/
Текст
им.Д.И.Менделеева
федеральное
АГЕНТСТВО
ПО ОБРАЗОВАНИЮ
Издательский центр
КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ И КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ
ТИТРОВАНИЕ
Москва 2006
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ
ФЕДЕРАЦИИ
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
Российский химико-технологический университет им. Д.И. Менделеева
КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ И КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ
ТИТРОВАНИЕ
Под редакцией
проф. В.В. Кузнецова
Москва 2006
Составители: Ю.В. Ермоленко, Е.В. Шипуло
УДК 543
ББК 24.4я73
К12
Рецензенты:
Доктор химических наук, профессор, проректор по заочному и дистанционному
обучению Российского химико-технологического университета
им. Д.И. Менделеева
Г.В. Авраменко
Доктор химических наук, профессор кафедры общей и неорганической химии
Российского химико-технологического университета им. Д.И. Менделеева
С.И. Соловьев
Качественный анализ и кислотно-основное ти трование: практическое пособие
К12 по курсу аналитической химии/ сост.: Ю.В. Ермоленко, Е.В. Шипуло; иод ред.
проф.В.В. Кузнецова - М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2006. - 96 с.
Данное практическое пособие составлено в соответствии с программой
общего курса аналитической химии - химические методы анализа. Приведена
программа теоретического содержания курса «Химические методы анализа
Часть 1». Рассмотрены примеры решения различного типа задач. Приводятся
варианты выполнения расчетно-графической работы и практические реко-
мендации для оформления лабораторного журнала.
Предназначается для студентов отделения заочного и дистанционного
обучения.
УДК 543
ББК 24.4я73
Учебное издание
Качественный анализ и кислотно-основное титрование
Составители: ЕРМОЛЕНКО Юлия Валерьевна
ШИПУЛО Елена Владимировна
Редактор Н.А. Заходякина
Подписано в печать 21.11.05. Формат 60x84 1/16. Бумага SvetoCopy.
Отпечатано на ризографе. Усл. печ.л. 5,58. Уч.-изд.л. 3,57. Тираж 800 экз.
Заказ № -
Российский химико-технологический университет им. Д.И. Менделеева
Издательский цент р
Адрес университета и издательского цент ра:
125047 Москва, Миусская площадь, д. 9
(^Российский химико-технологический
университет им. Д.И. Менделеева,2006
3
ОГЛАВЛЕНИЕ
Предисловие............................................ 4
1. Программа теоретического курса «Химические методы
анализа. Часть I»...................................... 5
1.1. Тема I. «Качественный анализ»......................... 5
1.2. Тема II «Кислотно-основное титрование»................ 8
План практикума по курсу «Химические методы анализа.
Часть I»............................................... Ю
3. Практическое руководство по оформлению лабораторной
работы № 1 по теме «Качественный анализ. Идентификация
индивидуальных катионов и солей»...................... 15
4. Практическое руководство по оформлению лабораторной
работы № 2 по теме «Кислотно-основное титрование»..... 20
5. Примеры решения задач................................ 26
5.1. Тема «Способы идентификации и введение в химические
методы анализа»........................................... 26
5.2. Тема «Химические равновесия»......................... 34
5.3. Тема «Методы кислотно-основного титрования».......... 53
6. Расчетно-графическая работа.......................... 72
6.1. Задание на выполнение расчетно-графической работы.... 72
6.2. Выполнение расчетно-графической работы............... 73
Приложение...........'................................ 96
4
Предисловие
Цель настоящего учебно-методического пособия - помочь студентам
отделения заочного и дистанционного обучения (ЗДО) в самостоятельном
освоении теоретического и практического материала по курсу
«Химические методы анализа. Часть I».
Материал пособия содержит программу теоретического курса и
ориентирует студента на учебную литературу, предлагаемую
информационным центром РХТУ им. Д.И. Менделеева. В пособии
приведены примеры решения основных типов упражнений и задач,
входящих в программу практического курса. Приведены и подробно
разобраны все варианты расчетно-графических работ (РГР). Разбор
практического материала позволит студенту самостоятельно справиться с
домашними контрольными и расчетно-графическими работами.
В пособии также приводится план лабораторного практикума для
студентов отделения заочного и дистанционного обучения, приведены
примеры оформления лабораторного журнала и маршрутного листа.
Информация о лабораторном практикуме позволит студенту
самостоятельно подготовиться к практическим работам в лаборатории и
правильно оформить полученные результаты.
В разделе 2. «План практикума по курсу «Химические методы
анализа. Часть I»» содержится информация о домашнем задании для
студентов ЗДО. выполняемом ими во время подготовки к экзаменационной
сессии. Варианты выполнения РГР приведены в разделе 6.1 «Задание на
выполнение расчетно-графической работы».
5
6
Список рекомендуемой литературы
1. Петрухин О.М. Аналитическая химия. Химические методы анализа /
О.М. Петрухин, Е.Г. Власова, А.Ф. Жуков, И. Ф. Колосова, К.А,
Комарова, В.В. Кузнецов, Л.Б. Кузнецова, Е.А. Кучкарев, Л.Н.
Медведева, Л.Б. Оганесян, М.Б. Огарева, С.Л. Рогатинская, Н. Д.
Румянцева, О.Л. Саморукова, А.Р. Тимербаев, Н.Ф. Конькова; под ред.
О.М. Петрухина. —М.: Химия, 1992. - 400 с.
2. Крешков А.П. Основы аналитической химии. Кн. 1 / А.П. Крешков,-
М.: Химия, 1976. — 472 с.
3. Кузнецов В.В. Применение органических аналитических реагентов в
анализе неорганических вешеств./В.В. Кузнецов. М.: МХТИ им. Д.И.
Менделеева, 1972. - 121 с.
4. Сборник задач и вопросов по химическим методам анализа / под ред.
И.Я. Гурецкого. - М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1983. - 44 с.
Вопросы и задачи для самостоятельной подготовки
1. Почему нужно соблюдать определенные условия проведения
аналитических реакций? Приведите примеры.
2. Приведите примеры использования амфотерности в ходе анализа
смеси катионов.
3. При обнаружении каких катионов используют реакции образования
роданидных комплеков? Напишите реакции их образования и
объясните условия проведения реакций.
4. Предложите схемы анализа смесей катионов: 1) Pb 2+ , Fe 3+ , Ni 2' ,
Са2+ ; 2) А1 , Zn Со К +; 3) Мп2+, Ba2+ , NH4 + .
5. Как различить и разделить анионы карбоната и сульфата?
7
6. Докажите дробным методом анализа, что в смеси Са2+, Со 2+, Мп2+,
Fe 11 присутствуют Са ~~ иСо2*.
7. Выпадает ли осадок AgCl при смешении равных объемов 0,2 М
раствора \:аС1и0,1 М раствора AgNOj ? A'5(AgCl)=l,78-10-1°.
8. Выпадает ли осадок Са3(РО4)2 при смешении равных объемов 0,1 М
раствора СаС12 и 0,05 М раствора Na3PO4?
Ks[Ca3(PO4)2] = 2,0.10-29.
9. Сколько молей и граммов бария останутся неосажденными при
приливании 50 мл 0,1 М раствора серной кислоты к 100 мл 0,1 М
раствора хлорида бария?
К). Сколько граммов MgNH4PO4 перейдет в раствор при промывании
осадка: а) 200 мл воды; б) 200 мл 0,1 М раствора MgCl2; в) 200 мл
2,8%-го водного раствора аммиака (р = 0,98 г/мл)?
X's(MgNH4PO4) = 2.5 • 10-13
11. Рассчитать растворимость Agl: а) в воде; б) в 0,1 М растворе AgNO3;
в) в 0,01 М растворе KNO3. A.5(Agl) = 8,3 • 10~17
12. Рассчитать растворимость ВаСО3 в 0,001 М растворе НО.
A'.S’(BaCO3) = 4,0-10“10; КЯ(Н2СО3): Kaj =4,5-Ю-7, Ка, = 4.8-1041.
13. Рассчитать растворимость AgCl в 1 М водном растворе аммиака.
Ks(AgCl) = 1,78 • Ю-10; Aj[AgNH3]+ = 2,1 • 103; /?[Ag(NH3)2+] = 1,7 - IO7.
8
9
Список рекомендуемой литературы
I Петрухин О.М. Аналитическая химия. Химические методы анализа /
О.М. Петрухин, Е.Г. Власова, А.Ф. Жуков, И. Ф. Колосова, К.А.
Комарова, В.В. Кузнецов, Л.Б. Кузнецова, Е.А. Кучкарев, Л.Н.
Медведева. Л.Б. Оганесян, М.Б. Огарева, С.Л. Рогатинская, Н. Д.
Румянцева. О.Л. Саморукова, А.Р. Тимербаев, Н.Ф. Конькова; под ред.
О.М. Петрухина. - М.: Химия, 1992. — 400 с.
2. Гурецкий И.Я. Введение в химические методы анализа. Метод
кислотно-основного титрования: учеб. Пособие /И.Я. Гурецкий, Л.Б.
Кузнецова. Л.Б. Оганесян. - М: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1981.
-58 с.
1 Методические указания к практическим работам по методам кислотно-
основного титрования / под ред. О.М. Петрухина. -М: МХТИ им. Д.И.
Менделеева, 1.980. -47 с.
I Крешков А.П. Основы аналитической химии. Кн. 2./ А.П. Крешков. -
М: Химия. 1976. -480 с.
5. Гурецкий И.Я. Сборнйк задач и вопросов по химическим методам
шализа / И.Я. Гурецкий, В.А. Дроздов, Е.Н. Саюшкина, Л.П. Сенецкая,
А.II. Яровенко; под ред. И.Я. Гурецкого. -М: МХТИ им. Д.И.
Менделеева, 1983. —44 с.
2. План практикума по курсу «Химические методы анализа. Часть I»
Название лабораторной работы Содержание лабораторной работы Домашнее задание
1. Работа № 1 Качественный анализ. Идентификация и н дивидуальных катионов и солей 1) Идентификация индивидуальных катионов: NH4+, К+, Са2+, Ва2+, Zn2+, Al3+, Fe1', Fe3", Mi?, Cu2+, Co2', Ni2’, Pb2+ Записать уравнения качественных реакций (с общими и селективными реагентами) для определяемых катионов и анионов. Задание выполнить в форме таблицы (см. Пример 1) Решить задачи [1] с. Г76 №№ 24, 27, 28, 29(a). (Текст задач см. ниже); [5] с. 14 № 99,с 16№ 116
2) Идентификация индивидуальных солей, образованных одним из изучаемых катионов и одним из анионов: СТ, SO/ , COf , РО43, NOj~
2. Работа № 2 Кислотно-основное титрование. Определение содержания Na2CO310H2O в растворе 1) Приготовление 0,5 л раст вора НС1 0,1 моль экв/л (вторичный стандарт) и 100 мл раствора Na2B4O7- 10Н2О 0,1 моль экв/л (первичный стандарт) Написать методики приготовления 0,5 л раствора НО 0,1 моль экв/л (вторичный стандарт) и 100 мл раствора Na2B4O7-10 Н2О 0,1 моль экв/л (первичный стандарт). Написать методику титрования Na2COj раствором НС1. Решить задачи [1] с. 253 №№ 12, 19, 21, 23, с. 256 № 43; с. 257 №№ 46, 48, 51, 52, 53, 54 (Текст задач см. ниже)
2) Стандартизация раствора НС1 по раствору тетрабората натрия Na2B4O7-10Н2О
3) Определение содержания Na2CO3-10H2O в растворе
12
ГЦ с. 253 №21: Какую навеску Н2С2О4'2Н2О (Ка> =5,6'10 2, =5,4-10 5)
марки «хч» нужно взять для приготовления 100 мл раствора первичного
стандарта для определения характеристик приблизительно 0,1 М раствора
NaOH?
[1] с, 253 № 23: На титрование навески 0,3052 г CeHjCOOH израсходовано
10,00 мл раствора NaOH. Какова молярная концентрация раствора NaOH?
[11 с. 256 № 43: Какие из веществ - КОН, К2СО3, КНСО3 или смесь каких
двух из них - находятся в растворе, если на титрование его аликвотной
части в присутствии фенолфталеина идет V,, а на титрование такой же
аликвотной части в присутствии метилового оранжевого - V2 раствора
НС1? (см. таблицу)
Раствор пробы 1 2 3 4 5
V|, мл 10,00 15,00 15,00 5,00 5,00
V2, мл 15,00 15,00 10,00 10,00 15,00
ГН с. 257 № 46: Оттитровали две одинаковые аликвотные части раствора
смеси Н3РО4 + NaH2PO4> одну - в присутствии метилового оранжевого,
при этом израсходовано 12,00 мл 0,1000 М раствора NaOH, другую - в
присутствии фенолфталеина, расход того же титранта составил 85,00 мл.
Рассчитать содержание компонентов смеси в растворе.
[1] с. 257 № 48: Навеска известняка 0,0850 г растворена в 40,00 мл
раствора НС1 с Т = 0.003645 г/мл в мерной колбе вместимостью 100 мл и
объем доведен до метки. На титрование 20,00 мл полученного раствора
израсходовано 10.00 мл 0,0500 М раствора NaOH. Рассчитать процентное
содержание СаСО3 в известняке.
[1] с, 257 № 51: Навеска 0,1617 г нитрата аммония обработана при
кипячении 20,00 мл 0,1615 М раствора NaOH. После охлаждения
13
полученный раствор оттитровали 22,55 мл 0,05460 М раствора НО.
I’.к ечи ин I. содержание азота в навеске.
[IJ е 757 X» 52: Через колонку с катионитом в Н-форме пропустили 25,00
м । рас гнора NiSO4. Элюат оттитрован 22,86 мл 0,1750 М раствора NaOH.
I’ к ечи । in ь молярность раствора NiSO4.
L11 V, 257 № 53: Навеска 0,8007 г образца технического сульфата аммония
обработана 15 мл 30%-го водного раствора формальдегида. Через 10 мин
полученный раствор оттитрован 15,25 мл 0,1249 М раствора КОН.
Рш счишгь содержание (NH4)2SO4 в образце.
|IJ с. 257 № 54: Навеска 0,2315 г образца технического гидрофосфата
аммония обработана в приборе для отгонки 50 мл 40%-го раствора NaOH
при кипячении. Выделяющийся аммиак поглощен 40 мл 0,0510 М раствора
11 S( 11осле отгонки аммиака раствор H2SO4, поглотивший NH3,
отпирован 11.12 мл 0,09000 М раствора NaOH. Рассчитать содержание
(NH|).ПРО., в образце.
Список рекомендуемой литературы
I Аналитическая химия. Химические методы анализа: учеб, пособие / под
ред. < КМ. Петрухина. —М.: Химия, 1992. -397 с.
21 I урецкий И.Я. Введение в химические методы анализа. Метод кислотно-
oi ионного титрования: учеб, пособие / И.Я. Гурецкий, Л.Б. Кузнецова,
JI 1> Оганесян. -М: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1981. -58 с.
1 Методические указания к практическим работам по методам кислотно-
oi ионною титрования / под ред. О.М. Петрухина. —М: МХТИ им. Д.И.
Менделеева, 1980. -47 с.
I Грешков А.П. Основы аналитической химии. Кн. 1/А.П. Крешков. - М.:
Химия, 1976. -472 с.
14
5. Сборник задач и вопросов по химическим методам анализа / под ред.
ИЛ. Гурецкого. -М: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1983. -44 с.
6. Крешков А.П. Основы аналитической химии. Кн. 2 / А.П. Крешков. -
М.: Химия. 1976, -480 с.
ВНИМАНИЕ!
К выполнению лабораторного практикума допускаются студенты,
прошедшие инструктаж по технике безопасности и предоставившие:
1. Конспект теоретического содержания курса, выполненный
самостоятельно по рекомендованной литературе (см. раздел 1 «Программа
теоретического курса»).
2. Конспект лекций, прослушанных в течение очной сессии.
3. Выполненные домашние задания к каждой из лабораторных работ
(см. таблицу в разделе 2 «План практикума по курсу Химические методы
анализа. Часть I»). Выполнить домашнее задание поможет раздел 5
«Примеры решения задач».
4. Маршрутный лист.
5. Лабораторный журнал.
В течение практикума студент должен предоставить:
- две выполненные контрольные работы по вариантам (задание
выдается в деканате отделения заочного дистанционного обучения).
Выполнить контрольные работы поможет раздел 5 «Примеры решения
задач»;
-выполненную расчетно-графическую работу по вариантам (задание
выдается в деканате отделения заочного дистанционного обучения).
Примеры выполнения рассмотрены в разделе 6 « Расчетно-графическая
работа».
15
ОФОРМЛЕНИЕ ЛАБОРАТОРНОГО ЖУРНАЛА
Примеры оформления лабораторного журнала приведены в разделах
3 и 4 настоящего пособия.
МАРШРУТНЫЙ ЛИСТ
Маршрутный лист является индивидуальным документом каждого
i iyдснта, необходимым для правильной организации индивидуального
нрак1икума. Составляется и ведется маршрутный лист самостоятельно
. [удентом в течение всего практикума. Преподаватель проставляет в
маршрутный лист текущий рейтинг студента. Вариант оформления
маршрутного листа см. в Приложении.
3. Практическое руководство по оформлению
лабораторной работы № 1 по теме
«Качественный анализ. Идентификация индивидуальных
катионов и солей»
Работа № I. Идентификация индивидуальных катионов и солей
По данной теме студенту предлагается выполнить две задачи:
1. Обнаружение катионов в растворе (3 пробирки, содержащие по
одному катиону);
2. Идентификация двух солей.
РЕКОМЕНДУЕМЫЕ КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ
1. На катионы: NH4 ’ , К ’ , Са 24 , Ba 2+, Al 3+ , Zn 2+ , Мп 2+ , Fe 2+ ,
I e’+,Co2+,Cu2<',Ni2+.Pb?+
Обшие реактивы: NaOH, NH3 • Н2О (NH4OH), (NH4)2S
NIЦ ’ - в «газовой» камере с NaOH и фенолфталеиновой бумагой;
реактив Несслера K2[HgI4] + КОН;
К - микрокристаллоскопическая реакция с Na2Pb[Cu(NO2)6];
Na3[Co(NO2)6| + СНзСООН;
16
Са2+ - микрокристаллоскопическая реакция с H2SO4; (NH4)2C2O4;
окрашивание пламени
Ba2+ - K2Cr2O7 + CHjCOONa;
Zn - микрокристаллоскопическая реакция с K2[Hg(SCN)4]; K4[Fe(CN)6];
Al3+ - ализарин; Na2HPO4 + СН3СООН;
Мп2+ - РЬО2 + HNO3; Н2О2 + NaOH;
Fe2+-K3[Fe(CN)6];
Fe3+ - NH4SCN; K4[Fe(CN)6];
Ni2+ - диметилглиоксим;
Co2+ - NH4SCN + амиловый спирт;
Си2+ - K4[Fe(CN)ft]; Fe металлическое;
Pb2+ - KI; K2CrO4 (K2Cr2O7).
2. На анионы: СГ, NO3‘, SO4 2" , CO3 2", PO4 3".
Общие реактивы: AgNO3 и ВаС12
СГ -AgNO3+ HNO3;
NO3" - дифениламин (конц. H2SO4);
SO42* -ВаС12+НС1;
СОз 2“ - в «двурогой» пробирке с НС1 и Ва(ОН)2;
РО4 3- - (NH4)2MoO4 + HNO3.
Все рекомендуемые общие и частные реакции должны быть
записаны в таблицу (табл. 3.1).
17
Таблица 3.1
Качественные реакции на катионы
()пре- деа । ме- мы й канюк Реактив Уравнение реакции Условия проведения реакции Аналитический эффект и свойства аналитической формы
1е 11 NaOH FeCh + 3 NaOH -> -> Fe(OH)31 + + 3 NaCl (рн>3) Бурый осадок, растворяется в кислотах: Fe(OH); + 3 НС1-> -FeCl, + 3 Н,0
NH4OH FeCl3 + 3 NH4OH -» Fe(OH)3 j. + + 3 NH4CI Отсутствие комплексо- образовате- лей Бурый осадок, растворяется в кислотах: Fe(OH)3 + 3 НС1-> -»FeCl, + 3 Н7О
NH4SCN FeClj + NH4SCN -► Fe(SCN)Cl2 + + NH4CI Кислая среда pH - 1 Интенсивное темно-красное окрашивание за счет образо- вания FefSCN)/3^
Аналогично заполняются все колонки таблицы для каждого
и (учаемого катиона.
ОБНАРУЖЕНИЕ ИНДИВИДУАЛЬНЫХ КАТИОНОВ
N Н4 +, К +, Са2+ , Ba2+, Al3+, Zn2+, Мп2+, Fe2+, Fe 3+, Со 2+, Си 2+,
Ni2+, РЬ 2+
Диализ катионов проводят дробным методом. Обнаружение катионов
необходимо начинать с предварительных испытаний:
I Окраска раствора (делается вывод о присутствии катионов,
оиризующих окрашенные соли).
2. Обнаружение ионов аммония из отдельной пробы.
3 < )бнаружение ионов Fe 2+ и Fe3+ из отдельных проб.
•I Определение группы катионов.
18
5. Обнаружение индивидуальных катионов из отдельных проб.
Отчет о выполнении практической работы должен отражать каждую
операцию, выполняемую в ходе проведения анализа. Форма записи отчета
показана в табл. 3.2.
Таблица 3.2
Задача № 1. Обнаружение индивидуальных катионов
Операция Реактив, условия проведения реакции Наблюдаемый эффект Вывод
Пробирка № 1. Раствор бесцветный, следовательно отсутствуют ионы Fe3+ , Со 2+, Си24, Ni2+
Определение NH4 +-ионов Избыток NaOH, влажная фенол- фталеиновая бу- мага (в «газовой» камере при нагревании) Не наблюдается покраснения фенолфталеи- новой бумаги NH4 + -’ионы отсутствуют
Определение группы катионов Избыток NaOH по каплям Осадок не образуется Отсутствуют катионы, образующие малорастворимые гидроксиды
Определение ионов К 4 Na3[Co(NO2)6] + CHjCOOH Осадок не образуется К 4-ионы отсутствуют. Воз- можно присутствие ионов Са24 или Ва 24
Определение ионов Са24, Ва24 (NH4)2C2O4 Выпадает белый мелкокристал- лический осадок Присутствуют ионы Са2+ или Ва24
Определение ионов Са2' H2SO4 (микро- кристаллоскопи- ческая реакция) Образуются игольчатые кристаллы CaSO4-2H2O Присутствуют ионы Са24
Вывод: в пробирке № 1 находятся ионы Са2+.
19
ИДЕНТИФИКАЦИЯ СОЛЕЙ
I (сследуемые соли могут быть образованы катионами: NH4 +, К +,
( и 21 , Ва2+, Al ’”,Zn2”,Mn2\Fe2+, Fe3+, Со2+, Си2+, Ni2+, РЬ2+
и шпонами: Cl ”, NOv”, SO.-, 2~, СО-/”, РО4 ” .
СХЕМА ИДЕНТИФИКАЦИИ СОЛЕЙ
Предварительные испытания
I Внешний вид (цвет).
2. Действие разбавленной НО на сухое вещество (определение СО-f ' -
ионов).
3. Растворение вещества в воде (при комнатной температуре и при
н.п ревании).
4. Выбор реактива для перевода в раствор солей, нерастворимых в
под,: CHjCOOH. 2 М НО (при комнатной температуре и при нагревании).
Ход анализа
I Обнаружение ионов NH4 + , Fe 2+ , Fe3 из отдельных проб.
2. Определение группы катионов действием NaOH, NH4OH (в
недостатке и избытке), HjSO4.
3. Обнаружение индивидуальных катионов из отдельных проб.
4. Обнаружение индивидуальных анионов из отдельных проб.
()формление работы проводится в соответствии с табл. 3.2.
20
4. Практическое руководство по оформлению
лабораторной работы № 2 по теме
«Кислотно-основное титрование»
Работа № 2. Определение содержания NajCOi'lOHjO в растворе
Задача № 1. Приготовление и стандартизация раствора НО.
Стандартизацию раствора НО проводят по раствору тетрабората
натрия (первичный стандарт).
Na2B4O7-10H2O + 2НО = 4Н3ВО3 + 2NaCl + 5 Н2О
/,Ke(Na2B4O7-10H2O)= 1/2
ВНИМАНИЕ!
Разъяснения по поводу некоторых обозначений, применяющихся в
дальнейшем
Все применяемые в тексте обозначения соответствуют
рекомендациям ИЮПАК в области аналитической химии:
с(1/1НС1) молярная концентрация эквивалента НО (нормальность), моль
экв/л.;
/экв (НО) = 1/1 - фактор эквивалентности НО;
Л/(1/1НО) - молярная масса эквивалента НО;
r(Na2B4O7-10 Н2О) - титр раствора тетрабората натрия, г/мл;
со(НО,%) - процентная концентрация раствора соляной кислоты.
I. Приготовление 500 мл раствора НС1 с концентрацией с(1/1НО) =
0,1 моль экв/л из концентрированной НО (р = 1,16 г/см3, по таблице
а>(НС1,%) = 32,14%)
21
} Ij( С (1/1НО)- К(НС1) -Л/(1/1 HC1)- 100 = ОД • 500- 36,5 -100 4 Q
' ’ р-а(НС1,%) ~ 1,16-32,14-1000 ~ ’ мл
l 11|чноювление 100 мл раствора Na^OMOI-bO с концентрацией
(I ’ Мп ЛД) ЮН2О) = 0,1 моль экв/л (первичный стандарт)
l'n< 'lei ।еоретической навески Ыа^ВдСЬ’ЮНгО:
..,, r(l/2Na2B4O7 -10H2O)K(Na2B4O7 10H2O)W/2Na2B4O7 -ЮН2О)
1000
= 0,1-100-190,68 g
1000
H теишвание навески тетрабората натрия. Навеску NaiB^tO-rlOILO
> I. i\ei брать “по разности”. В чистый сухой бюкс поместить навеску
Nil ll|() IOIIjO. предварительно взвешенную на технических весах. Масса
noli нинсски должна быть близкой к рассчитанной теоретически.
В ни шпванием на аналитических весах определить массу бюкса с
iiiiiii-i коп. Затем, после количественного перенесения навески в мерную
lunnp тнесить пустой бюкр и по разности определить точную массу
и пн скн (шраборатанатрия.
масса бюкса с навеской ти/ = 13,2008 г
масса бюкса с остатком т, = 11,2983 г
тпрс'кт=т! -т2 =13.2008-11,2983 = 1,9025 г
Методика приготовления раствора Na2B^O-'10H2O (первичный
। iihiiiiiupm). В мерную колбу вместимостью 100 мл перенести навеску
। ч||||(>орптп натрия. Для этого аккуратно опрокинуть бюкс над воронкой с
! ipii'iciiiibiM носиком, вставленной в горло мерной колбы. Приподнять
22
воронку, не вынимая ее из колбы, и горячей дистиллированной водой из
промывалки смыть с воронки тетраборат натрия, оставшийся на
внутренней поверхности воронки и в носике. Долить в мерную колбу
горячую дистиллированную воду приблизительно до половины.
Перемешивая круговыми движениями содержимое колбы, добиться
полного растворения тетрабората натрия. После охлаждения раствора в
колбе до комнатной температуры довести объем раствора в мерной колбе
до метки дистиллированной водой, закрыть колбу пробкой и тщательно
перемешать. При доведении до метки уровня раствора в мерной колбе глаз
экспериментатора должен находиться на одном уровне с меткой колбы
(рис. 1).
Рис. 1. Наблюдение за установкой мениска в мерной колбе
Расчет характеристик раствора Na2B4O7' 10Н2О:
23
практ , опо<
/’(№2B4O7 • 10H2O) = = 0,019025 г /мл
' v 1 vU
< (I/2N'h;R4O7 .1ПН2О)-Г-(^2В4°7 •10Н2О)'Ю00^
M(l/2Na2B4O7-ЮН20)
0,019025-1000 лллл„„
------1 Ал го--= 0,09977 моль экв /л
190,06
। Стандартизация раствора НС1
Рис. 3. Положение глаз при измере-
нии объема с помощью
пипетки
I'iti 11оложение пальцев при
оз боре пробы с помощью
пипетки
стандартизации НС1. По 10 мл стандартного раствора
|> ||'и11ората натрия мерной пипеткой перенести в колбы для титрования,
..111 к каждую по 1-2 капли раствора индикатора метилового красного
24
и титровать раствором НС1 до перехода окраски из желтой в оранжево-
желтую.
Положение рук и глаз экспериментатора при работе с пипеткой и
мерной колбой проиллюстрированы на рис. 2 и 3.
Результаты титрования заносят в таблицу. При расчете среднего
объема соляной кислоты, пошедшего на титрование, принимают во
внимание только результаты, отличающиеся друг от друга не более, чем на
0,05 мл.
Результаты титрования
HNa:B4O7-10H2O),.w Р(НС1), мл
10,00 9,85
10,00 9,83
10,00 9,87
10,00 9,85
10,00 9,83
К(НС1) = 9,85 мл
Расчет характеристик раствора НС1:
По молярной концентрации эквивалента раствора тетрабората натрия
c(l/2Na2B4O7 -ЮН2О):
с(1 2Na2B4O7 -10H2O)-K(Na2B4O7 -10Н2О)-.Л/(1/1НС1)
v F(HCl)-l000
0,09977-10-36,5 ППП1ГО- ,
-----------------= 0,003697 г/мл
9,85-1000
с(1 2Na2B407-10H20)-K(Na2B407-10H20) 0,09977-10
' V(HC1) 9,85
= 0,1013 моль же/л
По титру раствора тетрабората натрия 7"(Na2B4O7 • 10Н2О):
25
fl _ f(Na2B4O7 10H2O)»K(Na2B4O7 10H20)-M(1/1HC1)
( ’ K(HCl)-M(l/2Na2B4O7-10H2O)
0,019025-10-36,5
9,85-190,68
г/мл
= 0,003697
(1/1110)= r(Na2B4°7 • 10H2O) ^(Na2B4O7 10H2O)-1000
’ ’ 7(HCl)-M(l/2Na2B4O7 -10H2O)
0,019025-10-1000
9,85-190,68
= 0,1013 мольэкв/л
Характеристики раствора HC1:
c(l/l HO) = 0,1013 моль экв/л
ЛНС1) = 0,003696 г/мл
la дача № 2. Определение содержания Na2CO310H2O в растворе
Na2CO3-10H2O +2НС1 = 2NaCl + Н2СО3 + ЮН2О
/m„(Na2CO3-10H2O)= 1/2;М(1/2 Na2CO3-10Н2О) = 143.0
Методика титрования Na2CO3. Задачу получают в мерной колбе
11 100 мл). Объем раствора доводят дистиллированной водой до метки.
I in ni4ii.no перемешивают. Аликвотную часть полученного раствора
11 10 мл) мерной пипеткой переносят в колбы для титрования, добавляют
и KiHiuiyio по 1-2 капли индикатора метилового оранжевого и титруют
26
стандартным раствором НО до перехода окраски раствора из желтой в
оранжевую. Расчет содержания ИагСОз-ЮНгО проводят по формулам:
Шс. гл ™ гн £(l/lHCl)-K(HCl)-M(l/2Na2CO3-10H2O)
w(Na2CO3 • 10Н2О) = —L--------------------------------—
/n(Na2CO3 -ЮН2О) =
nHCl)K(HO)M(l/2Na2CQ3 ЮН2О)
Л/(1/1НС1)
Результаты титрования:
HNajCOj-lOHjOz.w! Р(НС1), мл
10,00 11,33
10,00 11,30
10,00 11,30
10,00 11,31
10,00 11,31
ПНО)= 11,31.мл
zn(Na2CO3 -10Н2О) =
0,1013-11,31 • 143-100
1000-10,00
= 1,6384 г в 100 мл
™ юи ™ 0,003697-11,31-143-100 ,
m(Na?CO3 - ЮН >0) =--------------------= 1,6384 г в 100 мл
z J z 36,5-10,00
5. Примеры решения задач
5.1. Тема «Способы идентификации и введение в химические методы
анализа»
Типовые задачи
Задача № 1. Рассмотрите условия обнаружения иона К+ с
Наз[Со(МО2)б1- Какие ионы мешает определению ионов калия?
Решение. Реакция обнаружения ионов калия:
27
2K.CI - Na,[Co(NO2)6] -> K2Na[Co(NO2)6] J, + 2NaCl
llpn н заимодействии гексанитрокобальтат-ионов с ионами калия
пор нм и.я желтый мелкокристаллический осадок (аналитический признак
ирису 1СШИЯ ионов калия).
(>п । пмальные условия проведения этой реакции:
pH 3 5(СН,СООН);
концентрированный раствор реагента;
нагревание и отсутствие ионов NH4+, которые дают такой же
1111 i.iii мелкокристаллический осадок (NH4)2Na[Co(NO2)6].
В сильпокислой среде осадок может не выпасть, так как при этом
оор> iv-и я нестойкая кислота H3[Co(NO2)6], разлагающаяся в момент
III.) IV III *| 111 н.
В щелочной среде выпадает бурый осадок Со(ОН)3 , мешающий
ниииружению ионов К
3К( )11 + Na3[Co(NO2)6] -» Со(ОН)3 j + 3Na NO2 + ЗК NO2
< Числители или восстановители, реагирующие с реактивом (HI. H2S,
II । > ) должны отсутствовать.
Lvui'ia № 2. Как разделить смесь ионов Al3+, Ст3+, Zn2+, используя
шин нне । пдролиза?
ин /тс На анализируемый раствор действуют избытком 6 М
ри< iiio| । NaOH. Вследствие амфотерных свойств катионов образуются
pa, ширимые гидроксокомплексы. При кипячении гидроксокомплекс
। i(lll) ра щипается и выпадает осадок Сг(ОН)3, а ионы алюминия и цинка
и ни i- । пироксокомплексов [А1(0Н)4] - и [Zn(OH)4] 2“ по прежнему
hi । шт я и рас mope:
28
Al Cr3+, Zn 24 + NaOH (изб.) - {-° >Cr(OH)3 J. + [A1(OH)4] [Zn(OH)4] 2~
Раствор отделяют центрифугированием от осадка, прибавляют к
полученному раствору кристаллический хлорид аммония и кипятят на
водяной бане. Протекает гидролиз гидроксокомплексов А1(Ш) и Zn(II).
Ионы алюминия выпадают в осадок А1(ОН)3, а ионы цинка будут
находиться в растворе в виде комплекса с аммиаком:
[А1(ОН)4]", [Zn(OH)4]2" + NH4C1 (тв) -> А1(ОН)31 + fZn(NH3)4]2+
Задача № 3. Как обнаружить Ва-ионы в присутствии Са2+ -ионов?
Решение. На раствор, содержащий эти ионы, действуют раствором
К2Сг2О7 в присутствии CH3COONa при нагревании. При этом выпадает
желтый мелкокристаллический осадок ВаСгО4 (аналитический признак,
указывающий на присутствие ионов бария):
2ВаСЬ + К2Сг2О7 + Н2О — 2ВаСгО41 + 2КС1 + 2НС1
или
2Ва2+ + Сг2О7 2’ + Н2О -»2BaCrO41 + 2Н+
Чтобы достигнуть полноты осаждения ВаСгО4, необходимо уменьшить
концентрацию ионов водорода. Для этого добавляют раствор ацетата
натрия, который связывает ионы водорода в молекулы слабо
диссоциированной уксусной кислоты:
Hr + CH3COONa -> СН,СООН + Na'
29
В результате получается буферная смесь, состоящая из уксусной
мн. ины и се натриевой соли с рН»5; Са2+-ионы при этом не осаждаются.
Iiikiim образом, контроль условий выполнения (pH) позволяет
ши i пени 11> избирательность обнаружения ионов Ва2
(плача № 4. С какой целью используется явление комплексообра-
iohiihiih для идентификации Со2+-ионов реактивом NH4SCN в присутствии
I I *' ИОНОН?
Решение. Для идентификации Со2’-ионов реактивом NH4SCN
in ।io и. iye।ся реакция комплексообразования:
Co2н + 4 NH4SCN -> [Co(SCN)4] 2~ + 4 NH-?
! !ри этом образуется комплексное соединение синего цвета
I1 o(S(' N) 112~. которое экстрагирует из раствора несмешиваюшийся с водой
1мп loiu.iii спирт. Амиловый спирт используют для увеличения
чип |ц|пелыюсти данной аналитической реакции. При встряхивании
npoiiiipkii после приливания амилового спирта, роданидный комплекс
pH । норне гея в нем и вейлывает над водой, окрашивая верхний слой в
ни ii'iii'iiBiio синий цвет. Образование синего «кольца» является
пн । Hini'iecKHM признаком, указывающим на присутствие ионов кобальта.
Ионы Ге’ также образуют роданидные комплексы ярко-красного
inn in и поэтому мешают определению Со~~-ионов (так как в этом случае
...о (можно заметить синюю окраску роданидного комплекса ионов
। iiii.i и.i,i) Для устранения мешающего влияния ионов железа используют
нронепуру его маскирования с помощью реакции комплексообразования с
||норц । ионом. К раствору, в котором проводится идентификация Со2-
IIIHIOII юбанляют избыток NH4F, и ионы Fe ’’ связываются в бесцветное
। ими {гм но. соединение [FeF6]
30
Fe 3+ +6 NH4F — [FeF6]3" + 6 NH4 +
Фторидный комплекс железа более прочен, чем его роданидные
комплексы.
WeF63-)= 16,10; /g/?[Fe(SCN)6 3’]= 3,23
Поэтому в присутствии фторид-ионов Ре^-ионы не образуют роданидных
комплексов ярко-красного цвета, мешающих обнаружению Со 2"-ионов.
Задача № 5. Предложите схему разделения смеси ионов Zn2+, Мп2+,
Ni2" и обнаружения каждого из них.
Решение. Для разделения заданной смеси ионов можно использовать
амфотерные свойства’цинка.
1) К анализируемому раствору добавляют 6 М раствор NaOH до
щелочной реакции и затем его избыток. При этом выпадают в осадок
гидроксиды Ni(OH)2 и Мп(ОН)2. Мп(ОН)2 окисляется на воздухе до
МпО(ОН)2. Цинк в виде гидроксокомплекса [Zn(OH)4] 2- остается в
растворе.
2) Выпавший осадок отделяют центрифугированием, а в растворе
(центрифугате) обнаруживают Zn2+. Для этого к раствору добавляют
несколько капель 2 М НО для нейтрализации избытка NaOH г
кристаллический CHjCOONa до pH 4-5. Затем каплю раствора помещают
на предметное стекло, прибавляют каплю реагента (NH4)2[Hg(SCN)4],
слегка упаривают до появления сухой каемки и наблюдают по,
микроскопом характерные кристаллы Zn[Hg(SCN)4]:
Zn2+ + [Hg(SCN)4] 2‘
Zn[Hg(SCN)4] 1
31
Опр кование мелких кристаллов характерной кристаллической
формы является аналитическим признаком качественной реакции на Zn2'.
I) Осадок, содержащий Мп(ОН)2 и Ni(OH)2 , обрабатывают
|нч мни.кими каплями концентрированного раствора аммиака NH3 • Н2О,
hi |к м шивают, центрифугируют и отделяют раствор, содержащий
кик..скс | Ni(NH3)6] +, от осадка Мп(ОН)2.
4) ()садок Мп(ОН)2 растворяют в 2-3 каплях 2 М СН3СООН и
ироплля'1 обнаружение Мп2 . Для этого к 1-2 каплям полученного
рис । нора добавляют 3-4 капли HNO3 (1:3), сухой порошок РЬО2 на кончике
ши пеня и нагревают на водяной бане. Аналитическим признаком данной
pciiioiiiii является окрашивание раствора в фиолетово-малиновый цвет в
при. з и шив Мп’ :
2 Мп2’ + 5РЬО2 + 4Н’ —> 2МпО4" + 5РЬ 2+ + 2Н2О
М Для обнаружения Ni2’ к раствору, отделенному от осадка
MiKOlll и содержащему комплекс [Ni(NH3)6]2d, добавляют 1-2 капли
iiiMi*I и и лиоксима. При этом образуется яркий розово-красный осадок
iiiMi । и hi лиоксимата никеля.
1адача № 6. При помощи каких реакций можно доказать присут-
। । вис в их смеси анионов СГ и СО32’ ?
1‘riueiiue. Обнаружение хлорид-ионов. К порции анализируемого
Р-н iiiopii добавляют по нескольку капель 2 М HNO? и AgNO3. Хлорид-
IHHH.I ( I образуют с катионами серебра Ag + белый творожистый осадок
lupii in серебра AgCl, являющийся аналитическим признаком данной
I bum । псиной реакции:
Cl + Ag’ -> AgCl |
32
Осадок хлорида серебра при стоянии на свету темнеет вследствие
выделения тонкодисперсного металлического серебра за счет
фотохимического разложения AgCl. Осадок AgCl растворяется в растворах
аммиака, карбоната аммония, тиосульфата натрия с образованием
растворимых комплексов серебра (I).
Необходимо отметить, что при реакции с нитратом серебра СО32-- ионы
также образуют белый осадок Ag2CO3, но он растворяется в HNO3, и
поэтому не мешает обнаружению СГ в кислой среде.
Обнаружение карбонат-ионов. В одно колено двухколенной пробирки
помещают около 0,5 мл анализируемого раствора и несколько капель
разбавленной НС1. В другое колено предварительно наливают 1 мл
баритовой воды Ва(ОН)2.
В первом колене происходит реакция:
СО32' + 2Н + Н2О + СО21
Выделяющийся углекислый газ взаимодействует с баритовой водой,
происходит образование малорастворимого карбоната бария и раствор
мутнеет:
Ва(ОН)2 + СО2 -> ВаСОД + Н2О
Выделение газа с известными свойствами (в данном случае
вызывающего помутнение баритовой воды) также относится к
аналитическим признакам этой качественной реакции.
Задача № 7. Дано белое кристаллическое вещество, предположи-
тельно сульфат или хлорид алюминия или цинка. Требуется определить
катион и анион, входящие в его состав.
33
l‘< uicniie. I) По внешнему виду можно предположить, что в состав
। ни и пешее i на не входят интенсивно окрашенные ионы (Со 2+, Ni2+, Си 2+,
11 "и ip )•
21 11рн действии на сухое вещество разбавленной НС1 не
ii.hi ни i.ieicu выделение газа, следовательно, анализируемое вещество не
пиши н и карбонатом или гидрокарбонатом.
1) Вещество легко растворяется в воде, раствор имеет pH < 7,
i I ши.цельно, вещество может быть образовано катионом слабого
in понппня и анионом сильной кислоты.
Обнаружение катиона
I) В отдельных пробах раствора проводят реакции обнаружения
iHHiiiii Nil/. 1'с " . Указанные ионы не обнаружены.
<) к части водного раствора исследуемого вещества по каплям
inn iiiiiTiioi раствор NaOH. Выпадает белый осадок, который растворяется
при laui.iieiiuicM добавлении NaOH. Можно предположить присутствие
iiuiiiiii AI или Zn 2+.
(И К поной порции водного раствора вешества по каплям добавляют
|i.i in 1И.1С11ИЫЙ раствор NHi Н?0. Выпадает белый осадок, нерастворимый
и и iiit.ilке аммиака. Можно предположить наличие ионов А13\
На лист фильтровальной бумаги наносят 1-2 капли анализируемого
р.п iiiupii и держат бумагу 1-2 мин в парах аммиака над склянкой с его
|.|||||Ц||||рированным раствором. Обводят пятно раствором ализарина и
ни nt.। выдерживают бумагу в парах аммиака. При подсушивании
и in шы;1С1ся морковно-красное окрашивание пятна соединения ализарина
t \ l( 111) ч । о подтверждает присутствие ионов алюминия.
Обнаружение аниона
/) К водному раствору соли алюминия добавляют раствор AgNO3.
и, iit.,1 не образуется, что указывает на отсутствие анионов СГ. При
11111.11111111111 к повой порции раствора хлорида бария выпадает белый
34
осадок, нерастворимый в НС1. Следовательно, в растворе присутствуй
SO41 2~ -ионы.
Вывод: В состав исследуемой соли входят А134 и SO4 2~ -ионы.
5.2. Тема «Химические равновесия»
Задача № 1. Вычислить ионную силу раствора, содержащего в 1
0,01 моль СаСЬ и 0,1 моль Na2SO4.
Решение. Вычисление ионной силы раствора проводят по формуле:
- 1
где с, - молярная концентрация i-ro иона; z, - заряд i-ro иона.
/ = 0,5 [с(Са 2*)-22 + с(СГ)’12 + c(Na +)-12 + c(SO42-)-22 ] =
= 0,5 (0,01 -22 +2'0,01 -I2 + 20,112 + 0,1-22 ) = 0,33 моль/л
7 = 0,33.моль/л
Задача № 2. Вычислить коэффициенты активности и активности
ионов в 0,0001 М растворе Fe2(SO4)3.
Решение. На основании формулы (1) вычисляем ионную силу
раствора:
1 = 0,5 [c(Fe ’ )'32 + c(SO4 2")'22] = 0,5 [0,0001 (2-32 + 3-22)] = 0,5 (0,001 -30)
0,0015.моль/л
/= 0,0015 моль/л
35
ктисимость коэффициента активности иона от ионной силы
pmuiiiiiieiiKOiо водного раствора электролита с ионной силой » 10~3 М,
in ip bi и ।ся формулой Дебая-Хюккеля:
Zgy = - 0,5 z2 41
111 основании вышеприведенной формулы вычисляем коэффициен-
।i.i пн ।ииности:
/gy(Fe3+) — — 0,5-32 д/0,0015 = — 0,1743
у (Fe3+) ~ 0,67
lgy(SO.2- ) = -0,5 22 д/0,0015 =- 0,0775 y(SO42')= 0,84
^считываем активности по формуле:
а = с-у
a(Fe3+) = 0,0001 2 • 0,67 = 1,34 10^
w(SO42-) = 0.0001 3 • 0,84 = 2,52 • IO"4
(апача № 3. Рассчитайте концентрацию ионов водорода [Н+] и pH
uni..... 0,01 М растворов HClnNaOH.
I’eiwiiue. 1) НС1 - сильная кислота, в водных растворах
in । оцппруст полностью, поэтому концентрация ионов водорода равна
i<i>|ц| цгрпции кислоты:
[Н“] = с(НС1)
36
pH = -lg [H’] = -lg0,01=2
2) NaOH - сильный электролит, в водных растворах диссоциирует
полностью, поэтому концентрация гидроксил-ионов равна молярной
концентрации щелочи:
[ОН ’] = cfNaOH)
Используя ионное произведение воды Kw = [Н+]-[ОН~] = 10'14,
рассчитываем концентрацию ионов водорода:
[Н+ ] = —= 10-12 моль/л
c(NaOH) ю~2
pH + рОН = 14
рОН = - 1g [ОН’]
рН= 14-рОН = 14+ lg c(NaOH) = 14 + 1g 0,01 = 12
Задача № 4. Рассчитайте pH 0,01 М раствора муравьиной кислоты
НСООН; константа кислотности муравьиной кислоты (Ка) равна 2-10 ’4.
Решение. Муравьиная кислота как слабый электролит в водном
растворе подвергается электролитической диссоциации:
НСООН = Н ’ + НСОО’
с константой кислотности
_ [Н+] -[НСОО ]
° [нсоон]
37
I’nHiioHcciibie концентрации ионов [Н'] и [НСОО'] одинаковы, а
|П11Н11Иич иую концентрацию муравьиной кислоты [НСООН] можно
припип ранной исходной молярной концентрации эквивалента
11 11 К ()()| I) в растворе, поскольку степень ионизации мала. Поэтому
к - [н+]2
а с(1/1НСООН)’
и । uiiiii и ।рация ионов водорода будет определяться по формуле:
[II1] jKa 'с(1/1 НСООН) = л/2-10-4 10-2 = Л 10-3 моль/л
pH = - 1g [Н+] = 2,85
In lii'in № 5. Рассчитайте pH 0,1 М раствора гидроксида аммония
11|(>П константа основности NH4OH К}, = 1,81 10 “5.
/'< incline. Для растворов слабых оснований концентрация ионов ОН'
pm । мп 1 ыние гея по формуле, приведенной ниже; для самостоятельного
in ню 'а формулы используйте рассуждения, аналогичные тем, которые
iipiiiu а 111.1 н шдаче № 4:
| о 11 | = c(1/1NH4OH) = 71,81 НО-5 -0,1 = ТШ 1 моль/л
pH = 14 - рОН = 14 + 1g [ОН'] = 11,85.
In ni'in № 6. Какие растворы называются буферными? Приведите
при । pi 1 буферных растворов и объясните сущность буферного действия.
38
Решение. Буферными растворами называют растворы, содержащи
одновременно какую-либо слабую кислоту и ее соль или какое-либ<
слабое основание и его соль, не изменяющие своего pH при умеренно!
разбавлении их и добавлении к ним небольшого количества сильно:
кислоты или щелочи.
Для буферных растворов, образованных слабым основанием и ег
солью, (например. NH4OH + NH4CI,) концентрация ОН'-ионо
рассчитывается по формуле:
[ОН-] = Kb (NH4OH) С(Ш4°Н)
1 я 7 c(NH4C1)
При добавлении к такому раствору небольших растворов сильны
кислот и щелочей отдельные компоненты буферной смеси связывают ион,
водорода или гидроксила с образованием слабых электролитов, поэтов
pH буферных растворов практически не изменяется:
NH4OH + НС1 -» NH4CI + Н2О
NH4CI + NaOH -> NH4OH + NaCl
Для буферных растворов, образованных слабой кислотой и ее соль
(например, СН;СООН + CH3COONa), концентрация Н’ -ион
рассчитывается по формуле:
[Н’] = 7<о(СН3СООН).
с(СН3СООН)
c(CH3COONa)
39
In ui'ia № 7. Чему равно значение pH раствора, полученного при
। ммиппщппи 100 см’ 0,1 н раствора СН3СООН и 100 см3 0,1 н раствора
I 11 < < II )N I > А'Я(СН3СООН) =1,82 • 10 “5 .
1'ешение. При смешивании получаем буферный раствор, для кото-
|||И>1 1Ч1ПЦСН1 рация ионов водорода рассчитывается по соответствующей
фпрм\;|( Учитываем также, что при смешивании растворов их исходная
। uifiii п i рицин уменьшается в 2 раза. Подставляем в формулу для расчета
pH щфериых растворов, образованных слабой кислотой и ее солью,
'пн iiihuji; данные:
[Н+] = 1,82 Ю-5 • = 1.82 10-5 моль/л
2-0,1
pH = -lg[H"'] = 5-lg 1,82 = 4,74
I .imim образом, при равных концентрациях компонентов буферного
inn iiinini, образованного слабой кислотой и ее солью, pH буферного
। ин iinipii iKiHiio рК слабой кислоты.
litiiiMii № 8. Чему равно pH раствора, полученного при смешивании
Нт ( м1 0,2 и раствора CH3COONa и 100 см3 0,1 н раствора НС1?
/’ шине 11ри смешивании данных растворов произойдет реакция:
CH-.COONa + НС1 -> CH3COOH + NaCl
При ном возможны три случая:
al । мешаны эквивалентные количества CH3COONa и НС1,т.е. числа
hi ши и. iiiiiiaiieirta (п) ацетата натрия и соляной кислоты равны:
40
л( 1 /1 CH3COONa) = и(1 / 1HCI)
В этом случае раствор будет содержать только
продукты реакци
CHjCOOH и Nad и тогда концентрацию ионов водорода нуж
рассчитывать по формуле для слабой кислоты:
[Н+] = ^a-c(l/lCH3COOH)
: б) НО взято больше эквивалентного количества CHjCOONa, т.е.
л(1/1НС1) >n(l/lCH3COONa)
При этом образуется CHjCOOH в количестве, эквивалентн
CHjCOONa,
л(1/1СН3СООН) = и( 1/1 CHjCOONa),
и останется избыток НС1
n(l/lHO)Mj(5= «(1/1НО) - «(l/lCHjCOONa)
Диссоциация CHjCOOH будет подавлена, и pH раствора определи-
молярной концентрацией эквивалента соляной кислоты, оставшейся в
избытке:
[Н+] = с(1/1НО)изб
в) НО взято меньше эквивалентного количества CHjCOONa, т.е.
41
и( 1/1НС1) < «(l/lCH3COONa)
Пи iiih юс количество НО прореагирует c CHjCOONa, образуется
и пин i ii и i ное количество CHJCOOH
77(1/1 HC1) = и(1/1СН3СООН),
ii iii пни ни и 10ЫЮКCHjCOONa
IK 1/ICI IiCOONa W = «(1/1 CHjCOONa) - «(1/1HC1)
I In irui ня ацетатный буферный раствор, для которого концентрация
циник iioiiopo ui определяется формулой:
|Н+] = А'а(СН3СООН).
с(СН3СООН)
c(CH3COONa)
Vi iiiiioiiiim, какой из трех, случаев мы имеем (а, б или в).
I'm । ’цинем число молей эквивалентов CHjCOONa и НО после
। мни. пни in по п.зуя формулу:
..... ,Na,. Ч1 ' CHjCOONa) - И (CHjCOONa) _ 0Л100 _
' 1000 1000
|[[С с(1/1НС1).И(НС1) = 011 100 =
1000 1000
42
следовательно, п(Ь'1НС1) < n(l/lCH3COONa); реализуется случай «в)»
получится буферный раствор:
и(1/1СН3СООН) = л(1/1НС1) = 0,01;
л( 1 /1 CHiCOONa )и?б = w(l/lCH3COONa) - п( 1/1 НС!) = 0,02 - 0,01 = 0,01
Выражаем концентрации CHjCOOH и CH3COONa через число мол
эквивалента, учитывая, что общий объем стал 200 см3, и подставля>
числовые данные в виде соответстующей формулы:
[Н+]= 1,82 •10_5-^^^^=1,82 40~5М
200-0,01-1000
рН= - lg[H+] = 5 - 1g 1,82 = 4,74
Задача № 9. Определить pH раствора, полученного после раствор
ния 13,5 г Na2HPO4-7H2O и 6 г NaH2PO4 в 1 л воды. Соответствующие м
лярные массы: /V/(Na2HPO4-7H2O) = 270 г/моль, MNabbPO4) = 120 г/молъ.
Решение. В данном случае NaH2PO4 выступает как слабая кислота:
Н2РО4~ Н + + НРО4 2~
— -7
с константой кислотности A"fl(H2PO4 )=2,0-10 , a Na2HPO4 - как со.
этой слабой кислоты. Следовательно, при растворении фосфата
дигидрофосфата натрия в воде получается буферный раствс
концентрацию ионов водорода в котором рассчитывают по формуле:
43
[Н+]=Яа(н2РО4 )•
c(NaH2PO4)
c(Na2HPO4)
I la ходим концентрации солей в водном растворе:
c(NaH2PO4) =
w(NaH2PO4)
M(NaH2PO4)
—- = 0,05 моль/л
120
<(Na2HPO4-7H2O) =
;w(Na2HPO4 • 7Н2О) 13,5
M(Na2HPO4-7H2O) 270
= 0,05 моль/л
и ||Щ1111иляем в формулу для расчета [Н+]:
1111 ] - К Jh ,РО4“)- c(Na^?-9.4-) = 2,0 10-7 — = 2,0 10-7 моль/л,
1 J ' 47 c(Na2HPO4) 0,05
рН=6,7
Ьдача № 10. Какая из малорастворимых солей более растворима в
-12
ни и1 AgSCN или Ag2CrO4 и во сколько раз? K's(AgSCN) = 1,1-10 ;
A J \g,C,O4) = l,l-10-12.
Решение. Поскольку соли не являются однотипными (т.е. имеют
paiin.ni стехиометрический состав), нельзя сравнивать их растворимость
ин шипениям произведений растворимости. Необходимо рассчитать
iionni.ic растворимости и сравнить их.
В общем виде ионная растворимость электролита состава KtmAn„
pin i чп । ывается по формуле:
44
ст. . _ m + J^-sC^m ' Ann)
SKtraAnn -my"mm.nn
Для бинарного электролита типа AgSCN растворимс
рассчитывается по формуле:
S(AgSCN) = 7^(AgSCN) = д/1,1 -IO-12 ® 1 • 10-6.иоль/л
Для AgjCrOt растворимость будет равна:
с/л г г, \ 1. ofc(Ag2CrO4) з/1,1-10“12 , 1Л-4 /
5(Ag2CrO4) = 1+2 -1 ь—~~ - д ---------«1-10 моль/л
N lJ-22 V 4
Таким образом, соль Ag2CrO4 более растворима в воде, чем с<
Ю-4
AgSCN в 100 раз.
10~6
Задача № 11, Как изменится растворимость иодида серебра, есл:
его насыщенному раствору прибавить иодид калия до концентрат
-4 -17
1,0-10 моль/л? Ks(Agl)= 8,3 10 .
Решение. Введение в раствор одноименных с осадком ионов
данном случае иодид-ионов) приводит к сдвигу равновесия реакции:
Agl = Ag+ +1
в сторону образования осадка Agl и, соответственно, к уменьшению его
растворимости.
Исходя
из
произведения растворимости
иодида серебра
рассчитаем
вначале растворимость его в чистой воде:
45
TG(Agl) = [A.g'][I’] = 8,3 • 10
,( \pl) | Ag ] = [I"] = ^Ks (Agl) = 7s,3 10"17 = 9,1 1 Осмоль /л
l|)iii ion:тлении иодила калия в растворе будет находиться избыток
।ли । нонин и произведение растворимости будет выражаться
п иннпм образом:
£s(AgI)= [Ag+]([I"] + [I Плт),
и |1 концентрация прибавленного к раствору иодида калия. Так как
ipn и inn иодид-ионов подавляет растворение иодида серебра,
iimimiiip ши 'ii нодид-ионов, образующихся в результате растворения
ни in hi 11 ребра, можно пренебречь, тогда
Ks(Agl) = [Ag+][I Ъ
М Л,11) = [Ag+ ] = • 8,3,10 , • 83-10 13 моль /л
[Г)„ W'1»
I iiiiiiM образом, при введении в раствор иодида серебра иодида калия
9Ь10~8 4
р.и iiiopiiMoi п. Agl уменьшается в1,1'10 раз за счет влияния
II ИН ПН 11 I IIII.IX ИОНОВ.
lnii'iii Nil 12. Осадок BaSO4 массой 0,2534 г промыт: а) 200 мл
in in । трон..он воды (при условии полного насыщения); б) 200 мл
и HI М II i>i
46
47
Сколько процентов BaSO4 будет потеряно при промывании в каждо<
случае? Ks(BaSO4) = 1 10-10, M(BaSO4 ) = 233,4.
Решение. Потери при промывании осадка рассчитываются по общей
формуле:
A (BaSO4,%) = S-ГЛ/ ,
но растворимость (8) для случаев а) и б) определяется по-разному.
а) При промывании водой потери за счет растворения осадка BaSO4
воде рассчитывают из произведения растворимости, при этом потери
составляют:
A(BaSO4) = v^,(BaSO^) • Г(Н2О) M(BaSO4) =
= л/1 • 10-10 —- • 233,4 = 4,7 • 10-4г
1000
Массовая доля потерь в процентах составляет:
47 НО-4
= ---100 = 0,18%
v 0,2534
б) При промывании осадка BaSO4 раствором H2SO4 необходи\
учитывать влияние одноименного иона на растворимость осадка, которая
данном случае будет рассчитываться по формуле, аналогичной форму!
приведенной в задаче №11. Потери при этом будут составлять:
\(IlaSO4) = J^SO4) Г(Н2()) ) =
[SO4 ]h2so4
__110-10 200 _ _7
0,01 'юоо'2 ’ -4’б) 7 *’10 г
= -у^з4 ’100 = 18 10"4%
III 111'111 № 13. Рассчитать растворимость осадка СаС2О4 в 0,1 М
!"•' I Пирс уксусной кислоты.
А,(СаС2О4) = 2,3-10 9; (Н2С2О4) = 5,6-Ю~2;
А(/, (И,С2О4) =5,4• 10-5; Ка(СН3СООН) = 1,82 10~5
///< miu Нели осадок представляет собой соль слабой (например,
'••‘"""""июй) кислоты, то при добавлении другой кислоты анионы
"пммящиеся в растворе, будут взаимодействовать с'ионами
Вн liipu II
МАп (ос) = М2+ + Ап2
(1)
Ап2 + Н+ НАп ~
Ка?(Н2Ап) =
[Н+][Ап-]
[НАп“]
IIАп + Н+ и Н-Лп
Аа;(Н2Ап) =
[Н+][НАп~]
[Н2Ап]
48
При этом равновесие реакции (1) сдвигается вправо, и растворимо
осадка увеличивается.
С учетом концентраций всех форм, в которых кислота Н2
присутствует в растворе,
c(An2-) = [An2“] + [HAn“] + [H2An] ,
растворимость осадка, представляющего собой соль слабой двухосновна
кислоты, рассчитывают по формуле:
7+
5(МАп)=[М ] =
= Х\(МАп)-
[Н+] 2
Ка2 (H2Anj + Kai (Н2Ап) • (Н2Ап)
По соответствующей формуле находим концентрацию ио!
водорода, создаваемую слабой уксусной кислотой. Для этого использ;
формулу:
[Н+] = Д^сЩС00Н).с(1/1СН3С00Н) =
= 71,82-10-5 • 0,1 = 1,35 10~3 моль/л
Подставляем числовые данные в формулу для рас
растворимости:
S(CaC2O4)- J2,3-10-9[l +
1,35-10 , ___1,35-10 п -4
--------Н+-------к, -2,5-10 ма
5,4-10-5 5,6-10 -5,4-10-5
49
1 рипшм полученную растворимость с растворимостью СаС3О4 в
Illi lull Но И
S('CaC2O4)= л/2,3-10-9 «5'10 “5 моль/л
hikiiM образом, растворимость осадка оксалата кальция в уксусной
2,5-10-4 с
। hi iiiii ми пичилась в---с~ = 5 раз.
5-Ю-5
In iii<i:i № 14. Рассчитать растворимость осадка Agl в 1 моль/л
lill I порг Nil,.
^(AgI) = 8,3-10-17
К i |Ag(NH3)]+ = 2,1 103; p [Ag(NH3)2] = K} K2 =1,7 107
/ ’, 'Hit чае, В растворе Agl в присутствии NH3 наряду с реакцией
Agl = Ag + 1
(1)
прпи luiioi конкурирующие реакции комплексообразования ионов серебра
। । in том, ступенчатые константы устойчивости которых К, и К2
inn ц ц ни нно:
\г + NH, « Ag(NH3)+ ; K;[Ag(NH3)2+] =
[Ag+] [NH3]
Ayl NI I, I
। NH, ₽ Ag(NH3), + ; K2[Ag(NH3)2+] =---Ш/У^з)2 ]
[^g(A/73)+] [NH3]
11 pi i )iom равновесие реакции (1) сдвигается вправо, и растворимость
। и и s нелнчивается.
50
С учетом концентраций всех форм, в которых катион присутствует
растворе.
c(M) = [M + ] + [ML+] + [ML2+],
где L - лиганд, образующий комплексы (в нашем случае NH3
растворимость осадка рассчитывают по формуле:
S(MAn) = [An] =^KS(МАп) • (1 + ^[L] + К\К2[Ёр +... + К2 •... • К„[b]n
При концентрации аммиака 1 М можно принять, чт
[L] = [NH3]=c(NH3). Подставляем числовые значения и рассчитывав]
растворимость Agl:
S(Agl) = д/8.3-10’17(1 + 2.1 ?03[1]+1,7 • 107 [1]2) = 3,8-0 "5 моль/л
Сравним полученную растворимость с растворимостью Agl в чисто#
воде:
S(Agl) = д/8,3-10"1' « 9,1-10 S моль/л
Таким образом, растворимость осадка иодида серебра в растворе ।
3 8-10"5 2
концентрацией 1 моль/л увеличилась в —----=4,2-10" раз.
9,1-10-8
Задача № 15. Салициловая кислота образует с ионами Си 2+ и Fe3'
в кислой среде комплексы [CuSal+] и [FeSal]2" с константами устойчивост!
//(CuSal ) = 10 ' и fl(FeSal7") = 1016 , соответственно. Концентрации
51
I ниш iioii.i мсгаила, не связанного в комплекс, будет меньше, если
1 oHiii iiipiiiiiiM комплексов в растворе равна 0,01 М?
Г, ни ин, Запишем уравнения реакций комплексообразования и
hi ip 111 ним ним конс тант устойчивости комплексов:
Гц1 * III' н Sal CuSaP, l(CuSal+) = —^uSal 1-
[Си2 ] [Sal’]
v i - r- r- i 2+ D/_ n ,2+, [FeSal2+]
1ч + Sal FeSal . /?(FeSal =—Ц---------—
[Fe3+] [Sal-]
и in и ooiik'm виде:
/3fMSai; =
[MSal]
[M] [Sal]
I ,ik следует из уравнений реакций комплексообразования, при
пн । О111ЫП11И комплексов образуется равное число молей металлам
|.|1М1г1гк<ообразователя, т.е. [М] = [Sal], поэтому равновесную кон-
III Hipiiiiiiio металла, не связанного в комплекс, можно рассчитать по
||||||1М> К
11одсзавляем числовые значения:
1Си2+]= п;-^-1=10~7 моль/л-, [Fe3+] = J-- = 10-9 мои,/л.
} 10 2 V1016
52
Таким образом, концентрация не связанных в комплекс ионов
железа в растворе будет меньше, чем концентрация не связанных в
комплекс ионов меди.
Задача № 16. Рассчитайте равновесную концентрацию ионов ме,
Си2+ в 0,001 М растворе ее комплекса с 8-гидроксихинолин<
[Cu(C9HftNO)] lg/?[Cu(C9H6NO)+] = 12.
Решение. Запишем уравнение реакции комплексообразования меди
8-гидроксихинолином и выражение для константы устойчивости /?:
Си 2+ + C9H6NO ’ Cu(C9H6NO) +
шг и [Cu(C9H6NO)+]
/?[Cu(C9H6NO) ] =---—--------------
[Си2 ] [C9H6NO-]
Как следует из уравнения реакции комплексообразования, при
диссоциации комплекса образуется равное число молей металла и
комплексообразователя, т.е. [Си 2‘‘] = [C9H6NO’], поэтому для расчета
равновесной концентрации ионов меди воспользуемся формулой (1) (раз
5.3) из задачи № 15, обратив внимание на то, что в условиях задачи
константа устойчивости задана как логарифм, т.е. lg/?[Cu(C9H6NO)+],
следовательно. /?[Cu(C9H6NO)+] = 1012.
Находим равновесную концентрацию ионов Си2':
[Си2'] =. —— =3,3-10 7 моль/л
1012
53
5.3 I ема «Методы кислотно-основного титрования»
Типовые задачи
I точеное соотношение, применяемое при решении задач:
I о и и чес I во молей эквивалента вещества может быть выражено через
.р н 11 pin । пки его стандартного раствора следующим образом:
„[ f (а)а]=——- = C^-«(A)AV К(А2=
Ш™(А)А] юоо
(1)
_ Т(А) И(А) _ ю(%)р(А)-К(А)
m[.^,(A)A]“100-Wjk8(A)A]
Приготовление стандартных и рабочих растворов
In 111*111 .Ns 1. В мерной колбе вместимостью 500,00 мл приготовлен
l«n iiiiip hi навески 2,3465 г Na?CO3. Вычислить следующие
пр и । pm iiiKii приготовленного стандартного раствора: а) молярную
циннии р.п и ио жвивалента; б) титр; в) титр по НС1.
/'. пни не. 11ри решении используем уравнение (1):
il 11.1X0 him молярную концентрацию эквивалента раствора Na?CO3
11 ' *Jn.( < М
w(Na2CO3) = c(l/2Na2CO3)4/(Na;CO3).
W(l/2Na3COJ 1000
54
c(l/2Na2CO3) =
w(Na2CQ3)-1000
M(l/2Na2CO3)- r(Na2CO3)
2,3465'1000
41,5-500
моль экв/л
б) Титр приготовленного раствора Na?CO3 T(Na2CO3) находим из
соотношения:
T(Na2CO?)-rfNa2CO3) = m(Na2CO3) .
M(l/2Na2CO3) M(l/2Na2CO3)’
7-(Na,CO,) = = ^2f65 = Q04693 , г
- 3 K(Na2CO3) 500
в) Рассчитываем титр раствора Na2CO3 по HC1 TYNaiCO-./HCl): /
расчета этой характеристики стандартного раствора Na2COj использу
понятие «титр по определяемому веществу» (сколько грамм
определяемого вещества приходится на 1 мл используемого д
стандартизации стандартного раствора или сколько грамм определяем<
вещества оттитровывается одним миллилитром титранта, в том случ
если стандартным раствором является титрант). Определяемым веществ
в данном случае является НС1. Имеется в виду, что характеристи
раствора соляной кислоты определяются по реакции титрования:
2НС1 + Na2CO3 -> 2NaCl + Н2СО3
TYNa^CO /НС1) = ^/2Na2CO3)-M(l/lHCl) = 7(Na2CO3)-M(l/lHCl
2 3 1000 M(l/2Na2CO3)
Титр раствора Na2CO> по НС1:
55
/ттгм\ 0,004693-36,5 ААА,,А~ , i
/ (NajCOj /НС1) =-----—------= 0,004127 г/см'
In ui'ia № 2. Какой объем раствора соляной кислоты плотностью
I N I । < м' (а = 38,82%) следует взять для приготовления 500 мл 0,2 М
р ihini । и расчвора НС1?
/'i Шеине. Раствор соляной кислоты можно приготовить только
iipnii hi ин • и.ной концентрации (вторичный стандарт). Для расчета объема
in itiiKul нилоты (ДНО). необходимого для приготовления определенного
hi.imii раствора с заданной концентрацией К(НС1), воспользуемся
||||<|1М\ uni (I) на с. 53:
ш(%,НС1)р(НС1)'Инс1 с(1/1НС1)Г(НС1)
ll\ I I I 1L 1 ) —--------------“-----------------,
100 • Л/(1/1НС1) 1000
L . с( I/11IC1) • Г'(НС1)-М(1/1НС1)-100 0,2'500-36,5-100 ,
*|||| I) — ------------— ----------=--------—•——•— = 5,1 см
р(НС1) со(%,НС1) 1000 1,84 38,82 1000
Прямое титрование и титрование методом смещения
Расчет характеристик рабочих растворов
In i:i<ia № 3. На титрование 10.00 см3 раствора, приготовленного из
пн 11 и ' 0508 г тетрабората натрия (Na2B4O7'1ОРЬО) в мерной колбе на
|нп 11 рас о дуется 8,75 мл раствора НО. Рассчитайте титр и молярную
iiiiiii и । paiuno жвивалента раствора НС1.
Решение Стандартизация раствора НО (вторичный стандарт) по
I limps Nn Вi()-‘10И2О (первичный стандарт) проводилась прямым
llllpiiliillllli м
56
Na?B4O7 10H2O + 2HC1 = 4H3BO3 + 2NaCl + 5Н;0
/w„(Na2B4O7 -ЮН2О) = 1/2;/экй(НС1) =1/1
Схема прямого титрования в этом случае выглядит так (стрелка
символизирует бюретку, треугольник - колбу для титрования):
На титрование аликвотной части (10 см3) стандартного раство
NaiB^Cb'lOHoO пошло 8,75 см3 раствора соляной кислоты. В конечн
точке титрования, количество молей эквивалента Na2B4O7'10H3O, котор
внесли в колбу для титрования (аликвота = 10 см ), равно количест
молей эквивалента раствора HCI, пошедшего на титрование.
Представим схематически количество моль эквивалентов в ви
отрезков:
n(l/2Na2B4O7)
и(1/1НС1)
Схема расчета для метода прямого титрования:
w(l/2Na2B4O7 -10Н2О) = и(1/1НС1)
Пользуясь формулой (1), выразим количество молей эквивале:
НО «(1/1HCI) через известные из условия задачи характеристики. /
этого сначала рассчитаем титр раствора тетрабората натрия:
57
/(Nil .11 |(l 1011эО) = ^Na2B4°7.•101Ъ°) = Д0568 = QQ2057 г/смз
Г ’ ^плбы 100
Iii pin icin молярной концентрации эквивалента НО необходимо
|н ц|'|.< 'пн молей эквивалента НО я(1/1НО) выразить через молярную
uni iiipuiiiio жнивалента раствора НО с(1/1 НО)
/(Na . В ।()? 10Н2О) K(Na2B4O7 • 10Н2О) = Д1/1 НО) К(НС1).
A/()/2Na2B4O7-10H2O) ~ ’ 1000
Мопярпая концентрация эквивалента раствора НО:
, 7 | '| | IO) = 7"(Ма2В4О7 -ЮН2О) K(Na2B4O7 -10Н20)-1000 _
M(l/2Na2B4O7 ЮН20) • К(НО)
0,02057-10-1000
190,68-8,75
= 0,1233 моль экв/л
Дня расчета титра раствора НО необходимо количество молей
и nun iiieina ИО n(l '1НО) выразить через ДНО):
/ (Na2B4O7 •10H2Q)-K(Na2B4O7 -10Н2О) _ Г(НС1) К(НО)
A7(l/2Na2B4O7-ЮН2О) ~ АД1/1НО)
I и ip раствора НО:
58
= 7’(Na2B4O7 -10H2O)-K(Na2B4Q7 -ЮН2О) M(1/1HC1)
' M(l/2Na2B4O7 -ЮН2О) -K(HCl)
0,02057'10-36,5
190,68-8,75
= 0,004500 г/см3
Расчет навески или объема раствора, отбираемых для анализа,
и результатов анализа
Задача № 4. Рассчитать массу бария как элемента, содержащегося в
растворе гидроксида бария объемом 100 мл, если на титрование аликвоты
(10 мл) затрачено 8,67 мл 0,0987 М раствора НС1.
Решение. Ва(ОН)2 определяют методом прямого титрования. Реакци
титрования:
Ва(ОН)2 + 2НС1 = ВаС12 + 2Н2О
/эхе[Ва(ОН)2] = 1/2; /эга(НС1) =1/1
Схема расчета для метода прямого титрования в этом случае имеет
вид:
и[1/2Ва(ОН)2] = и(1/1НС1)
Пользуясь формулой (1), выразим количество молей эквивалент
через известные из условия задачи характеристики. Количество моле
эквивалента Ва(ОН)2 через массу Ba т(Ва), а количество моле
эквивалента НО - через молярную концентрацию эквивалента Н(
с(1/1НС1):
59
/iHK.il с(1/1НС1)-К(НС1) . т . г гг> ЛГ1Ч1
1000 ;/эке(Ва) /экв[Ва(ОН)2]=1/2
Ih । нм i>i масса бария с учетом отношения объема колбы к объему
ннп ii.hi । пи ноты):
И;1) = с( 1/1HCD-KHC1) • М(1/2Ва) Уколбы =
^пипетки
137
0,09871 8,67 • — 1ПП
------------2_.™_0.5862 г
1000 !0
In ui'iii № 5. Сколько миллилитров 10%-го раствора серной кислоты
н io пин ни । 1,0'1 г/см нужно взять для количественного определения
II ' II, что|,| на титрование этой пробы пошло 10 мл 0,1 М раствора
Hui III 1
l\nniine Серная кислота титруется стандартным раствором NaOH
• imhihm прямою титрования. H2SO4 является сильной двухосновной
(и.....о (А. 2; /О-1 О*2). Поэтому титрование протекает в один скачок
IнПн । iviii пи реакции протекают одновременно):
H2SO4 +2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О
/we(H2SO4) = l/2,-/3W(NaOH) =1/1
1 м мп расиста результатов титрования для метода прямого
iiiipuii шин и ном случае имеет вид:
/?(1/2H2SO4) = h( 1/1 NaOH)
60
Пользуясь формулой (1), выразим количество молей эквивал>
через известные из условия задачи характеристики. Количество м(
эквивалента H2SO4 через процентную концентрацию «(%), а количе»
молей эквивалента NaOH - через молярную концентрацию эквивалс
с(1 INaOH):
Н SO = ^H2SO4'%) • P(H2SO4)' K(H2SO4) = c(l/lNaOH)-K(Na
2 4 100-A/(1/2H2S04) 1000
Рассчитаем искомый объем серной кислоты, необходимый ;
анализа:
Г(НэSO ) = с'(1/1 NaOH^(Na°H)100A/(1/2H2S04) = 0,1 • 10 • 100 49
2 4 1000-cu(H2S04,°/o)'p(H2S04) ЮОО-Ю-1,09
Задача № 6. Из 0,5320 г хлорида аммония приготовили 100 мл
раствора. К 20 мл этого раствора добавили в избытке нейтральный раствс
формалина, в результате реакции с которым выделилась соляная кислота
количестве, эквивалентном NH4C1. На титрование НС1 пошло 12,50 мл
0.1030 М раствора NaOH. Рассчитать массовую долю азота в образце.
Решете. Хлорид аммония определяют методом замещен!
(формальдегидный метод). В результате химической реакции ио!
аммония с формальдегидом выделяется количество кислот,
эквивалентное количеству аммонийной соли:
4NH4C1 + 6НСОН = (CH,)6N4 + 4НС1 + 6Н2О
Выделившуюся кислоту затем оттитровывают стандартны!!
раствором NaOH:
61
НС1 + NaOH = NaCl + H2O
,/we(NH4Cl) = WHC1) =/w(NaOH) =1/1
< хема метода замещения в этом случае выглядит так:
NaOH
NH4CI + неон
11|1едставим схематически количество молей эквивалентов в виде
lll|'i 11.011
/7(WNH4C1)
I*-------------н
«(7/7НС1)
---------------►!
«(/'7NaOH)
< хема расчета результатов титрования для метода замещения:
/?(1/1 NH4C1) = и(1/1 НС1) = /7(1/1 NaOH)
Пользуясь формулой (1) на стр.53, выразим количество молей
и diiioiценза через известные из условия задачи характеристики раствора
it’ll количество молей эквивалента NH4C1 - через массу N w(N) (с
I ь him соотношения объема колбы к объему пипетки), а количество мопей
И...... NaOH - через молярную концентрацию эквивалента NnOII
Il INlnOH):
62
c(l/1 NaOH) • /(NaOH) A/(1/1N). колбы
1000 пипетки
= 0,1030-12,5-14.1ОО = од8()3г
1000 10
Массовая доля азота в образце <w(N,%):
&>(N,%) = -100%; <w(N,%) = '100 = 33’89%
т 0,5э20
Задача № 7. Какую навеску вещества, содержащего по массе с
10% связанного азота, нужно взять для анализа, чтобы на титрот
аммиака, полученного из азота в процессе пробоподгов
расходовалось бы 10 мл раствора соляной кислоты с титром по aMN
7’(HCl/NH3)=0,007654 г/мл?
Решение. По условию задачи из связанного азота, содержащее
образце, получают аммиак, который затем оттитровывают раств
соляной кислоты:
NH4OH + НС1 = NH4CI + Н2О
/UNH4OH) = WNH3) =/3Ke(N) = 1/1.• ,/UHCl) =1/1
Схема расчета результатов титрования для метода пр:
титрования в этом случае имеет вид:
л(1/1 NH4OH) = и(1/1НС1)
63
I lull n in i. формулой (1), выразим количество молей эквивалента
н ни । I HI.I in условия задачи характеристики. Количество молей
и нннп н и ш N через массу N (m(N)), а количество молей эквивалента
III I нрч| пир ПО - по NHj ДНС1/ЫНз) (Определение понятия - см.
in I Ni' 11
И N) = _ = HHC1/NH3)-K(HC1)
J M(1/1N) M(1/1NH3)
Pin инн ieM массу азота, на титрование которой расходуется 10 мл
lii'iHiiull 1<н< и и ы с известным титром по определяемому веществу:
,Nn 0,007654 10-14
/w(N) =-------------= 0.06303 г
17
||< кимчи навеска вещества m по массе содержит 10% азота
ii(»|-и| Hi
hi(N %) т = = ШЗОЗНОО = р
ni a>(N,%) 10
1идичи на определение компонентов смесей протолитов
In 111*111 № 8. 20 мл раствора, содержащего смесь NazCOj и NaHCO3,
null..и hi раствором НО с с(1/1НС1)=0,1М. На титрование с
hi пи пиром фенолфталеином было израсходовано 7 мл раствора НС1, а на
। iiipi.ii пик пой же аликвоты смеси с индикатором метиловым оранжевым
пн in '.’ми раствора НС1. Рассчитать молярные концентрации NaiCOj и
И* и. и исходном растворе.
64
Решение. Рассмотрим химизм титрования компонентов дан
смеси. Индикатор фенолфталеин позволяет установить то
эквивалентности, соответствующую первой конечной точке титрова
На первом этапе титрования (до первой точки эквивалентности) Na2
титруется до NaHCO3:
Первый этап титрования:
Na2CO3 + НС1 = NaHCO3 + NaCl фенолфталеин
/UNa2CO3) =/UHCl) = 1/1
От первой до второй конечной точки титрования титруется NaHC
который образовался после первого этапа титрования из Na2CO3, и
NaHCO3, который был в составе исходной смеси:
Второй этап титрования:
NaHCO3 + НС1 = NaCl + Н2СО3 метиловый оранжевый
/UNaHCO3) =/UHCl) = 1/1
Таким образом, при индикации точки эквивалентности с помо
фенолфталеина оттитровывается только один компонент смеси - Na;
При расчете содержания Na2CO3 по этой ступени надо учитывать фг
эквивалентности/3Ke(Na2CO3) = 1/1.
Окончание протекания реакции второго этапа титрования mi
заметить с индикатором метиловым оранжевым. При этом оба компо1
смеси будут оттитровываться до угольной кислоты:
Na3CO3 + 2НС1 = 2NaCl + H2CO3
65
NaHCO3 + HC1 = NaCl + H2CO3
/(Na,CO.) = 1/2; /9Ke(NaHCO3) = 1/1
h i ii ||н)Ш1иия заданной смеси будет выглядеть так:
Hi idi.niii жвивалентов рассчитаем молярную концентрацию
н-йпни ин hi N.i ( О; в растворе (используем данные для титрования с
IIHHiiw н। i| и >м ||н но к|> । алеином):
n(l/lNa2CO3) = n(l/lHCl)
.(II Na2CO3) K(Na2CO3) =с(1/1НС1) • ПНС1)
N,,,,,-£0/'НС1>'V<HC!) = °12.0.0,5
Г(Ма2СО3) 20 л
II iiii иная молярная концентрация Na2CO3 в растворе равна
.. iiiiiiiiiinli монярпой концентрации эквивалента Na2CO3, так как фактор
ii и инн । и ооды в этом случае равен 1/1.
66
c(Na,CO3) = с(1/1 Na2C03)=0,035
Л
Рассчитаем объем соляной кислоты, пошедший на титрован
компонента смеси NaHCO3 с индикатором метиловым оранжев]
V*(HC1). (см. кривую титрования):
Р(НО) = Им.о - 2Иф.ф = 22 - 2-7 = 8 ш
Из закона эквивалентов рассчитаем молярную кон центраЛ
эквивалента NaHCO3 в растворе. Используем данные для титрований
индикатором метиловым оранжевым (п* - количество молей эквивалЛ
НО, израсходованное на титрование с метиловым оранжевым): у
«(l/lNaHCO3) = w (1/1 НО)
c(l/lNaHCO3) • K(NaHCO3) = c(l/1HCl) V * (HC1)
41/1NaHco3)=^^
F(NaHCO3) 20
= 0,040
л
Молярная концентрация NaHCO3 равна
концентрации эквивалента NaHCO3:
рассчитанной moj
c(NaHCOj) = c(l/l NaHC03)=0,040
моль же
л
Задача № 9. Рассчитать объем раствора NaOH с молярной к
трацией c(NaOH) =0,08 М. необходимый для титрования 25 мл ра
67
hHi’IHhiiiu i и 0,02 моля H3PO4 и 0,03 моля NaHiPC^, с индикатором
финн п|Ц|| и нном.
Pi ни 11111 Рассмотрим химизм титрования компонентов смеси с
ни int i lopuM фенолфталеином. Фенолфталеин позволяет установить
инн-ш\in in'iKy титрования, соответствующую оттитровыванию
. IIHIIIHIHIIIIIII меси до второй конечной точки титрования. При этом Н3РО4
iiii|i hi и in Na |1Р().|, a NaH2PO4 до Na2HPO4, и протекают следующие
|l< HI инн
H-.POj +2NaOH = Na2HPO4 + 2Н,0
./UH,PO4)=l/2;
NaH3PO4+ NaOH = Na2HPO4 + H2O
/2кв(^аН2РО4) =1/1
I piniiiii 1 и 1 ронания заданной смеси будет выглядеть так:
68
Рассчитаем объем NaOH, необходимый для титрования 2
раствора, содержащего 0,02 моля Н3РО4 и 0,03 моля NaH?F
индикатором фенолфталеином. Количество молей эквивалента тит
расходуется на титрование Н ,РО4 до Na2HPO4, и NaH2PO4 до Na2HPCl
л( 1/1 NaOH) = «( 1/2 Н3РО4) + n(l/lNaH2PO4)
с( 1 1 NaOH) • HNaOH) Л
--------= и(1/2Н3РО4) + H(l/lNaH2PO4)
Рассчитаем объем K(NaOH), подставляя данные из ус;
с’(1/2НзРО4) = 2-с(Н3РО4):
K(NaOH) = 2H3P04) + w(l/lNaH2P04)]-1000 =
с(1 1 NaOH)
(0,04 + 0,03)-1000 o„r
=----------------= 8,75 мл
0,08
Обратное титрование
Задача № 10, Навеска 0,1547 г технического образца
обработана 50 см' 0,1500 моль экв/л раствора НС1. На оттитровьп
оставшейся кислоты израсходовано 15,1 см3 стандартного раствора 1*
с концентрацией 0.25 М. Сколько процентов MgO содержится в образ!
Решение. Содержание MgO определяют метолом обра1
титрования. К навеске, содержащей MgO, прибавляют точно извес
объем стандартного раствора HCI, остаток которого далее оттитровы
стандартным раствором NaOH:
Ь9
MgO + 2НС1мзб ~* MgClj + Н2О + НС1остео?яок
/эк8(МёО)=1/2
I И ^остаток + NaOH > NaCl + HjO
1 дш иьр и hoi о титрования титрования в этом случае выглядит так:
I l|<i и iiiiuiM схематически количество молей эквивалентов
Н4Л1Н111 null iiisioiHiix веществ в виде отрезков:
n(l/2MgO)
|<------------Н
и(1/1НСП
I*-------------------------------*1
«(1/lNaOH)
н-----------------*1
< хсма расчета для метода обратного титрования:
п( l/2MgO) = и(1/1НС1) - «(1/lNaOH)
Нир ним количество молей эквивалента MgO через известные из
iHiiiin in мчи характеристики растворов: количество молей эквивалента
1и< । 'И р< । массу MgO m(MgO), а количество молей эквивалента НО и
ml И I 'и ре । молярные концентрации эквивалентов:
нН MgO) _ с(1/1НС1)-К(НС1) _ c(l/lNaOH)- K(NaOH)
Hi I ’MgO)- 1000 1000
Рассчитаем содержание MgO в образце:
70
/«(MgO; = f_ C(l/.lNaOH>.K(NaOH)>.
I 1000 1000 J
0,15-50
1000
0,25-15,1^
1000 J
•20 = 0,0745 г
Рассчитаем процентное содержание MgO в исследуемом об]
w(MgO.%):
®(MgO,%) = • 100% = . 100% = 48,16%
т 0,1547
Задача № 11. При определении содержания азота в азотсодерж
органическом веществе азот количественно переводят в соль амм-
Аммиак, выделившийся при кипячении с концентрированной шелс
отгоняют в 50 мл раствора H2SO4, TTPLSO^H),003650 г/мл. Какую на1
вещества надо взять, для анализа, чтобы на титрование избытка кис
израсходовать 20 мл раствора NaOH, HNaOH)=0,00400 г/мл при масс
доле азота около 10% ?
Решение. Азот, количественно переведенный в соль амм-
определяют методом отгонки, используя прием обратного титров
Рассматриваемый случай является комбинацией методов замешен
обратного титрования. Рассмотрим химизм метода отгонки. Соль ам»
в количестве, эквивалентном содержанию азота в пробе, кипя'
раствором щелочи:
NH4’ + ОН = NHj'P + Н2О (отгонка NH- при кипячении)
Выделившийся аммиак отгоняют в сосуд, содержащий •
известный объем стандартного раствора кислоты, где происходит peai
2NHj + H2SO4 u3q (NH4)2SO4 + H2SO4 остаток
AaNIH 1/1
I Ini i. ншнмодействия аммиака с кислотой остаток кислоты
|||||||||||||||Ы1П1 . шндартным раствором NaOH:
11 остаток + 2NaOH —»Na2SO4 + 2Н?0
/we(H2SO4) = l/2;/,Ke(NaOH) = 1/1
| l»>ia pm 'iri ii rin метода обратного титрования:
н( l/l N) = «(1/1NH3) = w(l/2H2SO4) - «(1/1 NaOH)
Hun iMiii, формулой (1), выразим количество молей эквивалента
|ьр><| и ин i тыс из условия задачи характеристики. Количество молей
1| йшы и и hi N через массу m(N), а количество молей эквивалента H2SO4 и
Hut HI J. pi i пиры соответствующих растворов TlfHjSO^ и 7(NaOH):
/n(N)_ = TTH2SO4) -K(H2SO4) _ T(NaOH) K(NaOH)
’ Af7i/1N>_ A/O/2H2SO4> ’ M( 1/1 NaOH)
Mun n i ю га, определяемая в ходе анализа:
Р'( I12SO4)-K(H2SO4) _ 7-(NaOH)K(NaOH) ] . =
> ' M(l/2H2SO4) M(l/lNaOH) J
/0,003650-50 0,0040-го5) , .
= ----------------------- 14 = 0,02414 г
49 40 )
Mik с а навески при массовой доле азота 10%:
.,00%. . "W-l” . = 0.24,4 г
т 10
6. Расчетно-графическая работа
6.1. Задание на выполнение расчетно-графической работы
1. Рассчитать теоретическую кривую титрования протолит
соответствии с вариантом. Возможен один из четырех случаев:
- титрование сильной кислоты сильным основанием;
- титрование сильного основания сильной кислотой;
- титрование слабой кислоты сильным основанием;
- титрование слабого основания сильной кислотой.
2. Вычертить рассчитанную кривую титрования в координатах:
расход титранта ^(титранта).
3. Подобрать 2 индикатора, наиболее подходящие для устанот
конечной точки титрования.
4. Рассчитать индикаторную погрешность для выбранных индика'
Правила оформления. Расчетно-графическая работа
выполняется на отдельных листах формата А4 и в ней д<
содержаться следующие разделы:
- Расчетная часть должна содержать формулы и численные pi
для каждой из расчетных точек кривой титрования: до начала титре}
этап до точки эквивалентности (ТЭ) (точки, соответствующие 50,
00.9 процентам оттитровывания), в ТЭ и этап после ТЭ (
соответствующие 100,1, 101 и 150 процентам оттитровывания) и
индикаторных погрешностей для выбранных индикаторов.
- Графическая часть должна включать график теоретической |
титрования, который необходимо выполненить на миллиметровой (
На графике должны быть указаны все расчетные точки:
эквивалентности (ТЭ), точки начала и конца скачка, интервалы изме:
73
Нын и in ц ..бранных индикаторов и рТ двух выбранных индикаторов.
|)1НН1>1> и li ipn ни компьютерного оформления.
( инсок рекомендуемой литературы
При । |ii.i расчетов теоретических кривых титрования сильных и
,кпп । 1411рон|1он раствором сильного электролита и характеристики
ци ituini in ионных индикаторов приведены в следующих изданиях:
I Hi ipitini О.М. Аналитическая химия. Химические методы анализа /
uni pi а (> М. Петрухина. -М.: Химия, 1992. -С. 209-217.
I |р‘'и-ни II.Я. Введение в химические методы анализа: Метод кислот-
нн hi ионною 1итрования: учеб.пособие/ И.Я. Гурецкий, Л.Б. Кузнецова,
10 (Нанесян. -М.: МХТИ им. Д.И. Менделеева, 1981. -С. 29-36
I |||н11нч»п X.II. Основы аналитической химии. Кн. 2 / А.П. Крешков.
М химия, 1976. -С. 95-99, 120-127.
I hpi.r 10.10. Справочник по аналитической химии / Ю.Ю. Лурье.
М Химия. 1989. —190 с.
0.2. Выполнение расчетно-графической работы
llnpir.ini 1. Титрование раствора сильной кислоты раствором
сильного основания
(uthmue. Рассчитать и построить кривую титрования 10 мл 0.1 М
1«>н iiuip.i I ICT. Гитрант: раствор NaOH 0,1 М.
Пояснения. Кривую титрования строят по расчетным точкам.
I ii'ii nii.ie ।очки должны соответствовать следующим этапам титрования:
I 1(ачальная точка
12, ()бласть до точки эквивалентности
1 I очка эквивалентности (ТЭ)
I ()блас । ь после точки эквивалентности
74
Расчеты приводят в виде таблицы.
Табли:
Расчет кривой титрования 10 мл 0,1 М раствора НО
0,1 М раствором NaOH
Этап титрования Оттитровано, кислоты, % Объем добавленного титранта, мл Общий объем смеси в колбе для титрования, MIL _ .. . Состав раствора Расчетная формула
1 2 3 4 5 6
1 0 0 10 НС1 [Нт]=с(НС1)=0,1 M
2 50 5 15 пен NaCl С’(' НС1) И(НС1) - C(' NaOH) К(NaOH) [H+l=— 1— = 1 H(HCl) + К (NaOH) 0.1-10-0,1-5 = — = 0,033 M 10 + 5
99,0 9.00 19.90 НС1+ NaCl t 0,1-10-0.1-9,90 _4 [H ]= = - - — = 5,025 10 M 10 + 9,90
99,9 9.99 19,99 НС1+ NaCl _ 0,1-10-0,1-9,99 ,_5 [H ]== — — = 5.002 10 5 M 10 + 9,99
3 100 10 20 NaCl [H+] = 7^" = V10“14 =10’7M
4 Избыток титранта 0,1 % 10.01 20.01 NaCl+ NaOH C(' NaOH) 7(NaOH) - C(-HC1) P(HC1)
P(HC1) + Г (NaOH) + &W гн ] =—У— [OH-] . = 0,l_l0,0J_- 0,1 10 = .!0-5 M 10+10,01 10-14 [H’] = - = 2,001- I0-10 M 4,997-10 5
75
Окончание табл. 6.1
Выбор индикатора
I biiu ii 'пня. Правило выбора индикатора:
ишсрвал изменения окраски индикатора должен находиться в
п||> и iii- скачка титрования или частично перекрываться с ним;
1>1 индикатора должен быть как можно ближе к точке
a-iiiiiiii ц'н । пости и находиться в пределах скачка титрования.
Учитывая правило‘выбора индикатора, выбираем 2 индикатора из
пи 11 приведенных в таблице или из справочной литературы (Лурье Ю.Ю.
I ирнночпик по аналитической химии / Ю.Ю. Лурье —М.: Химия, 1989.
Pili )
76
Табли:
Некоторые кислотно-основные индикаторы
Индикатор Интервал изменения окраски, АрН Показатель | титрования, рТ
Метиловый оранжевый 3,1-4,4 4,0
Метиловый красный 4,4 - 6,2 5,5
Метиловый желтый 2,4-4,0 3,0
Фенолфталеин 8,2-9,8 9,0
Тимолфталеин 9,3-10,5 9,6
Феноловый красный 6,4-8,2 7,5
Тимоловый синий 8,0-9,6 9,2
Бромтимоловый синий 6,0 - 7,6 7,0
Бромкрезоловый зеленый 3,9-5,4 4,5
Бромкрезоловый пурпурный 5,2-6,8 6,0
Выбираем 2 индикатора: бромтимоловый синий (рТ=7,3) и
бромкрезоловый пурпурный (рТ=6,0)
Расчет индикаторных погрешностей
При недотитровывании (рТ < рНп) формула для расчета индию
ной погрешности (А инд, %):
с(НС1)И(НС1)
где HNaOH)Tj объем титранта, прибавленный от начала титрова!
точки эквивалентности.
77
I ||iii ii. ।и ппровывании (pT > pHi?) формула для расчета индикатор-
lUill nni|»-iiiiiiii in ( \////<),%):
X... %J0-",-pTHr(HCI)^(NaOH)E].|()0
c(HCl)K(HCl)
I1 и ।'in i.icm индикаторные погрешности для выбранных
IHi-tlllMl lllpllll
< прим । ими ювый синий (рТ=7,3 > рНгэ):
\ инд. % =
10-(14-рт;, [7(НС1) + V(NaOH)ra ]
с(НС1)К(НС1)
10-(14-7,з) ,(10 + 10)
0,1-10
•100 = Ю’4%
• Прнмкрезоловый пурпурный (рТ=6,0 < рНо):
А инд, % =
10-^.[K(HCl) + K(NaQH)T3] _} QQ
с(НС1)Г(НС1)
= -10 ь’°/ (]_0_+А0). 100 = -2 • 10-3%
0,1-10
Кривая титрования
Пищ нения. Рассчитанную кривую титрования вычерчивают на
цн । н1М<чроной бумаге (возможен вариант компьютерного оформления) в
ннр iiiiiiiiiix pH = /[P(NaOH)] (рис.1). На графике должны быть указаны
(»1'|пь пирования, точка эквивалентности (ТЭ), линия нейтральности,
in ।> I но пн перехода окраски двух индикаторов и значения показателей
||||рчЦ|111НЯ для них (рТ).
78
Рис. 1. Теоретическая кривая титрования 10 мл 0,1 М рас i вор
0,1 М раствором NaOH
। 2. I и । ровапие раствора сильного основания раствором
сильной кислоты
Рассчитать и построить кривую титрования 10 мл 0,1 М
|1« tHn|i!i Nn< ИI I и । рант: раствор НС1 0,1 М.
I ||<и< и. ним Кривую титрования строят по расчетным точкам.
ihiii.b Н1ЧКИ полжны соответствовать следующим этапам титрования:
I I 1нч iiii.ii.im точка
1 (iii'iin 11. до точки эквивалентности
I lii'ii,и ж ни валентности (ТЭ)
I I >н । и и. после точки эквивалентности
I'O'f. । iipiiiiii он в виде таблицы:
Таблица 6.3
|’ц чет кривой титрования 10 мл 0,1 М раствора NaOH
80
Окончание табл.(
I 2 3 4 5 6
2 50 5 15 NaOH+ NaCl [OH-]= c(l/lNaOH)H(NaOH) - С(ЫНС1)И(НС1) _ F(HC1) + И (NaOH) 0,1 10-0,1-5 = — 1 = 0.033 M 10 + 5 [H+] = К-У- = —— = 3.03 • 10-13 M [OH ] 0-033 i
2 99,0 9.90 19,90 NaOH-ь NaCl , 0,1 10 - 0,1 • 9,90 _d [OH = — — = 5.025 • 10 M 10 + 9.90 -14 . Kw 10 _i । [H] =—2-- — = 2,00-10 [OH ] 5,025-10 ~4 i«
2 99.9 9.99 19.99 NaOH+ NaCl 0.1-10-0.1-9,99 [OH’l = - —— = 5,002 -10 • M 10 + 9.99 |3-Г]= — = —— = 2,00 • 10-10 M [OH-] 5,002 -io-5 9
3 100 10 20 NaCl [OHTJ^H*] = 7^)7 = V10-14 = 1 о-7 M
4 Избыток титранта 0,1% 10.01 20.01 NaCl+ HC1 [H+]= C(VIHCl) H(HCI) - C(l/lNaOH) Г(NaOH) H(HC1) + H(NaOH) [H+]=°- = 4(997 •1 °”5 M 4,
Избыток титранта 1% 10.1 20.10 NaCP ИС1 [и+]= o’i'}o;°fo,?o U)=4(975 10"4м 3,
Избыток титранта 50% 15 25 NaCl NaOH fit] = = 2,0 10- 2M 1,
81
Выбор индикатора
11оясиения. Правило выбора индикатора:
ншервал изменения окраски индикатора должен находиться в
iipi ui'iiux скачка титрования или частично перекрывать его;
р Г индикатора должен быть как можно ближе к точке
и пинппентности и находиться в пределах скачка титрования.
Учитывая правило выбора индикатора, выбираем 2 индикатора из
in in приведенных в таблице или из справочной литературы (Лурье Ю.Ю.
I ирииочпик по аналитической химии/Ю.Ю. Лурье. -М.: Химия, 1989.
|'И1 с.).
Таблица 6.4
Некоторые кислотно-основные индикаторы
Название Интервал перехода окраски, АрН Показатель титрования, рТ
М i иловый оранжевой 3,1-4,4 4,0
М<'। иловый красный 4,4-6,2 5,5
Mei иловый желтый 2,4 -4,0 3,0
Фенолфталеин 8,2 - 9,8 9,0
1 нмолфталеин 9,3-10,5 9,6
Феноловый красный 6,4 - 8,2 7,5
1 имоловый синий 8,0 - 9,6 9,2
|>р<»М1ИМ0ЛОВЫЙ синий 6,0 - 7,6 7,0
Ьромкрсзоловый зеленый 3,9-5,4 4,5
ь ро м к резол о вый пур пур ный 5,2-6,8 6,0
82
Выбираем 2 индикатора: бромтимоловый синий (рТ-7,3)
бромкрезоловый пурпурный (рТ=6,0).
Расчет индикаторных погрешностей
При недотитровывании (рТ > рНтэ) формула для расчета
индикаторной погрешности (Д инд, %):
|0-11-'-^.(r(N.qH)tF(HCiw 10
c(NaOH) K(NaOH)
где И(НСРп - объем титранта, прибавленный от начала титрования
точки эквивалентности.
При перетитровы вании (рТ < pHrj) формула для расчета
индикаторной погрешности (Д инд. %):
Д инд, % - ! 00
сЛЧаОН) K(NaOH)
Рассчитываем погрешности для выбранных индикаторов:
бромтимоловый синий (рТ=7,3 > рНп):
д ,„л % . 100 _
c(NaOH) • K(NaOH)
io^.lllta1Oo = _1o-4%
0,1-10
бромкрезоловый пурпурный (рТ=6,0 < рНгэ):
_ ^.^(ЖОННУРС!)^. 1(Ю _
c(NaOH)-P(NaOH)
= io^(imo2.loo = 2.lo-3%
0,1-10
83
Кривая титрования
11ояснения: Рассчитанную кривую титрования вычерчивают на
миллиметровой бумаге (возможен вариант компьютерного оформления) в
координатах pH -ь/[1-’(НС1)]. На графике должны быть обозначены: скачок
in ।роиания. точка эквивалентности (ТЭ), линия нейтральности, интервалы
и 1мепения окраски двух индикаторов и значения показателей титрования
। in них (рТ).
Рис. 2 . Теоретическая кривая титрования 10 мл 0,1 М раствора NaOH
0,1 М раствором НС1
84
Вариант?. Титрование раствора слабой кисло!ы раствором сильн'
основания
Задание. Рассчитать и построить кривую титрования 10 мл 0,1
раствора CHjCOOH (Ка= 1,74-10 5). Титрант: раствор NaOH 0,1 М.
Пояснения: Кривую титрования строят по расчетным точк
Расчетные точки должны соответствовать следующим этапам титровани
1. Начальная точка
2. Область до точки эквивалентности
3. Точка эквивалентности (ТЭ)
4. Область после точки эквивалентности
Расчет приводят в виде таблицы:
Таблица
Расчет кривой титрования 10 мл 0.1 М раствора CHjCOOH
0,1 М раствором NaOH
сн,соон
Г
с
2
s
я
сЗ
S
а
S
Расчетная формула
[Н+] = у[ка • с(1/1СН3СООН) =
6
5 -0,1 =1,32-10 3 М
85
Продолжение табл. 6.5
Кб
(Жончание табл. 6.5
1 2 3 4 5 ()
4 Избток титранта 0.1 % 10.01 20,01 сн,сооп т NaOH [OH ] = NalMi)K(NuOII) i-(' ( II.< OOH)I'(CH.COOH) __ 1 1 1 3 И(С1Ц( OOH) 1- HN.iO!!) = MOI-J),|.10=4W 1() 5M 10 4 10,01 4. Am/ [H]=- w- - ton"] 10"14 [+Г] = = 2.001101 ° M 4,997-10 5
Избток титранта 1 % 10.1 20.10 CH,COON а+ NaOH [ОНП- = ojjoaioio2i_io= 0--4M 10+10,10 10‘14 [H’] = - = 2,010-10 llM 4,975-10"4
Избток титран- та 50% 15 25 CH,COON a+ NaOH [OH-] = = 2 • 10" 2 M L 1 10 + 15 10"14 -is [H> 7 = 5-10 M 2-IO"2
7
9,7
ю,1
Выбор индикатора
Пояснения. Правило выбора индикатора:
- интервал перехода окраски индикатора должен находиться
пределах скачка титрования или частично перекрываться с ним;
- рТ индикатора должен быть как можно ближе к то1
эквивалентности и находиться в пределах скачка титрования.
Учитывая правило выбора индикатора выбираем 2 индикатора из
числа приведенных в табл. 6.6 или из справочной литературы (Лурье Ю.Ю.
Справочник по аналитической химии. Ю.Ю. Лурье—М.: Химия, 1989.
-190 с.).
Таблица 6.6
Некоторые кислотно-основные индикаторы
Название Интервал перехода окраски, АрН Показатель титрования, рТ
Метиловый оранжевый 3,1-4,4 4,0
Метиловый красный 4,4-6,2 5,5
Метиловый желтый 2,4 - 4,0 3,0
Фенолфталеин 8,2-9,8 9,0
Тимолфталеин 9,3-10,5 9,6
Феноловый красный 6,4 - 8,2 7,5
1 имоловый синий 8,0-9,6 9,2 .
Ьромтимоловый синий 6,0 - 7,6 7,0
Ьромкрезоловый зеленый' 3,9-5,4 4,5
Иромкрезоловый пурпурный 5,2 - 6,8 6,0
Выбираем 2 индикатора: фенолфталеин (рТ=9,0) и тимоловый синий
Расчет индикаторных погрешностей
11|>и педотитровывании (рТ <рНгэ) формула для расчета
ни iiik.ilopnoii погрешности (Аинд,%):
88
10 рГ
А инд,% =-----------100,
Ка + \0~р1
где Ки — константа кислотности
При перетитровывании (рТ > pH о) формула для расчета
индикаторной погрешности (Аинд,%):
л 10-(14-/’7)-[H(CH3COOH) + P(NaOH)n]
А инд ,% =-----_____________;; ,Г------1 >
е(1/1СН3СООН)И(СН3СООН)
где K(NaOH)i .> - объем титранта, прибавленный от начала титрования
точки эквивалентности.
Рассчитываем индикаторные погрешности для выбранных
индикаторов:
- фенолфталеин (рТ=9,0>рНп):
1д 0/ = 1(Г(14~/,П[К(СН3СООН) + H(NaOH)73] _
ЛИ"' ’ ° <?(1/1СН3СООН)К(СН3СООН)
1O"(I4“9’Q)(1O + W)
= 12-----LILLI 122100% = 0.02?/о
0,1-10
- тимоловый синий (рТ=9,2 > рН-п):
; Н() о/о _1О'(14~рП[И(СН3СООН) + K(NaOH)ra] =
с(1/1СН3СООН)И(СН3СООН)
[ «-(14-9,2) ,|q
=12-------оо%=о,оз%
0,1-10
Кривая титрования
Пояснения. Рассчитанную кривую титрования вычерчивают
миллиметровой бумаге (возможен вариант компьютерного оформлени
координатах pH = f[P(NaOH)]. На графике должны быть указаны: ска
титрования, точка эквивалентности (ТЭ), линия нейтральности, интерн
89
перехода окраски двух индикаторов и значения показателей титрования для
них (рТ).
Рис. 3. Теоретическая кривая титрования 10 мл 0,1 М раствора
СНзСООН 0,1 М раствором NaOH
90
Вариант 4. Титрование раствора слабого основания раствором
сильной кислоты
Задание. Рассчитать и построить кривую титрования 10 мл 0,1М
раствора NH4OH (Kh=1,76-10'5). Титрант: раствор НС1. 0,1М,
Пояснения. Кривую титрования строят по расчетным точкам.
Расчетные точки должны соответствовать следующим этапам титрования:
Начальная точка
2. Область до точки эквивалентности
3. Точка эквивалентности (ТЭ)
4. Область после точки эквивалентности
Расчет приводят в виде таблицы:
Таблица 6.7
Расчет кривой титрования 10 мл 0,1 М раствора NH4OH
0,1 М раствором НО
Расчетная формула
10 14
--------= 7,5 10
[ОН ] 1,33-10 3
К W
а
ю
О
NH4OH
[ОН’] = ^КЬ С(1/ 1NH4OH) =
71,76-10 5 -0,1 = 1.33-10 3М
[Н>
91
Продолжение табл. 6.7
1 2 3 4 5 6 7
2 50 5 15 nh4oh NH4C1 [ОН’] = с(1/1НС1) FfHCl) [c(1/1NH4OH) K(NH4OH) - с(1 / 1НС1) И(НС1)] — 1,76-10~5 <0,1-10-0,1-5> [ОН 0,1-5 = 1,76-10-5 М [Н+1= Кцг 10 _1Л = —— = ? = 5,68 10 И М [ОН ] 1,76 • 10 5 9,2
2 99.0 9.90 19,90 NH4OH+ NH4C1 1.76-10”5 • <0,1 10-0,1-9,9J [Un 1 ОЛ-9,9 = 1,77-10”7М [Н*]=ЛЕ_ = —— - 5 65.10-8 м [ОН ] 1.77-10 ' 7,3
) 99,9 9.99 19.99 NH4OH+ NH4C1 , 1,76 10-5 • (0.1 -10- 0,1 • 9,99) [ОН 1 — 0,1-9,99 = 1,76-10-8 М [Н+]== = -12-^— = 5.68 -10-7М [ОН”] 1,76-10”8 6,3
92
100
10
20
nh4ci
Окончание табл. 6.7
+ _ IXy c(1/1NII4OH) KNH4OH)
Kb (Г(КН4ОН) + ИНС1))
5,3
4
5
6
7
[Н>
'О-'4 О.'-’»--5.331О-«М
1,76-Ю-5 -(10 + 10)
3
4
10,01
20,01
NH4CI +
НС1
[Н>
С(1/1НС1)И(НС1) -с(1, INH4OH)»'(NH4OH)
И(НС1) + K(NH4OH)
[H>^O_1^LL2 = 5-1O-5M
10 + 10,01
10.1
20.10
NH,C1
НС1
[Н > = 4,98 • 10-4 М
10 + 10,1
4,3
3,3
2
в
₽•
-
15
25
NH4C1 +
НС1
[Н*] = = 2,00 • 10" 2 М
1.7
и
Z
ю
«I
2 В
р
Выбор индикатора
Пояснения. Правило выбора индикатора:
- интервал изменения окраски индикатора должен находиться
пределах скачка титрования или частично перекрываться с ним;
- рТ индикатора должен находиться как можно ближе к точ
эквивалентности и находиться в пределах скачка титрования.
93
Учитывая правило выбора индикатора, выбираем 2 индикатора из
числа приведенных в таблице или из справочной литературы (Лурье Ю.Ю.
Справочник по аналитической химии / Ю.Ю. Лурье. -М.: Химия, 1989.
-190 с.).
Таблица 6.8
Некоторые кислотно-основные индикаторы
Индикатор Интервал изменения окраски, АрИ Показатель титрования, рТ
Метиловый оранжевый 3,1- 4,4 4,0
Метиловый красный 4,4 - 6,2 5,5
Метиловый желтый 2,4 - 4,0 3,0
Фенолфталеин 8,2 - 9,8 9,0
Тимолфталеин 9,3-10,5 9,6
Феноловый красный 6,4-8,2 7,5
Тимоловый синий 8,0 - 9,6 9,2.
Ьромтимоловый СИНИЙ й 6,0-7,6 7,0
Ьромкрезоловый зеленый 3,9-5,4 4,5
Ьромкрезоловый пурпурный 5,2-6,8 6,0
Выбираем 2 индикатора: метиловый красный (рТ=5,5) и
ьромкрезоловый зеленый (рТ=4,5)
Расчет индикаторных погрешностей
При нс до । итровывании (рТ > рНю) формула для расчета
iiii iiiic.nopiioii hoiрешности (Амид,%):
44
(14-рт;
А инд, % =--------——-г -100,
^+10-(u-pD
где Kh — константа основности
При перетитровывании (рТ < pH п) формула для расчета
индикаторной погрешности (А инд,%):
м %=nrfT;[K(NH4OH)tK(HCl).^.10
c(1/1NH4OH)-K(NH4OH)
где И(НС1)то - объем титранта, прибавленный от начала титрования до
точки эквивалентности
Рассчитываем индикаторные погрешности для выбранных
индикаторов:
- метиловый красный (рТ=5,5 > рНп):
1п-(14-рТ) ,0-(14-5,5)
А инд. % =--------—-=г 100 =---------~-100 = -0,02%
К6+10~(14-РТ) 1,76-10~5+10-(,4-5-5)
- бромкрезоловый зеленый (рТ=4,5 < рНтэ):
♦
м gL»:pT [V(NH4OH)+V(HC1W. 100=10^ (1CU10). 100.0.
c(I/1NH4OH)-HNH4OH) 0,1-10
Кривая титрования
Пояснения. Рассчитанную кривую титрования вычерчивают на
миллиметровой бумаге (возможен вариант компьютерного оформления) d
координатах pH = f[P(HCl)]. На графике должны быть обозначены: скачок
95
титрования, точка эквивалентности (ТЭ), линия нейтральности, интервалы
перехода окраски двух индикаторов и значения показателей титрования
для них (рТ).
Гис. 4. Теоретическая кривая титрования 10 мл 0,1 М раствора NH4CI
0,1 М раствором НС1
ПРИЛОЖЕНИЕ
Маршрчз ный лисгг
200 /200 уч. гол Фамилия. И.О. Гриша
№ [ Занятия Дата № работы Название работы Подпись преподавателя Оценка
Дата Выдать задачу 1ата Сдано
—
i '
Название контрольной точки Оценка
Контрольная работа №1 "Качественный анализ” !
Контрольная работа №2 "Кислотно-основное титрованием
Расчет но-графическая работа
Зачетный коллоквиум 1
Зачет У )