- •Пособие по аналитической химии
- •Б.М. Марьянов
- •ПРЕДИСЛОВИЕ
- •ОСНОВНЫЕ ОБОЗНАЧЕНИЯ И СОКРАЩЕНИЯ
- •Глава 1
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Глава 2
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Глава 3
- •РАВНОВЕСИЯ
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Глава 4
- •КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
- •Задачи для самостоятельного решения
- •Глава 5
- •Задачи для самостоятельного решения
- •ПРИЛОЖЕНИЯ
- •II. Произведения растворимости
- •некоторых малорастворимых соединений
- •IV. Логарифмы констант равновесия редокс-переходов
- •V. Показатели титрования некоторых индикаторов
140 |
Расчеты ионных равновесий |
|
|
|
|
Задачи для самостоятельного решения
1. Вычислить растворимость сурьмы в 1 л 0,3 М HClO4.
2. Сколько граммов металлического олова растворится в 1 л 0,2°М HClO4?
3. Рассчитать равновесные концентрации ионов в растворе, полученном смешиванием по 25 мл0,1 M растворов FeSO4 и Ce(SO4)2.
4. К 10 мг СаС2О4 прибавлено 10 мл раствора, содержащего 20°мг KMnO4 и 96 мг H2SO4. Растворится ли осадок и будет ли выделяться газ при растворении?
5. Будет ли окисляться иодид-ион до свободного иода, если смешать по 100 мл 0,1 М растворов KI и Fe2(SO4)3 в присутствии
0,3 М KSCN?
6. Будет ли выделяться газообразный оксид азота, если к 20 мл
0,5 М HNO3 прибавить 30 мг CuS?
7. Вычислить растворимость металлического свинца в 0,2 М НСООН.
8. Рассчитать равновесные концентрации частиц при восстановлении мышьяковой кислоты до мышьяковистой раствором соли двухвалентного железа, если cH+ = 2 М; cFe2+ = 0,2 М; cH3AsO4 = 0,001 М.
9. Какую начальную концентрацию HNO3 нужно создать, чтобы в 15 мл ее полностью растворилось 37,2 мг НgS?
10. Изменится ли направление тока в цепи, если к раствору, содержащему 0,1 М AgNO3 (в который погружена серебряная проволока, соединенная со стандартным водородным электродом), прибавить:
а) NH3, концентрация которого в момент равновесия составит
0,1 М;
б) NaCl, аналогичная концентрация которого будет также равна
0,1 М?
11. Вычислить равновесные концентрации при окислении 0,1 М Mn2+ до MnO4− действием PbO2 при рН 1.
12. Вычислить массу серы, выпадающей из 3 мл 0,02 М раствора K2Cr2O7, насыщенного сероводородом ([H2S] = 0,1 M; pH 4,3).
13. Вычислить величину формального потенциала редокс-пары Ag+/Ag в 5 М растворе NH3 и оценить влияние комплексообразования на восстановительную способность Ag.
14. Вычислить значение формального потенциала для редокспары BrO3−/Br− при рН 6 и ионной силе I = 0,1 M.
Глава 5. Равновесия в реакциях окислениявосстановления |
141 |
15. Сравнить редокс-потенциал парыVO+2 /VО2+ в 0,01 М растворе ЭДТА ( βVY− =1 1024 ; βVY2− = 5 1012 ) и в воде, если в обоих случаях концентрации ионов ванадия составляют: с( VO+2 ) =
=°0,005°M; c(VО2+) = 0,0005 M.
16. Вычислить константу равновесия и оценить направление протекания реакции с учетом указанных условий:
a) Cr2O72−+6I−+14H+ ↔ 3I2+7H2O; pH 10, [I−] = 0,1 M;
б) SO42− + 2I−+ 2H+ ↔ H2SO3 + I2 + 2H2O; pH 1,0;
в) 2MnO4−+10Cl−+16H+↔2Mn2+ +5Cl2+8H2O; pH 1,6.
17. Вычислить потенциал в точке эквивалентности при титровании железа (II) раствором перманганата при рН 0.
18. Вычислить потенциал в точке титрования, когда прилито 25°мл 0,1 М рабочего раствора церия (IV) к 50 мл 0,1 М FeSO4.
19. Вычислить потенциал в точке эквивалентности и в момент, когда прилит избыток в 0,1 мл рабочего раствора 0,1 М 1/5 KMnO4 к 100 мл раствора 0,1 М 1/2 Н2С2О4 при [H+] = 1 M.
20. Вычислить потенциал в момент титрования, когда прилито 10 мл раствора 0,1 М 1/2 I2 к 25 мл 0,1 М раствора Na2S2O3.
21. Вычислить потенциал в момент титрования, когда к 50 мл раствора 0,1 М Fe2+ прилито 35 мл раствора 0,1 М 1/6 K2Cr2O7 в присутствии 2 М Н3PО4 и 1 М H2SO4.
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1.Основы аналитической химии: В 2 кн. /Под ред. Ю.А. Золотова. −
М.: Высш. шк., 1999.
2.Аналитическая химия. Проблемы и подходы: В 2 т. / Пер. с англ.; Под ред. Р. Кельнера, Ж.-М. Мерме, М. Отто, М. Видмара. – М.: Мир:
ООО«Издательство АСТ», 2004.
3.Васильев В.П. Аналитическая химия. В 2 ч. − М.: Высш. шк., 1989.
4.Пилипенко А.Т., Пятницкий И.В. Аналитическая химия: В 2 кн. −
М.: Химия, 1990.
5.Аналитическая химия /Под ред. Л.Н. Быковой. М.: МГТУ им. А.Н.°Косыгина, 2002.
6.Янсон Э.Ю. Теоретические основы аналитической химии. 2-е изд.,
перераб. − М.: Высш. шк., 1987.
7.Скуг Д., Уэст Д. Основы аналитической химии: В 2 т. / Пер. с англ; Под ред Ю.А. Золотова. − М.: Мир, 1979.
8.Кунце У., Шведт Г. Основы качественного и количественного ана- лиза / Пер. с нем. – М.: Мир, 1997.
9.Основы аналитической химии: Вопросы и задачи / Под ред. Ю.А. Золотова. М.: Высш. шк., 2002.
10.Инцеди Я. Применение комплексов в аналитической химии. – М.:
Мир, 1979.
11.Коренман Я.И., Суханов П.Т. Задачник по аналитической химии. Физико-химические методы анализа. – Воронеж, 2004.
12.Дорохова Е.Н., Прохорова Г.В. Задачи и вопросы по аналитической химии. – М.: Изд-во МГУ, 1999.
13.Костромин А.М. Сборник задач по аналитической химии. – Казань: Изд-во Казан. ун-та, 1987.
Список литературы |
143 |
14.Васильев В.П., Калинина В.Е., Кочергина Л.А., Куракин А.Н. Сбор-
ник вопросов и задач по аналитической химии. – М.: Высш. шк., 1976.
15.Воскресенский А.Г., Солодкин И.С., Семиколенов Г.Ф. Сборник за-
дач и упражнений по аналитической химии. – М.: Просвещение, 1985.
16.Вилиткевич А.Г., Титова Г.И. Ионные равновесия в растворах: Учеб. пособие по аналитической химии для студентов биологохимического факультета. – Хабаровск: Изд-во ХГПУ, 2001.
17.Булатов М.И. Расчеты равновесий в аналитической химии. – Л.:
Химия, 1984.
18.Лайтинен Г.А., Харрис В. Химический анализ / Пер. с англ.; Под ред. Ю.А. Клячко. – М.: Химия, 1979.
19.Батлер Дж. Ионные равновесия / Пер. с англ.; Под ред. А.А. Пен- дина. – Л.: Химия, 1973.
20.Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии: 6-е изд., пере- раб. и доп. – М.: Химия, 1989.
21.Химия: Справ. изд. / В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.; Пер. с нем. – М.: Химия, 1989.