Химические методы
Анализа
Учебно-методическое пособие по решению задач
раздела дисциплины «Аналитическая химия
и физико-химические методы анализа»
Для студентов-заочников
Химико-технологических специальностей
Минск 2003
УДК 543
Рассмотрены и рекомендованы к изданию редакционно-издательским советом университета.
Составители: А. Е. Соколовский, Г. Н. Супиченко
Научный редактор канд. хим. наук,
доцент Е. В. Радион
Рецензенты: доцент кафедры
общей и неорганической химии БГТУ, канд. хим. наук Т. Л. Залевская;
доцент кафедры аналитической химии БГУ, Н. А. Апостол
По тематическому плану изданий учебно-методической литературы университета на 2003 год. Поз. 65.
Для студентов-заочников химико-технологических специальностей.
© Учреждение образования
«Белорусский государственный
технологический университет», 2003
© Соколовский А. Е., Супиченко Г. Н.,
составление, 2003
Введение
Настоящее методическое пособие разработано с целью оказания помощи студентам заочного факультета при решении задач контрольных заданий № 1 и № 2 по аналитической химии [1].
В нем даны примеры решения задач из основных разделов контрольных работ. При выборе примеров мы руководствовались опытом проверки заданий. Особое внимание уделяется задачам, в решении которых наиболее часто встречаются ошибки, и задачам, примеры решения которых редко встречаются в рекомендованной литературе. Напротив, примеры решения тех задач, с которыми студенты практически всегда справляются без ошибок, мы не приводим. В частности, задачи по статистической обработке результатов анализа подробно описаны в методическом пособии [2].
При разборе типовых задач даются краткие пояснения теоретического характера, основные формулы, общие алгоритмы и ход решения. Дать решения задач всех типов, встречающихся в контрольных работах, невозможно. Однако в приведенных примерах содержатся основные элементы решения практически любой задачи.
Значения физико-химических констант, используемых в методическом пособии, взяты по справочнику [3]. Им же мы рекомендуем пользоваться при выполнении контрольных заданий.
Контрольная работа № 1
1. РАВНОВЕСИЕ В СИСТЕМЕ ОСАДОК – РАСТВОР
Гетерогенная (неоднородная) система состоит из двух фаз: насыщенного раствора электролита и осадка. В этой системе устанавливается динамическое равновесие:
BaSO4↓ D Ва2+ + 
К этой равновесной системе применим закон действия масс, исходя из которого можно сформулировать правило произведения растворимости (ПР): произведение концентраций ионов труднорастворимого электролита в его насыщенном растворе есть величина постоянная при данной температуре:
= [Ва2+] · [ ]
Если в формуле имеются стехиометрические коэффициенты, то они входят в уравнение как показатели степени, в которые необходимо возвести концентрации ионов, например:
= [Са2+]3 ∙ 
Произведение растворимости характеризует растворимость вещества: чем больше значение ПР, тем больше растворимость.
При более точных расчетах необходимо вместо концентраций ионов использовать значения активностей, учитывающих электростатические взаимодействия между ионами.
Активности ионов пропорциональны концентрациям:
а = f ∙ С
Здесь f = а/С – коэффициент активности, зависящий от концентраций и зарядов всех ионов в растворе, а также от собственного заряда иона. Для нахождения коэффициентов активности сначала рассчитывают ионную силу раствора I по формуле
Здесь Сi и z i – молярные концентрации и заряды всех ионов в растворе.
Значение коэффициента активности fi данного иона можно вычислить по уравнению Дебая и Хюккеля:
если I < 0,01;
если I < 0,1,
или по формуле Дэвиса:
если I < 0,2.
Обычно при решении задач значения коэффициентов активности не рассчитываются. Соответствующие расчеты выполняются, если необходимость их проведения указывается или подразумевается в условии задачи (подраздел 1.1.5 методических указаний [1]).
Расчет ПР по растворимости
Примеры 1–2 помогут Вам при решении задач № 1–5.
Пример 1. Вычислить произведение растворимости иодида серебра AgI, если растворимость этой соли при температуре 25°С равна 2,865 ∙ 10–6 г/л.
Решение. Химическое равновесие в насыщенном растворе AgI описывается уравнением
AgI↓ D Ag+ + I–
Запишем выражение произведения растворимости для иодида серебра:
ПРAgI = [Ag+] ∙ [I–]
Вычислим растворимость иодида серебра (моль/л). Так как молярная масса AgI составляет 234,772 г/моль, то концентрация AgI в растворе составит
[AgI] = 2,865 ∙ 10–6/234,772 = 1,22 ∙ 10–8 моль/л.
При диссоциации каждого моля иодида серебра образуется 1 моль Ag+ и 1 моль I–. Следовательно, их концентрации равны:
[Ag+] = [I–] = [AgI] = 1,22 ∙ 10–8 моль/л.
Подставляя значения [Ag+] и [I–] в уравнение произведения растворимости, получим:
ПРAgI = 1,22 ∙ 10–8 ∙ 1,22 ∙ 10–8 = 1,5 ∙ 10–16.
Пример 2. Вычислить произведение растворимости Ag2CrO4, если в 100 мл насыщенного раствора его содержится 0,002156 г.
Решение. Найдем растворимость хромата серебра (моль/л):
в 100 мл насыщенного раствора содержится 0,002156 г соли
в 1000 мл ¾» ¾ ¾» ¾ ¾» ¾ х г соли
x = 1000 ∙ 0,002156/100= 0,02156 г/л.
Молярная масса Ag2CrO4 равна 331,73 г/моль, тогда растворимость Ag2CrO4 (моль/л) будет
[Ag2CrO4] = 0,02156/331,73 моль/л = 6,5 ∙ 10–5 моль/л.
Хромат серебра диссоциирует следующим образом:
Ag2CrO4↓ D 2Ag+ + 
Тогда
[Ag+] = 2 ∙ 6,5 ∙ 10–5 = 1,3 ∙ 10–4 моль/л;
[ ] = 6,5 ∙ 10–5 моль/л;
= [Ag+]2 [ ] = (1,3 ∙ 10–4)2 ∙ 6,5 ∙ 10–5 ≈ 1,1 ∙ 10–11.
