- •Пособие по аналитической химии
- •Часть 1
- •Предисловие
- •Введение Аналитическая химия, ее задачи и значение
- •Чувствительность, специфичность и избирательность аналитических реакций
- •Глава I. Растворы. Способы выражения концентрации веществ в растворах
- •1.1. Общая характеристика растворов
- •1.2. Способы выражения состава раствора и концентрации растворенного вещества
- •1.3. Решение типовых задач
- •1.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Глава II. Химическое равновесие в растворах слабых и сильных электролитов
- •Ионная сила раствора. Активность. Коэффициенты активности
- •2.2. Закон действующих масс. Химическое равновесие. Термодинамическая и концентрационная константы равновесия
- •2.3. Константа и степень ионизации слабых электролитов. Взаимосвязь между ними
- •2.4. Ионизация воды. Водородный показатель рН
- •2.5. Вычисления концентрации ионов водорода и рН в водных растворах слабых электролитов (кислот и оснований)
- •2.6. Вычисления концентрации и активности ионов водорода и рН в растворах сильных электролитов
- •2.7. Решение типовых задач
- •2.8. Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Глава III. Буферные системы
- •3.1. Общая характеристика буферных растворов
- •3.2. Равновесия в растворах слабых кислот в присутствии солей этих кислот
- •3.3. Равновесия в растворах слабых оснований в присутствии солей этих оснований
- •3.4. Сущность буферного действия. Буферная емкость
- •3.5. Значение буферных растворов в анализе
- •3.6. Решение типовых задач
- •3.7. Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Глава IV. Равновесия в растворах гидролизующихся солей
- •4.1. Механизм гидролиза солей
- •4.2. Гидролиз по катиону
- •4.3. Гидролиз по аниону
- •4.4. Гидролиз по катиону и аниону
- •4.5. Необратимый гидролиз
- •4.6. Расчет константы гидролиза, степени гидролиза и рН растворов гидролизующихся солей
- •А) Гидролиз по катиону
- •Б) Гидролиз по аниону
- •В) Гидролиз по катиону и аниону
- •Выводы:
- •4.7. Вычисление ступенчатых констант гидролиза солей слабых двухосновных кислот
- •4.8. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей
- •4.9. Использование реакций гидролиза в качественном анализе
- •4.10. Решение типовых задач
- •4.11. Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Глава V. Химическое равновесие в гетерогенных системах
- •5.1. Использование процессов образования и растворения осадков в анализе
- •5.2. Равновесие в системах осадок раствор. Произведение растворимости. Константа растворимости
- •5.3. Факторы, влияющие на растворимость осадков
- •5.4. Влияние избытка осадителя на полноту осаждения
- •5.5. Образование и растворение осадков
- •5.6. Влияние на растворимость осадка других сильных электролитов. Солевой эффект
- •5.7. Решение типовых задач Вычисление растворимости (р) по произведению растворимости (пр)
- •Вычисление произведения растворимости по растворимости
- •Образование и растворение осадков
- •Влияние одноименных ионов на растворимость малорастворимых электролитов
- •Солевой эффект
- •5.8. Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Глава VI. Комплексообразование в аналитической химии
- •6.1. Комплексные соединения, их состав и строение
- •6.2. Номенклатура комплексных соединений
- •6.3. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости
- •6.4. Решение типовых задач
- •3 103 Моль/л.
- •6.5. Использование реакций комплексообразования в анализе
- •6.6. Органические реагенты в анализе
- •6.7. Вопросы, упражнения и задачи для самостоятельной работы
- •Глава VII. Окислительно-восстановительные процессы
- •7.1. Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •7.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •7.3. Использование реакций окисления-восстановления в анализе
- •7.4. Нормальные окислительно–восстановительные потенциалы. Уравнение Нернста
- •7.5. Равновесие в окислительно-восстановительных процессах. Константа равновесия
- •7.6. Решение типовых задач
- •7.7. Вопросы и задачи для самостоятельного решения
- •Приложение
- •Использованная литература
- •Оглавление
- •Глава I. Растворы. Способы выражения концентрации веществ в растворах 9
- •Глава II. Химическое равновесие в растворах слабых и сильных электролитов 21
- •Глава III. Буферные системы 37
- •Глава IV. Равновесия в растворах гидролизующихся солей 47
- •Глава V. Химическое равновесие в гетерогенных системах 70
- •Глава VI. Комплексообразование в 89
- •Глава VII. Окислительно-восстановительные процессы 110
- •302026, Г. Орел ул Комсомольская , 95.
6.7. Вопросы, упражнения и задачи для самостоятельной работы
1. Назовите следующие комплексные соединения:
а) [Co(NH3)3]Cl3; б) [Cu(NH3)4]SO4; в) [Al(H2O)6]Cl3; |
г) H[AuCl4]; д) Na3[Al(H2O)2(OH)4]; е) K4[Fe(CN)6]; |
ж) K3[Fe(CN)6]; з) K[Ag(CN)2]. |
2. Запишите уравнения диссоциации и выражения для их нестойкости следующих комплексных ионов:
[Cu(NH3)4]2+; [HgJ4]2; [Co(NO2)6]3; |
[PtCl4]2; [Co(NH3)6]2+; [Ag(S2O3)2]2; |
[Fe(CN)6]3; [Ag(CN)2]; [Ni(CN)4]2. |
3. Чему равны заряды комплексных ионов и ионов комплексообразователей в следующих комплексных солях:
а) [Co(NH3)6]SO4; |
г) K[Ag(NO2)2]; |
б) K2[PtCl6]; |
д) Na3[Al(H2O)2(OH)4]. |
в) K3[Co(NO2)6]; |
|
Назовите координационные числа комплексообразователей в этих солях.
4. Приведите примеры применения комплексных соединений в анализе для: а) открытия ионов, б) маскировки мешающих ионов, в) растворения осадков, г) изменения окислительно–восстановительных свойств, д) изменения кислотно–основных свойств, е) демаскировки.
5. Вычислите концентрацию ионов Fe3+ в 0,1 М растворе комплексного иона [FeF6]3. Ответ: 1,07103 моль/л.
6. Имеются два 0,1 М раствора [Ag(NH3)2]Cl и K[Ag(S2O3)]. В растворе какой соли больше концентрация ионов серебра и во сколько раз?
Ответ: 1,13103 моль/л; 1,23105 моль/л;
в аммиакате концентрация ионов серебра больше в 92 раза.
7. Образуется ли осадок иодида серебра при смешивании 0,1М раствора комплексной соли K[Ag(CN)2] с равным объемом 0,2 М раствора иодида калия?
Ответ: образуется, т.к. 5,6109 > 8.31017
8. Произойдет ли разрушение комплекса, если смешать равные объемы 0,01М растворов тетраиодомеркурата (II) калия и нитрата свинца?
Ответ: комплекс не разрушается, т.к. 3,041013< 1,1109.
9. Произойдет ли разрушение комплексного иона и выпадет ли осадок ионида серебра, если к 0,02 М раствору дицианоаргентата (I) калия прилить равный объем 0,02 М раствора иодида калия?
Ответ: комплекс разрушается, осадок выпадает,
т.к. 1,351010 > 8,31017.
10. Выпадает ли осадок сульфида цинка, если раствор, содержащий 102 моль/л [Zn(NH3)4]Cl2 насытить сероводородом до концентрации сульфид–ионов, равной 11010 моль/л?
Ответ: выпадет
11. Сколько моль NH4OH необходимо к 1 л 0,5М раствора AgNO3, чтобы понизить равновесную концентрацию ионов серебра до 1105 моль/л? Ответ: 1,05 моль.
12. Вычислите растворимость сульфида кадмия в 1М растворе цианида калия. Ответ: 3,2105 моль/л.
13. Сколько миллилитров 0,1М раствора аммиака необходимо для растворения 0,1 г хлорида серебра?
Ответ: 132 мл.
14. Вычислить равновесную концентрацию ионов серебра в растворе, содержащем 103 моль/л AgNO3 и 0,1 моль/л гидроксида аммония.
Ответ ≈6,0109.
15. Вычислить концентрацию ионов меди в 0,1 М растворе CuSO4, содержащем 0,5 моль/л NH4OH.
Ответ: 9,31010 моль/л.
16. Найдите равновесную концентрацию ионов свинца в растворе, содержащем 0,01 моль/л Pb(NO3)2 и 0,1 моль/л CH3COONa. Общая константа нестойкости комплекса [Pb(CH3COO)4]2 равна 3,8102.
Ответ: 4,5104 моль/л.
17. Рассчитайте, образуется ли осадок FeS, если к 0,1 М раствору гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] прилить равный объем 0,01 М раствора сульфида натрия (процессов гидролиза не учитывать).
Ответ: осадок образуется.
18. Сколько моль/л NH4OH необходимо добавить к 0,025 М раствору сульфата кадмия, чтобы равновесная концентрация кадмия стала равной 1105 моль/л? Состав комплекса [Cd(NH3)4]2+.
Ответ: 0,22 моль/л.
19. Произойдет ли разрушение комплекса, если к 10 мл 0,01 М раствора K3[AlF6] прилить равный объем 0,1 М раствора нитрата кальция (KH = 2,141021; ПР(CaF2)=4,01011)?
Ответ: да, т.к. 2,3108 > 4,01011.
20. Через 0,1 М раствор [Zn(NH3)4]Cl2 пропустил сероводород до концентрации сульфид–ионов в растворе [S2-]=10-10 моль/л. Вычислите, будет ли образовываться осадок сульфида цинка?
Ответ: да.
21. В каком минимальном объеме 5М раствора аммиака растворится 0,2 г хромата серебра Ag2CrO4?
Ag2CrO4 + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]2CrO4 + 2H2O
Ответ: 50 мл р-ра NH4OH.