Ситуационные задачи для контроля усвоения темы

1. Напишите формулы следующих комплексных соединений: гексанитрокобальтат (III) калия; бромид гексаамминникеля (II); дибромодихлороаурат (III) магния; хлорид этилендиаминплатины (II); динитродиамминкобальт (II) калия.

2. Назвать следующие комплексные соединения: [Pd(H₂O)(NH₃)₂Cl]Cl; [Co(NH₃)₅SO₄]NO₃; K₂[Co(NH₃)₂(NO₂)₄]; K₂[Pt(OH)₅Cl]; [Cu(NH₃)₂(CNS)₂]; [Pt(NH₃)₂Cl₄].

3. Установите (пользуясь константами нестойкости комплексов), в каких случаях произойдет взаимодействие между растворами электролитов:

• K[Ag(CN)₂] + NH₃ 

• [Ag(NH₃)₂]Cl + K₂S₂O₃ 

• K₂[HgJ₄] + KCN 

4. Вычислите концентрацию иона цинка в растворе тетрацианоцинката натрия с концентрацией 0,1 моль/л при избытке цианид-ионов, равном 0,3 моль/л, если константа нестойкости комплекса равна 2,420^-20.

5. Вычислите массу серебра, содержащегося в виде ионов в растворе хлорида диамминсеребра (I) с концентрацией 0,01 моль/л объемом500 мл. Раствор содержит аммиак, концентрация которого 0,1 моль/л, k_нест[Ag(NH₃)₂]⁺=9,310^-8.

6. Константы нестойкости комплексных ионов [Zn(NH₃)₄]²⁺ и [Zn(CN)₄]^2- составляют: 210^-9 и 110^-19. В каком из комплексов концентрация ионов Zn²⁺ больше, если комплексные ионы имеют одинаковую концентрацию – 0,001 моль/л?

7. Вычислите концентрацию иона ртути (II) в растворе тетраамминртути с концентрацией 0,1 моль/л при избытке NH₃, равном 0,5 моль/л и k_нест[Hg(NH₃)₄]²⁺=510^-20.

8. Во сколько раз уменьшается концентрация ионов кадмия в растворе нитрата кадмия с концентрацией 0,1 моль/л после введения 0,4 моль/л аммиака (k_нест[Cd(NH₃)₄]²⁺ = 2,810^-7)?

9. Рассчитайте массу золота, находящегося в виде ионов в 100 мл раствора дицианоаурата (I) калия с концентрацией 0,01 моль/л при избытке цианида калия, равном 0,1 моль/л (k_нест[Au(CN)₂]^-=510^-30).

10. При какой концентрации Na₂S начнет выпадать осадок из раствора тетрацианокадмиата (II) калия с концентрацией 0,1 моль/л, содержащего избыток цианид-ионов, равный 0,5 моль/л? k_нест[Cd(CN)₄]^2- = 7,810^-18; ПР_CdS = 810^-27.

Домашнее задание

Тема: «Электрохимические методы исследования. Потенциометрия».

Литература: [1] с. 464; [3] с. 156; [4] с. 85.

Дополнительная:

1. Пономарев В.Д. Аналитическая химия. Кн.2. М., Высшая школа. 1982.

2. Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия. Аналитика. Кн.2. М., Высшая школа. 2002.

Занятие №17

Тема: Электрохимические методы исследования. Потенциометрия.

Актуальность темы: Из электрохимических методов исследования в медицине и биологии наиболее часто применяются методы потенциометрии. Потенциометрия – незаменимый во многих случаях метод определения физиологически активных ионов (H₃O⁺, Na⁺, Ca²⁺, NH , K⁺, Cl^-, Br^-, J^- и др.) в биологических жидкостях (крови, спинномозговой жидкости, моче и др.) и тканях организма. Миниатюрные ионселективные электроды позволяют проводить исследования на клеточном уровне.

Потенциометрический метод определения рН по сравнению с колориметрическим методом является более точным и надежным. Он используется и в тех случаях, когда колориметрические методы неприемлемы (окрашенные и мутные среды: кровь, суспензии бактериальных клеток; системы, содержащие агрессивные по отношению к индикаторам вещества). Эти достоинства потенциометрического метода измерения рН обусловили его широкое применение в биохимических, клинических и санитарно-гигиенических лабораториях.

Потенциометрическое титрование используется для определения концентрации биологически активных и лекарственных веществ в биологических объектах.

Учебные цели: сформировать системные знания о возникновении электродных потенциалов и их измерении; ознакомить измерением рН потенциометрическим методом.

В результате освоения темы студент должен уметь:

• Рассчитывать электродные и окислительно-восстановительные потенциалы по уравнениям Нернста и Нернста-Петерса;

• Правильно записывать гальванические цепи;

• Уметь измерять и рассчитывать ЭДС гальванических элементов;

• Подбирать соответствующие электроды для потенциометрических измерений;

• Электрометрически определять рН растворов.

Для формирования умений студент должен знать:

• Механизм возникновения электродного и окислительно-восстановительного потенциалов;

• Уравнения Нернста и Нернста-Петерса для расчета потенциалов;

• Гальванические элементы и правила их составления;

• Различные типы электродов, применяемые в потенциометрических измерениях;

• Редокс-процессы, протекающие в живых системах;

• Методы прямой потенциометрии и потенциометрического титрования.

Вид занятий: лабораторно-практическое.

Продолжительность занятия: 3 академических часа.

Оснащение рабочего места: электроды: стеклянный и хлорсеребряный, рН-метр (рН-150 МИ), штатив со стаканом, инструкция по работе с рН-метром, калькуляторы, справочные таблицы со стандартными значениями потенциалов, фильтровальная бумага.

Реактивы: буферные растворы с известными значениями рН, исследуемые растворы с неизвестными значениями рН, дистиллированная вода.