Н.Ф. Клещёв и др. - Задачник по аналитической химии (1110107), страница 11
Текст из файла (страница 11)
Вычислить массовую долю хрома в скеси солей жирных кислот. 56. Из 10,0 см электролита при анализе получен осадок з 55 СООСсч массой 0,2032 г. Вычисл если плотность электролит 1 05 слить массовуго долю ме и 57. Вы ига д в растворе, 7. Вычислить массовую долю М ОО препарате сульфата ак с ю 8 с ' ?НгО в техническом 0,5117 г и получили осадо М р О иза взяли навеску копия, если для ан 58.
П и 8г г г массой 0,0183 г ри анализе известняка массой О, 1 осадки 0 2415 г С 0 и 0 0168 г М Р М8СОг в известняке. 59.П иы р сализе шлыса взяли нанеси ния 810г получили 250 ку 0,8876 г и после отделе- ПОЛ ЧИЛИ ОСаДОК ГИДР посл см раство а. Из 1 А!гОг составила 0,0506 г. Вычислить оксида алюминия; посл 150 г чСескогфо сульфата ~~~~~ пробу О, 500 ад ли 0,05 М раствором у дсгбавить, чтобы о этого раство а сл ет полноты осаждения были не более 10 ~ г? ра хлорида с ронция стронций качестве осадителя использовали О 1 хлорида стронция чтобы потери . ггс вследствие растворимости ос ка с. лиявием соленого эффек та преп речь.
адка Гаева 7 ТИТРИМКТРИЧКСКИЙ АНАЛИЗ Титриметрический анализ объединяет чественного химическог о анализа, основанных няет группу методов колироцессе титр~- то необходимого для енин количества реагента, деляемым компонентом в б чно ю~ы~~й кон ы й ыпс„1 тр т) ~ю~ынно д~ ацие реагента тн ан вводимого титранта. яемого вещества, контролируя объем Тнтриметрические методы класси и щнх при ти овании й окисл тел с ), итель — "роваиие (редокическое титрование (оснос ано на реек-циования~, осадительное титровысие (сели-кетрия). 57 7.1.
Кислотно-осло чги титрование 7.1.1. Режеиие игииоомх задам Вычисление молярной массы эквивалентов Дщ в исления молярной массы эквивалентов соединения, Для ыч вают какая участву =щего в кислотно-основной реакции, расечиты масса данного вещества соответствует одному молю атомов водорода. П 7.1. Вычислить молярную массу эквивалента НХОз ример при взаимодействии е КОН. Р е ш е и и е.
Записываем уравнение реакции: НХОз + КОН ~ КХОз + Н90. Из уравнения следует, что одному молю атомов водорода соответствует один моль азотной кислоты; следовательно, молярная масса эквивалента азот ент азотной кислоты численно равна ее молярной массе, т,е. М НХОз) = 63 г/моль.
имер 7.2. Вычислить молярные массы эквивалентов гБ з и ример НзРОз в реакциях: НгБОз + 2ХаОН вЂ” ~ ХзгБОз + 2НгО,' (1) НзР04 + 2ХаОН вЂ” ~ ХагНР04 + 2НгО. (2) Р и е. В еакциях многопротонных кислот могут учасгешение. р или только часть их (в вовать все ионы водорода (в реакции 1) или тол 2). В этих случаях ма-ярнаи масса эквивалентов НгБОз и НзРОз составляет половину малярной массы еоответсгву щ сгв ю ей кис- М(1/2НгБОз) = М(НгБОз)/2 = 49,04 г/моль; М(1/2НзРОз) = М(НзРОз)/2 = 49,00 г/моль.
Вычисление концентрации Раствора Пример 7.3. Из 2,500 г ХагСОз приготовлено 500 смз раствора. Вычислить для этого раствора а) 7(ХагСОз); б) молярную концентрацию; в) нормальную концентрацию. Р е ш е н и е. Для вычисления титра нужно найти массу вещества в граммах, содержащуюся в 1 смз раствора. вг(Ха г СОз) 2,500 ЦХ СО ) = ' 7(Ха2003) = — = 0,0050 г/смз. зг 3 5 00 Молярную концентрацию можно вычислить по известному титру: 7(Ха г СОз) 1000 М( ХагСОз) 0,0500 1000 С(ХагСОз) = = 0,04717 моль/дмз.
106 Для вычисления нормальной концентрации раствора нужно найти малярную массу эквивалентов ХагСОз.' М(1/2 ХагСОз) = 53 г/моль. а затем воспользоваться величиной титра Т(ХагСОз) ' 1000 С(1/2Ха„СОз) = М(1/ 2 ХагСОз ) 0,05 . 1000 С(1/2ХагСОз) = = 0,09434 моль/дмз 53 или величиной навески: ги(ХагСОз) 1000 С(1/2ХагСОз) = М(1/2ХагСОз) ' 2,5 1000 С(1/2ХагСОз) = = -0,09434 моль/дмз. 53 500 Пример 7.4. На титрование 20 смз 0,02 М раствора НС1 расходуется 15,00 смз раствора ХаОН. Определить молярную концентрацию этого раствора. Р е ш е н и е. Так как вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах, то количество НС! в точке эквивалентности должно быть равно количеству ХаОН, т.е.
и(НС1) = (ХаОН); (НС1) = С(НС1) Р(НС1); и(ХаОН) = С(ХаОН) . У(ХаОН); С(НС1) . У(НС1) С(ХаОН)— г(ХаОН ) 0,02 20,00 С(ХаОН) = — = 0,02667 моль/мл. 15,00 Пример 7.5. Раствор карбоната натрил титруют раствором хлороводородной кислоты с Т(НС1) = 0,003650 г/смз в присутствии метилового оранжевого. Вычислить титр раствора НС1 по определяемому веществу ХагСОз. Р е ш е н и е. Между эквивалентами реагирующих веществ и титрами существует соотношение М(НС1) — М(1/2ХагСОз) Т(НС1) — 7(НС1/ХагСОз) Т(НС1) .
М( 1/2ХагСОз) Т(НС1/ХагСОз)— М(Н С!) 0,003650 . 53,00 Т(НС1/ХагСОз) = = 0,005300 г/смз. 36,50 59 Вычисление рН и рОН растворов кри титровании Концентрация ионов [Н+) или [ОН ] и и* титровании сильной кисло- ты сильным основанием (или сильно:снования сильной кисло- той) равна концентрации оставшейсс растворе неоттитрованной сильной кислоты (сильного основан: В точке эквивалентности рн определяется концентрацией ио4ь [н'], образующихся при диссоциации воды, Пример 7.6. Рассчитать рН растворть полученного при титрова- нии в момент, когда к 15,00 смз 0,02 М раствора НС1 добавлено 10 смз 0,15 М раствора ХаОН.
Р е ш е н и е. Вычисляют количество кислоты и щелочи в данном растворе (в ммоль): я(НС!) = С(НС1) Р(НС!) = 15 0,2 = 3,0 ммоль; а(ХаОН) = С(ХаОН) ° У(ХаОН) = 10 ° 0,15 = 1,5 ммоль. Избыток кислоты в растворе равен 3,0 — 1,5 = 1,5 ммоль. Это неотгитрованное количество кислоты содержится в обьеме $' = 15 + 10 = 25 смз. Так как молярная концентрация раствора показывает, сколько миллимолей растворенного вещества содержится в 1 смз раствора, можно вычислить для кислоты: С(НС1) = 1,5/25 = 0,060 ммоль/смз; [Н+] = 0,060 моль/дмэ; рН = — !8[н'] = — !8(6 .
10 з) = 2 — !86 = 2 — 0 78 = 1,22. В случае неполной нейтрализации слабой кислоты (слабого основания) рН вычисляют, пользуясь выражением для константы диссоциации слабой кислоты (основания): НАь — Н++А; [Н+] [А ) [НА] К!А —— , [Н'] = Кня —, [НА] ж С [НА) [А ) [А)- С; [Н'] Кнл С /С Пример 7.7. Рассчитать рН раствора, полученного при добавле- нии 15 смз 0,1 М раствора ХаОН к 20 'смб 0,1 М раствора СНзСООН. Р е ш е н и е. В процессе нейтрализации ссбьбой кислоты обра- зуется соль, концентрация которой равна концентрации нейтрали- зованной кислоты.
Избытачная, т.е. неоттитрованная, кислота в растворе остается в виде малодиссоциированпых молекул. Следова- тельно, а = С(ХаОН) У(ХаОН) = 15 0,1 = 1,5 ммоль; 1,5/35 ммоль/см~' я = 20 0,1 — 15 0,1 = 2,0 — 1,5 = 0,5 ммоль; а 0,5 С = — = — ммоль/смэ; Р 35 С [Н') = К сн,соон 'де Ксн,ооон соль 0,5 [Н')=1,8 10' — =6 10б рН=5,22.
1,5 Если имеет место полная нейтрализация слабой кислоты (основания) то Н ассчит ), р р ывают по константе диссоциация сопряженного основания (кислоты): А +НгОь — НА+ОН; К [НА] [ОН ] К [А ) [НА) - [ОН ], [А ) С [ОН ]2 К ь'С К с оль НА и [ОН] =~ —" С НА Пример 7.8. Рассчитать рН раствора, полученного при добавлении 100 смз 0,1 М раствора ХаОП к 100 смз 0 1 М раствор Р е ш е н и е. К раствору СнзСООН добавлено эквивалентное количество ХаОН.
Вся кислота переведена в соль. Концен ация соли с учетом разбавления равна: в соль. онцентрация С = (100 0,1)/200 = 0,05 моль/дмз; 10 '4 0,05 [ОН ] = = 5 10 б моль/дмз; 1,8. 10' [Н'] = 10 ы/( 10 б) = 2 . 10 э моль/дмз; рН = 8 7 авва ко При избытке щелочи концентрация ионов ОН р концентрации избыточной щелочи, в прн избытке с практически кислоты кон епт а ия тт+ 4 из ытке сильной ц 4 рация ионов П практически равна концентрации избыточной кислоты.
Способ асчета р рН в этих случаях аналогичен расчету при тнтровании сильной кислоты щелочью (сьь пример 7.6). б1 Индикаторные погрешности Причиной возникновения индикаторных погрешностей в кислотно-основном тнтровании является несовпадение показателя титрования (р7) индикатора, т.е. рН, при котором заканчивают титрование по данному индикатору, с рН точки эквивалентности. Типы индикаторных погрешностей: 1) водородная (Н+-погрешность); 2) гидроксильная (ОН -погрешность); 3) кислотная (НА- погрешность); 4) основная (МеОН-погрешность). Погрешности типа 1 и 2 возникают, когда индикатор изменяет свою окраску при избытке в растворе сильной кислоты (1) или щелочи (2).
Кислотная и основная погрешности связаны с оставшейся в растворе неоттитрованной слабой кислотой (слабым основанием) в момент изменения окраски индикатора. Величину относительной индикаторной погрешности рассчитывают как отношение количества неоттнтрованной кислоты (основания) к общему количеству кислоты (основания). Количество кислоты (основания) удобно выражать в миллнмолях эквивалентов. Относительные индикаторные погрешности считают допустимыми, если они не превышают 0,2%.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
