или цинка сульфата в присутствии металлоиндикатора. При этом протекают реакции:

Ме²⁺ + H₂L^2- ↔ [Ме]^2- + 2Н⁺

изб. H₂L^2- + Zn²⁺ ↔ [ZnL] ^2- + 2Н⁺

При комплексонометрическом титровании используют металлохромные индикаторы (металлоиндикаторы). Металлоиндикаторы - это органические красители (мурексид, эриохром черный Т, эриохром сине-черный Б, цинкон и др.), которые образуют с определяемыми ионами растворимые в воде окрашенные комплексные соединения, менее прочные, чем комплекс катиона металла с трилоном Б.

 

2. Сколько моль NaOH содержится в 0,5 л раствора, pH которого равно 12.

pH = -lg[H⁺] =14 -lg(OH) = 12

14-2=2=-lg(OH) C(OH)=0,01 M

 

Билет № 29

1. Определение общей жесткости комплексонометрическим титрованием.

Жесткость воды выражают числом миллиграмм-эквивалентов кальция и магния.Определение общей жесткости проводят путем комплексонометрического титрования раствором комплексона III в присутствии эриохром черного или хром темно-синего. Обычно определяют суммарное количество кальция и магния. При необходимости раздельного определения кальция и магния сначала определяют суммарное их количество. Затем в отдельной пробе осаждают кальций в виде оксалата кальция и оттитровывают ионы магния. Кальциевую жесткость определяют по разности. В присутствии некоторых примесей ход анализа изменяется. Ионы меди и цинка переводят в сульфиды, чтобы марганец не окислялся, прибавляют гидроксиламин.

2. Рассчитать pH раствора, в 1 которого содержится 0,98 г H₂SO₄.

С=m/M*V C(H₂SO₄)=0,98/98*1=0,01 моль/л

C(H₂SO₄)=2[H⁺]=0,02моль/л pH = -lg[H⁺] = -lg(0,02) = 1,7

 

 

Билет № 30

1. Метод ОВ титрования. ОВ пара. ОВ полуреакция. Уравнение Нернста.

Методы окислительно-восстановительного титрования основаны на использовании реакций, связанных с переносом электронов, то есть окислительно-восстановительных процессов.

Методы окислительно-восстановительного титрования пригодны для определения многих органических соединений, в том числе фармацевтических препаратов, подавляющее большинство которых являются потенциальными восстаноометриювителями.

В зависимости от используемого титранта различают перманганатометрию, йодометрию, дихроматометрию, броматометрию. В этих методах в качестве стандартных растворов применяют соответственно KMnO₄, I₂, K₂Cr₂O₇, KBrO₃ и т.д. Таким образом, любая ОВР, записанная в общем виде

aOx₁ + bRed₂ = aRed₁ + bOx₂

Может быть представлена в виде двух полуреакций:

Ox₁ + b = Red₁

Red₂ – а = Ox₂

Исходная частица и продукт каждой полуреакции составляют ОВ пару. Например, в реакции окисления железа(II) перманганатом калия участвуют две ОВ пары: Fe³/Fe²⁺ и MnO₄^-/Mn²⁺.

В процессе титрования по методу окисления-восстановления происходит изменение ОВ потенциалов взаимодействующих систем. Если условия отличаются от стандартных, т.е. активности потенциалопределяющих ионов не равны 1 (а≠1), равновесный потенциал ОВ полуреакции aOx₁ + n = bRed₁ может быть рассчитан по уравнению Нернста:

E_{Ox1/ Red1} = E^º + ,

R – универсальная газовая константа (8,314 Дж/моль∙град., F – постоянная Фарадея (9,6585 кл/моль), Е – ОВ потенциал системы, Е^º - стандартный ОВ потенциал.

Если подставить значения постоянных величин, Т = 298 К (т.е. 25 ^ºС) и заменить натуральный логарифм на десятичный, а активности – на концентрации, то уравнение Нернста примет следующий вид:

E_{Ox1/ Red1} = E^º + .

 

 

2. Вычислить pH 0,015 М раствора KOH.

С(KOH)= [ОН^-]=0,015

pH=14-lg0,015=14-1,8=12,2

 

Билет № 31

1. Особенности реакций, используемых в ОВ титровании. Способы фиксирования точки эквивалентности.

Способы фиксирования конечной точки титрования. При комплексонометрическом титровании используют металлохромные индикаторы (металлоиндикаторы). Металлоиндикаторы - это органические красители (мурексид, эриохром черный Т, эриохром сине-черный Б, цинкон и др.), которые образуют с определяемыми ионами растворимые в воде окрашенные комплексные соединения, менее прочные, чем комплекс катиона металла с трилоном Б.

 

2. Дописать уравнение реакции, расставить коэффициенты, вычислить факторы эквивалентности реагирующих веществ:

HNO₃ + Fe(OH)₃ → ……………….

 

Билет № 32

1. Физико-химические методы анализа.

Физико-химические или инструментальные методы анализа основаны на измерении с помощью приборов (инструментов) физических параметров анализируемой системы, которые возникают или изменяются в ходе выполнения аналитической реакции.

В основу классификации физико-химических методов анализа положена природа измеряемого физического параметра анализируемой системы, величина которого является функцией количества вещества. В соответствии с этим все физико-химические методы делятся на три большие группы:

- электрохимические;

- оптические и спектральные;

- хроматографические.

 

2. С помощью электронного баланса расставить коэффициенты, определить факторы эквивалентности (f_э) реагирующих веществ:

FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

 

Билет № 33

1. Оптические (эмиссионный спектральный анализ, фотометрия пламени, люминесцентный анализ, спектрофотометрия, фотометрия и др.).