ZbirnykZadach

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ НАЦІОНАЛЬНИЙ УНІВЕРСИТЕТ "ЛЬВІВСЬКА ПОЛІТЕХНІКА"

ЗБІРНИК ЗАДАЧ

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ до розв’язування типових задач з курсу “Аналітична хімія”

для студентів хімічних спеціальностей

Затверджено на засіданні кафедри аналітичної хімії

Протокол № 11 від 17 травня 2008 р.

Львів - 2008

Збірник задач: Методичні вказівки до розв’язування типових задач з курсу “Аналітична хімія” для студентів хімічних спеціальностей. Укл.

О.Я. Борова, М.М. Ларук, П.Й. Шаповал, Й.Й. Ятчишин, Д.І. Семенишин, Ф.І. Цюпко - Львів: Видавництво Національного університету "Львівська політехніка". 2008. - 61 с.

Методичні вказівки призначені для студентів хіміко-технологічних спеціальностей, що вивчають курс аналітичної хімії і містять задачі та питання для самостійного вивчення і підготовки до модульного контролю. Весь матеріал згрупований відповідно до навчального плану вивчення дисципліни. Питання для самостійної підготовки допоможуть детальному засвоєнню матеріалу та звернуть увагу студентів на теоретичні розділи курсу, які необхідно повторити при розв’язуванні задач. Перед початком кожного розділу приведено формули, які використовуються для їх розв’язку. В тексті посібника подано приклади розв’язування типових задач і відповіді до кожної задачі. В кінці посібника приведені необхідні довідкові дані та перелік літералури.

Укладачі: Борова О.Я., канд. хім. наук, доц. Ларук М.М., канд. тех. наук, доц. Шаповал П.Й., канд. хім. наук, доц. Ятчишин Й.Й., д-р.хім.наук, проф. Семенишин Д.І., д-р.хім.наук, проф. Цюпко Ф.І., канд. хім. наук, доц.

Відповідальний за випуск: Маршалок Г.О., к.х.н, доц.

2

1. ХІМІЧНА РІВНОВАГА В ГОМОГЕННИХ СИСТЕМАХ

При розв’язуванні задач даного розділу необхідно повторити матеріал, вказаний у питаннях до самостійної підготовки. Особливу увагу слід звернути на подані нижче розділи.

1.1. Способи вираження концентрації розчинів

M(A) – молярна маса речовини А, г/моль; V(розчину) - об’єм розчину, дм3; f(A) - фактор еквівалентності.

Формули переходу від одного вираження концентрації до іншого подано в таблиці 1.1.

Таблиця 1.1

Формули переходу від одного вираження концентрації до іншого.

3

1.2. Константа хімічної рівноваги. Вплив однойменних йонів

Термодинамічною характеристикою реакції, що показує повноту її протікання, є константа хімічної рівноваги Ка.

Для деякої хімічної реакції

aA + bB ↔ cC + dD,

де a, b, c, d – стехіометричні коефіцієнти; A, B – вихідні речовини; C, D – продукти реакції; рівняння константи рівноваги матиме вигляд:

ac ad

Ka = C D , (1.5)

aaAaBb

де aA, aB, aC і aD – активності учасників реакції A, B, C і D. Активності зв'язані з концентраціями речовин співвідношеннями

aA = γA[A]; aB = γB[B]; aC = γC[C]; aD = γD[D],

де γA, γB, γC і γD – коефіцієнти активності, які характеризують роботу перенесення 1 моль розчиненої речовини з ідеального розчину в реальний при p, T = const; [A], [B], [C], [D] – концентрації речовин A, B, C і D відповідно.

З врахуванням коефіцієнтів активності рівняння (1.5) матиме вигляд:

1.3. Йонна сила розчину

Параметри йонної атмосфери (розмір та густина) визначаються йонною силою розчину І, яку обчислюють за формулою:

де Сі = СA, СB, ... – концентрації всіх йонів в розчині; Zi – заряди цих йонів.

1.4. Слабкі електроліти. Закон розбавлення Оствальда

Кiлькiсною характеристикою здатностi електролiтiв розпадатися на iони є

ступінь електролітичної йонізації (дисоціації) α, який вказує на частку молекул розчиненої речовини, що розпалися на йони:

4

1.5. Йонний добуток води. Водневий показник

Вода належить до амфiпротонних розчинникiв і частково дисоцiює за схемою:

При постiйнiй температурi величини K i aH2O залишаються постійними, тому їх можна об'єднати в одну константу

яка має назву йонний добуток води. У чистiй водi при 25 оС утворюється однакова кiлькiсть йонiв H+ i OH–, тобто [H+] = [OH–] = 1×10–7 моль/дм3.

Кислотність розчинiв характеризує водневий показник або рН:

Основність розчинiв характеризує гідроксильний показник або рОН:

5

1.6. Розрахунок концентрацій йонів [Н+] та рН розчинів електролітів

Основні формули подано в таблиці 1.2.

Таблиця 1.2

Розрахунок концентрацій йонів [Н+] та рН розчинів

де С – нормальна концентрація відповідної сполуки; K – константа йонізації відповідної сполуки (Додаток 2); pK - силовий показник слабкої кислоти чи основи, pK = -lgK.

6

1.7.Питання для самостійної підготовки

1.Предмет і завдання аналітичної хімії. Що є аналітичним сигналом хімічних методів аналізу?

2.Способи проведення якісного аналізу.

3.На чому ґрунтується сірководнева класифікація катіонів?

4.Груповий реагент і його призначення. Вимоги до групового реагенту.

5.Загальний хід аналізу невідомої речовини.

6.Мета і порядок проведення попередніх досліджень невідомої речовини.

7.Особливості якісного аналізу на присутність аніонів.

8.Закон діючих мас і його застосування в аналітичній хімії.

9.Способи зсуву рівноваги оборотних процесів.

10.Стан електролітів у розчинах. Активність, коефіцієнт активності, від яких факторів вони залежать?

11.Якими одиницями виражається концентрація розчину?

12.Що таке еквівалент, фактор еквівалентності?

13.Дисоціація електролітів у розчинах. Сильні і слабкі електроліти.

14.Ступінь дисоціації слабких електролітів. Закон розбавлення Оствальда.

15.Електролітична дисоціація води. Йонний добуток води, водневий та гідроксильний показники.

16.Розрахунок концентрації водневих йонів і рН сильних кислот.

17.Розрахунок концентрації водневих йонів і рН сильних основ.

18.Розрахунок концентрації водневих йонів і рН слабких кислот.

19.Розрахунок концентрації водневих йонів і рН слабких основ.

20.Призначення та склад буферних розчинів. Буферна ємність.

21.Обчислення рН кислих буферних розчинів.

22.Обчислення рН лужних буферних розчинів.

23.Груповий реагент для осадження катіонів ІІ групи.

24.Груповий реагент для осадження катіонів ІІІ групи.

25.Груповий реагент для осадження катіонів ІV групи.

26.Груповий реагент для осадження катіонів V групи.

27.Груповий реагент для осадження аніонів І групи.

28.Груповий реагент для осадження аніонів ІІ групи.

29.Дробне виявлення іонів Na+, NH4+, K+, Mg2+, Ca2+, Ba2+, Al3+, Zn2+, Fe2+,

Fe3+, Mn2+, Cu2+, Pb2+, SO42–, CO32–, PO43–, Cl–, NO3–.

Примітка: у відповідях на питання № 23-29 вказати умови проведення аналізу, обгрунтувати необхідність їх дотримання та записати рівняння аналітичних реакцій в молекулярному та йонному вигляді.

7

1.8. Приклади розв’язування задач

1. Скільки грамів технічного натрій карбонату, що містить 93,0 % Nа2СО3 потрібно для приготування 800 г 15%-ного розчину?

Розрахуємо масу чистого натрій карбонату, який повинен міститися у 800 г розчину:

m(Na2CO3 )чист =800 0,15 =120 г.

Для приготування такого розчину необхідно відважити: m(Na2CO3 )техн = 0120,93 =129,03 г.

2. Обчисліть: а) концентрацію в г/дм3 30%-ного водного розчину НNO3; б)його молярну та нормальну концентрації (ρ=1,180 г/см3).

а) Приймемо, що маса розчину дорівнює 100 г. Тоді маса нітратної кислоти, яка буде в ньому міститися дорівнює:

m(HNO3) =100 10030 =30 г.

Розрахуємо об’єм, який займатиме 30 %-й розчин:

V ( розчину) = mρ(( розчинурозчину)) =1100,180 =84,745 см3 ≈ 0,085 дм3.

Отже, масова концентрація нітратної кислоти дорівнює:

H2SO4.

Сульфатна кислота в розчині дисоціює за рівнянням:

H 2 SO4 → 2H + + SO42−

Розрахуємо молярну концентрацію кислоти:

8

З рівняння дисоціації видно, що кількість утворених іонів Н+ є вдвічі більшою кількості продисоційованих молекул кислоти. Тому:

[H +] = 2 C(H2SO4 ) = 2 0,0125 = 0,025 моль/дм3, а рН такого розчину: pH = −lg[H +] = −lg 0,025 =1,6 .

Концентрацію гідроксильних іонів розраховуємо з рівняння йонного добутку води або за значенням рОН:

або

pOH =14 − pH =14 −1,6 =12,4

[OH −] =10−pOH =10−12,4 = 4 10−13 моль/дм3.

4. Обчислити йонну силу 0,1 М розчину MgCl2 в присутності 0,15 М розчину НCl.

Йонну силу розчину розраховують за рівнянням (1.8):

I = 12 (C1Z12 +C2Z22 +C3Z32 )

Запишемо рівняння дисоціації речовин, які знаходяться в розчині і визначимо концентрації всіх йонів:

С2(сум) = 0,2 + 0,15 = 0,35 M.

Заряди йонів мають значення:

Z1 = (Mg2+) = +2; Z2 (Cl–)= -1; Z3 (Н+)= +1.

Тоді:

I = 12 (0,1 (+2)2 +0,35 (−1)2 +0,15 (+1)2 ) = 0,45 .

5. 5 см3 0,01 М розчину H2SO4 розбавили до об’єму 50 см3. Визначити рН одержаного розчину.

Для розрахунку рН розчину сульфатної кислоти необхідно розрахувати концентрацію іонів водню. Це можна зробити, використавши закон еквівалентів:

C1 V1 =C2 V2

9

pH = -lg0,002 = 2,7.

6. Обчислити, як зміниться ступінь дисоціації 1 н розчину аміаку, якщо розбавити його в 5 разів.

В Додатку 2 знаходимо значення константи йонізації розчину аміаку.

KNH 4OH =1,74 10−5 .

Розрахуємо ступінь дисоціації вихідного розчину за формулою (1.12):

Після розбавлення концентрація розчину (С2) дорівнює:

C2 = 15 = 0,2 н, а його ступінь дисоціації

Отже, після розбавлення ступінь дисоціації зростає у

7. Обчислити концентрацію йонів [NН4+] в 0,02 М розчині NН4OН. Як зміниться концентрація цих іонів, якщо рН довести до 11,3?

Гідроксид амонію – слабка основа, яка в розчині часково дисоціює:

В Додатку 2 знаходимо значення константи йонізації розчину NН4OН.

KNH 4OH =1,74 10−5 .

Врезультаті дисоціації утворюється однакова кількість іонів NН4+ і ОH–.

Тому:

[NH 4 + ]1 =[OH −] = K NH4OH C(NH 4OH ) = 1,74 10−5 0,02 =5,9 10−4 М. pОH = -lg(5,9·10–4) = 3,23, а pH = 10,77

Якщо pH вихідного розчину довести до 11,3, то концентрація йонів амонію буде мати значення:

10