Вирішення задач по аналітичній хімії

специфічний запах хлороводню.

Характерна реакція на фосфат-іон:

Na₂HPO₄+12(NH₄)₂MoO₄+23HNO₃↔(NH₄)₃[P(Mo₃O₁₀)₄]↓+2NaNO₃+21NH₄NO₃+12H₂O

Умови: азотнокисле середовище, присутність нітрату амонію. Зовнішній ефект – жовтий осад фосфорнододекамолібдату амонію. Реакція йде швидше при нагріванні.

Характерні реакції на нітрит-іон:

NaNO₂ + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₂

3HNO₂ → HNO₃ + 2NO↑ + H₂O

2NO + O₂(повітря) → 2NO₂↑

Реакцію вести на холоді. Зовнішній ефект – бурий газ NO₂.

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O

5NO₂‾ + 2MnO₄‾ + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5NO₃‾ + 3H₂O

Умови: сірчанокисле середовище. Зовнішній ефект: рожеве забарвлення розчину.

№ 85

Скласти молекулярні та іонні рівняння основних реакцій визначення аніонів I^–, SO₄^2–, NO₃‾ Навести умови їх виконання та зовнішній ефект, який супроводжує перебіг даних реакцій

Характерні реакції на йодид-іон:

2NaI + Cl₂ → I₂ + 2NaCl

2I‾ + Cl₂ → I₂ + 2Cl‾

Вільний йод, що виділяється, можна виявити за допомогою крохмалю (синє забарвлення) або бензолу (червоно-фіолетове забарвлення).

2KI + 2HNO₂ + H₂SO₄ → I₂ + 2NO↑ + K₂SO₄ + 2H₂O

2I‾ + 2NO₂‾ + 4H⁺ → I₂ + 2NO↑ + 2H₂O

Умови: кисле середовище. Зовнішній ефект – синє забарвлення розчину в присутності йодид-іонів.

Характерна реакція на сульфат-іон:

Na₂SO₄ + BaCl₂ ↔ BaSO₄↓ + 2NaCl

SO₄^2– + Ba²⁺ ↔ BaSO₄↓

Умови: додавання кількох крапель 2н розчину HNO₃ перед вливанням розчину хлориду барію. Зовнішній ефект: білий кристалічний осад сульфату барію.

Характерна реакція на нітрат-іон:

2KNO₃ + 3Cu + 4H₂SO₄ → 3CuSO₄ + 2NO↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

2NO₃‾ + 3Cu + 8H⁺ → 3Cu²⁺ + 2NO↑ + 4H₂O

2NO + O₂(повітря) → 2NO₂↑

Умови: сірчанокисле середовище. Зовнішній ефект – бурий газ NO₂.

№ 86

Скласти молекулярні та іонні рівняння основних реакцій визначення аніонів NO₃‾ , NO₂‾ , PO₄^3–. Навести умови їх виконання та зовнішній ефект, який супроводжує перебіг даних реакцій

Характерна реакція на нітрат-іон:

2KNO₃ + 3Cu + 4H₂SO₄ → 3CuSO₄ + 2NO↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

2NO₃‾ + 3Cu + 8H⁺ → 3Cu²⁺ + 2NO↑ + 4H₂O

2NO + O₂(повітря) → 2NO₂↑

Умови: сірчанокисле середовище. Зовнішній ефект – бурий газ NO₂.

Характерні реакції на нітрит-іон:

NaNO₂ + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₂

3HNO₂ → HNO₃ + 2NO↑ + H₂O

2NO + O₂(повітря) → 2NO₂↑

Реакцію вести на холоді. Зовнішній ефект – бурий газ NO₂.

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O

5NO₂‾ + 2MnO₄‾ + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5NO₃‾ + 3H₂O

Умови: сірчанокисле середовище. Зовнішній ефект: рожеве забарвлення розчину.

Характерна реакція на фосфат-іон:

Na₂HPO₄+12(NH₄)₂MoO₄+23HNO₃↔(NH₄)₃[P(Mo₃O₁₀)₄]↓+2NaNO₃+21NH₄NO₃+12H₂O

Умови: азотнокисле середовище, присутність нітрату амонію. Зовнішній ефект – жовтий осад фосфорнододекамолібдату амонію. Реакція йде швидше при нагріванні.

№ 87

Скласти молекулярні та іонні рівняння основних реакцій визначення аніонів PO₄^3–, Cl‾ , CO₃^2–. Навести умови їх виконання та зовнішній ефект, який супроводжує перебіг даних реакцій

Характерна реакція на фосфат-іон:

Na₂HPO₄+12(NH₄)₂MoO₄+23HNO₃↔(NH₄)₃[P(Mo₃O₁₀)₄]↓+2NaNO₃+21NH₄NO₃+12H₂O

Умови: азотнокисле середовище, присутність нітрату амонію. Зовнішній ефект – жовтий осад фосфорнододекамолібдату амонію. Реакція йде швидше при нагріванні.

Визначення хлорид-іону за допомогою групового реактиву:

KCl + AgNO₃ ↔ AgCl↓ + KNO₃

Cl‾ + Ag⁺ ↔ AgCl↓

Умови: азотнокисле середовище. Зовнішній ефект – білий сирнистий осад хлориду срібла.

Характерна реакція на хлорид-іон:

NaCl + H₂SO₄(конц.) ↔ NaHSO₄ + HCl↑

Умова: нагрівання. Зовнішній ефект – специфічний запах хлороводню.

Характерна реакція на карбонат-іон:

Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂CO₃

↕

CO₂↑ + H₂O

CO₂ + Ba(OH₂) ↔ BaCO₃↓ + H₂O

Зовнішній ефект – помутніння баритової води (випадає білий осад карбонату барію).

№ 88

Скласти молекулярні та іонні рівняння основних реакцій визначення аніонів I^–, CO₃^2–, NO₃‾. Навести умови їх виконання та зовнішній ефект, який супроводжує перебіг даних реакцій

Характерні реакції на йодид-іон:

2NaI + Cl₂ → I₂ + 2NaCl

2I‾ + Cl₂ → I₂ + 2Cl‾

Вільний йод, що виділяється, можна виявити за допомогою бензолу (червоно-фіолетове забарвлення) або крохмалю (синє забарвлення).

2KI+ 2HNO₂ + H₂SO₄ → I₂ + 2NO↑ + K₂SO₄ + 2H₂O

2I‾ + 2NO₂‾ + 4H⁺ → I₂ + 2NO↑ + 2H₂O

Умови: кисле середовище. Зовнішній ефект – синє забарвлення розчину в присутності йодид-іонів.

Характерна реакція на карбонат-іон:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂CO₃

↕

CO₂↑ + H₂O

CO₂ + Ba(OH)₂ ↔ BaCO₃↓ + H₂O

Зовнішній ефект – помутніння баритової води (випадає білий осад карбонату барію).

Характерна реакція на нітрат-іон:

2KNO₃ + 3Cu + 4H₂SO₄ → 3CuSO₄ + 2NO↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

2NO₃‾ + 3Cu + 8H⁺ → 3Cu²⁺ + 2NO↑ + 4H₂O

2NO + O₂(повітря) → 2NO₂↑

Умови: сірчанокисле середовище. Зовнішній ефект – бурий газ NO₂.

№ 89

Скласти молекулярні та іонні рівняння основних реакцій визначення аніонів NO₃‾ , I^–, SO₄^2–. Навести умови їх виконання та зовнішній ефект, який супроводжує перебіг даних реакцій

Характерна реакція на нітрат-іон:

2KNO₃ + 3Cu + 4H₂SO₄ → 3CuSO₄ + 2NO↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

2NO₃‾ + 3Cu + 8H⁺ → 3Cu²⁺ + 2NO↑ + 4H₂O

2NO + O₂(повітря) → 2NO₂↑

Умови: сірчанокисле середовище. Зовнішній ефект – бурий газ NO₂.

Характерні реакції на йодид-іон:

2NaI + Cl₂ → I₂ + 2NaCl

2I‾ + Cl₂ → I₂ + 2Cl‾

Вільний йод, що виділяється, можна виявити за допомогою крохмалю (синє забарвлення) або органічного розчинника (червоно-фіолетове забарвлення).

2KI + 2HNO₂ + H₂SO₄ → I₂ + 2NO↑ + K₂SO₄ + 2H₂O

2I‾ + 2NO₂‾ + 4H⁺ → I₂ + 2NO↑ + 2H₂O

Умови: кисле середовище. Зовнішній ефект – синє забарвлення розчину в присутності йодид-іонів.

Характерна реакція на сульфат-іон:

Na₂SO₄ + BaCl₂ ↔ BaSO₄↓+ 2NaCl

SO₄^2– + Ba²⁺ ↔ BaSO₄↓

Умови: додавання кількох крапель 2н розчину HNO₃ перед вливанням розчину хлориду барію. Зовнішній ефект: білий кристалічний осад сульфату барію.

№ 90

Скласти молекулярні та іонні рівняння основних реакцій визначення аніонів NO₂‾ , PO₄^3–, Cl‾. Навести умови їх виконання та зовнішній ефект, який супроводжує перебіг даних реакцій

Характерні реакції на нітрит-іон:

NaNO₂ + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₂

3HNO₂ → HNO₃ + 2NO↑ + H₂O

2NO + O₂(повітря) → 2NO₂↑

Реакцію вести на холоді. Зовнішній ефект – бурий газ NO₂.

2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O

5NO₂‾ + 2MnO₄‾ + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5NO₃‾ + 3H₂O

Умови: сірчанокисле середовище. Зовнішній ефект: рожеве забарвлення розчину.

Характерна реакція на фосфат-іон:

Na₂HPO₄+12(NH₄)₂MoO₄+23HNO₃↔(NH₄)₃[P(Mo₃O₁₀)₄]↓+2NaNO₃+21NH₄NO₃+12H₂O

Умови: азотнокисле середовище, присутність нітрату амонію. Зовнішній ефект – жовтий осад фосфорнододекамолібдату амонію. Реакція йде швидше при нагріванні.

Визначення хлорид-іону за допомогою групового реактиву:

KCl + AgNO₃ ↔ AgCl↓ + KNO₃

Cl‾ + Ag⁺ ↔ AgCl↓

Умови: азотнокисле середовище. Зовнішній ефект – білий сирнистий осад хлориду срібла.

Характерна реакція на хлорид-іон:

NaCl + H₂SO₄(конц.) ↔ NaHSO₄ + HCl↑

Умови: концентрована сірчана кислота, нагрівання. Зовнішній ефект – специфічний запах хлороводню.

№ 91-92

Який аніон відкривають за допомогою магнезіальної суміші? Написати рівняння реакції. При визначенні якого катіону утворюється такий самий осад? Який ще реагент використовують для відкриття цього аніону?

Це аніон PO₄^3– :

HPO₄^2– + Mg²⁺ + NH₄OH ↔ MgNH₄PO₄↓ + H₂O

Такий самий білий кристалічний осад отримаємо при визначенні катіона Mg²⁺.

Ще для відкриття фосфат-іона використовують молібденову рідину:

Na₂HPO₄+12(NH₄)₂MoO₄+23HNO₃↔(NH₄)₃[P(Mo₃O₁₀)₄]↓+2NaNO₃+21NH₄NO₃+12H₂O

№ 93-94

Для відкриття якого з аніонів застосовують молібденову рідину? Написати рівняння реакції. Навести 5 об’єктів сільськогосподарського призначення, які містять цей аніон

Це аніон PO₄^3– :

Na₂HPO₄+12(NH₄)₂MoO₄+23HNO₃↔(NH₄)₃[P(Mo₃O₁₀)₄]↓+2NaNO₃+21NH₄NO₃+12H₂O

5 об’єктів сільськогосподарського призначення, які містять даний аніон: простий суперфосфат, подвійний суперфосфат, амофос, диамофос, преципітат.

№ 95

Чи можна задля відкриття йодид-іону за допомогою хлорної води замість бензолу використати крохмаль? Яка функція бензолу в цій реакції? Як ще можна відкрити аніон І^– ? Написати відповідні рівняння реакцій

Реакція відкриття йодид-іону за допомогою хлорної води наступна:

2КІ + Cl₂ → 2КCl + I₂

Органічні розчинники, зокрема бензол, екстрагують вільний йод, забарвлюючись у червоно-фіолетовий колір.

Вільний йод також можна виявити крохмалем, який у присутності йоду синіє.

Крім цього, йодид-іон можна виявити так:

1. KI + AgNO₃ ↔ AgI↓ + KNO₃

2. 2KI + 3H₂SO₄ → 2KHSO₄ + I₂ + SO₂↑ + 2H₂O

3. 4I^– + 2Cu²⁺ ↔ Cu₂I₂ + I₂

4. 2I^– + Pb²⁺ → PbI₂

5. 2I^– + 2NO₂‾ + 4H⁺ → 2NO↑ + I₂ + 2H₂O

6. 10I^– + 2MnO₄‾ + 16H⁺ → 2Mn²⁺ + 5I₂ + 8H₂O

№ 96-97

Який аніон ІІІ-ї аналітичної групи можна відкрити за допомогою перманганату калію в кислому середовищі? Які ще реагенти застосовуються для його відкриття? Написати відповідні рівняння реакцій

Це нітрит-іон:

5NO₂‾ + 2MnO₄‾ + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5NO₃‾ + 3H₂O

Ще нітрит-іон можна відкрити такими способами:

1. Сірчана кислота розкладає всі нітрити при звичайних умовах:

NaNO₂ + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₂

3HNO₂ → HNO₃ + 2NO↑ + H₂O

2NO + O₂(повітря) → 2NO₂↑(бурий газ)

2. За допомогою нітрату срібла:

NaNO₂ + AgNO₃ ↔ AgNO₂↓ + NaNO₃

3. Хлористий амоній взаємодіє з нітритами при кипінні суміші в розведеній оцтовій кислоті:

NO₂‾ + NH₄⁺ → N₂↑ + 2H₂O

4. Алюміній у лужному середовищі відновлює азотисту кислоту до аміаку:

NO₂‾ + 2Al + OH‾ + H₂O → 2AlO₂‾ + NH₃↑

5. Йодид калію в присутності розведеної кислоти окислюється нітритами до вільного йоду:

2NO₂‾ + 2І‾ + 4Н⁺ → I₂ + 2NO↑ + 2H₂O

№ 98-99-100

Які з аніонів І-ІІІ аналітичних груп мають важливе агробіологічне значення? За допомогою яких реагентів вони можуть бути виявлені в аналізованому об’єкті? Написати рівняння реакцій

Важливе агробіологічне значення мають: фосфат-іон PO₄^3–, сульфат-іон SO₄^2–, карбонат-іон CO₃^2–, нітрат-іон NO₃‾, хлорид-іон Cl‾ та деякі інші. Рівняння реакцій визначення цих аніонів, наприклад, в мінеральних добривах:

CaHPO₄+12(NH₄)₂MoO₄+23HNO₃↔(NH₄)₃[P(Mo₃O₁₀)₄]↓+Ca(NO₃)₂+21NH₄NO₃+12H₂O

K₂SO₄ + BaCl₂ ↔ BaSO₄↓ + 2KCl

K₂CO₃ + BaCl₂ ↔ BaCO₃↓ + 2KCl

2KNO₃ + 3Cu + 4H₂SO₄ → 3CuSO₄ + 2NO↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

KCl + H₂SO₄(конц.) ↔ KHSO₄ + HCl↑

№ 101

Навести класифікацію хімічних методів кількісного аналізу. Перерахувати основні етапи визначень цими методами

Кількісне визначення хімічними методами складається з трьох основних етапів. Перший етап – відмірювання певної кількості речовини для аналізу, для чого речовину зважують або вимірюють об’єм розчину. Другий етап – проведення реакції, внаслідок якої визначуваний компонент перетворюється в сполуку з певними хімічними та фізичними властивостями. Третій етап – вимірювання показника якоїсь фізичної властивості системи, за величиною якого роблять висновок про кількість визначуваної речовини.

Перша група методів кількісного хімічного аналізу включає методи, в основу яких покладено вимірювання показника властивості продукту реакції. До цієї групи відносять: а)ваговий аналіз; б)колориметричний аналіз.

У ваговому аналізі вимірюють вагу продукту реакції. На першому етапі відмірюють певну кількість речовини для аналізу зважуванням або вимірюванням об’єму розчину. Другий етап – за допомогою певних хімічних реактивів проводять реакцію осадження визначуваного компонента. Третій етап – відокремлення утвореного осаду від розчину і зважування осаду.

Колориметричний аналіз складається з двох стадій – утворення (руйнування) забарвленої сполуки і вимірювання інтенсивності утвореного забарвлення.

Друга група методів кількісного хімічного аналізу включає методи, в основу яких покладено вимірювання кількості реактиву, витраченого на взаємодію з визначуваним компонентом. До цієї групи належить об’ємний аналіз з його підрозділами.

За типом реакції розрізняють такі підрозділи об’ємного аналізу:

1) метод кислотно-основного титрування, в основі якого лежить реакція між іонами Н⁺ та OH^– з утворенням малодисоційовних молекул H₂O. Розчин кислоти титрують розчином основи або навпаки до точки еквівалентності, за якою обчислюють концентрацію, а значить і кількість визначуваної речовини;

2) метод осадження і комплексоутворення, основним етапом якого є переведення визначуваної речовини в осад або в комплексну сполуку;

3) метод окислення-відновлення, який налічує багато підметодів, проте суть єдина – на етапі проведення реакції змінюються ступені окислення реагуючих речовин.

Третя група методів кількісного хімічного аналізу ґрунтується на вимірюванні змін властивості самого визначуваного компонента, зумовлених зв’язуванням його реактивом у певну хімічну сполуку. До цієї групи відносять також газовий аналіз.

Прикладом є визначення кисню в повітрі. Відмірюють певний об’єм повітря і пропускають його через розчин пірогалолу, який вбирає кисень. Внаслідок вбирання кисню об’єм проби повітря зменшується. Вимірюють об’єм повітря, що залишилось після реакції. За різницею вказаних об’ємів обчислюють кількість речовини кисню у взятому об’ємі повітря, або об’ємний процентний його вміст.

№ 102

Розкрити суть гравіметричного аналізу

У гравіметричному аналізі визначуваний компонент зразка виділяють з розчину у вигляді осаду відомого хімічного складу, потім, знаючи масу отриманого осаду, обчислюють кількість даного компоненту аналізованої речовини.

№ 103

Викласти суть титрометричного аналізу

Основною операцією титрометричного аналізу є вимірювання об’єму робочого розчину, витраченого на взаємодію з розчином визначуваної речовини (об’єм розчину останньої має бути відомим).

Робочий розчин доливають до аналізованого розчину (титрують) до досягнення точки еквівалентності, тобто моменту, коли кількості двох реагуючих речовин стануть еквівалентними. Точку еквівалентності зручно встановлювати за кольоровими індикаторами.

Нормальність розчину визначуваної речовини знаходять за законом еквівалентів, а кількість речовини – з рівнянь реакцій та за допомогою відповідних розрахункових формул.

№ 104

Навести класифікацію методів титрометричного аналізу

За типом реакції розрізняють такі методи титрометричного аналізу:

1) метод нейтралізації;

2. метод осадження і комплексоутворення;

3. методи окислення-відновлення.

Третя група методів титрометричного аналізу має такі основні підгрупи:

а) перманганатометрія;

б) йодометрія;

в) хроматометрія.

Перша і друга групи методів теж мають свої підгрупи.

За способом встановлення точки еквівалентності методи об’ємного аналізу класифікують так:

а) визначення з кольоровими індикаторами;

б) потенціометрія;

в) кондуктометрія;

г) амперометрія.

№ 105

Дати обґрунтовану відповідь щодо вимог, які висуваються до хімічних реакцій у титрометричному аналізі

Основні вимоги наступні:

1. реакції мають йти до кінця і стехіометрично;

2. кінець реакції має бути добре помітним за зміною окраски розчину чи за зміною забарвлення індикатора;

3. концентрація стандартного розчину має бути відома з високою точністю (від цього майже цілком залежить точність визначення кількості аналізованої речовини);

4. інші речовини, які є в розчині, не повинні заважати основній реакції.

№ 106

Навести визначення та дати пояснення щодо основних понять і термінів титрометричного аналізу: робочі розчини, фіксанали (стандарт- титри)

Розчин реактиву відомої концентрації називають робочим або титрованим розчином.

Стандарт-титр або фіксанал – це точна наважка сухої вихідної речовини, або точно відмірений об’єм розчину відомої концентрації, запаяні в скляну ампулу.

№ 107

Навести визначення та дати пояснення щодо основних понять і термінів титрометричного аналізу: вихідні речовини та вимоги, яким вони повинні відповідати

Хімічні сполуки, придатні для приготування титрованих розчинів називають вихідними речовинами.

Вимоги до вихідних речовин:

1. Відповідність дійсного складу речовини її хімічній формулі, тобто чистота препарату. Це означає, що:

а) вихідні речовини мають бути класу чистоти не нижче ЧДА (чистий для аналізу);

б) вихідні речовини не повинні бути гігроскопічними (навіть під час зважування NaOH настільки енергійно вбирає воду, що це робить сам вказаний процес практично нездійсненним);

в) хоча допустимо, але небажано, щоб вихідні речовини містили кристалізаційну воду.

2. Розчини вихідних речовин мають бути стійкими і концентрація таких розчинів не повинна змінюватись під впливом зовнішніх умов.

№ 108

Навести визначення та дати пояснення щодо основних понять і термінів титрометричного аналізу: титрування, точка еквівалентності

Титрування – це поступове доливання робочого розчину до розчину визначуваної речовини до досягнення точки еквівалентності.

Точка еквівалентності – момент, коли кількості двох реагуючих між собою речовин стануть еквівалентними.

№ 109

Навести визначення та дати пояснення щодо основних понять і термінів титрометричного аналізу: індикатори, помилки титрування

Як відомо, у титрометричному аналізі до розчину одного компонента додають розчин другого компонента до досягнення точки еквівалентності. Для визначення кінця титрування використовують індикатори. Практично неможливо підібрати індикатор, який показував би кінець титрування в точці еквівалентності. Через це визначають так звану кінцеву точку титрування, тобто кінець титрування, визначений індикатором. Чим більше кінцева точка титрування і точка еквівалентності відрізняються між собою, тим більша помилка титрування.

Індикатори є слабкими органічними кислотами або основами, молекулярна форма яких має інше забарвлення, ніж іонна. Індикатори бувають одноколірні і двоколірні. Одноколірні індикатори безбарвні в молекулярній формі і забарвлені в іонній формі. Двоколірні – забарвлені в різні кольори як в молекулярній, так і в іонній формах.

Залежно від константи дисоціації К_НIn індикатори поділяють на сильні, проміжні та слабкі.

Сильні індикатори характеризуються величиною К_НIn > 10^–7 і змінюють забарвлення в кислому середовищі при рН < 7. Типовий представник – метилоранж, забарвлення якого змінюється в межах 3,4 < pH < 4,3.

Проміжні індикатори змінюють забарвлення при рН ≈ 7. Типовим представником є лакмус, що змінює забарвлення при 6,8 < рН < 7,2.

Слабкі індикатори змінюють забарвлення в слабколужному середовищі. Типовий представник – фенолфталеїн, який безбарвний при рН < 8 і червоний при рН > 8.

Основними причинами помилок титрування є відхилення показника титрування рТ індикатора від рН точки еквівалентності і не досить різка зміна кольору індикатора біля точки еквівалентності.

Наприклад, при титруванні сильної основи сильною кислотою помилка титрування суть відношення об’єму витраченої на титрування кислоти до об’єму взятого розчину лугу.

При титруванні слабкої кислоти лугом помилка титрування є відношення концентрацій розчинів невідтитрованої і відтитрованої кислоти. Крім цього, в даному випадку помилку титрування можна виразити так:

, де K_кисл – константа дисоціації кислоти.

При титруванні солей слабких кислот

, де С_солі і С_кисл

відповідно нормальні концентрації солі і кислоти.

№ 110

Навести визначення та дати пояснення щодо основних понять і термінів титрометричного аналізу: мірний посуд, який застосовують у титрометричному аналізі та правила користування ним

В титрометричному аналізі для точного вимірювання об’ємів рідини застосовують мірні колби, піпетки і бюретки.

Мірні колби застосовують для приготування розчинів і для відмірювання певного об’єму рідини. Колбу перед використанням добре миють. Розчини готують, висипаючи наважку реактиву в колбу, доливають розчинник приблизно до Ѕ її об’єму, дають реактиву розчинитись, потім доливають цей же розчинник до мітки. Певний об’єм рідини відмірюють аналогічно, заповнюючи колбу до мітки. Доводять об’єм рідини до мітки в обох випадках так, щоб нижній край меніску був на рівні мітки колби. Очі спостерігача теж мають бути на рівні мітки.

Піпетки використовують для відбору певного об’єму рідини. Звичайна піпетка – це скляна трубка з розширенням посередині. Нижній кінець витягнуто в капіляр. На верхньому кінці є мітка, до якої слід набирати рідину, яку відмірюють. Перед використанням піпетку добре миють хромовою сумішшю, споліскують спочатку дистильованою водою, потім розчином, яким будуть її наповнювати.

Бюретки застосовують для відмірювання точних об’ємів рідини. Бюретка являє собою вузьку циліндричну трубку. Є бюретки, оснащені затискачем, а є оснащені внизу краном.

Нульова мітка шкали розміщена вгорі трубки. Бюретки градуюють вниз від нульової мітки на десяті долі мілілітра. Перед використанням бюретку добре миють хромовою сумішшю, споліскують 2-3 рази дистильованою водою, потім розчином, яким будуть її наповнювати. В роботі бюретку закріплюють на штативі у вертикальному положенні і заповнюють потрібним розчином трохи вище нульової мітки. Потрібно слідкувати, щоб в капілярі крана, в гумовій трубці і в наконечнику не було повітря.

Відкривають кран або відпускають затискач. Об’єм рідини, що витекла з бюретки, відраховують по меніску, що рухатиметься вниз по шкалі. Темні і світлі рідини бажано відмірювати по різним краям меніска, проте в будь-якому разі відмірювання слід проводити по якомусь одному (верхньому або нижньому) краю. Очі спостерігача мають бути на рівні меніска. Відмірявши певний об’єм, закривають кран або затискач.

№ 111-112-113

Розкрити суть титрометричних визначень методом нейтралізації

Основною реакцією методу є реакція нейтралізації – взаємодія кислоти і основи: Н⁺ + ОН‾ → Н₂О

Стандартними розчинами в розглядуваному методі є розчини кислот і основ. Фактично це титрування розчину кислоти розчином лугу або навпаки до досягнення точки еквівалентності – моменту, коли кількості добавленого і взятого компонентів стануть еквівалентними. Точку еквівалентності найзручніше визначати за кольоровими індикаторами. Нормальності розчинів встановлюють за законом еквівалентів. Кількість речовини визначають за рівняннями реакцій та за розрахунковими формулами.

Головним чином метод нейтралізації застосовують для кількісного визначення кислот і основ. Даним методом можна визначати, наприклад, жорсткість води, концентрацію солей амонію та солей слабких кислот.

№ 114-115-116

Розкрити суть перманганатометрії

Перманганатометрія – один з методів об’ємного аналізу (підгрупа методів окислення-відновлення), в якому речовину визначають титруванням розчином перманганату калію.

У кислому середовищі основна реакція методу йде за рівнянням:

MnO₄‾ + 8H⁺ + 5e‾ → Mn²⁺ + 4H₂O

У слабокислих або лужних розчинах перманганат відновлюється до Mn⁴⁺, який випадає у вигляді нерозчинного осаду двоокису марганцю:

MnO₄‾ + 4H⁺ + 3e‾ → MnO₂↓ + 2H₂O

Метод застосовують для визначення багатьох відновників, серед них Fe²⁺, Sn²⁺, Mn²⁺, V⁴⁺, U⁴⁺.

При титруванні розчином перманганату калію звичайно не застосовують ніяких спеціальних індикаторів. Точку еквівалентності встановлюють за рожевим забарвленням, яке виникає від невеликого надлишку добавленого розчину KMnO₄. Отже, індикатором є сам робочий розчин. Оскільки препарат KMnO₄ не має властивостей вихідної речовини через значну кількість домішок двоокису марганцю, нормальність розчину перманганату калію встановлюють за щавлевою кислотою.

№ 117-118

Розкрити суть йодометрії

Йодометрія – один з методів об’ємного аналізу, в основі якого лежить вимірювання кількості йоду, що витрачається на окислення відновників або виділяється при взаємодії окисників з розчином йодиду калію.

Основна реакція методу йде за рівнянням:

I₂ + 2е^– ↔ 2I‾

Особливість даного методу – можливість досить точно встановити точку еквівалентності, що пов’язано з використанням чутливого специфічного індикатора – розчину крохмалю (вже 0,00001 н. розчини йоду утворюють з крохмалем помітно синє забарвлення).

№ 119-120

Розкрити суть комплексонометрії

Комплексонометрія – один з методів об’ємного аналізу, в якому речовину визначають титруванням трилоном Б (динатрієва сіль етилендиамінтетраоцтової кислоти). Характерними особливостями методу, можна сказати, його перевагами є те, що трилон Б реагує з катіонами дуже багатьох металів, в тім числі лужно-земельних, що дозволяє застосовувати даний метод для визначення постійної твердості води. Крім того, 1 г-іон комплексону завжди реагує з 1 г-іоном металу у випадку всіх дво- і тривалентних металів. Під час реакції не утворюється ніяких побічних продуктів, присутність яких ускладнює визначення.

№ 121

Дати загальну характеристику методу нейтралізації

Основною реакцією методу є реакція нейтралізації – взаємодія кислоти і основи: Н⁺ + ОН‾ → Н₂О

Стандартними розчинами в розглядуваному методі є розчини кислот і основ. Фактично це титрування розчину кислоти розчином лугу або навпаки до досягнення точки еквівалентності – моменту, коли кількості добавленого і взятого компонентів стануть еквівалентними. Точку еквівалентності найзручніше визначати за кольоровими індикаторами. Нормальності розчинів встановлюють за законом еквівалентів. Кількість речовини визначають за рівняннями реакцій та за розрахунковими формулами.

Головним чином метод нейтралізації застосовують для кількісного визначення кислот і основ. Даним методом можна визначати, наприклад, жорсткість води, концентрацію солей амонію та солей слабких кислот.

№ 122

Навести приклади робочих розчинів методу нейтралізації. Які вихідні речовини застосовують для встановлення нормальності робочих розчинів?

Робочими розчинами методу нейтралізації є розчини кислот і основ. Переважно застосовуються розчини соляної, сірчаної та азотної кислот, розчини гідроксиду натрію і гідроксиду калію.

Методи встановлення нормальності робочих розчинів приведу для HCl і NaOH: нормальність розчину соляної кислоти встановлюють за бурою, а нормальність розчину гідроксиду натрію встановлюють за щавелевою кислотою.

№ 123

Дати обґрунтовану відповідь, чи можна приготувати титрований робочий розчин гідроксиду натрію, виходячи з точної наважки речовини NaOH

Не можна. Тому що, по-перше, луги дуже важко дістати в чистому вигляді. При їх виготовленні (а особливо при зберіганні) завжди утворюється певна кількість соди в результаті поглинання CO₂ з повітря. По-друге, луги містять воду та інші домішки.

У нашому випадку препарат NaOH надзвичайно гігроскопічний. Вже під час зважування на аналітичних терезах їдкий натр настільки сильно поглинає воду, що це робить сам процес зважування практично неможливим, не говорячи вже про приготування титрованого розчину.

№ 124

Дати обґрунтовану відповідь, чи можна приготувати титрований робочий розчин соляної кислоти, виходячи з точного об’єму розчину HCl відомої концентрації

Не можна. Тому що, по-перше, точна концентрація кислот звичайно невідома. По-друге, концентрована соляна кислота дуже легко втрачає хлороводень у вигляді газу (випаровується), а це означає, що її концентрація змінюється.

№ 125

Описати основні етапи визначення концентрації робочих розчинів у методі нейтралізації. Скласти рівняння реакцій, які відбуваються при визначенні концентрації НCl

Для встановлення нормальності розчинів сильних кислот найчастіше використовують буру, а для встановлення нормальності розчину лугу – щавлеву кислоту. Основні етапи визначення концентрації робочих розчинів наступні.

1. Перекристалізація бури і щавлевої кислоти. При зберіганні ці препарати втрачають певну кількість води, тому їх треба перекристалізовувати навіть тоді, коли за чистотою вони цілком придатні для роботи.

2. Приготування робочого розчину сильної кислоти або лугу. Звичайно готують 1 л 0,1 н розчину, нормальність якого відома приблизно.

3. Приготування розчину вихідної речовини. Це розчин бури у випадку встановлення нормальності розчину сильної кислоти і розчин щавлевої кислоти у випадку встановлення нормальності розчину лугу.

4. Проведення реакції титрування. У нашому випадку при визначенні концентрації розчину НCl йде реакція:

Na₂В₄O₇ + 2НCl + 5H₂O → 4Н₃ВО₃ + 2NaCl

5. Визначення нормальності розчину кислоти за формулою:

№ 126

Описати основні етапи визначення концентрації робочих розчинів у методі нейтралізації. Скласти рівняння реакцій, які відбуваються при визначенні концентрації NaOH

Для встановлення нормальності розчинів сильних кислот найчастіше використовують буру, а для встановлення нормальності розчину лугу – щавлеву кислоту. Основні етапи визначення концентрації робочих розчинів наступні.

1. Перекристалізація бури і щавлевої кислоти. При зберіганні ці препарати втрачають певну кількість води, тому їх треба перекристалізовувати навіть тоді, коли за чистотою вони цілком придатні для роботи.

2. Приготування робочого розчину сильної кислоти або лугу. Звичайно готують 1 л 0,1 н розчину, нормальність якого відома приблизно.

3. Приготування розчину вихідної речовини. Це розчин бури у випадку встановлення нормальності розчину сильної кислоти і розчин щавелевої кислоти у випадку встановлення нормальності розчину лугу.

4. Проведення реакції титрування. У нашому випадку при визначенні концентрації розчину NaOH йде реакція:

H₂С₂O₄ + 2NaOH → Na₂С₂O₄ + 2H₂O

Проте, цей метод встановлення нормальності розчину лугу можна застосовувати лише у випадках коли в останньому немає карбонатів. Якщо в розчині лугу присутні карбонати, то іони С₂O₄^2– осаджують хлоридом кальцію. Соляну кислоту, яка при цьому звільняється, титрують лугом у присутності метилоранжу:

Na₂С₂O₄ + СаCl₂ ↔ СаС₂O₄↓ + 2NaCl

H₂С₂O₄ + СаCl₂ ↔ СаС₂O₄↓ + 2НCl

НCl + NaOH → NaCl + H₂O

2НCl + Na₂CO₃ → 2NaCl + CO₂↑ + H₂O

Проводять 3–4 титрування і за середнім значенням обчислюють нормальність розчину лугу. Крім того, для встановлення нормальності розчину лугу можна використати титрований розчин НCl. Тоді нормальність лугу обчислюють за формулою:

Однак, точність в даному випадку буде нижча.

№ 127

Розрахувати нормальність, молярність, титр розчину HCl, якщо на титрування 25 мл 0,0936 н розчину бури витрачено 21,4 мл розчину HCl

Реакція йде за рівнянням:

2HCl + Na₂B₄O₇ + 5H₂O → 4H₃BO₃ + 2NaCl

Зі співвідношення закону еквівалентів

V_бури∙N_бури = V_HCl∙N_HCl

знайдемо нормальність соляної кислоти: