- •Індивідуальний план Самостійної роботи студента ________ групи Прізвище, ім’я:______________________________________________________
- •Індивідуальний план Самостійної роботи студента ________ групи Прізвище, ім’я:______________________________________________________
- •Питання до семінарів
- •Питання до самостійних робіт та індивідуальні завдання
- •Приклади розв’язку типових задач з аналітичної хімії
- •Перелік літератури для підготовки до семінарів та самостійних робіт
Питання до семінарів
Семінар № 1: «Теорія розчинів»
Поняття про розчини та їх характеристика.
Способи вираження складу розчинів.
Розчинність речовин.
Теорія електролітичної дисоціації.
Дисоціація води. Водневий показник.
Буферні розчини.
Гідроліз солей.
Закон діючих мас.
Сила кислот і основ.
Комплексні сполуки та їх класифікація.
Окисно-відновні реакції.
Гетерогенні процеси. Добуток розчинності.
Семінар № 2: «Якісний аналіз»
Предмет та завдання аналітичної хімії.
Хімічний аналіз.
Прикладні види хімічного аналізу.
Якісний аналіз в аналітичній хімії.
Аналітичні властивості речовин.
Вимоги до аналітичних реакцій.
Типи аналітичних реакцій: газовідтворювальні, кольорові, крапельні реакції та реакції осадження.
Аналітична характеристика катіонів та аніонів.
Визначення катіонів I – VI групи.
Визначення аніонів I – III групи.
Семінар № 3: «Кількісний аналіз»
Гравіметричний метод аналізу.
Титриметричний метод аналізу.
Класифікація методів титрування.
Кислотно-основне титрування. Вихідні розчини. Вибір індикаторів.
Класифікація методів осадження і комплексоутворення.
Класифікація методів окисно-відновного титрування.
Суть методу перманганатометрії та йодометрії.
Фізико-хімічні методи аналізу. Класифікація та характеристика методів.
Хроматографія. Типи хроматографії.
Колориметрія. Умови визначення концентрацій розчинів.
Прилади в колориметричному методі аналізу.
Питання до самостійних робіт та індивідуальні завдання
Номера варіантів індивідуальних завдань відповідають порядковому номеру студента у списку за журналом.
Самостійна робота № 1
1. Вимоги до приміщення хімічної лабораторії.
2. Рисунок аналітичних терез та правила роботи з ними.
3. Види хімічного посуду. Правила роботи та очищення хімічного посуду.
4. Хімічні реактиви та правила роботи з ними.
5. Поняття про розчини та їх класифікація за досягненням розчинності (насичений, ненасичений, пересичений розчини).
6. Розчинність речовин, закон розчинності газів (з-н Генрі).
Індивідуальне завдання № 1. В V л розчину міститься m г даної речовини, густина розчину ρ г/мл. Обчислити молярну концентрацію та визначте масову частку речовини у розчині.
Варіант |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
речовина |
KOH |
H2SO4 |
NH4OH |
HCl |
KNO3 |
H3PO4 |
Na2CO3 |
NaOH |
H2S |
KI |
m, г |
56 |
98 |
70 |
100 |
25 |
78 |
24 |
40 |
34 |
166 |
V, л |
5 |
9 |
1 |
7 |
6 |
4 |
2 |
7 |
3 |
10 |
ρ,г/мл |
1,1 |
1,01 |
1,001 |
1,2 |
1,02 |
1,1 |
1,005 |
1,09 |
0,98 |
1,0 |
Варіант |
11 |
12 |
13 |
14 |
15 |
16 |
17 |
18 |
19 |
20 |
речовина |
Ni(OH)2 |
K2SO4 |
NH4Cl |
BaCl2 |
HNO3 |
Na3PO4 |
H2CO3 |
KOH |
K2S |
HI |
m, г |
58 |
174 |
45 |
90 |
68 |
116 |
85 |
69 |
40 |
125 |
V, л |
1 |
4 |
9 |
11 |
5 |
7 |
3 |
4 |
1 |
9 |
ρ, г/мл |
1,2 |
1,06 |
1,005 |
1,03 |
1,1 |
1,02 |
1,2 |
0,96 |
0,98 |
1,1 |
Індивідуальне завдання № 2. Змішали m1 г ω1%-го та m2 г ω2%-го розчинів даної речовини. Обчислити масову частку ω3 цієї речовини у розчині після змішування.
Варіант |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
речовина |
NaCl |
K2SO4 |
NH4Cl |
BaCl2 |
HNO3 |
Na3PO4 |
H2CO3 |
KOH |
K2S |
HI |
ω1, % |
20 |
40 |
30 |
60 |
80 |
15 |
46 |
25 |
78 |
15 |
m1, г |
100 |
50 |
45 |
460 |
120 |
350 |
100 |
500 |
254 |
20 |
ω2, % |
16 |
30 |
15 |
25 |
60 |
10 |
35 |
10 |
60 |
12 |
m2, г |
250 |
100 |
100 |
580 |
200 |
500 |
350 |
650 |
300 |
50 |
Варіант |
11 |
12 |
13 |
14 |
15 |
16 |
17 |
18 |
19 |
20 |
речовина |
KOH |
H2SO4 |
NH4OH |
HCl |
KNO3 |
H3PO4 |
Na2CO3 |
NaOH |
H2S |
KI |
ω1, % |
26 |
49 |
35 |
55 |
43 |
19 |
77 |
64 |
50 |
21 |
m1, г |
249 |
460 |
80 |
64 |
210 |
115 |
170 |
160 |
30 |
90 |
ω2, % |
14 |
37 |
20 |
39 |
21 |
9 |
60 |
58 |
38 |
16 |
m2, г |
400 |
512 |
150 |
180 |
290 |
130 |
200 |
210 |
50 |
140 |
Самостійна робота № 2
1. Закон діючих мас, як теоретична основа аналітичної хімії.
2. Поняття про хімічну рівновагу. Константа рівноваги.
3. Протолітична теорія кислот та основ.
4. Сила кислот та основ з точки зору електролітичної дисоціації.
5. Поняття про буферні розчини. рН буферних розчинів.
Індивідуальне завдання № 1. Обчислити ступінь дисоціації кислоти А у розчині з молярною концентрацією речовини А См моль/л.
Варіант |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
Речовина А |
СН3СООН |
НСООН |
HNO2 |
С6Н5СООН |
HBrO3 |
HBrO |
CHCl2COOH |
См моль/л |
0,1 |
0,01 |
0,1 |
0,001 |
0,1 |
0,01 |
0,1 |
Варіант |
8 |
9 |
10 |
11 |
12 |
13 |
14 |
15 |
Речовина А |
HIO3 |
HIO |
HSCN |
HF |
HClO2 |
HClO |
СН3СООН |
НСООН |
См моль/л |
0,01 |
0,1 |
0,001 |
0,01 |
0,1 |
0,001 |
0,01 |
0,1 |
Варіант |
16 |
17 |
18 |
19 |
20 |
21 |
22 |
Речовина А |
HNO2 |
HBrO |
С6Н5СООН |
CHCl2COOH |
HSCN |
СН3СООН |
HClO |
См моль/л |
0,001 |
0,1 |
0,1 |
0,01 |
0,1 |
0,001 |
0,01 |
Індивідуальне завдання № 2.
А) Розрахувати рН у водному розчині хлоридної кислоти HCl з молярною концентрацією речовини (моль/л) (розчини взяті за 25 °С):
0,018;
0,026;
0,022;
0,023;
0,0078;
0,037;
0,0052;
0,0044;
0,23;
0,018;
0,37;
0,052;
0,44;
0,015;
0,011;
0,0039;
0,0026;
0,0045;
0,25;
0,58.
Б) Розрахувати рН у водному розчині сульфатної кислоти H2SO4 з молярною концентрацією речовини (моль/л) (розчини взяті за 25 °С):
0.023;
0,078;
0,037;
0,0052;
0,044;
0,0015;
0,0023;
0,00018;
0,0037;
0,00052;
0,0044;
0,000015;
0,23;
0,018;
0,37;
0,052;
0,44;
0,015;
0,011;
0,0039.
В) Розрахувати рН у водному розчині калій гідроксиду КОН з молярною концентрацією речовини (моль/л) (розчини взяті за 25 °С):
0,0074;
0,0029;
0,0018;
0,0055;
0,0036;
0,0041;
0,074;
0,029;
0,018;
0,055;
0,036;
0,41;
0,0037;
0,0015;
0,0009;
0,0028;
0,00018;
0,0022;
0,00074;
0,00029.
Самостійна робота № 3
1. Умови протікання реакцій йонного обміну.
2. Гетерогенні процеси в аналітичній хімії. Добуток розчинності.
3. Фактори, що викликають виникнення осадів.
4. Правила фільтрування осадів. Декантація осадів.
5. Сорбційні процеси в аналітичній хімії: екстракція, перегонка, концентрування речовин.
Індивідуальне завдання № 1. Закінчити рівняння реакцій та написати йонно - молекулярні рівняння реакцій утворення менш розчинних сполук, ніж вихідні:
AgNO3 + NaCl
CuCl2 + Na2S
Pb(NO3)2 + K2SO4
Ca(NO3)2 + Na2CO3
AlCl3 + NaOH
MgCl2 + Na2CO3
FeCl2 + NaOH
H2SO4 + Na2CO3
Zn(NO3)2 + Na2S
AgNO3 + K2S
K2SO4 + Ba(OH)2
AgNO3 + Na3PO4
(CH3COO)2Pb + Na2SO4
Fe(NO3)2 + Na2S
ZnCl2 + K3PO4
MgSO4 + NaOH
H2SO4 + Na2S
K2CO3 + BaCl2
Na2CO3 + HCl
FeCl2 + NaOH
Індивідуальне завдання № 2. Написати по два молекулярні (повні) рівняння реакцій утворення таких малорозчинних сполук:
Ag+ + Cl- AgCl;
Pb2+ + S2- PbS;
3Ca2+ + 2PO43- Ca3(PO4)2;
Ba2+ + CrO42- BaCrO4;
Ag+ + I- AgI;
2Ag+ + CO32- Ag2CO3;
Pb2+ + 2I- PbI2;
3Ba2+ + 2PO43- Ba3(PO4)2;
Cu2+ + 2OH- Cu(OH)2;
Hg2+ + S2- HgS;
Pb2+ + 2Cl- PbCl2;
Sr2+ + SO42- SrSO4;
Ba2+ + SO42- BaSO4;
Ca2+ + CO32- CaCO3;
Ag+ + Br- AgBr;
2Ag+ + S2- Ag2S;
Fe3+ + 3OH- Fe(OH)3;
3Mg2+ + 2PO43- Mg3(PO4)2;
Cu2+ + S2- CuS;
Al3+ + 3OH- Al(OH)3.
Індивідуальне завдання № 3. Написати рівняння гідролізу для наступних солей. Вказати середовище, в якому відбувається гідроліз.
Карбонат натрію - Na2CO3.
Нітрат магнію - Mg(NO3)2.
Сульфід калію - K2S
Хлорид амонію - NH4Cl
Сульфіт натрію - Na2SO3
Нітрат купруму - Cu(NO3)2
Ацетат натрію - CH3COONa
Хлорид цинку - ZnCl2
Нітрат амонію - NH4NO3
Карбонат калію - K2CO3
Хлорид ферума - FeCl3
Йодид магнію - MgI2
Ацетат калію - CH3COOK
Бромід алюмінію AlBr3
Хлорид купруму - CuCl2
Сульфіт калію - K2SO3
Сульфід натрію - Na2S
Нітрат цинку - Zn(NO3)2
Фосфат натрію - Na3PO4
Сульфат амонію - (NH4)2SO4
Індивідуальне завдання № 4. Написати математичні вирази добутків розчинності таких малорозчинних сполук:
CuS;
AgCl;
CaSO4;
AgBr;
BaSO4;
CaCO3;
PbCl2;
Ag2ClO4;
HgI2;
Ca3(PO4)2;
Ag2SO4;
AlPO4;
Fe(OH)3;
CaF2;
Ba(OH)2;
Pb(CNS)2;
Ag2CO3;
CoSO3;
Li2SiO3;
ZnCrO4.
Самостійна робота № 4
1. Принцип якісного аналізу.
2. Вимоги до аналітичних реакцій: вибірковість, селективність та чутливість.
3. Способи підвищення чутливості аналітичної реакції.
4. Типи аналітичних реакцій: газовідтворювальні, кольорові, крапельні, реакції осадження (з прикладами реакцій).
5. Заповніть таблицю: «Якісні реакції катіонів»
Іон |
Перелік якісних реакцій |
Аналітичний сигнал |
Умови проведення |
|
|
|
|
Самостійна робота № 5
1. Характеристика та вибір індикаторів при кислотно-лужному титруванні.
2. Значення кислотно-лужного аналізу.
3. Поняття про комплексні сполуки та їх класифікація.
4. Класифікація методів осадження і комплексоутворення.
5. Суть методу осадження. Встановлення точки еквівалентності.
6. Поняття про металіндикатори.
Індивідуальне завдання №1
На титрування V1 мл С1 М речовини А витрачається V2 мл розчину В. Визначити молярну концентрацію речовини В у розчині.
Варіант |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
Речовина А |
HClO4 |
HCl |
H2SO4 |
HNO3 |
HClO4 |
HCl |
H3PO4 |
HNO3 |
NaOH |
HCl |
V1, мл |
40 |
20 |
10 |
12 |
15,5 |
20 |
20,3 |
50 |
28 |
15 |
C1, моль/л |
0,125 |
0,2 |
0,1 |
0,3 |
0,25 |
0,1 |
0,2 |
0,5 |
0,25 |
0,4 |
Речовина В |
KOH |
NH4OH |
NaOH |
LiOH |
NaOH |
LiOH |
NH4OH |
KOH |
HClO4 |
KOH |
V2, мл |
50 |
40 |
15 |
20 |
25,5 |
50 |
42,5 |
34,2 |
20 |
32,6 |
Варіант |
11 |
12 |
13 |
14 |
15 |
16 |
17 |
18 |
19 |
20 |
Речовина А |
KOH |
NH4OH |
NaOH |
LiOH |
NaOH |
HCl |
NH4OH |
KOH |
H3PO4 |
KOH |
V1, мл |
20 |
15 |
12,5 |
50 |
20 |
35 |
40 |
25 |
16,5 |
20 |
C1, моль/л |
0,1 |
0,5 |
0,125 |
0,2 |
0,36 |
0,84 |
0,3 |
0,55 |
0,25 |
0,125 |
Речовина В |
HCl |
HClO4 |
H3PO4 |
H2SO4 |
HCl |
KOH |
H2SO4 |
HClO4 |
NaOH |
HCl |
V2, мл |
14,5 |
20 |
35 |
45 |
15,6 |
14,8 |
25,1 |
15 |
20 |
41,3 |
Індивідуальне завдання №2
Який об’єм С2 М речовини А було взято для аналізу, якщо на титрування витрачено V1 мл С1 розчину В?
Варіант |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
Речовина А |
HCl |
H2SO4 |
NH4OH |
NaOH |
HCl |
KOH |
H2SO4 |
KOH |
HCl |
NH4OH |
V1, мл |
20,5 |
15,3 |
16,1 |
25,2 |
14,2 |
30 |
12,5 |
19,3 |
12,5 |
14,9 |
C1, моль/л |
0,2 |
0,125 |
0,31 |
0,25 |
0,14 |
0,2 |
0,125 |
0,14 |
0,25 |
0,1 |
Речовина В |
KOH |
NaOH |
HNO3 |
H3PO4 |
NH4OH |
HNO3 |
LiOH |
H3PO4 |
NaOH |
HNO3 |
С2, моль/л |
0,25 |
0,14 |
0,2 |
0,16 |
0,154 |
0,4 |
0,36 |
0,1 |
0,15 |
0,25 |
Варіант |
11 |
12 |
13 |
14 |
15 |
16 |
17 |
18 |
19 |
20 |
Речовина А |
HNO3 |
KOH |
H3PO4 |
KOH |
HNO3 |
NH4OH |
LiOH |
HNO3 |
NH4OH |
KOH |
V1, мл |
25,3 |
12,6 |
13,5 |
20,1 |
31,2 |
21,3 |
18,6 |
14,3 |
12,5 |
15,4 |
C1, моль/л |
0,15 |
0,1 |
0,15 |
0,35 |
0,2 |
0,125 |
0,25 |
0,34 |
0,4 |
0,16 |
Речовина В |
LiOH |
HCl |
NaOH |
H2SO4 |
LiOH |
HCl |
H2SO4 |
NaOH |
HCl |
HClO4 |
С2, моль/л |
0,2 |
0,125 |
0,31 |
0,25 |
0,14 |
0,2 |
0,125 |
0,14 |
0,25 |
0,1 |
Самостійна робота № 6
1. Поняття про окисно-відновні реакції.
2. Константи рівноваги в ОВР.
3. Основа методу окисно-відновного титрування.
4. Дихроматометричне титрування: індикатор даного методу, вихідні та робочі розчини.
Індивідуальне завдання №1. Розставити коефіцієнти в рівняннях ОВР методом електронного балансу, вказати окисник та відновник, навести процеси відновлення та окиснення:
Al + O2 Al2O3
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2S + H2O
2. Na + O2 Na2O
V2O5 + SO2 VO2 + SO3
3. H2 + S H2S
I2 + H2O HIO3 + HI
4. C + O2 CO
HBr + H2SO4 Br2 + SO2 + H2O
5. H2 + O2 H2O
K2MnO4 + Cl2 KMnO4 + KCl
6. H2 + Cl2 HCl
P + H2SO4 H3PO4 + SO2 + H2O
7. N2 + H2 NH3
SO3 SO2 + O2
8. Mg + O2 MgO
HI + H2SO4 I2 + H2S + H2O
9. Na + Cl2 NaCl
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O
10. H2 + F2 HF
CuS + HNO3 Cu(NO3)2 + S + NO + H2O
11. S + O2 SO3
NO2 + H2SO3 H2SO4 + NO
12. Ca + O2 CaO
Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O
13. C + O2 CO2
KI + NO2 KNO2 + I2
14. N2 + O2 NO2
HCl + HNO3 Cl2 + NO + H2O
15. P + O2 P2O5
NaBr + Cl2 NaCl + Br2
16. Fe + Cl2 FeCl2
KI + Cu(NO3)2 CuI + I2 + KNO3
17. Ba + O2 BaO
I2 + H2SO3 + H2O H2SO4 + HI
18. N2 + O2 NO
ClO2 + KOH KClO3 + KClO2 + H2O
19. Mg + S MgS
NO2 + H2O + O2 HNO3
20. Fe + Br2 FeBr3
Ag2S + HNO3 AgNO3 + S + NO + H2O
Самостійна робота № 7
1. Іонно – обмінна хроматографія.
2. Основи рідинної хроматографії.
3. Визначення оптичної густини в колориметричному методі аналізу.
4. Прилади та обладнання в колориметрії. Принцип дії КФК-2.
Індивідуальне завдання № 1. Написати реферат на задану тему згідно свого варіанту.
Рідинна хроматографія.
Історія розвитку хроматографії.
Відбір та ввід проби в хроматографічному аналізі.
Тонкошарова хроматографія: адсорбенти, нанесення проб, способи проведення.
Використання фотометрії в аналізі сумішей речовин.
Електрохімічні методи аналізу.
Люмінесцентний аналіз.
Помилки в хімічному аналізі.
Прилади для колориметричного методу аналізу.
Полум’яна фотометрія в хімічному аналізі.
Іонно-обмінна хроматографія.
Теорія хроматографічного розділення.
Методи та метрологія хроматографічних вимірів.
Газова хроматографія.
Класифікація хроматографічних методів аналізу.
Сорбція: механізм, сорбенти, використання на практиці.
Використання хроматографічних методів аналізу.
Метод екстракції: кількісні характеристики, швидкість, класифікація процесів.
Апаратура та обробка хроматограм.
Використання хроматографічних методів в промисловості.
Методи розділення та концентрування речовин.