Уравнение нернста для пары bro3 br

«1,8 1,6 1,4 Е,В 1,2 1 0,8 0,6 90 92 94 96 98 100 102 104 106 108 110 V(B), мл 0 Министерство образования и науки Российской Федерации ГОУ ВПО Кемеровский государственный университет Г. Н. . »

Р е ш е н и е. Записываем уравнение полуреакции:

При I = 0,1 3+ = 0,16, 2+ = 0,43;

С учетом вышеприведенных уравнений и (5.3) можно записать при молярных долях 3+ и 2+, равных 1 и n = 1:

При I = 0, При I = 0, Проведенные расчеты показывают, что с ростом ионной силы раствора снижается окислительная способность ионов Fe3+. Однако при изменении ионной силы в 10 раз потенциал изменяется всего лишь на 0,02 В (на 2,6 %) даже для ионов с зарядом окисленной и восстановленной форм, отличающимся в 1,5 раза (Fe3+ и Fe2+).

5.3.2. Влияние рН раствора на величину потенциала Влияние рН на величину потенциала проявляется для полуреакций, протекающих с участием «ионов среды» – Н+ и ОН–, причем оно может быть настолько значительным, что способно изменить направление (пример 5.7) окислительно-восстановительной реакции.

Пример 5.6. Рассчитайте равновесный и формальный потенциалы пары MnO4–/Mn2+ (строго говоря, пары MnO4–, 8Н+/Mn2+), если [MnO4–] = 0,20 и [Mn2+] = 0,1 моль/л при pH = 5 и рН = 1.

Р е ш е н и е. Записываем уравнение полуреакции:

MnO4– + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O, EMnO –/Mn2+ = 1,51 B.

С учетом вывода, сделанного в примере 5.5, и ввиду отсутствия данных о составе раствора, будем считать I = 0, а ионов равными 1. Тогда равновесный потенциал пары MnO4–/Mn2+ можно вычислить по уравнению Нернста вида (5.4) или (5.5), а по уравнению, подобному (5.6) – формальный.

MnO4 /Mn MnO4 /Mn При рН = 5 или [H+] = 10–5 моль/л, в отсутствие побочных реакций ( = 1):

ЕMnO4–/Mn2+ = 1,51 + (0,059/5)lg(10 ) + (0,059/5)lg(0,2/0,1) = 1,042 В;

E’MnO –/Mn2+ = EMnO –/Mn2+ + (0,059/5)lg[H+]8 = 1,51 + (0,059/5)lg(10–5)8 = 1,038 В.

При рН = 1 или [H+] = 10–1 моль/л, в отсутствие побочных реакций ( = 1):

E MnO –/Mn2+ = 1,51 + (0,059/5)lg(10-1)8 + (0,059/5).lg(0,2./0,1) = 1,420 В;

E MnO –/Mn2+ = EMnO –/Mn2+ + (0,059/5)lg[H+]8 = 1,51 + (0,059/5)lg(10-1)8 = 1,416 В.

Сравнивая E (при рН=0) и E для пары MnO4–/Mn2+ при различных рН, можно видеть сильную зависимость окислительной способности формы MnO4– от рН, проявляющуюся в её увеличении с ростом кислотности раствора.

Пример 5.7. Определите направление реакции взаимодействия иода с арсенитом натрия при рН =0, рН = 4 и рН = 8.

Р е ш е н и е. Реакция взаимодействия иода с арсенит-ионом:

Полуреакции и стандартные потенциалы пар:

Сравнение E данных пар показывает, что арсенат-ион является более сильным окислителем, чем иод. Если, как это предполагается по реакции, окислителем считать иод, то:

Следовательно, в стандартных условиях (аН+ = 1, рН = 0) равновесие данной реакции будет смещено влево, иод не будет окислять арсенит.

Вычислим формальные потенциалы пары AsO43–/AsO33– с учетом рН по формуле (5.6) (EI 2I– от рН не зависит). При рН = 4:

Сравнивая EI 2I– с полученными значениями EAsO 3–/AsO 3–, виAsO43–/AsO33– дим, что с ростом рН формальный потенциал пары уменьшается, EI 2I– становится значительно больше, чем EAsO 3–/AsO 3–, значит арсенит будет окисляться иодом и реакция пойдет в прямом направлении.

5.3.3. Влияние комплексообразования на величину потенциала Окисленная или восстановленная формы системы могут связываться в комплексы или образовывать малорастворимые соединения.

В таких случаях образуется новая пара, стандартный потенциал которой связан с потенциалом пары Ox/Red через константу, характеризующую побочную реакцию. В случае образования комплекса – это константа устойчивости комплекса, а в случае образования малорастворимого соединения – константа растворимости малорастворимого электролита или произведение растворимости КS.

Учет комплексообразования можно провести через молярные доли форм по общему уравнению (5.4) с использованием (2.8). При условии преобладания комплекса одного состава — OxLm, для которого и при участии OxLm в полуреакции уравнение Нернста примет вид:

Аналогично, при связывании восстановленной формы в комплекс:

Суммы первых трех членов в этих уравнениях представляют собой формальные потенциалы пар: EOxL Red и EOx RedL.

Формулы (5.7 – 5.10) могут быть использованы и в решении обратных задач – вычисления соответствующих констант по значениям потенциалов (примеры 5.9, 5.11).

Пример 5.8. Рассчитать формальный потенциал окислительно-восстановительной пары, образованной ионами Fe3+ и Fe2+, в 2М растворе фторида аммония, если [Fe3+] = [Fe2+] = 0,0010 моль/л.

Р е ш е н и е. Ионы Fe3+ (окисленной формы) вступают в реакции комплексообразования с ионами F–. Поскольку ионы F– взяты в большом избытке, можно считать, что в растворе протекает реакция и образуется пара [FeF5]2–/Fe2+.

Рассчитаем E[FeF ]2–/Fe2+ по формуле (5.7):

справочные данные: EFe3+/Fe2+ = 0,77 B; lg5 = 16,1; 5=1,26.1016;

E[FeF ]2–/Fe2+ = 0,77 + 0,059.lg(1/1,26.1016) + 0,059.lg(1/25) = – 0,27 В.

Следовательно, связывание Fe3+, т. е. окисленной формы в комплекс, привело к сильному снижению стандартного потенциала Fe3+/Fe2+ и, соответственно, окислительных свойств Fe3+.

Учет конкурирующих реакций можно провести и по формуле (5.4), предварительно вычислив молярную долю свободных ионов Fe3+ ( 3+) по формуле (2.8):

E[FeF ]2–/Fe2+ = EFe3+/Fe2+ + 0,059lg(Fe3+) = 0,77 + 0,059.lg(2,04.10-18) = – 0,27 В.

Результаты расчетов двумя способами получаются одинаковыми, что указывает на правильность предположения о преобладании формы [FeF5]2– и об отсутствии необходимости учета других форм комплексных ионов.

Пример 5.9. Вычислите константу устойчивости комплексного иона [Сd(CN)4]2-, если для полуреакции:

Р е ш е н и е. Найти величину 4 для комплекного иона [Сd(CN)4]2- можно, используя формулу (5.7), согласно которой Стандартный потенциал ECd2+/Cd = – 0,403 В. Тогда:

– lg4 = (E[Сd(CN)4]2-/Cd, 4CN– – ECd2+/Cd )2/0,059 = 5.3.4. Влияние образования малорастворимых соединений на Пусть окисленная форма образует осадок с анионом А:

После подстановки и преобразования получаем уравнение Нернста Аналогично, если восстановленная форма малорастворима:

Пример 5.10. Как изменится потенциал пары BrO3–/Br–, если в раствор ввести AgNO3? Ионную силу не учитывать.

Р е ш е н и е. В этом случае в осадок связывается восстановленная форма по реакции :

Для полуреакции BrO3– + 6Н+ + Ag+ + 6е AgBr + 3Н2О уравнение Нернста имеет вид уравнения (5.9).

С учетом EBrO3-/Br– = 1,45 B вычисляем EBrO3–/AgBr:

EBrO3–/AgBr = 1,45 + (0,059/6)lg(1/5,3 10-13) = 1,45 + 0,12 = 1,57 В.

Следовательно, окислительно-восстановительный потенциал пары увеличивается при связывании в малорастворимое соединение восстановленной формы, при этом возрастает сила окислителя.

Пример 5.11. Определите K0S(CuI), если известны потенциалы пар: ECu2+/Cu+ = 0,153 В и ECu2+/CuI = 0,858 В.

Р е ш е н и е. По условию очевидно, что восстановленная форма первой пары образует малорастворимое соединение CuI. Используя формулу (5.10), рассчитываем K0S (CuI):

lg K S ( ECu2 / CuI ECu2 / Cu ) / 0,059 (0,858 0,153) / 0,059 11,95;

K0S (CuI) = 1,12 10-12.

Пример 5.12.* К 10,0 мл 0,010 М раствора Pb(NO3)2, содержащего также 4,0010–4 М К3[Fe(CN)6], добавили некоторый объем 0,0340 М раствора К4[Fe(CN)6]. Количество добавленного К4[Fe(CN)6] меньше стехиометрического в реакции взаимодействия с ионами свинца. Потенциал платинового электрода, погруженного в полученный раствор, равен 0,705 В (по отношению к с.в.э.). Вычислите а) равновесную концентрацию ионов Pb2+ в полученном растворе (с учетом ионной силы, соответствующей 0,1 М KNO3);

б) величину потенциала платинового электрода в растворе при стехиометрическом количестве добавленного К4[Fe(CN)6].

Для справки: К0S(Pb2[Fe(CN)6]) = 9,5510-19, коэффициенты активности составляют: Pb2+= 0,44; [Fe(CN)6]4– = 0,037.

Равновесный потенциал платинового электрода для полуреакции:

определяется по уравнению Нернста вида:

а) при количестве К4[Fe(CN)6], меньшем стехиометрического по реакции осаждения 1), в растворе остаются ионы Pb2+, в присутствии которых:

То есть в присутствии ионов Pb2+ равновесный потенциал платинового электрода фактически определяется полуреакцией:

После подстановки в уравнение Нернста выражения для a([Fe(CN)6 ]4 ) получаем уравнение вида (5.10). Решаем его, подставляя имеющиеся данные:

0,705 = 1,185 + 0,0592lg[Pb2+];

lg[Pb2+] = – 0,480/20,059 = – 4,068;

б) при стехиометрическом количестве добавленного осадителя в реакции 1) концентрация [Pb2+] будет определяться растворимостью Pb2[Fe(CN)6]:

Тогда равновесный потенциал платинового редокс-электрода будет равен:

Е = 1,185 + 0,0592lg[Pb2+] = 1,185 + 0,0592lg(6,4410–6) = 0,572 В.

5.4. Расчеты с использованием константы равновесия окислительно-восстановительной реакции 5.4.1. Расчет константы равновесия по стандартным Направление реакции, полноту её протекания, а также равновесные концентрации компонентов или растворимость веществ в ходе окислительно-восстановительной реакции, можно оценить по ее константе равновесия (см. разделы 2.3, 5.1), которая в справочниках не приводится, но связана с табличными значениями стандартных потенциалов. Термодинамическую константу (К0) можно вычислить по формуле:

где n – число электронов, передаваемых в ходе реакции окислительно-восстановительного взаимодействия; Е0(Ox) и Е0(Red) – стандартные потенциалы пар предполагаемого окислителя и восстановителя. В реальных условиях вместо стандартных потенциалов следует воспользоваться формальными и вычислить условную константу равновесия К.

Пример 5.13. Вычислить константу равновесия реакции окисления иодом арсенит-иона с учетом кислотности среды в условиях примера 5.7.

Р е ш е н и е. Воспользуемся данными о Е0 и Е0 для полуреакций, полученными в примере 5.7.

Уравнение реакции: AsO33– + I2 + H2O AsO43– + 2I– + 2H+;

полуреакции и потенциалы пар:

AsO43– + 2H+ + 2е AsO33– + H2O, В стандартных условиях (рН = 0) рассчитаем термодинамическую константу равновесия К0 указанной реакции по формуле (5.11). В качестве окислителя предполагается I2.

Поскольку К0 1, равновесие реакции смещено влево. Вычислим значения К’ при других значениях рН. При рН = 4:

при рН = 8: lgK = (0,54 — 0,1)2/0,059 = 14,9;

Расчеты показывают, что для практически полного смещения равновесия вправо необходимо создать рН 4.

Пример 5.14. Вычислить константу равновесия реакции:

Р е ш е н и е. Представим полуреакции и соответствующие им Е0:

Предложенную реакцию можно представить как сумму ступенчатых процессов, характеризующихся соответствующими константами:

Общая константа равновесия суммарной реакции равна произведению К1К2 (см. также раздел 2.3):

К = К1К2 = 1,6610-138,261023 = 1,371011.

Значение константы показывает, что реакция будет протекать до конца даже при стехиометрическом соотношении реагирующих веществ.

5.4.2. Вычисление равновесных концентраций Пример 5.15. Вычислить равновесные концентрации частиц в растворе, содержащем H3AsO4, H3AsO3, H+, I2, I–. Считать, что с(Н+) = 2,0 моль/л; с(H3AsO4) = с(H3AsO3) = с(I–) = с(I2) = 0,1 моль/л.

(Ионную силу не учитывать).

EH3 AsO4 / H3 AsO3 0,56 B и EI / 2 I 0,536 B. Их сравнение позволяет предположить реакцию Величина К 1, реакция протекает в прямом направлении, причем дополнительное смещение равновесия происходит из-за избытка (по условию) ионов Н+ по отношению к стехиометрическому. Для расчета равновесных концентраций необходимо воспользоваться выражением константы равновесия через равновесные концентрации:

К = [H3AsO3][I2]/([H3AsO4][I–]2[H+]2) = 6,51.

Обозначим исходные и равновесные концентрации (в недостатке I–).

[..]: 0,1-0,05+х 2х 2,0-0,1+2х 0,1+0,05-х 0,1+0,05-х Подставляя в выражение для константы равновесия обозначенные равновесные концентрации, получаем:

Решая уравнение методом подстановки, находим х = 0,038.

[H3AsO4] = 0,05 + 0,038 = 0,088 моль/л;

[H3AsO3] = [I2] = 0,15 — 0,038 = 0,112 моль/л;

Пример 5.16.* Вычислить равновесные концентрации ионов Cr, Cr 2 O 7 2- и Н 2 О 2 в растворе, содержащем 0,2 моль CrCl 3 и 0,3 моль Н2О2 в 1 литре, считая, что рН поддерживается равным 1.

предполагаем протекание реакции 3) – окисления ионов хрома (III).

Константа равновесия этой реакции (п = 6):

Обозначим исходные и равновесные концентрации для участников реакции:

Подставляем соответствующие величины в выражение для К и находим равновесные концентрации:

5.4.3. Вычисление растворимости веществ в окислительно-восстановительной реакции Пример 5.17. Вычислить растворимость железа (г/л) в 0,500 М уксусной кислоте.

Р е ш е н и е. Сравнение стандартных потенциалов пар Е 2Н+/Н2= 0 и Е0Fe2+/Fe = – 0,473 В, а также вычисленная по ступенчатым константам общая константа равновесия:

указывают на протекание прямой реакции:

С учетом высокого значения К (3,3510 1), предполагается низкое значение х (х 0,25 моль/л).

Растворимость Н2 при 25С составляет 810–4 моль/л, поэтому в выражение константы подставляем эту величину равновесной концентрации Н2, а не завышенное значение 0,25 моль/л.

Растворимость железа равна 0,25 моль/л или 0,2556 = 14 г/л.

Пример 5.18. Вычислить растворимость сульфида никеля в 2М HNO3.

Реакцию растворения NiS в HNO3 (реакция 3) можно представить как сумму двух процессов:

2) 3S2– + 2NO3– + 8H+ 3S + 2NO + 4H2O, K2 = KOx/Red;

Введем обозначения исходных и равновесных концентраций частиц в растворе. Сравнение стехиометрических соотношений ионов NO3– и H+ и их исходных концентраций показывает, что ионы Н+ взяты в недостатке. Поэтому, с учетом стехиометрических соотношений, выразим убыль концентрации взятых частиц (ионов кислоты) и добавление продуктов реакции через исходную концентрацию ионов Н+. За х обозначим концентрацию одной частицы, расходующейся или образующейся вследствие частичной обратимости реакции (для общего случая взаимодействия). Учитывая, что растворимость NО при 25С 2,110-3 моль/л, что меньше его концентрации 0,5 моль/л (4/8), способной образоваться по данной реакции (из-за необратимости реакции х мало), в расчетах используем именно величину растворимости NО – 2,110-3 моль/л.

Следовательно, растворимость NiS в 2 М HNO3 составляет:

Для данной реакции, протекающей необратимо, расчет можно было провести сразу по концентрации компонента, взятого в недостатке. Подробная же запись для вычисления х сделана, чтобы показать, как провести такой расчет в любом случае с К 1.

Пример 5.19.* Вычислить растворимость HgS в 6 М HNO3.

Р е ш е н и е. Для уравнения реакции:

рассуждая как в примере 5.16 с той же КOx/Red, получаем существенное отличие в величине общей константы равновесия из-за различия в величинах К0S для HgS и NiS.

К = (К0S (HgS))3КOx/Red = (1,610–52)32,7610146 = 1,1310–9, т. е. К 1.

В этом случае за х обозначим концентрацию одной образующейся частицы в ходе реакции с К 1. Равновесные концентрации ионов в левой части уравнения выразим как разности исходных и образующихся, с учетом стехиометрических коэффициентов:

3HgS + 2NO3– + 8Н+ 3Hg2+ + 2NO + 3S + 4H2O, Подставляем равновесные концентрации в выражение для константы и решаем уравнение:

х = 0,155; S(HgS) = [Hg2+] = 3х = 30,155 = 0,465 моль/л.

При этом [NO] = 2х = 0,31 моль/л, что больше S(NO), составляющей 2,110–3 моль/л. Следовательно, расчет необходимо повторить с [NO] = 2,110–3 моль/л (справочные данные по растворимости NO):

откуда: х = 0,481; S(HgS) = [Hg2+] = 3х = 0,4813 = 1,44 моль/л.

5.5. Расчеты с использованием ЭДС гальванического элемента При проведении подобных расчетов используются два уравнения Нернста с разными редокс- парами или разными концентрациями компонентов редокс- пар. В свою очередь, концентрация компонентов редокс- пары может быть связана с любым видом взаимодействий в растворе из рассматриваемых в главах 2,3,6 и разделах 5.2-5.3. Расчеты с использованием ЭДС гальванического элемента приближают к пониманию изучаемого в дальнейшем потенциометрического метода анализа.

Пример 5.20. Приведите схему и вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из редокс- пар Pb2+Pb и Zn2+Zn при стандартных активностях всех участников и константу равновесия, протекающей в нем окислительно-восстановительной реакции.

Р е ш е н и е. Справочные данные:

В гальваническом элементе должна протекать самопроизвольная реакция с E 0 (разд. 5.1). Для этого катодом должен быть свинцовый электрод, анодом – цинковый.

Схема гальванического элемента:

(–) Zn Zn2+ (а = 1 моль/л) Pb2+ ((а = 1 моль/л)Pb (+).

ЭДС = E = ЕPb2+Pb — ЕZn2+Zn = — 0,126 — (- 0,764) = 0,638 В.

По формуле (5.11) находим для реакции:

Пример 5.21. Приведите схему гальванического элемента, определите его ЭДС и константу протекающей в нем реакции. Элемент состоит из свинцового полуэлемента (свинцовой пластинки, погруженной в раствор, содержащий взвесь PbSO4 в 0,10 M Na2SO4), цинкового полуэлемента (цинковой пластинки в 0,020 М растворе ZnSO4) и солевого мостика с КNO3.

Р е ш е н и е. Рассматривая стандартные потенциалы редокспар (ЕPb2+Pb= — 0,126 В и ЕZn2+Zn= — 0,764 В), можем установить катод и анод в данном гальваническом элементе согласно раздела 5. (см. также пример 5.20): сила Pb2+ как окислителя выше, чем Zn2+, значит цинковый полуэлемент – анод, а свинцовый – катод.

(–) ZnZnSO4 (0,020 M)Na2SO4 (0,10 М), PbSO4Pb (+).

Полуреакция на аноде: 1) Zn — 2е Zn2+, а в катодном полуэлементе совокупность реакций:

приводящих (разд. 5.3.4) к полуреакции:

Вычислим, пренебрегая влиянием ионной силы и учитывая связывание Pb2+ в малорастворимое соединение, потенциалы соответствующих электродов по уравнению Нернста (см. формулы (5.3) и (5.9) при а(Red) = 1):

ЕZn2+Zn = — 0,764 + (0,059/2).lg0,020 = — 0,814 В.

Е’PbSO4Pb = ЕPb2+Pb + (0,059/2).lgK0S(PbSO4) + (0,059/2).lg (1/[SO42-]);

Е’PbSO4Pb = — 0,126 + (0,059/2).lg1,610-8 + (0,059/2).lg (1/0,10) = — 0,326 В.

ЭДС = Екатода- Еанода = Е’PbSO4Pb — ЕZn2+Zn = — 0,326 — (-0,814) = 0,488 В.

Для протекающей в гальваническом элементе реакции можно вычислить константу равновесия по формуле (5.11):

Пример 5.22. Вычислите ЭДС гальванического элемента:

(–) Pt, Н2NH4Cl (1,7610-2M) ||AgNO3 (0,010 M), NH3 (2,0 М)Ag (+).

Р е ш е н и е. Справочные данные: ЕAg+Ag = 0,800 В. При вычислениях пренебрежем влиянием ионной силы.

Равновесный потенциал водородного электрода зависит от рН, значение которого при с(NH4+) = 1,7610-2 моль/л составляет 5, (пример 3.14).

Реакция в анодном полуэлементе: H2 -2е 2H+.

Е2H+H2 = 0, давление водорода – 1 атм. По уравнению Нернста:

Е2H+H2 = (0,059/2).lg [H+]2 = — 0,059 рН = — 0,0595,5 = — 0,324 В.

На катоде вместо равновесия Ag+ + е Ag в присутствии избытка NH3 устанавливается равновесие [Ag(NH3)2]+ + е Ag + 2NH3.

В таком случае вычисление равновесного потенциала можно провести по формуле (5.7), учитывая, что Ag(NH ) 2 1,62 10 и а(Ag) =1:

В условиях большого избытка лиганда:

EAg(NH ) / Ag = 0,800+0,059(lg(1/1,62107)+lg(1/1,982)+lg0,010) = 0,221 В.

Можно провести расчет равновесного потенциала катода как серебряного электрода, рассчитав [Ag+] в условиях комплексообразования. В примере 4.1 для указанных условий найдена Ag+, равная 1,510-8.

[Ag+] = с(Ag+)Ag+ = 0,011,510-8 = 1,510-10 моль/л.

ЕAg+Ag = ЕAg+Ag + 0,059lg[Ag+] = 0,80 + 0,059lg(1,510-10) = 0,221 В.

ЭДС = Екатода.- Еанода = 0,221 — (- 0,324) = 0,545 В.

Пример 5.23.* Вычислите равновесную и аналитическую концентрацию (с учетом ионной силы) ионов свинца в растворе катодного полуэлемента, если после добавления к 20,0 мл раствора соли свинца 1,30 мл 0,0340 М К4[Fe(CN)6] измеренная величина ЭДС гальванического элемента ()Hg | Hg2Cl2, KCl (нас.)KNO3 (0,1 М), Pb2+(?), [Fe(CN)6]3– (4,0010–4М) | Pt (+) оказалась равной 0,463 В и известно, что добавленное количество К4[Fe(CN)6] меньше стехиометрического. (Справочные данные приведены в примере 5.12).

Р е ш е н и е. Анодом здесь служит насыщенный каломельный электрод (н.к.э.), потенциал которого равен 0,242 В. Н.к.э. часто используют в электрохимических ячейках как электрод сравнения.

Потенциал анода вычислим по величине ЭДС и известному потенциалу катода:

ЭДС = Екатода.- Еанода, откуда: Екатода = Еанода + ЭДС = 0,242 + 0,463 = 0,705 В.

Катодом является инертный электрод (Pt), потенциал которого зависит от активности компонентов редокс- пары [Fe(CN)6]3–/[Fe(CN)6]4–.

Ее восстановленная форма, в свою очередь, зависит от активности ионов Pb2+ (пример 5,12). Далее решение следует проводить как в примере 5.12 а), где найдено:

Аналитическая концентрация соли свинца (с0) определяется суммой прореагировавшего (1) по реакции и оставшегося (2) количеств Pb2+ с учетом объемов раствора.

1 = с(К4[Fe(CN)6])V(К4[Fe(CN)6])2 = 0,0341,3210–3 = 8,8410–5 моль, 2 = [Pb2+] Vраствора = 8,5510–5 21,310–3 = 0,1810–5 моль, с0(Pb2+) = (1 + 2)/V0 = (8,84 + 0,18)10–5/0,020 = 4,5110–3 моль/л.

Задачи для самоконтроля 1. Будет ли протекать реакция между хлоридом олова(II) – SnCl2 и бромной водой – Br2? Ответ подтвердить расчетом К. Ответ: Да. К = 1,51031.

2. Вычислить равновесный окислительно-восстановительный потенциал пары Cl2/2Cl– при [Cl2]ж = 0,20 моль/л; [Cl–] = 0,002 моль/л. Ответ: E = 1,5 B.

3.Определить формальный окислительно-восстановительный потенциал пары MnO4–/Mn2+ при pH = 2.

4. Вычислить значение формального потенциала редокс-пары IO3–/I2 при ионной силе, равной 0,10 и рН = 1,0.

5. Вычислить значение формального потенциала пары Ag+/Ag в 0,10 M растворе аммиака.

6.Рассчитайте стандартный потенциал системы Cu2+/CuI, если стандартный потенциал системы Cu2+/Cu+ равен 0,0159 В. Ответ: E = 0,87 B.

7.Оцените направление и полноту протекания реакции:

8. Вычислите потенциал водородного электрода в растворе, полученном при добавлении к 50,0 мл 0,200 н. раствора Na2CO3 50,0 мл 0,100 М HCl.

9. Вычислить растворимость золота (EAu3+/Au = 1,50 B) в 1,2 М НNO3 по реакции: Au + NO3– + 4H+ Au3+ + NO + 2H2O. Ответ: 410–12 моль/л.

10.* Можно ли осадок Cr(OH)3, выделенный в результате осаждения аммиаком из 20 мл 2,0 М раствора Cr(NO3)3, полностью растворить при 25С в 20 мл раствора, 1 литр которого содержит 6,0 моль NaOH и 6 моль Н2О2.

Ответ подтвердите расчетами, используя необходимые справочные данные.

11.* Вычислите равновесный потенциал редокс- пары (HgY2Hg(ж), Y4) в растворе, полученном добавлением к 10 мл 0,0010 М раствора нитрата кальция 10 мл 0,0010 М раствора ЭДТА. Считайте молярную долю аниона ЭДТА – Y4– = 1; Е0HgY2Hg(ж),Y4 = +0,210 В и [HgY2] = 7,24104 моль/л.

12. Вычислите ЭДС гальванического элемента:

Ag | AgNO3 (0,010 M), NH3 (0,50 М) || Hg2Cl2, KCl (0,10 M) | Hg.

13. Вычислите ЭДС гальванического элемента:

Pt | Fe2+ (0,05М), Fe3+(0,1M) || Mn2+(0,05М), MnO4–(0,1M), CH3COOH (1M) | Pt

ГЛАВА 6. ГЕТЕРОГЕННОЕ РАВНОВЕСИЕ В СИСТЕМЕ

ОСАДОК РАСТВОР

Реакции осаждения и растворения представляют один из наиболее важных для аналитической химии видов гетерогенного равновесия. Они широко используются для обнаружения, разделения и количественного определения катионов и анионов.

В системе осадок – раствор, т. е. в насыщенном растворе малорастворимого электролита типа AmBn, устанавливаются равновесия, которые можно представить в виде (заряды ионов упущены для упрощения записи):

Для соединений с ионной решеткой (большая часть сильных электролитов) преобладает равновесие 1 (ионная растворимость).

Для соединений с молекулярной решеткой (очень слабые электролиты) — равновесие 2 (молекулярная растворимость).

Термодинамическую константу равновесия 1 – равновесия между малорастворимым соединением и его ионами в растворе – называют термодинамическим произведением растворимости (табл. 6 приложения). Эту константу можно выразить следующим образом (aAmBn = 1):

(устаревшее обозначение – ПРТ).

Эта константа связана с реальным (концентрационным) KS и условным KS произведением растворимости (см. также раздел 2.3, выражение (2.1)) через коэффициенты активности и молярные доли соответствующих ионов. Учитывая, что для иона А, например, активность aА = сААА, причем сАА = [A], получаем выражение:

K0S = aAm·aBn = сАmAmAm сВnВnВn = KSAmВn = где KS = [A]m[В]n, а KS = сАmсВn.

При невысоких значениях ионной силы раствора ( близки к 1), а также в отсутствие конкурирующих реакций ( = 1), K0S = KS = KS.

Тогда в расчетах можно по табличному значению K0S найти в насыщенном растворе общие концентрации ионов А и В, которые только в этом случае равны равновесным. В тех случаях, когда ионы, образующие осадок, участвуют в побочных реакциях (пример 2.5), или существенны электростатические взаимодействия, при расчетах следует пользоваться соотношением (6.1).

Произведение растворимости позволяет провести расчеты условий образования или оценить растворимость осадков в данном растворителе, в том числе и при протекании химических реакций.

6.1. Определение условий выпадения осадка Малорастворимое соединение начинает выделяться в виде твердой фазы, когда произведение концентраций (точнее, активностей) ионов данного электролита (так называемое ионное произведение, обозначаемое ИП) достигает величины произведения растворимости.

Если ИП K0S, осадок не образуется, т. е. растворяется.

Пример 6.1. Образуется ли осадок гидроксида марганца, если к 20 мл 0,20 M раствора хлорида марганца прилить 10 мл 1,0 М раствора NaOH?

Р е ш е н и е. Образование осадка происходит по реакции:

Значение K0S(Mn(OH)2) = 4.10-14. Так как реакция протекает в растворе сильных электролитов, необходимо провести расчет с учетом ионной силы раствора. Находим концентрации ионов в растворе после разбавления:

с(Mn2+) = Вычисляем ионную силу раствора по формуле (2.1):

= 0,5(сZ2(Mn2+) + сZ 2(Cl–) + сZ 2(OH-) + сZ 2(Na+);

= 0,5·(0,133 ·22 + 0,26612 + 0,33312 + 0,33312) = 0,73.

По табл. 1 приложения для полученного значения находим коэффициенты активности:

Вычисляем ионное произведение с учетом того, что ионы в растворе взаимодействуют по основной реакции в соответствии с равновесными концентрациями, равными общим, побочных реакций нет (не учитываем гидролиз Mn2+), = 1.

ИП = с(Mn2+)· Mn2+·с2(OH–)·2OH– = 0,1330,63(0,333 )2 0,892 = 7,36 10-3.

ИП K0S, следовательно, осадок выпадет.

Пример 6.2. Может ли образоваться осадок Mg(OH)2, если смешать равные объемы 0,5 M MgCl2 и 0,1 M раствора NH4OH?

Расчет провести без учета ионной силы раствора.

Р е ш е н и е. При сливании двух равных объемов суммарный объем увеличивается вдвое, а концентрация веществ уменьшается вдвое, т. е. концентрация MgCl2 станет равной 0,25 моль/л, а NH4OH – 0,05 моль/л.

Равновесную концентрацию OH– рассчитываем, используя константу диссоциации NH4OH: Kb = 1,76·10–5.

Взаимодействие ионов с образованием осадка протекает по реакции (K0S(Mg(OH)2) = 5,0·10–12):

ИП = [Mg2+]·[OH–]2 = 0,25·(9,38·10–4)2 = 2,2·10–7;

Пример 6.3. Найдите pH начала выпадения осадка Fe(OH)2 из 0,10 M раствора FeSO4. При каком значении pH осаждение будет практически полным?

Р е ш е н и е. Образование осадка можно представить уравнением:

KS(Fe(OH)2) = [Fe2+][OH–]2 K0S(Fe(OH)2 = 1,1·10–15.

Так как FeSO4 –сильный электролит, [Fe2+] = с(FeSO4).

[OH–] = K S0 / [Fe2+ ] = 11 1015 / 0,1 1,05·10–7 моль/л; pOH = 7; pH =7.

Следовательно, при pH = 7 начнется выпадение осадка Fe(OH)2 из 0,10M раствора FeSO4.

Осаждение (связывание) иона считается практически полным, если его концентрация в растворе становится 10–6 моль/л.

Тогда [OH–] = K S /[ Fe ] = 1,110 /10 3,3·10 моль/л; pH = 9,5.

Таким образом, при pH = 9,5 образование осадка из 0,10 M раствора FeSO4 практически закончится.

В растворе могут присутствовать несколько ионов, участвующих в реакциях образования осадков с одним и тем же реагентом.

Это используется при объединении ионов в одну аналитическую группу аналитических классификаций катионов и анионов. По схеме расчета, подобной приведенной в примере 6.4, можно рассчитать условия начала и конца совместного осаждения группы катионов. Практический интерес представляет также определение возможности разделения двух ионов (при достаточно заметной разнице в K0S их соединений с одним и тем же реагентом), т. е. возможности их фракционного осаждения.

Пример 6.4. Какой осадок выпадет первым и какая доля первого иона останется в растворе к началу осаждения второго, если к раствору, содержащему по 0,10 моль/л нитратов кальция и бария, постепенно добавлять 0,10 М карбонат аммония. Возможно ли количественное разделение ионов Ba2+ и Ca2+ с такой концентрацией при осаждении карбонатом аммония?

Р е ш е н и е. K0S (BaСО3) = 4,010-10; K0S(СaСО3) = 3,810-9.

Ионную силу учесть в данном случае сложно, поскольку меняется ионный состав раствора в ходе осаждения. Однако её изменения одинаково скажутся на изменении коэффициентов активности ионов, входящих в состав осадков, и не повлияют на общий вывод. Поэтому будем считать ионов равными единице и K0S = KS.

Найдем [CO32–] для начала осаждения ионов Ba2+, т. е. [CO32–]Ba2+:

[CO32–]Ba2+ = K0S(BaСО3)/[Ba2+] = 4,010-10/0,1 = 4,010-9 моль/л, и для начала осаждения ионов Ca2+:

[CO32–]Сa2+ = K0S(CaСО3)/[Ca2+] = 3,810-9/0,1 = 3,810-8 моль/л;

[CO32–]Ba2+ [CO32–]Сa2+, поэтому для Ba2+ раньше будет достигнуто соотношение ИП K0S, и осадок BaСО3 выпадет первым.

К началу осаждения Ca2+ в растворе останется [Ba2+]Сa2+:

[Ba2+]Сa2+ = K0S (BaСО3)/[CO32–]Сa2+ = 4,010-10/3,810-8 = 1,010-2 моль/л.

Это составляет 1,010-2100/0,1 = 10 % от первоначального количества, следовательно, полного разделения ионов не произойдет, они будут соосаждаться.

При практически полном осаждении доля иона в растворе составляла бы величину менее 1,010-6100/0,1 = 0,001 %.

Пример 6.5.* Найдите условия количественного разделения Pb и Tl+ путем насыщения сероводородом (с(Н2S) = 0,1 моль/л) раствора, содержащего по 0,10 моль/л каждого катиона.

Р е ш е н и е. Представим равновесия двух главных реакций:

Найдем концентрации S2–, необходимые для начала осаждения ионов, пренебрегая влиянием ионной силы:

[S2–]Pb2+ = K0S(PbS)/[Pb2+] = 2,510–27/0,1 = 2,510–26 моль/л;

[S2–]Tl2+ = K0S(Tl2S)/[Tl+]2 = 5,010–21/(0,1)2 = 5,010–19 моль/л.

Следовательно, первым будет осаждаться PbS. Для количественного осаждения Pb2+ ([Pb2+] 10–6) необходима [S2-], равная:

[S2–]Pb2+ = K0S(PbS)/[Pb2+] = 2,510-27/10–6 = 2,510–21 моль/л.

При сравнении полученной величины с концентрацией S2–, при которой начинает осаждаться Tl2S, видно, что осаждение ионов Pb2+ к этому моменту практически закончится. Таким образом, для полного разделения этих ионов следует поддерживать концентрацию S2– между 2,510–21 и 5,010–19 моль/л. Поскольку Н2S – слабая кислота, концентрация ионов S2–, т. е. условия осаждения, зависят от рН раствора. Поэтому найдем интервал рН, обеспечивающий указанные концентрации S2–, используя выражение (2.5).

Предварительно вычислим молярные доли для иона S2– в этих двух случаях при с(Н2S) = 0,1 моль/л:

Решая последнее уравнение относительно [H+], получаем [H+]1= 1,0 моль/л и [H+]2 = 0,070 моль/л. Таким образом, в интервале рН от 0 до 1,2 в данном случае будут осаждаться только ионы Pb2+.

Пример 6.6.* Установите возможность образования осадка AgOCN, если в раствор, содержащий 1,0102 М HNO3 и 1,0103 М NaOCN, ввести AgNO3 до концентрации 1,0104 моль/л. Гидролизом ионов Ag+ пренебречь. (К0S(AgOCN) = 2,3107; К0а(HOCN) = 2,7104).

Р е ш е н и е. Реакция образования осадка:

Условие осаждения: [Ag+][OCN]±2 К0S.

По величине ионной силы в исходном растворе, равной 0,011, находим Ag+ = OCN– = H+ = ± = 0,90.

Из условия задачи [Ag+] = 1,0104 моль/л ( =1).

Равновесную концентрацию [OCN] можно найти из системы двух уравнений (поскольку Ка = [Н+][OCN]/ [НOCN] = 3,3104):

[OCN]/ [НOCN] = 3,3104 /1,0102 = 3,3102 и или предварительно вычислив Ка (HOCN) (пример 3.3).

Учитывая, что с(OCN) = [OCN] + [НOCN] = 1,0103 моль/л и молярная доля OCN– = Ка /(Ка + [Н+]), с учетом уравнения (2.4) находим [OCN]:

[OCN]= OCN– сOCN– = 1,01033,3104 /(3,3104 + 1,0102) = [Ag+][OCN]±2 = 1,0104 3,2105 0,81 = 2,6109, что К0S.

Осадок не выпадет.

6.2. Вычисление растворимости малорастворимого электролита Растворимостью малорастворимого электролита AmBn называют его общую концентрацию в насыщенном растворе, которая обозначается как S (моль/л). В случае преобладания в системе осадок – раствор равновесия 1 (стр. 75), т. е. ионной растворимости, S может быть выражена через общие концентрации ионов А и В.

Если в 1 л раствора перешло S моль электролита AmBn в реакции 1), то, в отсутствие избытка какого-либо из ионов, уравнение реакции растворения можно представить следующими обозначениями концентраций ионов через величину растворимости S:

Соответственно а = с = [ ], если для ионов = 1 и = 1.

Подставляя в выражение (6.1) эти обозначения, получаем для K0S малорастворимого электролита AmBn уравнение в общем виде:

K0S = (mS )mAmAm(nS )nВnВn = mmnn·Sm+ nAmAmВnВn (6.2) и выражение для растворимости электролита AmBn:

При отсутствии побочных реакций (A = В = 1) и при I = (A = В = 1) выражение упрощается, и растворимость определяется только природой электролита и температурой (через величину K0S):

В присутствии избытка одноименного иона, например В с концентрацией сВ:

Поскольку одноименный ион уменьшает растворимость, смещая равновесие влево, в расчетах часто пренебрегают величиной nS в сумме (nS + сВ). Тогда для приближенного расчета растворимости в присутствии одноименного аниона справедливы выражения:

Аналогично, в присутствии избытка катиона (здесь — ион А ) с введенной концентрацией сА для приближенного расчета растворимости справедливо выражение:

Таким образом, согласно выражениям (6.3, 6.7 и 6.8), растворимость малорастворимого электролита зависит от его природы и температуры; от побочных реакций ионов; от ионной силы раствора, создаваемой посторонними электролитами (“солевой эффект”); от присутствия одноименных с осадком ионов.

В обратной задаче может быть вычислена константа растворимости малорастворимого электролита, если известна величина его растворимости.

Пример 6.7. Вычислить K0S(Ca3(PO4)2), если в 1 л растворяется 2,210–4 граммов фосфата кальция.

Р е ш е н и е. Найдем растворимость S (моль/л) соли в воде:

При такой низкой концентрации ионов в растворе величиной ионной силы можно пренебречь и считать = 1. Пренебрегая побочной реакцией гидролиза аниона, можно считать = 1. Равновесие в системе описывается уравнением:

Вычисляем K S в соответствии с выражениями (6.1) и (6.2):

K0S = KS = KS = [Ca2+]3·[PO43-]2 = (3S)3·(2S)2 = 108S5 = 108 (7,110-7)5 = 1,910-29.

Пример 6.8. Определить растворимость сульфата бария в воде. Сколько граммов этой соли растворяется в 1 л воды, если K0S (ВaSO4) = 1,110-10?

Р е ш е н и е. Поскольку в растворе отсутствуют посторонние электролиты, пренебрежем влиянием ионной силы. Побочных реакций не происходит. Как в примере 6.6 при = 1 и = 1 по выражению (6.4) рассчитаем растворимость S:

Тогда растворимость в г/л будет соответствовать массе соли m в 1 л раствора: m = М(ВaSO4)S = 2331,0510–5 = 2,410–3 г.

Пример 6.9. Определить растворимость сульфида висмута в воде, если K0S(Вi2S3) = 1,010–97 (без учета гидролиза).

Р е ш е н и е. Равновесие в системе выражается уравнением:

Вычисления проводим аналогично предыдущему примеру, используя выражение (6.4) (ионная сила мала):

6.2.1. Влияние ионной силы раствора на растворимость В присутствии посторонних ионов, создающих вокруг ионов осадка ионную атмосферу, но не вступающих с ними в химические реакции, I 0, и, согласно выражению (6.3), наблюдается увеличение растворимости осадка вследствие уменьшения знаменателя, называемое “солевым эффектом”. В этом случае, а также при достаточно большой концентрации собственных ионов, т. е. при высоком значении K0S ( 110-5), учитывают ионную силу раствора и растворимость вычисляют по формуле (при = 1):

Пример 6.10. Определить растворимость PbCl2 в воде.

Р е ш е н и е. Так как K0S (PbCl2) = 1,610-5, что больше 1·10-5, при расчете растворимости следует учесть влияние ионной силы раствора. Равновесие в системе выражается уравнением:

Из значения K0S проведем оценку растворимости по формуле (6.4):

Ионную силу раствора вычисляем по формуле (2.1):

По табл. 1 приложения находим: Pb2+ = 0,47; Cl-= 0,86 и рассчитываем растворимость хлорида свинца по формуле (6.8) с учетом ионной силы:

Проведенные вычисления свидетельствуют о возрастании растворимости вследствие влияния ионной силы.

Пример 6.11. Сравните растворимость сульфата свинца в воде с растворимостью в 0,10 М растворе нитрата калия.

Р е ш е н и е. K0S(PbSO4) = 1,6.10–8. Так как K0S 10–5, при расчете ионной силы можно учесть только вклад сильного индифферентного электролита KNO3. Вычисляем ионную силу раствора:

При этом Pb2+ = SO42–-= 0,43. Рассчитаем растворимость хлорида свинца в водном растворе нитрата калия по формуле (6.8):

Растворимость PbSO4 без учета ионной силы (в воде без KNO3):

Вследствие “солевого эффекта” растворимость повышается в 2,23 раза.

6.2.2. Влияние одноименного иона на растворимость осадка Пример 6.12. Рассчитать (без учета и с учетом ионной силы раствора) растворимость CaCO3 в воде, в 1 литре которой растворено 0,010 моль CaCl2.

Р е ш е н и е. K0S(CaCO3) = 3,810-9. CaCl2 – сильный электролит, образующий при диссоциации в растворе одноименный с осадком ион Ca2+, причем с(Ca2+) = с(CaCl2). Обозначим общие концентрации ионов в насыщенном растворе CaCO3:

Пренебрегая значением S в сумме (S + с(Ca2+)) и используя формулы (6.2) и (6.7) при = 1, получаем выражения:

K0S = с(Ca2+)Са2+ SСO32– и S = [CО32–] = K0S/(с(Ca2+)Са2+ СO32–).

Ионная сила раствора определяется, в основном, ионами сильного электролита CaCl2 по формуле (2.1):

I = 0,5(0,0122 + 0,01212) = 0,03;

Тогда, с учетом ионной силы раствора, S = [CО32–] = 3,8·10–9/0,010,542 = 1,310–6 моль/л.

Без учета ионной силы ( =1), но с учетом влияния одноименного иона растворимость составляет:

S = [CО32–] = 3,8·10–9/0,01= 3,8·10–7 моль/л.

Растворимость CaCO3 в воде при = 1 и = 1:

Проведенные расчеты свидетельствуют о существенном уменьшении растворимости в присутствии одноименного иона, причем это влияние более значительно, чем “солевой эффект”.

Пример 6.13. Рассчитать растворимость Fe(OH)3 в воде.

Р е ш е н и е. Особенностью решения данной задачи является необходимость учета ионов OH– из воды как одноименных ионов при вычислении растворимости гидроксидов, если произведение растворимости очень мало. K0S(Fe(OH)3) = 6,3·10–38. В этом случае принимаем концентрацию одноименного иона (аниона), [OH–] 1,0·10–7 моль/л. Растворимость вычисляем по выражению (6.6) с учетом стехиометрических коэффициентов реакции:

(Учитывать ионную силу при низких концентрациях не требуется).

S = [Fe ] m с n с 3 = K0S/[OH–]3 = 6,310–38/(10–7)3 = 6,310–17 моль/л.

Без учета “нейтральности” среды при низкой растворимости веществ растворимость Fe(OH)3 составила бы:

что в 3500000 раз выше.

6.2.3. Влияние конкурирующих реакций на растворимость Ионы осадка могут вступать в реакции с компонентами раствора. Общая растворимость осадка в этих случаях складывается из всех форм, которые образует катион и анион. Наибольшее практическое значение имеет учет влияния комплексообразования катиона и протонирования аниона слабой кислоты, входящих в состав малорастворимого электролита.

Если рН при растворении создается и поддерживается буферным раствором, то предварительно следует вычислить [H+] соответственно конкретным условиям, а затем рассчитывать молярную долю свободных ионов и проводить расчет растворимости по выражению (6.3).

Однако для малорастворимых электролитов, способных растворяться в кислотах или основаниях определенной концентрации, расходующихся в ходе реакции растворения, расчет растворимости следует проводить по общей константе равновесия реакции растворения (примеры 6.16 – 6.17; см. также главы 2 и 5, примеры 5.15 – 5.17).

При растворении осадков в воде в ряде случаев следует рассматривать в качестве конкурирующих реакции гидролиза, которые для катиона могут сопровождаться образованием гидроксокомплексов, а для аниона слабой кислоты — протонированием. В этом случае в практических расчетах принимают следующее основное допущение: при низкой растворимости соли (низкой концентрации гидролизующихся частиц) среда раствора определяется диссоциацией воды и близка к нейтральной, т.е. [H+] [OH–] 10–7 моль/л (пример 6.18).

Обычно при наличии конкурирующих реакций не учитывают влияние ионной силы (глава 2, раздел 2.2).

Пример 6.14. Рассчитать растворимость AgI в 1,0 М растворе аммиака.

Р е ш е н и е. В насыщенном растворе AgI в присутствии NH3, наряду с основной реакцией:

протекают конкурирующие реакции (lg1 = 3,32; lg2 = 7,23):

Ag +NH3 [Ag(NH3)] [Ag(NH3)] + NH3 [Ag(NH3)2], Растворимость AgI определяется общей концентрацией ионов серебра в растворе:

По формуле (2.8) (см. пример 2.6) вычисляем молярную долю ионов Ag+:

Пренебрегая ионной силой, по формуле (6.3) (I– = 1) вычисляем S (AgI):

Проведенные расчеты показывают, что связывание катиона в растворе в комплекс приводит к повышению растворимости малорастворимого электролита.

Пример 6.15. Рассчитать растворимость CaCO3 при pH 5,0.

Р е ш е н и е. В данном примере pH задано в явном виде, причем подразумевается поддерживание рН буферным раствором.

В растворе CaCO3 (K0S = 3,810–9) наряду с основной реакцией протекают побочные реакции связывания ионов CO32– ионами водорода в HCO3– и H2CO3 (разд. 2.2). Молярную долю CO32– находим по выражению (2.5):

Растворимость вычисляем по формуле (6.3) при Ca2+ = 1:

Протонирование аниона слабой кислоты повышает растворимость подобных малорастворимых электролитов.

Пример 6.16. Вычислите массу CaCO3, способного раствориться в 50 мл 2,0 М уксусной кислоты.

Р е ш е н и е. В данном примере pH в ходе растворения не задано в явном виде и не поддерживается постоянным из-за расхода СН3СООН:

CaCO3(тв.) + 2СН3СООН Ca2+ + 2СН3СОО– + Н2CO3.

Общая константа равновесия реакции (см. раздел 2.3, пример 2.7(б)):

К = KS0Ka2 /Ka2Ka1 = 3,810–9(1,7410–5)2/4,510–74,810–11 = 5,3310–2..

Подставляем в выражение константы реакции равновесные концентрации и находим растворимость S, решая квадратное уравнение:

Подобным образом рассчитывается растворимость малорастворимых гидроксидов в кислотах. Обратной задачей является нахождение концентрации кислоты в растворе для растворения определенного количества осадка (пример 6.17).

Пример 6.17. Какую концентрацию муравьиной кислоты следует создать в растворе, чтобы в 100 мл растворилось 0,2137 г Fe(OH)3?

Р е ш е н и е. Растворение Fe(OH)3 в муравьиной кислоте приводит к образованию ионов Fe3+ в растворе. По их концентрации можно судить о растворимости Fe(OH)3 в указанных условиях:

с(Fe3+) = [Fe3+] = S(Fe(OH)3) = m/(VM(Fe(OH)3);

S = 0,2137/(0,1106,85) = 2,0010–2 моль/л.

Fe(OH)3(тв.) + 3НСООН Fe3+ + 3НСОО– + 3Н2O, Вычисляем общую константу равновесия для реакции растворения К (раздел 2.3), подставляем в неё выражения равновесных концентраций и решаем полученное уравнение относительно с(НСООН), обозначая ее через 3х:

К = KS0Ka3/KW3 = 6,310–38(1,810–4)3/(10–14)3 = 3,6710–7;

7,9210–2 х = 0,15810–2 + 6,0010–2 = 6,1610–2; х = 0,78;

Пример 6.18.* Вычислить растворимость сульфида ртути(1) в воде с учетом гидролиза.

Р е ш е н и е. Основная реакция при растворении:

В общем случае, в побочных реакциях гидролиза могут участвовать и катион, и анион. Однако сравнение констант гидролиза по первой ступени показывает, что гидролизом ионов Hg22+ можно пренебречь и учитывать только протонирование аниона ионами водорода из воды:

Hg22+ + H2О Hg2(ОН)+ + Н+, Кгидр.1= КW·1(Hg2(ОН)+) = 10-14109= 10-5;

S2– + H2О HS– + ОН–, Кгидр.2= КW/Ка2(Н2S) = 10-14/2,510-13 = 410-2;

Допускаем, что pH 7 создается только диссоциацией воды, поскольку низкая концентрация подвергающихся гидролизу ионов S2– мало повлияет на среду раствора. Найдем долю свободных ионов S2– с учетом формулы (2.5) (для H2S Kа1 = 1·10–7, Kа2 = 2,5·10–13).

Без учета гидролиза растворимость Hg2S была бы ниже:

Следовательно, в результате гидролиза ионов осадка повышается его растворимость.

Если при растворении осадка общий процесс является суммой равновесий 2 и 3:

то общая растворимость малорастворимого электролита AmBn складывается из ионной и молекулярной растворимостей.

Молекулярная растворимость S0 – это составляющая растворимости, обусловленная наличием в растворе недиссоциированных (нейтральных) молекул. Константа K0 равновесия (2) может быть легко вычислена из произведения растворимости AmBn, табличных констант устойчивости комплексов и констант ионизации кислот (в соответствии с природой AmBn в растворе). В общем виде для равновесия (2):

Например, для малорастворимого комплексного соединения AB при ионной силе, близкой к нулю, справедливо:

Аналогично, для малорастворимых кислот типа НА:

Общая растворимость (без учета сложной ассоциации ионов, в отсутствие побочных реакций и избытка одноименных ионов) для осадка типа АВ:

Для сильных электролитов K S0 К0, а для очень слабых К0 K S0.

Подробнее о молекулярной растворимости – в рекомендованной литературе.

Пример 6.19. Оценить вклад молекулярной растворимости в общую растворимость AgCl.

Решение. В насыщенном растворе AgCl устанавливаются равновесия:

По формуле 6.10 находим K0 :

K0 = S0 = K0S·1(AgCl) = 1,7810–101,10103 = 1,9610–7;

S = 1,78 10 10 + 1,9610–7 = 1,3310–5 + 0,0210–5 = 1,3510–5 моль/л.

В данном случае молекулярной растворимостью можно пренебречь, т. к. она составляет всего 0,0210–5100/1,3310–5 = 1,5 % от ионной растворимости.

Пример 6.20.* Вычислите: 1) концентрацию [OH–], при которой растворимость Al(OH)3 в его насыщенном растворе минимальна, и величину минимальной растворимости Al(OH)3; 2) растворимость Al(OH)3 в 0,100 М KOH; 3) объем 1,00 М KOH, необходимый для полного растворения 1,00 г Al(OH)3, суспендированного в 100 мл воды.

Р е ш е н и е. 1. Для осадка Al(OH)3, образующего с реагентом OH разные комплексные формы, растворимость определяется суммарной концентрацией всех форм (уравнение материального баланса):

S = с(Al3+) = [Al3+] + [AlOH2+] + [Al(OH)2+] + [Al(OH)3] + [Al(OH)4–].

Для последовательных реакций комплексообразования выражения констант:

[Al(OH)3] = S0 = 3·KS0 – собственная или молекулярная растворимость;

Подставляя вместо равновесных концентраций их значения из выражений констант в уравнение для растворимости, получаем:

Наименьшая растворимость Smin(Al(OH)3) будет наблюдаться при pH, когда преобладает недиссоциированная форма Al(OH)3, т. е.

Al(OH ) должна быть максимальной. Тогда из выражения для молярной доли Al(OH)3:

нужное значение [OH–] можно найти, приравнивая к нулю d / d[OH ].

Используя справочные значения констант при решении последнего уравнения, получаем: [OH–] 2,6510–8 (pOH = 7,6; pH = 6,4).

Smin при [OH–] 2,6510–8 находим из уравнения (6.9):

Smin = 5,410–10 + 1,110–8 + 2,410–7 + 10–6 + 2,6510–7 = 1,510–6 моль/л, (основной вклад в растворимость дают три последних слагаемых).

2. В присутствии избытка щелочи S = [Al(OH)3] + [Al(OH)4–].

Первое слагаемое S0 = 3KS0 – мало и S [Al(OH)4–] = 4·KS0[OH–] = 103310–32(0,1 – S).

Отсюда S/(0,1 — S) = 10; S = 0,091 моль/л. (Коэффициенты активности однозарядных анионов близки (OH– и Al(OH)4–), ионную силу можно не учитывать).

3. (Al(OH)3) = m/M = 1,00/78,0 = 1,2810–2 моль.

Для реакции: Al(OH)3 + OH– Al[(OH)2]– Объем V(KOH) для растворения Al(OH)3 складывается из V1 для перевода в раствор и V2 для обеспечения данной концентрации.

V1(KOH) = (Al(OH)3 ) / c( КOH) 1,28 102 / 1,00 = 1,2810–2 л (12,8 мл);

K= 10 = [Al(OH) ] /[OH ] = (1,28 102 (0,1 V1 V2 )) /(1,00 V2 (0,1 V1 V2 )) ;

Задачи для самоконтроля 1. В 1,00 л воды растворяется 0,0794 г TlI. Вычислите KS этого соединения.

2. Выпадет ли осадок сульфата свинца, если к 500 мл 0,010М раствора нитрата свинца прилить 1 мл 0,0010М раствора сульфата натрия? Ответ: да.

3. Вычислить растворимость AgCl в 0,05 М растворе AgNO3. Ионную силу раствора не учитывать.

4. Определить растворимость BaSO4 в воде и в 0,010 М растворе NaCl.

5. Сколько граммов серебра содержится в 200 мл насыщенного раствора фосфата серебра?

6. Образуется ли осадок гидроксида магния, если к 20 мл 0,20 М хлорида магния, прибавить 10 мл 2,0 М аммиака? Ответ: ИП = 5,210-7, образуется.

7. Определить растворимость CaF2 при pH = 3. Ответ: 4,0810-4 моль/л.

8. Вычислить концентрацию ионов магния в растворе, если, после осаждеОтвет: 6,010-2 моль/л.

ния его в виде гидроксида, pH раствора равен 10.

9. Сравнить растворимость AgCl в насыщенном растворе и в 0,010 М расОтвет: 1,3310-5 и 5,4110-4 моль/л (в NH3 в 40 раз больше).

10.* Вычислите: а) растворимость Al(OH)3 в 0,10 М КОН; б) концентрацию КОН, обеспечивающую растворение 0,390 г Al(OH)3 в 100 мл щелочи.

11.* Можно ли осадок Cr(OH)3, выделенный в результате осаждения аммиаком из 20 мл 2,0 М раствора Cr(NO3)3, полностью растворить при 25С в 20 мл 6,0 М раствора NaOH? Ответ подтвердите расчетами.

Ответ: не растворится, растворится только в избытке щелочи.

12.* Рассчитайте значение рН раствора и укажите систему, поддерживающую рН, для разделения ионов Ba2+ и Sr2+ при их осаждении в виде хроматов 0,10 М хроматом калия. Ионную силу и разбавление растворов не учитывать.

(Kа1 = 2,1·10-1, Kа2 = 3,2·10-7 для H2CrO4). Ответ: рН 5; например, ацетатный буфер с соотношением с(СН3СООН)/с(СН3СОО–) = 1,76.

ГЛАВА 7. РАСЧЕТЫ В ГРАВИМЕТРИИ

Гравиметрический анализ или гравиметрия – это метод количественного анализа, основанный на измерении массы вещества известного состава, химически связанного с определяемым компонентом. Он основан на законе сохранения массы вещества при химических превращениях. Существует три типа гравиметрических определений:

1. Определяемую составную часть выделяют из вещества и взвешивают. Это может быть минеральная часть пробы после удаления при сгорании органической части.

2. Определяемую составную часть удаляют и взвешивают остаток. Так чаще всего определяют летучие соединения, влагу в пробах разного происхождения (методы отгонки).

3. Определяемую составную часть превращают в соответствующее химическое соединение, которое выделяют и взвешивают.

Аналитические определения чаще ведут по третьему типу, используя реакции осаждения (методы осаждения). Основные этапы анализа включают:

а) растворение навески mа анализируемого вещества;

б) осаждение путем добавления некоторого избытка реагента – осадителя для превращения компонента А в осаждаемую форму;

в) фильтрование полученной смеси для отделения осадка;

г) промывание осадка для удаления адсорбированных примесей;

д) высушивание или прокаливание для превращения осадка в гравиметрическую (весовую) форму);

е) взвешивание гравиметрической формы (m(В)) и проведение вычислений. Общую схему гравиметрического анализа можно представить в виде:

определяемый осадитель осаждаемая гравиметрическая ион (компонент) Некоторые примеры гравиметрических определений приведены в табл. 7.1. Из примеров видно, что осаждаемая и гравиметрическая формы могут быть представлены разными химическими соединениями.

Массу определяемого компонента m(A) и его массовую долю Примеры гравиметрических определений неорганических компонентов Компонент SO42– (сульфаты) (Al3+, Sn4+) w(A) (%) рассчитывают по формулам:

В приведенных формулах F – гравиметрический фактор (называемый также аналитическим множителем, фактором пересчета). Он показывает, массу определяемого компонента (г), соответствующую 1 г гравиметрической формы.

Гравиметрический анализ является абсолютным методом – не требует образцов сравнения (эталонов). На основании данных гравиметрического элементного анализа может быть также установлена формула анализируемого соединения. Погрешность метода обычно составляет 0,05 – 0,2 %.

7.1. Гравиметрический фактор и его значение Гравиметрический фактор F вычисляют как отношение молярной массы определяемого компонента М(А) к молярной массе гравиметрической (весовой) формы М(В):

где а и b — коэффициенты, обеспечивающие равенство числа молей определяемого компонента в числителе и знаменателе.

Гравиметрический фактор можно рассчитать и в тех случаях, когда определяемый компонент не входит в состав гравиметрической формы, если известны стехиометрические соотношения между соединениями. Например, при определении серы методом отгонки по схеме SH2SCdSCuSCuO:

Желательно, чтобы значение F было мало для снижения относительной погрешности результата анализа и повышения чувствительности гравиметрических определений.

Следует заметить, что для расчетов в гравиметрии используются не округленные, а табличные значения относительных атомных и молекулярных масс. Гравиметрические факторы для ряда определяемых компонентов приводятся в справочных таблицах по аналитической химии (например Лурье Ю.Ю.) Пример 7.1. Вычислить гравиметрический фактор:

а) при гравиметрическом определении кальция по схеме:

прокаливание проводят при определенной температуре для получения в.ф. СаО:

б) при определении содержания магния в виде в.ф. Mg2P2O7.

Р е ш е н и е. Вычислим F по формуле (7.3):

В случае б) а = 2, b = 1, так как одна молекула Mg2P2O7 содержит два атома магния.

Пример 7.2. При гравиметрическом анализе фосфор определяют по схеме: P PO43– (NH4)3[PMo12O40] PbMoO4.

Вычислите гравиметрический фактор а) при определении фосфора как элемента и б) при определении фосфора в виде P2O5.

Р е ш е н и е. а) в формуле (7.3) в этом случае а = 1, b = 12, поскольку из 1 моль Р получается 1 моль (NH4)3[PMo12O40], но 12 моль PbMoO4, тогда:

б) в этом случае на 1 моль P2O5 согласно схеме, приходится 24 моль PbMoO4, тогда а = 1, b = 24, и Пример 7.3. Сравните чувствительность гравиметрического определения фосфора в виде Mg2P2O7 и PbMoO4 (пример 7.2).

Р е ш е н и е. Гравиметрический фактор при определении фосфора в условиях примера 7.2: F = 0,007031, а в виде гравиметричеM (Р ) Если считать минимальную массу гравиметрической формы (в.ф.), равной 0,1 г (т(В)min.= 0,1 г), то из (7.1) следует:

Тогда при в.ф. Mg2P2O7 т(Р)min. = 2,73410-2 г, при в.ф. PbMoO и в этом случае можно определить почти в 40 раз меньшую массу фосфора.

Вывод: чем меньше гравиметрический фактор, тем меньшую m(A) можно определить и тем выше чувствительность анализа.

В более общем случае, при определении массовой доли, чувствительность гравиметрии зависит не только от F, но и от размера навески mа, от величины массовой доли определяемого компонента w(A)(%):

В связи с этим, масса пробы для анализа берется не произвольно, а предварительно проводится ее расчет.

7.2. Расчет величины навески анализируемой пробы При предварительных расчетах величины навески вещества для анализа (mа) следует учитывать массу гравиметрической формы, а также ориентировочное содержание определяемого компонента А в анализируемом веществе. В свою очередь, масса гравиметрической формы зависит от погрешности весов и от структуры осаждаемой формы. Погрешность взвешивания на аналитических весах составляет 0,0002 г, а относительная погрешность гравиметрического определения должна быть не более 0,2 %, поэтому величина погрешности весов не должна превышать 0,2 % от минимальной массы гравиметрической формы т(В)min. (г). С учетом этого имеем: т(В)min. 210-4100 /210-1 или т(В)min. 0,1 г.

Зависимость массы гравиметрической формы от структуры осадка связана с влиянием его объема на размеры выбираемой воронки для фильтрования и тигля для прокаливания осадка (табл. 7.2).

Учитывая рекомендованную массу гравиметрической формы т(В), F, а также ориентировочное содержание компонента А в пробе – w(A), %, массу навески можно оценить по формуле:

Рекомендуемая масса гравиметрической формы для разных типов осадков Аморфный (типа Fe2O3 хН2О), скрытокристаллический 0, Кристаллический, легкий (типа СаСО3) 0,1 – 0, Кристаллический, тяжелый (типа BaSO4) 0,2 – 0, Кристаллический, очень тяжелый (типа PbSO4) Пример 7.4. Какой должна быть навеска чугуна с массовой долей серы около 2 % для ее гравиметрического определения в виде сульфата бария?

Р е ш е н и е. Вычисляют фактор пересчета:

По формуле (7.4) получают массу навески с учетом ожидаемой массы в.ф. 0,4 г (осадок кристаллический, легкий) и ориентировочного содержания серы 2 %:

Т. о. надо взять навеску около 3-х г и затем провести взвешивание с точностью аналитических весов.

Пример 7.5. Какую навеску зерна следует взять для определения влажности, если допустимое содержание влаги в зерне 3 %?

Р е ш е н и е. Минимальная потеря массы при высушивании не должна быть меньше 0,1 г, что соответствует 3 % от навески, значит:

Важным этапом гравиметрического анализа является осаждение определяемого компонента. При выборе осадителя выполняется ряд требований, среди которых практическая необратимость (разд.

2.3, гл. 6) реакции осаждения (К 107). Расчет количества осадителя может быть проведен по массе определяемого компонента, по массе осаждаемой формы, по массе гравиметрической формы.

Во всех случаях расчет основан на выполнении закона эквивалентов (8.1) в химической реакции. Для общей схемы гравиметрического анализа:

где x, z, c и y – стехиометрические коэффициенты, легко установить соотношения количества участников: на x моль определяемого компонента А необходимо z моль осадителя R, а образуется y моль гравиметрической формы B (пример 7.8). При расчете массы осадителя т(R) справедливы формулы:

Расчет объема раствора осадителя V основан на определении объема раствора с заданной концентрацией, содержащего требуемую массу осадителя m(R). В зависимости от способа выражения концентрации раствора применимы следующие формулы:

где w(R) и — массовая доля (в %) и плотность раствора осадителя;

для молярной концентрации эквивалента:

Осаждение считают количественным (полным), если после осаждения равновесная концентрация определяемого компонента в растворе не превышает 10-6 М и остаточное количество осаждаемого вещества не выходит за пределы точности взвешивания на аналитических весах (0,0002 г). Для более полного выделения осаждаемого компонента вводят избыток осадителя, вплоть до двукратного по сравнению с величиной, рассчитанной с учетом стехиометрии реакции.

Избыток осадителя зависит от его летучести и растворимости осаждаемой формы: летучий осадитель рекомендуется брать в 2 кратном избытке, а для нелетучего осадителя рекомендуемый избыток около 30 %.

Пример 7.6. Рассчитать (с учетом 1,5-кратного избытка) объем 2 н. раствора H2SO4, необходимый для осаждения бария из навески 0,5234 г BaCl22H2O.

Р е ш е н и е. Масса (г) осадителя m(H2SO4) может быть выражена по известной массе определяемого компонента (7.5) Рассчитывают (7.10) объем 2 н. раствора H2SO4:

Необходимый объем с учетом 1,5-кратного избытка:

Пример 7.7. Рассчитать (с учетом 1,5-кратного избытка) объем 2,5 % раствора гидроксида аммония ( = 0,989 г/мл), необходимый для осаждения алюминия из 1,234 г аммонийных квасцов NH4Al(SO4)212H2O.

Р е ш е н и е. Коэффициенты x и z для реакции равны 1 и 3:

NH4Al(SO4)212H2O + 3NH4OH = Al(OH)3 + 2(NH4)2SO4 + 12H2O.

Массу осадителя (г) можно вычислить по формуле (7.5):

Объем раствора NH4OH найдем по формуле (7.8):

Необходимый 1,5-кратный объем: 11,581,5 = 17,4 мл (

Пример 7.8. Рассчитать объем осадителя в виде 0,05 M раствора Na2HPO4 для осаждения магния в виде MgNH4PO4 из 100 мл 0,02 М раствора MgCl2 с избытком осадителя до 120 %.

Р е ш е н и е. Уравнение реакции осаждения:

MgCl2 + Na2HPO4 + NH4ОH = MgNH4PO4 + 2NaCl + H2O.

Из уравнения видно, что на 1 моль MgCl2 расходуется 1 моль Na2HPO4 (x=z=y=1). Количество MgCl2 в растворе:

(MgCl2) = с(MgCl2)V(MgCl2) = 0,020,100 = 0,002 моль, что равно необходимому по реакции количеству Na2HPO4. Тогда V(Na2HPO4) = с(MgCl2)V(MgCl2)/с(Na2HPO4) = 0,002/0,05 = 0,04 л (40 мл).

С учетом избытка осадителя (120 %): V = 40120/100 = 48 мл.

7.4. Расчет потерь при промывании осадка Для освобождения осадка от адсорбированных примесей применяют промывание. Крупнокристаллические легко фильтрующиеся осадки с низкой растворимостью промывают водой, кристаллические осадки с высокой растворимостью – раствором электролита, имеющего с осадком одноименный ион (разд. 6.2.2). Аморфные и скрытокристаллические осадки промывают раствором электролита, например, нитрата или хлорида аммония (предотвращают пептизацию осадка), которые при прокаливании осадка улетучиваются.

Существует два приема промывания осадка: промывание на фильтре и промывание декантацией. Первый способ рекомендуется для очистки объемистых аморфных осадков, второй – для кристаллических. При этом во всех случаях более эффективно многократное промывание небольшими порциями, чем при меньшем числе раз большими порциями при одном и том же объеме промывной жидкости.

Концентрацию сп отмываемого вещества в объеме V0 промывной жидкости, остающейся в осадке и не стекающей через фильтр после n-го промывания, можно рассчитать по формуле:

где с0 – начальная концентрация отмываемого вещества, г/мл;

V – объем каждой очередной порции промывной жидкости, мл;

V0 – объем жидкости, удерживаемой осадком.

Приведенная формула позволяет также оценить общий объем промывной жидкости. Эту зависимость можно использовать только для ориентировочного расчета, поскольку на самом деле осадок следует отмывать не только от посторонних веществ, находящихся в смачивающей жидкости, но также и от адсорбированных веществ. Использовать большой объем промывной жидкости нельзя, поскольку потери за счет растворимости могут превысить погрешность взвешивания. Можно рассчитать потери при промывании за счет растворимости осадка, исходя из произведения растворимости и состава промывной жидкости.

Пример 7.9. Для промывания осадка BaSО4 массой 0,5000 г используют 250 мл воды. Вычислить массовую долю потерь осадка за счет промывания водой. Во сколько раз уменьшатся потери осадка, если для промывания использовать 250 мл 5,0510–4 М раствора H2SO4 (ионную силу не учитывать)?

Р е ш е н и е. Допустим, что при промывании осадка происходит образование насыщенного раствора (K0S(BaSО4) = 1,110–10). В связи с этим вычисляем растворимость осадка, исходя из KS по формуле (6.4):

воды, соответствует потерям осаждаемой формы (mS,о.ф.). Это составит с учетом М(BaSO4) = 233,4 г/моль:

Массовая доля потерь осадка равна:

w = (mS,о.ф./mо.ф.)100 = 0,0006100/0,5000 = 0,12 %.

Следуeт отметить, что на практике указанные потери должны быть меньше, так как насыщения промывных вод, как правило, не происходит.

При промывании разбавленным раствором H2SO4: [SO42–] с(H2SO4) и растворимость осадка определяется по формуле (6.6):

S = K0S(BaSО4)/[SO42–] = 1,110–10/5,0510–4 = 210–7 моль/л.

что меньше погрешности взвешивания на обычных аналитических весах.

Массовая доля потерь осадка составит:

w = (mS,о.ф./mо.ф.)100 = 0,000117100/0,5000 = 0,0023 %.

Потери уменьшаются примерно в 51 раз.

Пример 7.10. Для гравиметрического определения хлорида в каменной соли пробу 100 мг растворили в 100 мл раствора. Рассчитать, какое количество осадителя 0,1М раствора нитрата серебра следует добавить к раствору, чтобы потери вследствие неполноты осаждения хлорида серебра не превысили 0,001 %. Солевым эффектом пренебречь.

Р е ш е н и е. Допустим, что соль практически полностью состоит из хлорида натрия. Определим количество NaCl в пробе:

Потери хлорида не должны превысить 0,001 %, чему соответствует количество вещества NaCl, равное:

Определим эквивалентное количество осадителя:

Таким образом, после добавления эквивалентного количества осадителя объем раствора составляет:

Допустим, что при добавлении избыточного количества осадителя объем раствора практически не увеличится. Тогда максимальное значение концентрации хлорид-иона в растворе не превысит значения:

Исходя из величины K0S (AgCl) = 1,7810-10, находим минимальную концентрацию серебра в растворе:

Находим избыточное количество раствора AgNO3 из соотношения:

Общее количество осадителя: Vобщ. = 17 мл + 1,5 мл = 18,5 мл.

Пример 7.11. Сколько граммов кальция будет потеряно при промывании моногидрата оксалата кальция 0,2 л воды и таким же объемом 0,1 % раствора оксалата аммония?

Р е ш е н и е. Осадок частично растворяется в промывной жидкости, поэтому задача сводится к расчету растворимости (S) осадка в воде в присутствии одноименного иона. Пренебрегаем влиянием ионной силы и протеканием конкурирующих химических реакций.

Если осадок промывают водой, то Если промывают раствором оксалата аммония, то при с((NH4)2С2О4) = т((NH4)2С2О4)/(М((NH4)2С2О4)V) [С2О42-] с((NH4)2С2О4) = 810-3 моль/л, тогда с учетом (6.6):

При промывании водой масса потерь:

что превышает величину допустимой погрешности.

При промывании раствором оксалата аммония:

Пример 7.12. Какое максимальное количество воды можно использовать для промывания хлорида серебра массой 0,2 г?

Р е ш е н и е. С учетом погрешности гравиметрического анализа (0,2 %) потеря осадка должна быть не более 410-4 г, что соответствует количеству AgCl:

Рассчитываем растворимость хлорида серебра в воде (принимая коэффициенты активности равными единице):

Следовательно, объем воды для промывания не может быть больше, чем V = (AgCl)/S(AgCl) = 2,810–6/1,3310–5 =0,210 л или 210 мл.

Пример 7.13. Сравните соотношение концентраций примеси в растворе и маточном растворе, удерживаемом осадком (cп/co), если общий объем промывной жидкости 100 мл и объем V0 удерживаемого осадком раствора 1 мл, а промывание осадка ведется порциями: а) двумя по 50 мл; б) четырьмя по 25 мл и в) десятью по 10 мл.

Сравните концентрацию примесей в растворе после промывания осадка в условиях а) — в), если концентрация примеси в маточном растворе с0 = 0,01 моль/л.

Р е ш е н и е. Расчет проведем с использованием формулы (7.11):

Проведенные расчеты свидетельствуют о большей эффективности многократного промывания при неизменном общем объеме промывной жидкости.

7.5. Расчет результатов анализа в гравиметрии Расчеты результатов гравиметрического анализа проводят с использованием формул (7.1) и (7.2), если анализируемая проба взвешивается. Если для анализа отбирается определенный объем, проводят несложные пересчеты. Важно правильно установить гравиметрический фактор (примеры 7.1 – 7.3). По данным анализа можно установить компонентный состав пробы, элементный состав вещества, формулу соединения и др. Суммирование погрешностей в гравиметрии рассматривается в гл. 9.

Пример 7.14. При гравиметрическом определении свинца из 2,000 г сплава получено 0,6048 г PbSO4. Вычислить массовую долю свинца в сплаве.

Р е ш е н и е. Рассчитывают гравиметрический фактор F (пересчета PbSO4 на Рb) по формуле (7.3):

и по формуле (7.2) определяют массовую долю свинца в навеске:

w(Pb) = 0,68330,6048100/2,0000 = 20,66 %.

Пример 7.15. Рассчитать массовую долю карбонатов кальция и магния в известняке, если из навески его 0,9866 г в результате анализа получено 0,3755 г СаО и 0,4105 г Mg2P2O7.

Р е ш е н и е. Вычисляют (7.3) гравиметрический фактор (для пересчета весовой формы СаО на определяемое вещество СаСО3):

и затем по формуле (7.2) – массовую долю СаСО3:

w(СаСО3) = 1,78480,3755100/0,9866 = 67,93 %.

Аналогично вычисляют массовую долю MgCO3, подставляя выражение для фактора пересчета Mg2P2O7 на MgCO3 из (7.3) в (7.2):

Пример 7.16. Вычислить по результатам гравиметрического анализа число молекул воды в кристаллогидрате ацетата свинца, если из его навески 0,3243 получено 0,2593 г сульфата свинца.

Р е ш е н и е. Обозначим через М(А) молярную массу кристаллогидрата Pb(СН3СООН)2xН2O.

Значения молярных масс:

M(PbSO4) = 303,2 г/моль; M(Pb(СН3СОО2)) = 325 г/моль; М(Н2O) = 18 г/моль.

Гравиметрическое определение проведено по схеме:

Pb(СН3СООН)2xН2O PbSO4 (о.ф.) PbSO4 (в.ф.).

Решая выражение, получаемое подстановкой (7.3) в (7.1), относительно М(А), находим молярную массу кристаллогидрата:

Поскольку М(А) = M(Pb(СН3СОО2)) + хМ(Н2O), и формула кристаллогидрата Pb(СН3СООН)2ЗН2O.

Задачи для самоконтроля Какую массу технического сульфата натрия с массовой долей Na2SО 90 % нужно взять для гравиметрического анализа, чтобы масса осадка BaSО При определении магния осаждением в виде MgNH4PО4 масса прокаленного осадка не должна превышать 0,3 г. Рассчитать массу образца для Какой объем раствора ВаС12 с массовой долей 10 % нужно взять для осаждения сульфата из 100 мл 0,05 М раствора Na2SО4? Ответ: 10,4 мл.

Определите массу 5 % раствора Н2SО4, необходимую для осаждения Pb из навески 0,5865 г сплава с массовой долей свинца 12%? Ответ: 0,664г.

Рассчитайте объем 10 % раствора Н2SО4 для осаждения Pb2+ из раствора 0,6856 г сплава с массовой долей свинца 15 %. Ответ: 0,5 мл.

Какой объем раствора Н2SО4 плотностью 1,1 г/мл требуется для осаждения бария из раствора 0,4880 г BaCl2·2Н2О? Ответ: 1,2 мл.

Определите массовую долю потерь из 0,3 г осадка РbСгО4, полученного в объеме 300 мл в условиях эквивалентного осаждения? Ответ: 0,004 %.

Определите массовую долю потерь осадка РbSО4 массой 0,5 г вследствие его растворимости, если осадок получен в объеме 200 мл при избыточной При гравиметрическом определении свинца потери осадка за счет промывания не должны превышать 0,0002 г. Можно ли осадок PbSO4 промывать При анализе технического сульфата натрия пробу 0,1500 г растворили 10.

в 150 мл воды. Сульфат-ион осадили 0,05 М раствором хлорида бария. Сколько этого раствора следует добавить, чтобы потери вследствие неполноты осаждения были не более 10-5 г? Влиянием солевого эффекта пренебречь.

11. Рассчитайте потери кальция при промывании осадка СаС2О4Н2О 250 мл воды. При какой общей концентрации оксалата в промывной жидкости с рН 4,00 потери при промывании 0,1 г осадка 250 мл этой жидкости не превысят 0,1 % по массе? Ионную силу не учитывать. М(Са) = 40,08; М(СаС2О4Н2О) = Ответ: потери Са 4,810-4 г; с(С2О42-) = 2,410-3 моль/л.

12. При анализе силиката из навески 0,7524 г получили смесь хлоридов калия и натрия массой 0,2415 г. В этой смеси затем определяли калий в виде K2PtCl6, получили осадок массой 0,2760 г. Вычислить массовую долю К2О и 13. При анализе раствора Fe2(SO4)3 железо осадили в виде гидроксида и прокалили. Масса весовой формы оказалась равной 0,2875 г. Вычислить массу железа в растворе и массу соли Fe2(SO4)3. Ответ: 0,2010 г (Fe) и 0,7199 г.

14. При анализе минерала массой 0,5076 г получили сумму оксидов алюминия, железа и титана массой 0,2078 г. При дальнейшем анализе из суммы оксидов определили массовую долю ТiO3 2,78 %, Fе2О3 3,56 %. Алюминий определяли по разности. Вычислить содержание алюминия, железа и титана.

15. А. Вычислить гравиметрический фактор для определения Р2О5 в виде Mg2P2O7. В. Определить содержание общего фосфора в почве в виде Р 2О (мг/кг), если из навески почвы массой 20,0 г получено после всех операций 0,0360 г Mg2P2O7. С. Вычислить объем 0,05 М раствора MgCl2 для осаждения фосфора в виде MgNH4PO4 из той же навески (с учетом 20 % избытка).

16. А. Вычислить аналитический множитель для определения NaF в виде PbClF. В. Определить содержание NaF (г/л) в растворе, если масса высушенного осадка PbClF после осаждения фторида из 200 мл раствора оказалась равной 0,3069 г. С. Вычислить объем 0,1 М раствора Pb(NO3)2 (с учетом 1,5кратного избытка) для осаждения ионов фтора в виде PbClF из того же раствора. Ответ: В. 0,2463 г/л. С. 17,6 мл.

ГЛАВА 8. РАСЧЕТЫ В ТИТРИМЕТРИИ

Титриметрия или титриметрические методы количественного анализа основаны на измерении объема раствора реактива В, израсходованного на реакцию с определяемым веществом А. Раствор реактива (титрант, рабочий раствор) должен при этом иметь известную концентрацию. Различают рабочий раствор с «приготовленным титром», установленным титром (по другому раствору с известной концентрацией) и полученный растворением вещества «фиксанала» или «стандарт-титра» (ампулы с точной навеской) в мерной колбе соответствующего объема.

Титр – способ выражения концентрации раствора, определивший название метода и показывающий массу растворенного вещества в граммах в 1 миллилитре раствора (г/мл). Процесс постепенного добавления титранта к раствору определяемого вещества называют титрованием. При титровании наступает момент, когда рабочий раствор В и определяемое вещество А прореагируют между собой в эквивалентных количествах, т. е. в строгом соответ-

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ЗДРАВООХРАНЕНИЮ И СОЦИАЛЬНОМУ РАЗВИТИЮ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ ВОЛГОГРАДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ КАФЕДРА ТЕОРЕТИЧЕСКОЙ БИОХИМИИ С КУРСОМ КЛИНИЧЕСКОЙ БИОХИМИИ ПРАКТИЧЕСКИЕ И ЛАБОРАТОРНЫЕ ЗАНЯТИЯ ПО БИОЛОГИЧЕСКОЙ ХИМИИ для студентов медико-биологического, лечебного, педиатрического и фармацевтического факультетов Часть вторая МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ Рекомендовано. »

«Министерство образования и науки Российской Федерации Сыктывкарский лесной институт (филиал) федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С. М. Кирова Кафедра целлюлозно-бумажного производства, лесохимии и промышленной экологии ОСНОВЫ ХИМИИ ОБМЕНА ВЕЩЕСТВ Учебно-методический комплекс по дисциплине для студентов направления 250000 Воспроизводство и переработка. »

«Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Казанский государственный технологический университет Е.И. Кондратьева, Р.Н. Исмаилова МЕНЕДЖМЕНТ КАЧЕСТВА Методические указания Казань 2010 УДК 658.562 ББК 65.9 (2) 30я7 Составители: доц. Е.И. Кондратьева, доц. Р.Н. Исмаилова Менеджмент качества: методические указания / сост. Е.И. Кондратьева, Р.Н. Исмаилова; Федеральное агентство по образованию, Казан. гос. технол. ун-т.–. »

«С.Я. Корячкина Н.А. Березина Е.В. Хмелёва МЕТОДЫ ИССЛЕДОВАНИЯ КАЧЕСТВА ХЛЕБОБУЛОЧНЫХ ИЗДЕЛИЙ УДК 664.66-021.465(075) ББК 36.83я7 К70 Рецензенты: кандидат технических наук, доцент кафедры Технология хлебопекарного, кондитерского и макаронного производства Орловского государственного технического университета Г.А. Осипова, доктор технических наук, профессор кафедры Профессиональное обучение Орловского государственного университета А.И. Шилов Корячкина, С.Я. К70 Методы исследования качества. »

«Московский государственный университет им. М.В. Ломоносова М.Я. Мельников, В.Л. Иванов Экспериментальные методы химической кинетики Фотохимия Учебное пособие Издательство Московского университета 2004 УДК 541.515 ББК 24.5 М 48 Мельников М.Я., Иванов В.Л. М 48 Экспериментальные методы химической кинетики. Фотохимия. Учебное пособие. – М.: Изд-во Моск. ун-та, 2004. – 125 с. ISBN 5-211-04923-3 В пособии в сжатом виде изложены теоретические представления фотохимии, рассмотрены природа и свойства. »

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ МЕДИКО-БИОЛОГИЧЕСКОЕ АГЕНТСТВО ИНСТИТУТ ПОВЫШЕНИЯ КВАЛИФИКАЦИИ ФЕДЕРАЛЬНОГО МЕДИКО-БИОЛОГИЧЕСКОГО АГЕНТСТВА АНТИГИПОКСАНТЫ В КЛИНИКЕ ВНУТРЕННИХ БОЛЕЗНЕЙ НОВЫЙ СТАНДАРТ МЕТАБОЛИЧЕСКОЙ ТЕРАПИИ. (Методическое пособие для врачей) Москва, 2007 2 ББК 54.1 А 72 АНТИГИПОКСАНТЫ В КЛИНИКЕ ВНУТРЕННИХ БОЛЕЗНЕЙ — НОВЫЙ СТАНДАРТ МЕТАБОЛИЧЕСКОЙ ТЕРАПИИ (методическое пособие для врачей) – М., 2007. — 15 с. Методическое пособие предназначено для терапевтов, кардиологов, врачей общей практики. »

«С. П. ГРОМОВ ФОТОХРОМНЫЕ СВОЙСТВА ОРГАНИЧЕСКИХ МОЛЕКУЛ Учебное пособие Москва — 2008 г 2 Учебное пособие является частью лекционного курса “Современные методы создания хромофорных систем”, читаемого автором в Московской государственной академии тонкой химической технологии им. М. В. Ломоносова. Оно предназначено для студентов, специализирующихся в области технологии кинофотоматериалов и магнитных носителей информации. В пособии подробно рассмотрены различные теоретические концепции, объясняющие. »

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ УРАЛЬСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЛЕСОТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра общей и неорганической химии Л.В. Демидова Б.П. Середа Л.С. Молочников С.В. Целищева О.М. Подковыркина ПЕРЕХОДНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ VI – VIII ГРУПП Методические указания для студентов очной и заочной форм обучения направлений 240100 – Химическая технология и биотехнология; 240400 – Химическая технология органических веществ и топлива; 240500 – Химическая технология высокомолекулярных соединений и. »

«МИНОБРНАУКИ РОССИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный технологический институт (технический университет) (СПбГТИ(ТУ)) Кафедра теоретических основ материаловедения М. М. СЫЧЕВ, В.Н. КОРОБКО, С.В. МЯКИН, В.В. БАХМЕТЬЕВ, С.П. БОГДАНОВ МАТЕРИАЛОВЕДЕНИЕ Учебное пособие для студентов заочной формы обучения специальности 151.000.00 — Технологические машины и оборудование Санкт-Петербург 2013 УДК. »

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ИНФОРМАЦИОННЫХ ТЕХНОЛОГИЙ, МЕХАНИКИ И ОПТИКИ ИНСТИТУТ ХОЛОДА И БИОТЕХНОЛОГИЙ Т.Е. Бурова ОЦЕНКА СЕНСОРНОЙ ЧУВСТВИТЕЛЬНОСТИ ДЕГУСТАТОРОВ Учебно-методическое пособие Санкт-Петербург 2014 УДК 664.8.037 Бурова Т.Е. Оценка сенсорной чувствительности дегустаторов: Учеб.-метод. пособие / Под ред. А.Л. Ишевского. СПб.: НИУ ИТМО; ИХиБТ, 2014. 42 с. Изложены теоретические положения, цели и. »

«База нормативной документации: www.complexdoc.ru МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ НОРМЫ КАЧЕСТВА ПИТАТЕЛЬНОЙ ВОДЫ И ПАРА, ОРГАНИЗАЦИЯ ВОДНО-ХИМИЧЕСКОГО РЕЖИМА И ХИМИЧЕСКОГО КОНТРОЛЯ ПАРОВЫХ СТАЦИОНАРНЫХ КОТЛОВ-УТИЛИЗАТОРОВ И ЭНЕРГОТЕХНОЛОГИЧЕСКИХ КОТЛОВ РД 24.032.01-91 МИНИСТЕРСТВО ТЯЖЕЛОГО МАШИНОСТРОЕНИЯ СССР МОСКВА 1993 РУКОВОДЯЩИЙ ДОКУМЕНТ ПО СТАНДАРТИЗАЦИИ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ НОРМЫ КАЧЕСТВА ПИТАТЕЛЬНОЙ ВОДЫ И ПАРА, ОРГАНИЗАЦИЯ ВОДНОХИМИЧЕСКОГО. »

«МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ФГБОУ ВПО ОРЛОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ кафедра земледелия МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ДЛЯ ВЫПОЛНЕНИЯ КУРСОВОГО ПРОЕКТА ПО АГРОХИМИИ “СИСТЕМА ПРИМЕНЕНИЯ УДОБРЕНИЙ В СЕВООБОРОТЕ ХОЗЯЙСТВА” для студентов 3 курса факультета агробизнеса и экологии очного отделения направление подготовки 110400.62 Агрономия профиль подготовки Агрономия Орел 2011 Методические указания разработаны доцентом кафедры земледелия Макеевой Т.Ф., издание 2-ое. »

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования ТОМСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ _ Р.Ф. Зарубина, Ю.Г. Копылова АНАЛИЗ И УЛУЧШЕНИЕ КАЧЕСТВА ПРИРОДНЫХ ВОД Часть 1 АНАЛИЗ И ОЦЕНКА КАЧЕСТВА ПРИРОДНЫХ ВОД Учебное пособие Издательство Томского политехнического университета Томск 2007 ББК 26.22 УДК 556.11.012; 628.1.03 З – 35 Зарубина Р.Ф., Копылова Ю.Г. З – 35 Анализ и улучшение качества природных вод. В 2-х частях. Часть 1. »

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Факультет естественных наук Д. М. Грайфер, Н. А. Моор БИОСИНТЕЗ БЕЛКА Учебное пособие Новосибирск 2011 ББК Е902я73-1 УДК 577.1 (075) Г757 Грайфер Д. М., Моор Н. А. Биосинтез белка: учебное пособие / Новосиб. гос. ун-т. Новосибирск, 2011. 104 с. Учебное пособие предназначено для студентов факультета естественных наук, изучающих биоорганическую химию, молекулярную биологию и биохимию, для студентов старших курсов. »

«Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования ГОРНО-АЛТАЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Биохимия и молекулярная биология Учебно-методический комплекс Для студентов, обучающихся по специальности Биология. Горно-Алтайск РИО Горно-Алтайского госуниверситета 2009 Печатается по решению редакционно-издательского совета Горно-Алтайского университета ББК 24.1 Н 52 Биохимия и молекулярная биология: учебно-методический комплекс. »

«Утверждаю Начальник Главного санитарно-эпидемиологического управления Министерства здравоохранения СССР В.Е.КОВШИЛО 17 апреля 1981 г. N 2384-81 МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ОРГАНИЗАЦИИ РАБОТЫ САНЭПИДСТАНЦИЙ ПО ОПРЕДЕЛЕНИЮ ОСТАТОЧНЫХ КОЛИЧЕСТВ ЯДОХИМИКАТОВ В ПИЩЕВЫХ ПРОДУКТАХ И ВНЕШНЕЙ СРЕДЕ Методические указания подготовлены: Главным санэпидуправлением Минздрава СССР, Всесоюзным научно-исследовательским институтом гигиены и токсикологии пестицидов, полимерных материалов и пластических масс; Отделом. »

«МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования Нижегородский государственный университет им. Н.И. Лобачевского Д.Е. Николичев, А.В. Боряков, С.И. Суродин ХИМИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ ТВЕРДОТЕЛЬНЫХ ГЕТЕРОНАНОСИСТЕМ МЕТОДОМ РЕНТГЕНОВСКОЙ ФОТОЭЛЕКТРОННОЙ СПЕКТРОСКОПИИ Учебное пособие Рекомендовано методической комиссией физического факультета для студентов ННГУ, обучающимся по направлениям 222900 –. »

«ДИАГРАММА СОСТОЯНИЯ ЖЕЛЕЗО – ЦЕМЕНТИТ И СТРУКТУРЫ УГЛЕРОДИСТЫХ СТАЛЕЙ И ЧУГУНОВ Методические указания к лабораторной работе по материаловедению Министерство образования РФ Сибирская государственная автомобильно-дорожная академия (СибАДИ) Кафедра технологии конструкционных материалов ДИАГРАММА СОСТОЯНИЯ ЖЕЛЕЗО – ЦЕМЕНТИТ И СТРУКТУРЫ УГЛЕРОДИСТЫХ СТАЛЕЙ И ЧУГУНОВ Методические указания к лабораторной работе по материаловедению Составители В. И. Матюхин, М. С. Корытов Омск Издательство СибАДИ УДК. »

«АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Распределение часов по семестрам (3 сем. – 19 нед.; 4 сем. – 18 нед.) 3 семестр 4 семестр 210 188 АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ (распределение часов по видам занятий) 95 100 77 38 90 50 36 35 0 27 часы Распределение часов по разделам химического анализа 141 качеств. ХА 94 колич. ХА ФХМА АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ ЛЕКЦИИ III СЕМЕСТР Лектор – доцент, кандидат химических наук Константин Иванович ЯКОВЛЕВ Литература: 1. Ю.Я.Харитонов. Аналитическая химия (Аналитика). М.:Высш.шк. Т.1. 2001. 615. »

«МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Федеральное государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования КУБАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра органической, физической и коллоидной химии ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ИЗУЧЕНИЮ ДИСЦИПЛИНЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ студентам-заочникам по специальности 310800 Ветеринария Краснодар 2009 2 УДК 574 (076.5) Составители: ст. преподаватель Макарова Н.А. д.х.н., профессор. »

© 2013 www.diss.seluk.ru — «Бесплатная электронная библиотека — Авторефераты, Диссертации, Монографии, Методички, учебные программы»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.

Аналитическая химия. Расчеты в методе редоксиметрии. Методические указания и варианты контрольных заданий к самостоятельной работе по дисциплине «Аналитическая химия и ФХМА»для студентов II курса ХТФ направления 240100– «Химическая технология и биотехнология»

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

Томский политехнический университет

УТВЕРЖДАЮ

Расчеты в методе редоксиметрии.

Методические указания и варианты контрольных заданий

к самостоятельной работе по дисциплине

«Аналитическая химия и ФХМА»для студентов II курса ХТФ

направления 240100– «Химическая технология и биотехнология»

Томского политехнического университета

УДК 543.24(076.5)

Аналитическая химия. Расчеты в методе редоксиметрии. Ме-

А 545 тодические указания и варианты контрольных заданий к самостоятельной работе по дисциплине «Аналитическая химия» для студентов II курса ХТФ направления 240100– «Химическая технология и биотехнология» /сост. . , – Томск.: Изд-во Томского политехнического университета, 2009. – 32 с.

Методические указания, варианты контрольных заданий

рассмотрены и рекомендованы к изданию методическим семинаром

кафедры физической и аналитической химии ХТФ

Зав. кафедрой д. х.н.,

методической комиссии _____________

Кандидат химических наук, доцент

© Составление. Томский политехнический

© Оформление. Издательство Томского

политехнического университета, 2009

Расчеты в методе редоксиметрии

В данном методическом указании приводятся примеры упрощенных расчетов в окислительно-восстановительных системах. Приведены некоторые примеры расчета потенциала в смесях окислителей и восстановителей, скачка на кривых титрования и обоснования выбора индикатора, показано, как оценить возможное направление окислительно-восстановительной реакции и степень (полноту) ее протекания.

1. Расчет Е для редокс-пары вещества.

Для разбавленных растворов зависимость реальных (равновесных) потенциалов от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и других факторов описывается уравнением Нернста:

(1)

где Е – реальный (равновесный) окислительно-восстановительный потенциал данной пары, В; ЕO – стандартный окислительно-вос-становительный потенциал, В; [Ox] и [Red] – равновесные концентрации окисленной и восстановленной форм, моль/л; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/К. моль; Т – абсолютная температура, К; F – число Фарадея, равное 96500 Кл/моль; z – число электронов, участвующих в полуреакции; а и b – стехиометрические коэффициенты.

Пример 1. Записать уравнение Нернста для следующих полуреакций:

а) Сr2O72– + 14H+ + 6е → 2Cr3+ +7H2O б) 2Cl– –2е → Cl2↑

в) Zn2+ + 2е → Zn0 г) H2O2 +2H+ + 2е →2H2O

Решение. а) поскольку в полуреакции участвуют ионы водорода, их концентрация входит в уравнение Нернста в степени, равной стехиометрическому коэффициенту:

.

б, в, г) в случае, когда один из компонентов редокс-пары представляет собой практически нерастворимое в воде вещество, газ или малодиссоциирующее соединение, концентрация его является величиной постоянной, т. е. входит в величину ЕO, и потому не учитывается в уравнении Нернста.

С учетом этого уравнение Нернста для соответствующих полуреакций имеет вид:

(б);

(в);

(г)

Пример 2. Вычислить значение потенциала системы

MnO4– +8H+ + 5е → Mn2+ +4H2O при pH 1 и pH 5, учитывая, что [MnO4–] = [Mn2+] = 1 моль/л.

Решение. Уравнение Нернста для данной полуреакции имеет вид:

.

Учитывая, что [H+] = 10–pH := 10–1 моль/л, вычислим значение потенциала при рН 1:

= 1,42 В.

Аналогично, при рН 5:

= 1,04 В.

2. Определение направления окислительно-восстановительных процессов.

Окислительно-восстановительная реакция будет протекать в прямом направлении только в том случае, если электродвижущая сила реакции (э. д.с.), вычисляемая как , имеет положительное значение, причем, чем больше э. д.с., тем интенсивнее протекает реакция; – стандартные окислительно-восстановительные потециалы редокс-пар окислителя и восстановителя, соответственно.

Пример 1. Определить, в каком направлении и с какой интенсивностью пойдут следующие реакции:

а) Fe2+ + F2 Fe3+ + 2F– б) Fe2+ + Cl2 Fe3+ + 2Cl–

в) Fe2+ + Br2 Fe3+ + 2Br– г) Fe2+ + I2 Fe3+ + 2I–

Решение. Сопоставим значения ЕO окислительно-восстановительных пар:

= + 0,77 В; = +2,77 В; = + 1,36 В; = = +1,08 В; = +0,54 В. Видно, что окислить Fe 2+-ионы до Fe 3+ можно действием F2 , Cl2 и Br2. Вычислим э. д.с. реакций:

а) 2,77 – 0,77= 2,00 В; в) 1,36 – 0,77= 0,59 В; c) 1,08 – 0,77 = 0,31 В.

Наиболее сильно выражена окислительная способность у молекул F2 , менее всего – у Br 2 . Ионы Fe 2+ нельзя окислить действием I2 , т. к. значение э. д.с. отрицательно: 0,54 – 0,77 = – 0,23 В. Реакция будет протекать в направлении восстановления ионов Fe 3+ иодид-ионами:

Fe3+ + 2I– → Fe2+ + I2

Пример 2.Определить, какая реакция будет протекать в первую очередь, если на раствор SnCl4 подействовать металлическим железом:

а) Fe + Sn4+ → Fe2+ + Sn2+ , б) Fe + Sn4+ → Fe2+ + Sn?

= – 0,44 В; = + 0,15 В; = + 0,01 В

Решение. Э. д.с. реакций: а) 0,15 – (–0,44) = + 0,59 В; б) 0,01 – (–0,44) = +0,45 В. Так как в первую очередь протекает тот процесс, которому соответствует наибольшая разность стандартных редокс-потенциа-
лов, пойдет реакция восстановления Sn 4+ до Sn 2+, т. е. реакция а).

3. Расчет Е в растворах различных смесей окислителей и восстановителей

При сливании растворов окислителя и восстановителя окислительно-восстановительный потенциал полученной смеси зависит от количеств взятых окислителя и восстановителя и рН раствора, если окислительно-восстановительная реакция протекает с участием Н+ – или ОН– –ионов.

Пример 1. Вычислить значение Е раствора, полученного при сливании 10 мл 0,1 н раствора Sn2+ c: а) 8,0 мл 0,1 н раствора KBrO3; б) 10,0 мл 0,1 н раствора KBrO3; в) 20,0 мл 0,1 н раствора KBrO3, если рН =0.

Решение. Окислительно-восстановительный потенциал системы рассчитывают по уравнению Нернста для редокс-пары вещества, взятого в избытке. Первоначально рассчитывают количество миллиэквивалентов взятых окислителя и востановителя (nOx, nRed, мэкв) до реакции. Затем рассчитывают количество окислителя и восстановителя в растворе после проведения реакции и вычисляют Е системы. Уравнения полуреакций:

Sn 2+ + 2e → Sn 4+ ; BrO3– + 6H+→ Br – +3H2O,

а) рассчитываем количество окислителя и восстановителя до реакции:

n(Sn 2+ ) = СнV = 0.1 10×= 1 мэкв; n(BrO3– ) = 0.1 8×= 0,8 мэкв

Рассчитываем количество веществ после проведения реакции:

n(Sn 2+ ) = 1 – 0,8 = 0,2 мэкв; n(Sn 4+ ) = 0,8 мэкв; n(BrO3– ) = 0

Т. о., после проведения реакции в растворе останется редокс-пара Sn4+/Sn 2+, которая будет определять Е раствора:

Отношение концентраций Sn4+/Sn 2+ равно отношению их количеств (мэкв), поскольку стехиометрические коэффициенты окисленной и восстановленной форм в соответствующей полуреакции одинаковы.

б) рассчитываем количество окислителя и востановителя до реакции:

n(Sn 2+ ) = СнV = 0.1 10×= 1 мэкв; n(BrO3– ) = 0.1 10×= 1 мэкв

Вещества взяты в эквивалентных количествах, следовательно, потенциал системы вычисляют по уравнению:

(2)

Тогда

в) рассчитываем количество окислителя и восстановителя до реакции:

n(Sn 2+ ) = СнV = 0.1 10×= 1 мэкв; n(BrO3– ) = 0.1 20×= 2 мэкв

Рассчитываем количество веществ после проведения реакции:

n(Sn 2+ ) =0; n(Sn 4+ ) = 1 мэкв; n(BrO3– ) = 2 – 1 = 1 мэкв; ; n(Br – ) = 1 мэкв. Т. о., после проведения реакции в растворе останется редокс-пара BrO3– / Br – , которая будет определять Е раствора:

Пример 2. Расcчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,1 н раствора FeSO4 0,1 н раствором Ce(SO4)2 в сернокислой среде, погрешность титрования принять равной 0,1%.

Решение. При титровании протекает следующая реакция:

Fe2+ + Сe4+ → Fe3+ + Ce3+

(= +0,77 В; = +1,44 В)

1. Расчет потенциала до точки эквивалентности

В процессе титрования до точки эквивалентности в растворе имеется избыток определяемого вещества, следовательно, потенциал системы рассчитываем по формуле (1) для пары Fe3+/Fe2+:

При этом , а

.

Тогда, при добавлении 0,1 мл 0,1 н раствора Ce(SO4)2 потенциал системы будет равен:

= 0,71 В

При добавлении 5,0 мл 0,1 н раствора Ce(SO4)2 :

= 0,77 В и т. д.

К моменту начала скачка добавлено (Vэкв – 0,1%), т. е. 9,99 мл титранта, поскольку = 10 мл, а 0,1% от этого объема составляет 0,01 мл. Тогда

= 0,95 В.

В данном случае стехиометрические коэффициенты у окисленной и восстановленной форм в полуреакциях одинаковы, поэтому отношение равновесных концентраций [Ox]/[Red] можно заменить отношением их количеств, выраженным в процентах. При этом расчет ЕН. С. значительно упрощается. Действительно, к моменту начала скачка в растворе осталось неоттитрованным 0,1% Fe2+ и образовалось 99,9% Fe3+, тогда:

= 0,95 В.

2. Расчет потенциала в точке эквивалентности

В точке эквивалентности к 10,0 мл 0,1 н раствора FeSO4 прибавлено 10,0 мл 0,1 н раствора Ce(SO4)2 .

= 1,11 В

3. Расчет потенциала после точки эквивалентности

После точки эквивалентности в растворе в избытке находится титрант, поэтому потенциал раствора рассчитываем по формуле (1) для пары Ce4+/Ce3+:

При добавлении титранта Ce(SO4)2 после точки эквивалентности: ,

а .

К моменту конца скачка, при добавлении 10,01 мл 0,1 н раствора Ce(SO4)2, т. е. (Vэкв + 0,1%), потенциал системы будет равен:

= 1.27 В

Вычислим значение ЕК. С. с учетом того, что избыток Ce4+ к этому моменту составляет 0,1%, а количество образовавшегося Ce3+ – 100%:

= 1,27 В.

При добавлении 10,10 мл 0,1 н раствора Ce(SO4)2 получим:

= 1,33 В и т. д.

Пример 3. Какому математическому выражению соответствует окислительно-восстановительный потенциал системы, оттитрованной на 70%, если титрант – КМnO4 , а [H+] = 1 моль/л?

5H3AsO3 + 2KMnO4 + 3H2SO45H3AsO4 + 2MnSO4 + K2SO4 +3H2O,

(а) (б)

(в) (г)

Решение. Уравнение данной реакции можно представить следующими полуреакциями:

AsO33– + H2O – 2е →AsO43– + 2Н+ и

MnO4– +8H+ + 5е → Mn2+ +4H2O

Прореагировало лишь 70% определяемого вещества, в растворе имеется его избыток, следовательно, потенциал системы рассчитываем по уравнению (1) для редокс-пары AsO43–/ AsO33–. В данном случае стехиометрические коэффициенты у окисленной и восстановленной форм в полуреакциях одинаковы, поэтому отношение равновесных концентраций [Ox]/[Red] равно отношению их количеств. Количество AsO33– , оставшегося в растворе, составляет 30%, количество образовавшегося AsO43– – 70%. Учитывая, что = – 0,56 В, для описания окислительно-восстановительного потенциала системы следует выбрать выражение (г).

4. Расчет константы равновесия окислительно-восстановительных реакций.

Пример 1. Исходя из константы равновесия, предсказать вероятность окисления CuS и HgS азотной кислотой:

а) 3CuS + 8HNO3 3S + 3Cu(NO3)2 +2NO + 4H2O

б) 3HgS + 8HNO3 3S + 3Hg(NO3)2 +2NO + 4H2O

+ 0,60 B; +0,96B;

+ 1,04 B;

Решение. Находим константу равновесия реакции согласно уравнению (3):

(3),

где К — константа равновесия реакции;

– стандартные потенциалы окислителя и восстановителя;

n – наименьшее общее кратное числу электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем.

а) , откуда К = 1036.

Большая величина константы показывает, что равновесие этой реакции практически полностью сдвинуто вправо, следовательно CuS хорошо растворяется в азотной кислоте.

б) ,откуда К = 10–8.

Малая величина константы означает, что равновесие этой реакции практически полностью сдвинуто влево, т. е. HgS в противоположность сульфиду меди практически нерастворим в азотной кислоте.

Пример 2. Какому из математических выражений соответствует формула для расчета lgK окислительно-восстановительной реакции

3Ti2(SO4)3 + K2Cr2O7+ 7H2SO4 6Ti(SO4)2 + Cr2(SO4)3 +K2SO4 +H2O,

(а) (б)

(в) (г)

Решение. Уравнение данной реакции можно представить следующими полуреакциями:

Сr2O72– + 14H+ + 6е → 2Cr3+ +7H2O

С учетом того, что 1,33 В, 0,09 В, n = 6,

согласно соотношению (3), значение lgK следует рассчитывать по выражению (г).

Рекомендуемая литература

Васильев химия. Ч 1.– М.: Дрофа, ч–368 с.

2. Основы аналитической химии. Т 1. /Под ред. .– М.: Высшая школа, 2001.– 486 с.

1. , Пятницкий химия. — М.: Химия, ч.1 – 1990. – 480 с.

4. . Аналитическая химия. Аналитика. т.1 — М.: Высшая школа, 2001. – 615 с.

5. Цитович аналитической химии. – М.: Высшая школа, 1994. – 495 с.

6. , Эфрос по количественному анализу.– Л.: Химия, 1986.– 160с.

7. Лурье по аналитической химии. 6-е изд., перераб. и доп.– М.: Химия, 1989.– 448с.

8. Алексеев анализ. – М.: Химия, 1972.– 504 с.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

HCl + MnO2 ® Cl2­ + MnCl2 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Можно ли окислить ионы SO3 2– действием J2? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы, полученной при смешивании 10,0 мл 0,1 н раствора Sn2+ и а) 9,98 мл 0,1 н раствора KBrO3, б) 10,0 мл 0,1 н раствора KBrO3, в) 10,02 мл 0,1 н раствора KBrO3; во всех случаях рН = 0.

4. Чему равен титр раствора перманганата калия по нитриту натрия, если на титрование 10,0 мл 0,05 н раствора NaNO2 в кислой среде в среднем расходуется 5,50 мл раствора КMnO4?

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

K2Cr2O7 + KI + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 +I2 + K2SO4 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы:

Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 ® Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 +H2O,

оттитрованной на а) 99,8%, б) 100%, в) 100,2% ,если исходные концентрации веществ одинаковы, титрантом служит KMnO4, [H+] = 1 моль/л?

3. Вычислить константу равновесия реакции, оценить степень обратимости и направление реакции:

KClO3 + J2 + H2O →HClO4 + KJ

4. Рассчитать массу навески руды, содержащей 40% железа, чтобы на титрование раствора, полученного при растворении ее и восстановлении железа до Fe(2+), расходовалось 15,0 мл 0,10 н раствора KMnO4 (среда кислая).

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

J2 + Na2S2O3 ® NaJ + Na2S4O6

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Можно ли действием KMnO4 в нейтральной среде окислить NO2–ионы? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы

Ti2(SO4)3 + KBrO3 + 3H2SO4 ® Ti(SO4)2 + KBr + H2O,

если раствор Ti2(SO4)3 а) недотитрован на 0,1%, б) перетитрован на 0,1%. в) оттитрован на 100%. Титрант – KBrO3, концентрации реагирующих веществ одинаковы, [H+] = 1 моль/л.

4. Определить массовую долю олова (II) в бронзе, если на титрование раствора, полученного из 0,8245 г бронзы, израсходовано 12,75 мл 0,05 н раствора иода.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

Cr2O3 + KNO3 + KOH ® K2CrO4 +KNO2 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Будут ли окисляться ионы Ti 3+ под действием бромата калия KBrO3 в кислой среде? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы,

H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4® H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O,

оттитрованной на а) 99,8%, б) 100%, в) 100,2% ,если исходные концентрации веществ одинаковы, титрант – КМnO4 , [H+] = 1 моль/л?

4. К 25,0 мл бромной воды прибавили избыток раствора иодида калия. На титрование выделившегося йода израсходовано 20,00 мл 0,1 н раствора Na2S2O3 . Определить содержание Br2 в 1 литре бромной воды.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

KNO2 + KI + H2SO4 ® I2 +NO­ + K2SO4 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы, если раствор а) недотитрован на 0,1%, б) перетитрован на 0,1%. в) оттитрован на 100%; исходные концентрации веществ одинаковы, титрант – KBrO3, [H+] = 1 моль/л?

SnCl2 + KBrO3 + HCl ® SnCl4 + KBr + H2O

3. Будут ли окисляться ионы Mn 2+ под действием дихромата калия в кислой среде? Вычислить константу равновесия реакции.

4. Какую навеску K2Cr2O7 нужно взять для установления титра

0,1 н раствора Na2S2O3, если располагают мерной колбой объемом 200,0 мл, пипеткой вместимостью 10,0 мл и стремятся к тому, чтобы на титрование выделенного йода расходовалось не более 25,00 мл тиосульфата натрия?

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

KMnO4 + H3AsO3 + H2SO4 ® H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Будут ли окисляться ионы S 2– под действием йода J2? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы, состоящей из 5,0 мл 0,02 н Н2О2 и а) 10,0 мл 0,02 н KMnO4, б) 4,0 мл 0,02 н KMnO4 , [H+] = 1 моль/л?

4. Определить массу Mn 2+ в растворе, если на титрование до MnO2 в слабощелочной среде затрачено 21,20 мл 0,1010 н раствора KMnO4:

Mn 2+ + MnO4 – + ОН – ® MnO2 + H2O

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

KMnO4 + NaBr + H2O ® Br2 + MnO2¯ + NaOH + KOH

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Определить направление и полноту протекания реакции. Вычислить константу равновесия реакции.

Sn 4+ + Fe 2+® Sn 2+ + Fe 3+

3. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,02 н раствора Fe2+ 0,02 н раствором бромата калия, приняв погрешность титрования равной ± 0,1%, а рН = 0.

4. Вычислить содержание С12 в 1 литре хлорной воды, если к 25,0 мл хлорной воды прибавили раствор иодида калия и на титрование выделившегося иода израсходовали 20,00 мл 0,05 н раствора Na2S2O3.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 +Fe2(SO4)3 +K2SO4 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Определить направление и полноту протекания реакции. Вычислить константу равновесия реакции.

MnSO4 + CO2↑ + K2SO4 + H2O→ H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4

3. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал смеси, состоящей из 10,0 мл 0,1 н раствора NaNO2 и а) 8,0 мл 0,1 н раствора KMnO4, б) 10,0 мл 0,1 н раствора KMnO4, в) 12,0 мл 0,1 н раствора KMnO4, [H+] = 1 моль/л?

4. Вычислить %-ное содержание воды в кристаллогидрате H2C2O4·хH2O, если известно, что на титрование навески щавелевой кислоты массой 0,0342 г израсходовано 15,40 мл 0,035 н раствора КМnO4.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Будут ли окисляться ионы AsO2 – под действием бромата калия KBrO3 в кислой среде? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы

Sn 2+ + MnO4 – + H + → Sn 4+ + Mn 2+ + H2O,

когда раствор а) недотитрован на 0,1%, б) перетитрован на 0,1%. в) оттитрован на 100%. Титрант – KMnO4, [H+] = 1 моль/л, исходные концентрации веществ одинаковы.

4. Навеску сплава растворили без доступа воздуха в серной кислоте. Образовавшуюся соль FeSO4 оттитровали 13,40 мл раствора KBrO3 с титром 0,002783 г/мл. Сколько граммов железа (II) содержалось в навеске сплава?

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

HNO3 + H2S ® NO­ +S¯ + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Будет ли дихромат калия в кислой среде окислять ионы Br –? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Рассчитать скачок на кривой титрования для 10 мл 0,05 н раствора Na2SO3 с погрешностью ±0,2% .Титрант – 0,05 н раствор KMnO4, [H+] = 1 моль/л?

4. Вычислить молярную концентрацию эквивалента раствора KMnO4, если на титрование навески соли FeSO4 массой 0,1000 г, содержащей 0,1% индифферентных примесей, израсходовано 14,50 мл раствора KMnO4. Титрование вели в сернокислой среде.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 ® MnSO4 + K2SO4 + CO2­ + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Можно ли действием J2 окислить ионы AsO2 – ? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы, если раствор SnCl2 а) недотитрован на 0,1%, б) оттитрован на 100%, в) переитрован на 0,1% . Титрант – бромат калия KBrO3, исходные концентрации реагирующих веществ одинаковы, [H+] = 1 моль/л.

4. На титрование навески щавелевой кислоты H2C2O4·2H2O массой 0,0630 г затрачено 20,00 мл раствора перманганата калия. Чему равны концентрация раствора KMnO4, моль-экв/л, и его титр?

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

H2S + HNO3 ® H2SO4 + NO2­ + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Будет ли перманганат калия окислять ионы Ce 3+в кислой среде? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,1 н раствора Fe2+ 0,05 н раствором бромата калия, если принять погрешность титрования, равной ±0,1%, а рН = 0.

4. Для установки титра

0,1 н раствора тиосульфата натрия методом отдельных навесок взяли 0,1190 г K2Cr2O7 . Можно ли использовать эту навеску, если объем бюретки 50,0 мл? Ответ доказать расчетом.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

Cl2 + KOH ® KCl +KClO3 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Можно ли действием K2Cr2O7 в кислой среде окислить ионы S 2–? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы, полученной смешиванием 10,0 мл 0,2 н раствора FeSO4 и а) 12,0 мл 0,12 н раствора KMnO4, б) 20,0 мл 0,12 н раствора KMnO4, рН = 0?

4. Определить %-ное содержание воды в кристаллогидрате соли Мора (NH4)2Fe(SO4)2·хH2O, если на титрование навески массой 0,4250 г затрачено 25,50 мл 0,05 н раствора KMnO4?

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

Na2SO3 + I2 + H2O ® Na2SO4 + HI

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Будут ли окисляться ионы Br – под действием перманганата калия в кислой среде? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Рассчитать массу навески руды, содержащей около 60% Fe2O3, чтобы на титрование Fe 2+ , полученного при ее обработке, расходовалось бы 12,45 мл 0,1 н раствора KMnO4 .

4. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,1 н раствора Na2S2O3 0,05 н раствором J2, если принять погрешность титрования, равной ±0,1%, а рН = 2.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 ® MnSO4 +O2­ +K2SO4 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Вычислить константу равновесия, оценить полноту протекания и направление реакции:

Na3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 ® Na3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

3. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы, состоящей из 10,0 мл 0,1 н раствора FeSO4 и а) 8,0 мл 0,1 н раствора KBrO3, б) 10,0 мл 0,1 н раствора KBrO3, в) 12,0 мл 0,1 н раствора KBrO3, рН = 0?

4. При определении концентрации раствора щавелевой кислоты 50,0 мл его разбавили в мерной колбе до 200,0 мл, затем отобрали аликвотную часть в 10,0 мл, на титрование которой израсходовали 11,25 мл 0,1090 н раствора дихромата калия. Вычислить молярную концентрацию исходного раствора Н2C2O4 .

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

Na2S2O3 + I2 + NaOH ® Na2SO4 + NaI + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Можно ли действием J2 окислить ионы NO2 –? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,1 н раствора Na3AsO3 0,05 н раствором J2, если принять погрешность титрования, равной ±0,1%, а реакция проводится при рН = 0?

Na3AsO3 + J2 + H2O ® Na3AsO4 + HJ,

4. Для установки титра

0,05 н раствора тиосульфата натрия методом отдельных навесок взяли 0,1190 г K2Cr2O7. Можно ли использовать эту навеску, если объем бюретки 25,0 мл? Ответ доказать расчетом.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

KBrO3 + KI + H2SO4 ® K2SO4 + KBr + I2 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы, состоящей из 10,0 мл 0,1 н раствора FeSO4 и а) 12,0 мл 0,1 н раствора KMnO4 , б) 6 мл 0,1 н раствора при рН =0?

3. Можно ли окислить действием K2Cr2O7 в кислой среде ионы AsO2 –? Вычислить константу равновесия реакции.

4. К 20,0 мл бромной воды прибавили раствор иодида калия. На титрование выделившегося йода израсходовано 24,45 мл 0,05 н раствора Na2S2O3 . Определить содержание Br2 в 1 литре бромной воды.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

CrCl3 + (NH4)2S2O8 + H2O ® (NH4)2Cr2O7 + NH4Cl + H2SO4 + HCl

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Будут ли окисляться ионы F– под действием бромата калия KBrO3 в кислой среде? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,1 н раствора Н3AsO3 0,05 н раствором КМnO4, если принять погрешность титрования, равной ±0,1%, а реакция проводится при рН = 0?

H3AsO3 + KMnO4 + H2SO4 ® H3AsO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

4. Рассчитать массу навески дихромата калия для установки титра

0,1 н раствора Na2S2O3 методом отдельных навесок, чтобы на титрование расходовалось не более 25,0 мл Na2S2O3? М(K2Cr2O7) = 294,2 г/моль.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

HBrO3 + H2S ® HBr + H2SO4

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Будет ли перманганат калия окислять ионы SO4 2– до персульфата в кислой среде? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы, если раствор SnCl2 а) недотитрован на 0,2%, б) оттитрован на 100%, в) перетитрован на 0,2%; титрант – дихромат калия 3, [H+] = 1 моль/л?

4. Какую навеску H2C2O4·2H2O следует взять для стандартизации

0,01 М раствора KMnO4 методом а) отдельных навесок б) методом пипетирования (имеется мерная колба объемом 100,0 мл, мерная пипетка вместимостью 10,00 мл), чтобы на титрование расходовалось 15,00 мл раствора KMnO4?

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

Na2C2O4 +KMnO4 +H2SO4 ® MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O + CO2­

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Будут ли окисляться ионы Сe 3+ под действием бромата калия KBrO3 в кислой среде? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,05 н раствора Ti2(SO4)3 0,05 н раствором K2Cr2O7, если принять погрешность титрования, равной ±0,1%, реакция проводится в сернокислой среде.

4. Каково содержание хлора в литре хлорной воды, если к 25,0 мл хлорной воды прибавили избыток раствора KJ и на титрование выделившегося J2 израсходовали 20,0 мл 0,1 н раствора Na2S2O3?

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

HNO3 + Cu® NO2­ +Cu(NO3)2 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Определить направление, оценить полноту протекания реакции, вычислить константу равновесия реакции:

MnSO4 + Na2SO4+ K2SO4 + H2O → Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4

3. Для определения концентрации раствора щавелевой кислоты 10,0 мл его разбавили до 50,0 мл, отобрали 10,0 мл разбавленного раствора и оттитровали 0,1 н раствором перманганата калия. На титрование израсходовано 9,6 мл титранта. Вычислить молярную концентрацию эквивалента щавелевой кислоты.

4. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,1 н раствора Na3AsO3 0,05 н раствором J2, если принять погрешность титрования, равной ±0,1%, а реакция проводится при рН = 0?

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

H2O2 + K2SO3 ® K2SO4 +H2O

Записать уравнение Нернста для окислителя.

2. Будут ли в кислой среде окисляться дихроматом калия ионы NO2–? Вычислить константу равновесия реакции.

3.На титрование 0,0630 г щавелевой кислоты в кислой среде затрачено 20,0 мл раствора перманганата калия. Чему равна молярная концентрация эквивалента и титр раствора перманганата калия?

4. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,1 н раствора Na2SO3 0,05 н раствором KMnO4, если принять погрешность титрования, равной ±0,1%, а реакция проводится в сернокислой среде

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 ® K2SO4 + MnSO4 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,1 н раствора NaNO2 0,1 н раствором KMnO4, если принять погрешность титрования, равной ±0,1%, а реакция проводится при рН = 0?

оттитрованной на 40%, если исходные концентрации веществ одинаковы, титрантом служит KMnO4, [H+] = 1 моль/л?

3. Вычислить константу равновесия, определить полноту протекания и направление реакции:

SnCl4 + KCL + CrCl3 + H2O ® SnCl2 + K2Cr2O7 + HCl

4. Рассчитать массу Mn2+ в растворе, если на его титрование в слабощелочной среде до MnO2 затрачено 21,0мл 0,1н раствора перманганата калия:

Mn 2+ + MnO4 – + ОH– → MnO2↓ + H2O

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 ® S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Вычислить константу равновесия и определить полноту протекания направление реакции:

Cr2(SO4)3 + Ti(SO4)2 + H2O ® K2Cr2O7 + Ti2(SO4)3 + H2O

3. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,2 н Fe2+ 0,2 н раствором дихромата калия при рН = 0. Погрешность 0,2 %.

4. Вычислить массовую долю (%) серы в стали, если сера из навески образца в 3,1640 г после соответствующей обработки превращена в H2S, который окислили 5,0 мл 0,0352 н раствора J2, а избыток последнего оттитровали 3,84 мл 0,05 н раствора Na2S2O3.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

KClO3 + S ® KCl + SO2­

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Можно ли действием Се 2+ — ионов восстановить дихромат калия в кислой среде до Cr 3+? Вычислите константу равновесия реакции.

3. Рассчитать скачок на кривой титрования 50,0 мл 0,1 н раствора соли Мора 0,1н раствором бромата калия (погрешность определения составляет ±0,1 %),рН = 0.

4. Вычислить молярную концентрацию эквивалента раствора KMnO4, если на титрование навески соли FeSO4 массой 0,1000 г, содержащей 0,1% индифферентных примесей, израсходовано 14,50 мл раствора KMnO4. Титрование вели в сернокислой среде.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

KNO2 + KI + H2SO4 ® I2 + NO­ + K2SO4 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Можно ли действием S 2– — ионов восстановить дихромат калия в кислой среде до Cr 3+? Вычислите константу равновесия реакции.

3. Для случая титрования 10,0 мл 0,1н раствора NaAsO2 раствором 0,1 н KMnO4 при концентрации [Н+]=1 моль/л рассчитать скачок на кривой титрования с допустимой погрешностью 0,1%.

4. Рассчитать %-ное содержание Fe2+ в руде, если на титрование 10,0 мл раствора, полученного после соответствующей химической обработки и разведения в колбе на 200,0 мл, израсходовано 7,4 мл 0,05н перманганата калия. Масса навески руды составляет 0,8000г.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

NaBr + KMnO4 + H2O ® Br2 + MnO2¯ + NaOH + KOH

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Для случая титрования 20,0 мл 0,1н Fe2+ раствором 0,1н КМnO4 при рН = 0 рассчитайте скачок с допустимой погрешностью определения 0,1%.

3. Рассчитать константу равновесия следующей реакции, оценить полноту протекания и направление реакции:

HBrO3 + H2S ® HBr + H2SO4

4. К 25,0 мл бромной воды прибавили избыток раствора КI, на титрование выделившегося иода израсходовано 15,0 мл 0,1н раствора тиосульфата натрия. Каково содержание Br2 в 200,0 мл бромной воды?

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

HBr + H2SO4 ® Br2 + H2S + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Можно ли действием нитрита натрия в кислой среде восстановить:

KMnO4 до Mn2+? Вычислите константу равновесия реакции.

3. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы:

SnCl2 + K2Cr2O7 + HCl ® CrCl3 + SnCl4 + KCl + H2O,

когда раствор а) недотитрован на 0,2%, б) оттитрован на 100%, в) перетитрован на 0,2% , если концентрации исходных реагирующих веществ равны. Титрант – дихромат калия, [Н+] = 1 моль/л.

4. Рассчитать титр раствора КМnO4, если на титрование в сернокислой среде навески FeSO4 массой 0,0100г, содержащей 0,1% индифферентных примесей, израсходовано 14,5 мл КМnO4.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

HNO3 + P + H2O ® H3PO4 + NO­

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Для случая титрования 20,0 мл 0,1н Na2SO3 раствором 0,1н КМnO4 при рН = 0 рассчитать скачок с допустимой погрешностью определения 0,1%.

3. Навеску щавелевой кислоты массой m = 0,3420 г растворили в мерной колбе на 100мл. На титрование аликвоты в 10,0 мл израсходовано 15,1 мл 0,035 н KMnO4. Чему равна массовая доля Н2О в щавелевой кислоте?

4.Будут ли ионы Br-– окисляться под действием KMnO4. в кислой среде? Вычислите константу равновесия реакции.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

H2SO3 + I2 + H2O ® HI + H2SO4

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Для случая титрования 20,0 мл 0,1н НAsO2 раствором 0,1н КBrO3 при [Н+]=0,1 моль/л. рассчитать скачок с допустимой погрешностью определения 0,1%.

3. Чему равен титр раствора KMnO4 по FeSO4, если на титрование 10,0 мл 0,1н раствора FeSO4 в сернокислой среде расходуется 9,0 мл раствора KMnO4 ?

4. Вычислить константу равновесия, определить полноту протекания и направление реакции:

Mn2+ + NO3– + H2O ® MnO4– + HNO2 + H+

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

K2Cr2O7 + KI + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 +I2 + K2SO4 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Вычислить константу равновесия реакции. Определить направление и полноту протекания реакции:

KMnO4 + NaBr + H2O ® Br2 + MnO2¯ + NaOH + KOH

3.Для случая титрования 20,0 мл 0,1н NaNO2 раствором 0,1н КМnO4 при рН = 0 рассчитать скачок с допустимой погрешностью определения 0,1%.

4. Чему равен титр раствора KMnO4 по H2O2, если на титрование 10,0мл 0,1н раствора перекиси водорода расходуется 6,0 мл KMnO4?

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

KBrO3 + SbCl3 + HCl ® KBr + SbCl5 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы:

НAsO2 + КBrO3 + H2O ® Н3AsO4 + КBr

когда раствор а) недотитрован на 0,2%, б) оттитрован на 100%, в) перетитрован на 0,2 %; концентрации исходных реагирующих веществ равны. Титрантом является раствор бромата калия, [Н+] = 0,1 моль/л.

3. Можно ли действием SO32– — ионов восстановить дихромат-ионы до Сr3+? Вычислите константу равновесия реакции.

4. Вычислить содержание Fe2O3 (г) в навеске руды, если на титрование полученного из навески раствора Fe2+ израсходовано 20,0 мл раствора K2Cr2O7. Т(K2Cr2O7/Fe2O3 ) = 0,0075 г/мл; М(Fe2O3 ) = 159,7 г/моль

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

K2MnO4 + H2O ® KMnO4 + MnO2¯ + KOH

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы:

НAsO2 + КBrO3 + H2O ® Н3AsO4 + КBr

когда раствор а) недотитрован на 0,2%, б) оттитрован на 100%, в) перетитрован на 0,2 %; концентрации исходных реагирующих веществ равны. Титрантом является раствор бромата калия, [Н+] = 0,1 моль/л.

3. Будут ли ионы Сr3+ окисляться перманганатом калия в кислой среде? Вычислите константу равновесия реакции.

4. Какую навеску H2C2O4 2H2O следует взять для стандартизации

0,01М KMnO4 методом: а) методом отдельных навесок; б) методом пипетирования (Vк = 100,0мл; Vа = 10,0мл), чтобы на титрование в обоих случаях расходовалось бы 10,0 мл перманганата калия?

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

HClO4 + K2SO3 ® HCl + K2SO4

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Вычислить константу равновесия реакции. Определить направление и полноту протекания реакции:

Cr2O3 + KNO3 + KOH ® K2CrO4 +KNO2 + H2O

3. Рассчитать массу MnO4– в растворе, если на титрование 10,0 мл KMnO4 из мерной колбы вместимостью 100,0мл израсходовано 5,0 мл 0,1000 н раствора Fe2+ в сернокислой среде.

4. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,01н раствора Fe2+ 0,02н раствором K2Cr2O7 с погрешностью 0,1%, рН=0.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

MnO2 + H2C2O4 + H2SO4 ® MnSO4 + 2CO2­ + 2H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Вычислить константу равновесия реакции. Определить направление и полноту протекания реакции:

NaJ + Na2S4O6 ® Na2S2O3 + J2

3. Для определения концентрации раствора щавелевой кислоты 20,0 мл его разбавили до 100,0мл, отобрали 10,0 мл и оттитровали 8,0 мл 0,05н раствора KMnO4. Чему равен титр исходного раствора щавелевой кислоты?

4. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,1 н раствора соли Мора 0,05н раствором дихромата калия, рН = 0; (погрешность определения 0,1 %).

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

K2Cr2O7 + KI + H2SO4 ® Cr2(SO4)3 +I2 + K2SO4 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Будут ли в кислой среде окисляться броматом калия ионы Сu+? Вычислите константу равновесия реакции.

3. Для случая титрования 20,0 мл 0,1н SnCl2 раствором 0,1н K2Cr2O7 при рН = 0 рассчитать скачок с допустимой погрешностью определения 0,1%.

4. Рассчитать титр раствора КМnO4, если на титрование в сернокислой среде навески FeSO4 массой 0,0100г, содержащей 0,1% индифферентных примесей, израсходовано 14,5 мл КМnO4.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 ® MnSO4 + K2SO4 + O2­ + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Для случая титрования 20,0 мл 0,1н NaNO2 раствором 0,1н KMnO4 при рН = 0 рассчитать скачок с допустимой погрешностью определения 0,1%.

3. Каково содержание хлора в литре хлорной воды, если к 25,0 мл хлорной воды прибавили KJ и на титрование выделившегося J2 израсходовали 20,0 мл 0,1 н раствора Na2S2O3?

4. Вычислить константу равновесия, определить полноту протекания и направление реакции:

SnCl2 + K2Cr2O7 + HCl ® SnCl4 + KCL + CrCl3 + H2O

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

KNO2 + KI + H2SO4 ® I2 + NO­ + K2SO4 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Будут ли окисляться ионы AsO2 – под действием бромата калия KBrO3 в кислой среде? Вычислите константу равновесия реакции.

3. Для случая титрования 20,0 мл 0,1н Na2SO3 раствором 0,1н KMnO4 при рН = 0 рассчитать скачок с допустимой погрешностью определения 0,1%.

4. При определении концентрации раствора щавелевой кислоты 50,0 мл его разбавили в мерной колбе до 200,0 мл, затем отобрали аликвотную часть в 10,0 мл, на титрование которой израсходовали 11,25 мл 0,1090 н раствора дихромата калия. Вычислить молярную концентрацию исходного раствора Н2C2O4 .

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

CrCl3 + (NH4)2S2O8 + H2O ® (NH4)2Cr2O7 + NH4Cl + H2SO4 + HCl

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы, а) недотитрованной на 0,1%, б) оттитрованной на 100%, в) перетитрованной на 0,1%, титрант – KBrO3, [H+] = 1 моль/л.

SnCl2 + KBrO3 + HCl ® SnCl4 + KBr + H2O

3. Можно ли действием S 2– — ионов восстановить дихромат калия в кислой среде до Cr 3+? Вычислите константу равновесия реакции.

4. Определить массу Mn 2+ в растворе, если на титрование до MnO2 в слабощелочной среде затрачено 21,20 мл 0,1010 н раствора KMnO4:

Mn 2+ + MnO4 – + ОН – ® MnO2 + H2O

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

HNO3 + Cu ® NO­ + Cu(NO3)2 + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Для случая титрования 20,0 мл 0,1н Ti2(SO4)3 раствором 0,1н K2Cr2O7 при рН = 0 рассчитать скачок с допустимой погрешностью определения 0,1%.

3. Можно ли действием ионов Ce 2+ восстановить перманганат-ионы до Mn 2+ в кислой среде? Вычислите константу равновесия реакции

4. Рассчитать массу навески руды, содержащей около 60% Fe2O3, чтобы на титрование Fe 2+ , полученного при ее обработке, расходовалось бы 12,45 мл 0,1 н раствора KMnO4 .

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

J2 + Na2S2O3 ® NaJ + Na2S4O6

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Можно ли действием KMnO4 в нейтральной среде окислить NO2–ионы? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Вычислить окислительно-восстановительный потенциал системы

Ti2(SO4)3 + KBrO3 + 3H2SO4 ® Ti(SO4)2 + KBr + H2O,

если раствор Ti2(SO4)3 а) недотитрован на 0,1%, б) перетитрован на 0,1%. в) оттитрован на 100%. Титрант – KBrO3, концентрации реагирующих веществ одинаковы, [H+] = 1 моль/л.

4. Определить массовую долю олова (II) в бронзе, если на титрование раствора, полученного из 0,8245 г бронзы, израсходовано 12,75 мл 0,05 н раствора иода.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

H2S + HNO3 ® H2SO4 + NO2­ + H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары восстановителя.

2. Будет ли перманганат калия окислять ионы Ce 3+в кислой среде? Вычислить константу равновесия реакции.

3. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,1 н раствора Fe2+ 0,05 н раствором бромата калия, если принять погрешность титрования, равной ±0,1%, а рН = 0.

4. Для установки титра

0,1 н раствора тиосульфата натрия методом отдельных навесок взяли 0,1190 г K2Cr2O7 . Можно ли использовать эту навеску, если объем бюретки 50,0 мл? Ответ доказать расчетом.

1. Определить фактор эквивалентности и молярную массу эквивалента реагирующих веществ, уравнять:

H2O2 + K2SO3 ® K2SO4 +H2O

Записать уравнение Нернста для редокс-пары окислителя.

2. Будут ли в кислой среде окисляться дихроматом калия ионы NO2–? Вычислить константу равновесия реакции.

3.На титрование 0,0630 г щавелевой кислоты в кислой среде затрачено 20,0 мл раствора перманганата калия. Чему равна молярная концентрация эквивалента и титр раствора перманганата калия?

4. Рассчитать скачок на кривой титрования 10,0 мл 0,1 н раствора Na2SO3 0,05 н раствором KMnO4, если принять погрешность титрования, равной ±0,1%, а реакция проводится в сернокислой среде

4. Рассчитать массу навески руды, содержащей около 60% Fe2O3, чтобы на титрование Fe 2+ , полученного при ее обработке, расходовалось бы 12,45 мл 0,1 н раствора KMnO4 .

Расчеты в методе редоксиметрии.

Методические указания и варианты контрольных заданий

к самостоятельной работе по дисциплине

«Аналитическая химия и ФХМА»для студентов II курса ХТФ

направления 240100– «Химическая технология и биотехнология»

кандидат хим. наук,

Подписано к печати . .2009. Формат 60х84/16. Бумага «Классика».

Печать RISO. Усл. печ. л. . Уч.-изд. л. .

Заказ. Тираж 100 экз. Цена свободная.

Томский политехнический университет

Система менеджмента качества

Томского политехнического университета сертифицирована

NATIONAL QUALITY ASSURANCE по стандарту ISO 9001:2000

. г. Томск, пр. Ленина, 30.

Применение уравнения Нернста в решении задач.

При рассмотрении вопроса об окислительно-восстановительных реакциях часто возникает необходимость расчета электродвижущей силы (ЭДС) и потенциалов отдельных полуреакций. В справочниках обычно приведены таблицы т.н. стандартных потенциалов тех или иных процессов, рассчитанных при р=1 атм, Т=298К и активностях участников равных 1. Однако в реальных задачах условия могут значительно отличаться от указанных выше. Как быть в таком случае? Ответ дает уравнение Нернста. В оригинальном виде оно выглядит так:

Как можно заметить, в уравнении фигурируют несколько постоянных величин. Также температура в подавляющем большинстве случаев равна 298К. Кроме того, можно заменить натуральный логарифм на десятичный. Это можно сделать путем умножения на коэффициент перевода. Если собрать все постоянные в единый множитель, то приходим к несколько иному, но более знакомому по учебным пособиям виду уравнения Нернста:

Такой вариант уравнения сильно облегчает жизнь в ряде случаев, например рассмотрении рН-зависимых процессов. Используя данное уравнение можно провести вычисления в любых условиях, приведенных в задаче. Рассмотрим характерные примеры задания по данной теме.

Пример 1:

Рассчитать ЭДС гальванического элемента, составленного из медной и цинковой пластин, погруженных в растворы 0.1М CuSO₄ и 0.01М ZnSO₄ соответственно. Коэффициенты активности ионов Cu 2+ и Zn 2+ принять равными единице.

Решение:

Для начала запишем уравнения протекающих процессов:

Далее находим по таблице стандартные потенциалы процессов:

Если в условиях задачи ничего не сказано про коэффициенты активности ионов, то можно считать их равными единице, как и в нашем случае. Тогда активности участников процессов можно принять равными их аналитическим концентрациям.

Найдем реальные потенциалы с учетом нестандартных активностей ионов:

Далее необходимо сравнить полученные величины между собой, чтобы определить, кто из участников процесса – окислитель. Потенциал меди больше, чем у цинка, поэтому она будет окислителем. Тогда найдем ЭДС системы:

Ответ: 1.13 В

Пример 2:

Одним из лабораторных способов получения хлора является действие KMnO₄ на концентрированную соляную кислоту. Можно ли провести процесс при рН=4?

Решение:

Для начала запишем уравнения протекающих процессов.

Далее находим по таблице стандартные потенциалы процессов:

Несложно заметить, что от рН в данном случае зависит только потенциал перманганата. Тогда воспользуемся уравнением Нернста и рассчитаем его реальный потенциал в условиях задачи:

Получается, что потенциал KMnO₄ стал меньше, чем у хлора, а значит, реакция не пойдет.