Опубликовано

Задачник по аналитической химии. Н.Ф. Клещев

Задачник по аналитической химииzadachnik-po-analiticheskoy-khimii

[spoiler title=»Задачник по аналитической химии. Н.Ф. Клещев, Е.А. Алферов, Н.В. Базалей, А.С. Бабенко, В.П. Бочарова, Н.П. Данилов, Л.А. Минеева, З.А. Третъяк, Н.Е. Шляхова»]

 

Глава 1

ОСНОВНЫЕ ЕДИНИЦЫ ИЗМЕРЕНИЯ В АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Единицей количества вещества в системе СИ является моль, т.е. количество вещества, которое содержит столько условных час­тиц (атомов, молекул, ионов, электронов и др.), сколько атомов со­держится в 0,012 кг изотопа углерода 12С. Число частиц в одном моле приблизительно равно 6,022 • 1023 (число Авогадро). Количес­тво вещества принято обозначать символом п; количество вещества X записывают как п(Х) моль, например n(Mg2t) = 3 моль; n(Fe) = 10 ммоль; n(H+) = 10′5 моль; п(СНзОН) = 10 кмоль.

Молярная масса (символ М) определяется как масса, отнесен­ная к количеству вещества:

М(Х) = m(X)/n(X),

где т(Х) — масса вещества X.

Иными словами, молярная масса — это масса одного моля вещества. Например, M(H2SO4) = 98 г/моль; Af(Cu) = 63,54 г/моль.

Концентрация вещества, или молярная концентрация (символ С), — это количество вещества в единице объема раствора. Если п молей вещества X растворено в V дм3 раствора (напомним, что 1 литр = 1 дм3), то

С(Х) = п(Х)/ЦХ).

Например: C*(NaOH) = 0,1 моль/дм3; такой раствор называют децимолярным и часто обозначают как 0,1 М раствор NaOH; ЦЙагЗгОз) = 0,5 моль/дм3, т.е. имеем 0,5 М раствор КагЗгОз.

Все расчеты в аналитической химии, основанные на проведе­нии тех или иных химических реакций, связаны с понятием эквива­лент. Эквивалентом называют условную частицу вещества, которая в данной реакции равноценна (эквивалентна) атому водорода. Из определения следует, что эквивалентом могут быть как реальные частицы, например молекулы НС1, КОН, так и гипотетические частицы, например половина молекулы серной кислоты I/2H2SO4 или треть молекулы гидроксида железа l/3Fe(OH)3 и т.д. Дробь, показывающая, какая часть молекулы или иона является эквива­лентом, называют фактором эквивалентности. Фактор эквивалент­ности вещества X обозначают / (X), например / (H2SO4) = 1/2;

экв                                 экв

/эквЕе(ОН)3 = 1/3.

Значение фактора эквивалентности зависит от реакции, в которой данное вещество участвует. Для кислотно-основных реак­ций эквивалент определяется числом ионов водорода, участвующих

 

 

в протолитических равновесиях данной частицы. Так, для реакции
НС1 + Na2CO3 NaHCO3 + NaClэквиваленты реагирующих веществ соответственно обозначаются как 1НС1 и lNa2CO3; /ЭКВ(НС1) = /^(Na^COs) = 1. В данном случае эквивалент — это реальные частицы (молекулы HCI и Na2CO3).Для реакции2НС1 + Na2CO3 2NaCl + Н20 + С02

факторы эквивалентности равны: / (НС1) = 1; / (Na2CO3) = 1/2. Эквиваленты этих веществ обозначаются как 1НС1 и l/2Na2CO3.

Для окислительно-восстановительных реакций эквивалент — это такая условная частица вещества, которая присоединяет или отдает один электрон. Например, для реакции

2КМпО4 + 10FeSO4 + 8H2SO4

2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8Н2О

факторы эквивалентности перманганата калия и сульфата железа записываются как

/ (КМпО4) = 1/5; / (FeSO4) = 1, «7KD         «7KD

а эквиваленты — как 1/5КМпО4 и lFeSO4.

Для реакций комплексообразования фактор эквивалентности определяют, исходя из числа координационных мест центрального иона-комплексообразователя. Например:

2KCN + AgNO3 KAg(CN)2 + KNO3; /3KB(KCN) = 1;

/ (AgNO3) = 1/2.
□No

A13+ + 6F-             A1F3-; / (F-) = 1; / (Al3+) = 1/6,

О JKB                      jKd

Ag+ + 2S2O2’            Ag(S2O3)3-; /э (S2O2‘) = 1/2; / (Ag+) = 1/4-

В реакциях комплексообразования с участием динатриевой соли, этилендиаминотетрауксусной кислоты (ЭДТА), как правило, ион металла и анион ЭДТА (Y4‘) образуют комплекс состава 1:1. Например:

Fe3+ + H2Y2‘ FeY’ + 2Н\

В этом случае /экве3*) = ^kb(H2Y2‘), т.е. вещества реагируют в соотношении 1 моль на 1 моль.

Факторы эквивалентности для соединений, участвующих в реакциях осаждения солей, определяют так же, как и в случае кислотно-основных реакций, т.е. каждый участник реакции рас­сматривается как кислота или основание в протолитической

 

(протонной) теории. Например:

Ag+ + Cl’ = AgClj; ^„(Ag^) = / (С?) = 1;

2Ag* + CrO2‘ = Ag2CrO4|; /3KB(Ag+) = 1; /^(CrO2‘) = 1/2;

Ba2t + SO2‘ = BaSO4; /JBa2*) = 1/2; /^(SO2’) = 1/2.

Число, стоящее в знаменателе дроби (например, для ионов бария и сульфаг-ионов это число 2), называют числом эквивалент­ности и обозначают 2*.                                                                                          ~

Молярная масса эквивалента — это масса одного моля эквива­лентов данного вещества. Если для вещества X фактор эквивалент­ности равен:

/экв(Х) = 1/2*.

то молярную массу эквивалента М ijX^ можно вычислить из соот­ношения

м[^х] = ад.

Например:

Af(l/2II2SO4) = l/2Af(H2SO4) = 1/2 • 98 г/моль = 49 г/моль.

Молярная концентрация эквивалентов соединения X обознача­ется как CCf3KJX) моль/дм3. Эта величина равна числу молей экви­валентов в 1 дм3 раствора. Например, C(1/2H2SO4) = 0,1 моль/дм3; это означает, что 1 дм3 раствора содержит 0,1 моль эквивалентов серной кислоты, т.е. 4,9 г H2SO4.

Если молярная концентрация эквивалентов вещества X состав­ляет 1 моль/дм3, то такой раствор называют нормальным. Напри­мер, если C(l/5KMnO4) = 1 моль/дм3, то это нормальный раствор перманганата калия (1 н. КМпО4).

Из других способов выражения содержания вещества в анали­тической химии чаще используют титр, титр рабочего раствора по определяемому веществу, массовую долю.

Титр (Г) — это массовая концентрация, показывающая, сколь­ко граммов растворенного вещества X содержится в 1 см3 раствора.

ДХ) = т(Х)/И(Х).

Титр рабочего раствора вещества X по определяемому вещест­ву Y — это число, показывающее, какая масса определяемого ве­щества эквивалентна 1 см3 раствора X. Например, Т(НС1) = = 0,003647 г/см3; такая запись означает, что в 1 см3 раствора кислоты содержится 0,003647 г НС1. Запись 71(HCl/NaOH) = = 0,00040 г/см3 означает, что 1 см3 данного раствора кислоты реагирует с 0,004000 г NaOH. Запись Т(Н28О4/8Оз) = 0,00080 г/см3 означает, что 1 см3 раствора H2SO4 соответствует 0,00080 г SO3.

Массовая доля — безразмерная относительная величина, рав­ная отношению массы компонента к общей массе образца, раствора, смеси вещества и т.д.

ад) = чх)/^.

 

Единицей измерения массовой доли являются также процент (сотая
доля, %); промилле (тысячные доли, %); ppm (миллионные доли,
млн’^.ррЪ (миллиардная доля, млрд»1):1 промилле = 0,1%; 1 ppm = 10″4% 1 ppb = 10″7%.Например, массовая доля H2SO4 в растворе составляет 12%.
Это значит, что в 100 г раствора содержится 12 г H2SO4. В техни-
ческой уксусной кислоте содержание HI не должно превышать
10 ppb, т.е. в 109 г уксусной кислоты должно быть не более 10 г HI,
что в пересчете на проценты составит 10′6%.Часто для приближенной оценки массовой доли растворенного
вещества (кислот, щелочей, некоторых солей) достаточно измерить
ареометром плотность раствора (р, г/см3) и по справочным табли-
цам определить массовую долю растворенного вещества и молярную
концентрацию, соответствующие измеренной плотности.

Расчеты количества, масс, концентраций взаимодействующих и
образующихся в реакциях веществ выполняют по уравнениям мате-
риального баланса. При составлении этих уравнений исходят из
того, что вещества реагируют в равных количествах эквивалентов,
т.е. если соединение X прореагировало с соединением Y, то

я(/ X) = п(/
‘ЭКВ ’ ‘ЭКВ

Например, для реакций

2NaOH + H2SO4 = 2Н2О + Na2SO4;

К2Сг2О7 + 6FeSO4 + 7H2SO4

= K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + 7H2O;

Mg3* + H2Y2″ = MgY2» + 2H* можно записать:

n(NaOH) = n(l/2H2SC>4); n(FeSO4) = n(l/6K2Cr2O7);

n(Mg2t) = n(H2Y2«).

Далее пользуемся равенствами:

m(X) = л(/ Х)М(/ X);                                                     (1.2)

oKD         >Ji4D

П(/эквХ) = С(4вХ) • ПХ).                                                 (1.3)

Пример 1.1. Сколько фосфорной кислоты (в граммах) находит­ся в растворе, если на титрование по приведенному ниже уравне­нию реакции пошло 20 см3 0,1 М раствора NaOH?

Н3РО4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2Н2О.

Решение. Находим (Н3РО4) и /^(NaOH); они равны соответственно 1/2 и 1. Таким образом, n(l/2H3PO4) = n(NaOH). из уравнений (1.1) и (1.2) находим:

т(Н3РО4) = п(1/2Н3РО4) • 1И(1/2Н3РО4) =

= C(NaOH) ■ V(NaOH) ■ 1И(1/2Н3РО4);

m(H3PO4) = 0,1 моль/дм3 ■ 20 ■ 10″3 • 49 г/моль = 0,098 г.

Y).                                              (1.1).

 

Пример 1.2. Сколько граммов химически чистого препарата перманганата калия нужно взять, чтобы получить 2 дм3 нормально­го раствора перманганата как окислителя?

Решение. Эквивалент перманганата для окислительно- восстановительных реакций равен обычно 1/5КМпО4; Ц1/5КМпО4) = 1 моль/дм3; М(1/5КМпО4) = 1/5М(КМпО4) = 31,6 г/моль. Из уравнений (1.2) и (1.3) находим:

m(KMnO4) = п(1/5КМпО4) • М(1/5КМпО4) =

= С(1/5КМпО4) • К(КМпО4) • М(1/5КМпО4) =

= 1 моль/дм3 • 2 дм3 • 31,6 г/моль = 73,2 г.

Глава 2

РАВНОВЕСИЯ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ

КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

В соответствии с протолитической теорией кислоты — это час­тицы, способные в растворе отдавать протоны, а основания — части­цы, способные принимать протоны. При этом кислота образует со­пряженное с ней основание, а основание образует сопряженную с ним кислоту. Кислота и сопряженное с нею основание, так же как основание и сопряженная с ним кислота, составляют кислотно-ос­новную (протолитическую) пару. Примеры протолитических пар:
Кислота
НС1
СНзСООН
Н2СОз
н3о+
nh4
НСОз
Основание
н+ + сг

Н+ + СНзСОСГ
Н+ + НСОз
н+ + Н20
н+ + NH3
н+ + со£

Из этих примеров следует, что кислоты могут быть подразде­лены на молекулярные (НС1, СН3СООН, Н2СОз), катионные (НзО+, NH4+) и анионные (НСОз). Аналогично основания делятся на моле­кулярные (NH3), анионные (СГ, СНзСОО’, НСОз), катионные (СаОН+).

Протолиты, обладающие как протонодонорными, так и прото­ноакцепторными свойствами, называют амфипротонными (Н20, НСОз). Вещества, которые классическая теория ‘относит к классу солей, йри растворении образуют два протолита — катионную кис­лоту и анионное основание:

NH4CH3COO —» NHJ + СНзСОО’; NH4C1 —» NHJ + СГ.

 

2.1.     Автопротолиз воды

Поведение кислот и оснований в растворах зависит от свойств растворителя. В водных растворах следует учитывать амфотерный характер воды, который можно проиллюстрировать реакцией авто­протолиза

Н20 + Н20            Н30+ + ОН’;

к_ [н3о+цон-]

20] 2

Так как концентрация воды [Н20] в разбавленных водных растворах велика и мало изменяется по сравнению с концентрацией растворенных веществ, ее можно считать величиной постоянной и записать

А[Н2О]2 = [Н3О+][ОН-] = kw, где — константа автопротолиза воды (ионное произведение воды).

Численное значение константы автопротолиза воды при 25 ° С равно К И 1 • 10‘14. Для упрощения вычислений ионное произве­дение воды записывают в виде:

Kw = [Н*][ОН-] = 10-и.

В чистой воде [Н+] = [ОН*] = 10′7 моль/дм3.

Для характеристики кислотности раствора принято пользова­ться десятичными логарифмами концентрации ионов Н+ и ОН», взятыми с отрицательным знаком; эти величины называют водород­ным и гидроксильным показателями:

pH = —lg[H+]; рОН = -lg[OH-].

Отсюда следует, что для воды и водных растворов выполняет­ся следующее равенство:

pH + рОН = 14.

2.2.     Расчет pH

2.2.1.    Растворы сильных кислот и оснований

Сильные кислоты и сильные основания в водных растворах практически полностью диссоциированы на ионы, но в результате межионных взаимодействий действительная (эффективная) кон­центрация ионов меньше начальной концентрации электролита. Эф-фективная концентрация ионов называется активностью. Зависи-мость между концентрацией (С) и активностью (а) ионов выража-ется уравнением

а = f • С, где /— коэффициент активности.

В очень разбавленных растворах сильных электролитов / « 1 и а к С. При вычислении концентраций ионов в разбавленных рас­творах сильных электролитов исходят из допущения, что электро­литы диссоциированы полностью. В растворе сильной кислоты

 

диссоциация идет по уравнению

НА + Н2О —> Н3О+ + А’.

Для простоты вместо иона Н3О+ в расчетных формулах запи­сывают Н+, тогда

аН* W Р1 ] = ^НА’ рН = ~^^НА’ соответственно в растворе сильного основания

МОН + Н20 —> МОЩ + ОН’;

аон’ * t°H‘l = 6мон’ рОН = -^мон’- рН = 14рОН-

Пример 2.1. Вычислить pH 0,01 М раствора азотной кислоты.

Решение. HNO3 — сильная кислота, т.е.

+] = CHNQ3 = 0,01 моль/дм3;

pH = —lg0,01 = 2.

Пример 2.2. Вычислить pH 0,05 М раствора КОН.

Решение. КОН — сильное основание (щелочь), т.е.

[ОН’] = Скон = 0,05 моль/дм3;

рОН — —lg0,05 = —lg(5 • 10’2) = 1,3; pH = 14 — 1,3 = 12,7.

Таким образом можно рассчитывать pH растворов кислот с концентрацией С } 10~4М, когда концентрацией протонов, образую­щихся при диссоциации воды, можно пренебречь. При меньшей концентрации кислоты диссоциацию воды следует учитывать. В последнем случае источником протонов служат два равновесия:

НА + Н2О Н3О+ + А’; 2Н2О Н3О+ + ОН’.

Для расчета [Н3О+] следует, воспользоваться более точным выраже-

3О+] = [А’] + [ОН’] = СНА + \/[Н3О+].

В упрощенной форме

[И*] = снд + *дн*1,

(2-1)
откуда

|Н-р — СНА ■ [Н-) —                 = 0; [Н-] = (Снд +                                               (2.2)

Пример 2.3. Вычислить pH 10’5Af раствора азотной кислоты.

Решение. Так как С*.,.,- < 10~4М, при расчете pH следует

HNU3

учитывать диссоциацию воды и для расчета использовать “выраже­ния (2.1) и (2.2):

Pi = chno3 + VP1*];

+] = (10’5 + /10′10 + 4 • 10’14)/2 = 1,01 • 10’5 моль/дм3;

pH = -lgl,01 ■ 10’5 = 4,99.

 

9 Для концентрированных растворов сильных электролитов необходимо учитывать коэффициенты активности, которые зависят от так называемой ионной силы раствора (д).

д = 0,5 £ С ■ Z2.,
i=1

где С. — молярная концентрация иона; Z. -фзаряд ион^ Коэффи­циенты активности вычисляют по следующим формулам:

для растворов с ионной силой д Ч 0,01

.                -1g/. « 0,51^;

для растворов с ионной силой д 0,1

-Ц = 0,51^2. —-

1 + УД

Пример 2.4. Вычислить активность ионов Н+ в 0,3 М растворе азотной кислоты.

Решение. Так как концентрация раствора азотной кисло­ты достаточно велика, коэффициенты активности ионов Н+ и NO’ вычисляем по формуле (2.3) с учетом ионной силы раствора:

д = 0,5(0,3 • I2 + 0,3 • I2) = 0,3;

7073                        0,55

-1g/ = 0,5 • 12—————— = 0,5-12               = 0,177;

1 + ДЗ                           1,55

/н* = Акт = 0,66; ан* = Ai*’ Сньюз = 0,660,3 = 0,2 моль/дм3

2.2.2. Растворы слабых кислот и оснований

В водных растворах слабых кислот источниками протонов слу­жат слабая кислота и вода, диссоциация которых происходит в со­ответствии с уравнениями:

НА + Н2О Н3О* + А’; 2Н2О Н3О+ + ОН’;

причем ионы Н3О+, образующиеся по первой реакции, подавляют диссоциацию воды, и концентрацией ионов [Н3О+] и [ОН’], образу­ющихся по второй реакции, можно пренебречь.

Равновесие в растворе слабой кислоты описывается с помощью константы диссоциации К-.

НА

3О*][А’]

НА [НА] ’ •

Из уравнения диссоциации кислоты видно, что

3О+] = [А’] и СНА = [НА] + [А’] или Снд = [НА] + [Н3О+],

 

откуда
[НА] = СНА3О+].
Подставляя значения [А‘] и [НА] в выражение константы дис­социации кислоты, получим

3О + ]2

*НА » С„д — [Н,о-]’

или, заменив [Н30+] на [Н+],

откуда

+] = [~^нА + ^НА + 4*НА ’ СНА ] /2‘                                                       t25)

Для слабых электролитов с константой диссоциации К < 10′4 можно упростить уравнение (2.4), полагая, что концентрация недис- социированной кислоты (основания) практически равна общей концентрации кислоты (основания). В этом случае уравнение (2.4) принимает следующий вид:

*нл = Р*1!/СНА’                                                    <2 •«)

откуда

Р*1 = А„а ■ С„д.                                                     (2.7)

Для электролитов, константа диссоциации которых К < 10′4, кон­центрацию ионов [Н+] и pH* раствора вычисляют по более точному уравнению (2.5).

Пример 2.5. Вычислить концентрацию ионов [Н+] и pH 0,5 М раствора пропионовой кислоты С2Н5СООН; H5cqOH = М ‘ Ю’5.

Решение. Так как К„ „ „„„„ < 10’4, для вычисления [Н+]

C2H5CUUH                                                           4

и pH используем выражение (2.7):

+] = VI,4 • 10‘5 • 0,5 = V0.7 • 10’S _ 2,6 — IO’3;

+] = 2,6 • IO’3 моль/дмЗ; pH = —lg(2,6 • 10’3) = 2,58.

Пример 2.6. Вычислить pH 0,01 М раствора аммиака. ^NH = = 1,76 • 10’5.

Решение. В водном растворе аммиака имеет место равнове­сие:

NH3 + Н2О NH+ + ОН’.

Поскольку <
10’4, полагаем, что равновесная концентрация
недиссоциированного основания равна его общей концентрации:
[NH3] = CNH3 = 1102М;

 

К                                   1 — 10-и

+] = ■ ——— w =————————————- = 2,4 • 10’П;

Ц~ 1,76 • 10′5 • 10′2

’ NH з NH3 ’

pH = -lg(2,4 • 10’П) = 10,38.

Для водных растворов сопряженных кислот и оснований спра­ведливо следующее соотношение:

К„ ■ К = К .                                                         (2.8)

НА л w                                                                   v

Значения констант диссоциации кислот и оснований имеются в справочной литературе. Пользуясь выражением (2.8), можно оце­нить силу сопряженных с ними оснований и кислот.

Пример 2.7. Вычислить константу основания — ацетат-иона — в воде.

Решение. Запишем уравнение кислотно-основного равнове­сия ацетат-иона в воде:

СНзСОО’ + Н2О СНзСООН + ОН’.

Для вычисления используем табличное значение константы
диссоциации сопряженной уксусной кислоты А’                                — 1,75 •UH3CUUH• 10′5 и К = 10′14.
w
ts                  _ ______ W

СНзС0° ^СН 3 соон

1 • 10’1<

————— = 5,7 • 10’1°.

1,75 • 10′5

Пример 2.8. Вычислить pH 0,01 М раствора ацетата натрия;

Кеч соон =                   ’ 105

Р е ш е н и е.уВ водном растворе ацетата натрия имеет место равновесие

СНзСОО’ + Н2О СНзСООН + ОН’.

Константу основания ацетат-иона вычисляем, пользуясь таб­личным значением константы диссоциации сопряженной уксусной кислоты и константой автопротолиза воды, как показано в примере 2.7.

К

Кси то’ = 571010’> РЧ = —- ……………………………………………………………… =

СН3СОО                                     J Гт7——————- ;—————-

v СНзСОО’ СНзСОО’

Ю’14

= ————————-         = 4)2 ■ 10’9;

V5.7 • 10′ • 10′2

pH = 9 — 0,62 = 8,38.

Пример 2.9. Вычислить pH 0,01 М раствора хлорида аммония; ^ = 1,76-10’5.

 

Решение. Записываем уравнение кислотно-основного рав­новесия иона аммония в воде:

NH+ + Н20 NH3 + Н30+.

Константу кислоты — иона аммония вычисляем из выражения

*nh+ = KJKWb = 1 ■ Ю-14/(1,76 • 10-5) = 5,68 • 10-1°;

4

+] = ^NHl • CNHi = У5,68—»Ю-ю • 0,01 =

= 2,38 10-6 моль/дм3;

pH = —ig[H+] = -lg(2,38 ■ 10-6) = 6 — 0,38 = 5,62.

2.2.3. Растворы мноюпротонных протолитов

Протолиз (диссоциация) многопротонных протолитов про­исходит ступенчато:

Н3РО4 + Н2О           Н3О+ + H2POJ; Кг к 10′2;

Н2РО4 + Н2О           Н3О+ + НРО4; К2 к 10’7;

НРО4‘ + Н2О Н3О+ + POt К3 * 10-12.

Если численные значения констант протолитических пар отли­чаются более чем в 103 раз, можно принять, что протолиз протекает в основном по первой ступени и для расчета pH использовать выра­жение (2.5) или (2.6).

Пример 2.10. Вычислить pH раствора H2S с концентрацией CH2S = 0,1 моль/дм3; Кг = IO’7; К2 = 10′13.

Решение. Поскольку Л) : К2 = Ю’7 : 10’13 = 10′6, можно считать, что протолиз протекает по первой ступени:

H2S + Н2О Н3О+ + hs-

и вычислить pH раствора по формуле (2.7):

+] = JK ■ С’                  — /10′7 • 10′1 = 10’4 моль/дм3;

u             ’ П2Э Н20

pH = 4.

Пример 2.11. Вычислить pH 0,1 М водного раствора Na2CO3; К. „ гп = 4,5 • IO’7; А’ „ .г_ = 4,8 • 10′11.

I, Н2СО3                                2, Н2СО3

Решение. pH раствора обусловлен протолизом карбонат- иона:

СО3» + Н2О НСО3 + ОН’; Kcq2. = 10’14/(4,8 • 10′11) = 2 • 104

НСО3 + Н2О Н2СО3 + ОН’; = lQ-i4/(4,5 • 10′7) = 2 • 10′3.

М-нсо; — 21O’V(2 • Ю-«) = Ю4;

 

pH раствора вычисляем из выражения

Kw                            10‘14                         10″14

1.1. ‘ ’ ^СОГ ‘                                                                     ’ 4.« ‘ !»’3

10’ и • 10″1

= 2,24                           = 2,24 ■ 10′12 моль/дм3;

10′3

pH = 12 — lg2,24 = 12 — 0,3 = 11,7.
НА

откуда

1.2.      4- Буферные растворы

В аналитической практике очень часто возникает необ-
ходимость поддерживать постоянным pH раствора.

Для этой цели применяются так называемые буферные раство-
ры, представляющие собой смеси компонентов протолитической
пары слабых протолитов. Примерами буферных растворов, наиболее
часто используемых в анализе, служат ацетатный буфер (водный
раствор уксусной кислоты и ацетата натрия, т.е. пара СН3СООН и
СН3СОО’) и аммиачный буфер (водный раствор аммиака и хлорида
аммония, т.е. пара NH3 и NH4).

При добавлении небольших количеств сильной кислоты (силь-
ного основания) или разбавлении (в несколько раз) pH таких раст-
воров практически не изменяется.

В смеси слабой кислоты НА и сопряженного основания А’
устанавливаются равновесия:

НА Н+ + А’; А’ + Н+ НА.

Для кислоты можно записать:

+] [ А’]

[НА]

[НА]

~“НА

Поскольку

[НА] = Снди[А-]= Са,

С„.

[НЧ^нА^’

СА’

и расчет pH выполняется по формуле

pH = рАнд + lg(CA./CHA),                                                    (2.9)

где рАнД = -lgAHA.

 

Для смеси слабого основания и сопряженной кислоты анало­гичным образом вычисляют рОН, а затем pH буферного раствора.

Пример 2.12. Вычислить pH смеси уксусной кислоты и ацетата натрия, содержащей указанные компоненты в соотношении 1 : 1,6.

Решение. pH ацетатной буферной смеси вычисляем, поль­зуясь уравнением (2.9):

п(СНзСОО’)
pH —                                                               ’

СНзСООН п(СНзСООН)

pH = 4,8 + lgl,6 = 5.

1.3.       Контрольные вопросы

1.      Сформулируйте закон действия масс. Укажите границы его применимости.

2.                  Что такое константа равновесия?

3.                  Что такое равновесная концентрация?

4.      Запишите математическое выражение константы диссоциа­ции водного раствора уксусной кислоты.

5.                  Какие протолиты называют амфипротонными?

6.                  Что такое автопротолиз воды?

7.                  Какие протолиты называют сопряженными?

8.      Напишите уравнения протолиза (диссоциации) фосфорной кислоты Н3РО4 и математические выражения для констант по каждой ступени.

9.                  Напишите выражение константы автопротолиза воды.

10.               Дайте определение понятий pH, рОН.

11.      Как вычислить концентрацию ионов водорода и pH в раст- воре сильной кислоты, сильного основания?

12.      Как связаны между собой константы равновесий сопряжен­ных кислот и оснований?

13.               Что такое буферный раствор?

14.      Почему прибавление буферного раствора стабилизирует pH, а небольшие добавки кислоты или основания в свою очередь не вызывают изменения pH буферного раствора?

15.               От чего зависит pH буферного раствора?

1.4.       Задачи для самостоятельного решения

Вычисление pH растворов

В задачах 1 — 16 вычислить pH растворов:

1.      NaOH, массовая доля 0,2%.

2.      КОН, массовая доля 0,19%.

3.      Хлороводородная кислота, массовая доля 0,36%.

4.       Азотная кислота, массовая доля 0,32%.

5.      Серная кислота, массовая доля 0,4%.

6.      Гидроксид натрия, плотность р = 1,002.

7.      Гидроксид калия, плотность р — 1,004.

8.      Хлороводородная кислота, плотность р — 1,000.

9.      Азотная кислота, плотность р — 1,003.

10.      Серная кислота, плотность р = 1,005.

,11. 0,1 М раствор азотистой кислоты; К = 6,9 • 10′4.

 

12.      0,2 М раствор синильной кислоты; К = 5 • 1О‘10.

13.      0,01 М раствор муравьиной кислоты; К = 1,8 • Ю’4.

14.      0,02 М раствор уксусной кислоты; К = 1,74 • Ю’5.

15.      0,5 М раствор гидроксида аммония; К = 1,76 • 10‘5.

16.      0,2 М раствор иодноватистой кислоты; К = 2,3 • 10′11.

В задачах 17 — 35 вычислить pH 0,1 М растворов следующих протолитов:

17.      Фенол; К = 1,0 • 10‘10.

18.      Гидроксиламин; К — 8,9 • Ю’9.

19.      Хлорноватистая кислота; К = 2,95 • 10′8.

20.      Циановая кислота; К — 2,7 • Ю»4.

21.      CH3COONa; Кс = 1,74 • ЮЛ

снзсиин

22.      NH4C1; он = 1,76 ■ ЮЛ

п n.4 Un.

23.      KCN; 7<hcn = 6,2 ■ Ю’10.

24.      NH4CN; 7fHCN = 6,2 • 10″10.

25.      Na2SO3; К„„п= 6,2 ■ НГЛ

noUg

26.      NaHSO3; K„ c_ = 1,4 • ЮЛ

H2SO3

27.      Na2CO3; K„rn = 4,8 ■ 10′11.

nVU$                                                                        •

28.      NaHCO3; К„ = 4,5 ■ ЮЛ

h2lu3

29.      (NH4)2CO3; A-hco. = 4,8 ■ Ю’В; = 1,76 ■ ЮЛ

30.      CH3COONH4; КСНзС00Н = 1,74 ■ 10′5; 2^ = 1,76 ■ 10Л

31.      Na3PO4; tfHpo2— = 5,0 • IO’3.

32.      NaClO; A’HC10 = 5,0 ■ 10′8.

33.      NaHS; К — 1,0 ■ ЮЛ

34.      K2S; A»hs2= 2,5 • IO’3.

35.      HCOONa; = 4,0 ■ 10~13.

nuvUn

36.    Какую навеску хлорида аммония следует растворить в 100 см3 раствора, чтобы pH раствора был равен 6?

37.     В каком объеме следует растворить навеску ацетата натрия 0,03 г, чтобы получить раствор с pH = 8?

38.     Навеску NaHCO3 0,05 г растворили в 100 см3 раствора. Вычислить pH.

39.     Навеску Na2CO3 0,1 г растворили в 500 см3 раствора. Вы­числить pH.

40.    Какую навеску нитрата аммония следует растворить в 150 см3 раствора, чтобы pH раствора стал равен 5?

41.     В каком объеме следует растворить навеску соды Na2CO3 0,005 г, чтобы pH раствора был равен 9?

42.     Какую навеску ацетата калия следует растворить в 500 см3 раствора, чтобы pH раствора был равен 9?

43.     Навеску хлорида аммония NH4C1 0,1 г растворили в 250 см3 раствора. Вычислить pH.

 

Расчет pH буферных растворов

В задачах 44 — 53 вычислить pH буферных смесей:

44.    Смесь, содержащая равные объемы 1,0%-х растворов мура­вьиной кислоты и ее натриевой соли.

45.   0,01 М раствор уксусной кислоты, к которому прибавили 0,1 М раствор ацетата калия.

46.    Буферная смесь, содержащая равные объемы 5,0%-х раство­ров гидроксида аммония и хлорида аммония.

47.    Смесь 0,02 М раствора хлорноватистой кислоты и 0,2 М раствора ее калиевой соли.

48.    Смесь, содержащая равные объемы 10,0%-х растворов иод- новатистой кислоты и ее натриевой соли.

49.    0,01 М раствор синильной кислоты в присутствии 1,0 М раствора калиевой соли.

50.    0,02 М раствор гидроксида аммония в присутствии 0,2 М раствора хлорида аммония.

51.    Смесь, содержащая равные объемы 5,0%-х растворов азо­тистой кислоты и ее натриевой соли.

52.    Смесь, содержащая равные объемы 0,5%-х растворов бен­зойной кислоты и ее натриевой соли.

53.    Смесь, содержащая равные объемы 1,0%~х растворов бром- новатистой кислоты и ее калиевой соли.

Глава 3

РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ МАЛОРАСТВОРИМЫХ СОЕДИНЕНИЙ

53.1.  Растворимость и произведение растворимости
Ионные равновесия, связанные с осаждением и образованием осадков, являются обратимыми, подчиняются закону действия масс и характеризуются константой равновесия — так называемым про­изведением растворимости (ПР). Произведение растворимости — постоянная величина, равная произведению активностей ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита. Например, при образовании осадка AgCl имеет место равновесие, которое описывается следующим ионным уравнением:

Ag+ + СР AgClJ,.

При этом произведение растворимости записываем следующим
образом:
nPAgCl “ °Ag+ ‘ °СГ “ ^Ag ]/Ag+ ‘ /Сг>
a~- — активности соответствующих ионов; [Ag+] и [СГ] —
где а. + и

Ag                                                                                       / з f f

равновесные концентрации тех же ионов, моль/дм^; /д^+ и —

коэффициенты активности ионов.

В растворах малорастворимых веществ концентрации ионов,
как правило, очень низки. Если в растворе отсутствуют другие

 

j* + и
Ag
ионы, то концентрации мало отличаются от активностей ионов,
например°Ag+ й [Ag+]; аС1— * [СГ],
ибо в отсутствие посторонних электролитов ионная сила раствораочень мала и коэффициенты активности (в нашем примере
fa-) близки к единице.
На этом основании для приближенных расчетов вместо актив­ностей ионов можно использовать их молярные концентрации, так что произведение растворимости AgCl можно записать в виде сле­дующего выражения:

nPAgCl =

Для некоторой труднорастворимой соли М^А^ можно записать:

ПРМД = (М]”[А]’

По опытным данным о растворимости малорастворимых элект­ролитов рассчитывают их произведение растворимости, а также решают обратную задачу на основании табличных данных о произ­ведении растворимости. При этом необходимо помнить, что раство­римость веществ может быть выражена в любых единицах, а в ПР входит концентрация веществ в моль/дм3. Значения ПР приведены в справочниках.

Все вычисления, связанные с образованием и растворением осадков, выполняют по следующей схеме:

а)     составляют уравнения диссоциации электролитов, которые образуют ионы, участвующие в реакции осаждения;

б)                   составляют ионные уравнения образования осадков;

в)     записывают выражение произведения растворимости в соот­ветствии с ионным уравнением, описывающим образование осадка, и находят значения ПР по таблицам;

г)     вычисляют значения равновесных концентраций ионов или по заданным концентрациям сильных электролитов, или с учетом Адис для слабых электролитов;

д)     сопоставляя заданные концентрации и условия задачи, составляют алгебраическое уравнение, по которому определяют искомую величину.

Пример 3.1. Вычислить произведение растворимости BaSO4, если по табличным данным растворимость его равна 2,33 мг/дм3.

Решение. Для вычисления ПРц^д — [Ba2+][SO|‘] необхо­димо рассчитать концентрацию BaSO4 в моль/дм3, для чего 2,33 мг/дм3, или 0,00233 г/дм3, нужно разделить ‘на молярную массу BaSO4, т.е. 233,4 г/моль.

0,00233/233,4 — IO’5 моль/дм3.

Так как молекулы BaSO4 в таком разбавленном растворе пол­ностью диссоциированы, то концентрация Ва2+— и SOJ’- ионов

 

будет равна 10’5 моль/дм3, а их произведение ПРВа= =[Ba2+][SO2+]= 10′5 • Ю’5 = Ю’10.                                                                                                                4

Пример 3.2. Вычислить растворимость СаСОз в г на 100 г

насыщенного раствора, если ПРСаСрз = 1,7 ■ Ю’8.

Решение. Записываем уравнение образования осадка Са2+ + СО|- СаСО31,

согласно которому ПР~ _п = [Са2+1[СО$’1 = 1,7 • 10′8. Поскольку в насыщенном растворе, не содержащем посторонних и избыточных ионов, равновесные концентрации [Са2+] и [СО§‘] равны, их можно
обозначить [Са2+1 = [СОТ] = X, и тогда ПР_ = 1,7 ■ 10′8 = X2; СаСОз
X— Л1Р-,             = 1,3 • 10’4 моль/дм3. Следовательно, в насыщенном

’ СаСОз

растворе содержится 1,3 • 10’4 моль/дм^. Растворимость а (в грам­мах) получим, умножив концентрацию в моль/дм3 на молярную массу СаСОз, т.е. на 100 г/моль.

а — 1,3 ■ Ю’4 ■ 100 = 1,3 ■ 10′2 = г/дм3, или

1,3 • 10′2/10 = 1,3 • 10′3 г/100 см3.

Приняв плотность такого разбавленного раствора равной 1, получим: растворимость СаСОз равна 1,3 • 10*3 г/100 г.

Приведенное выше решение носит приближенный характер, так как не учитывает реакций протонизации карбонат-иона и образования гидроксокомплексов иона кальция. С примерами расчетов, учитывающих эти эффекты, можно ознакомиться в учебниках, приведенных в списке литературы (например, в учебнике А.Т. Пилипенко и И.В. Пятницкого).

53.2.  Условия образования и растворения осадков

Следствием из определения произведения растворимости явля­ется вывод, что осадок выпадает из пересыщенного раствора, т.е. если произведение концентраций ионов, способных образовать мало-растворимое вещество, больше табличного значения ПР данного ве-щества. Если же произведение наличных концентраций ионов мень-ше произведения растворимости, то осадок не выпадает, а при вне-сении в такой раствор твердой фазы этого вещества будет наблю-даться ее растворение.

Пример 3.3. Может ли образоваться осадок Mg(OH)2, если смешать равные объемы 0,5 М MgC12 и 0,1 М раствора NH4OH?

Решение. Учитывают уменьшение начальных концентра­ций растворов за счет увеличения объема при сливании. Так, при сливании двух равных объемов суммарный объем увеличивается вдвое, а концентрации уменьшаются вдвое, т.е. концентрация» раст­вора MgCl2 станет равной 0,5 : 2 = 0,25 моль/дм3, а концентрация NH4OH — равной 0,1 : 2 = 0,05 моль/дм3.

Уравнения записывают в следующем ионном виде:

Mg2+ + 2ОН- Mg(OH)2|; nPMg(0H)2 = [Mg2+][OH-]2.

 

Для приближенных расчетов реакциями образования аммиач-
ных комплексов магния можно пренебречь. Отсюда очевидно, что
для ответа на вопрос о выпадении осадка Mg(OH)2 нужно знать
концентрацию ионов Mg2+ и ОН». Концентрацию Mg2+ принимаем
равной 0,25 моль/дм3, учитывая, что MgCl2 является сильным
электролитом.Для вычисления концентраций ионов ОН» используют выраже-
ние для константы диссоциации NH4OH, т.е.[NHt ] [ОН»
К =——- •               [NH4OH]
Приняв равновесные концентрации [NH4] = [ОН»] = X и [NH4OH] = 0,05 — X, получим

Л2/(0,05 — X) = 1,8 ■ IO»5.

— = 1,8 ■ IO»3.
Решая это уравнение в упрощенном виде, т.е. пренебрегая величиной X в знаменателе как малой по сравнению с 0,05, находят
X = /1,8 • 10′5 ■ 0,05 = 9,5 • 10″4 моль/дм3.

Используя значения [Mg2+] = 0,25 и [ОН»] = 9,5 • 10″4 для вычисления произведения начальных концентраций по выражению для ПР, получают:

[Mg2+][OH»]2 = 0,25 • (9,5 ■ 10″4)2 « 2,25 ■ 10″7.

Полученную величину сопоставляют с табличным значением ПР = 5 • 10″12. Видно, что рассчитанное произведение концентра­ций превышает табличное значение ПР , т.е. раствор пересы­
щен и осадок должен выпадать.

Пример 3.4. При каком значении pH начнется выпадение осадка Ре(ОН)г из 0,1 М раствора FeSO4 при добавлении раствора
NaOH?

Решение. Образование осадка описывается ионным уравнением
Fe2+ + 2ОН» Fe(OH)2|,
и для него выполняется условие

nPFe(OH)2 = [Fe2+][OH-]2 = 1,10 • 10″15.

Равновесную концентрацию [Fe2+] считают равной 0,1 моль/дм3, так как FeSO4 — сильный электролит, и тогда, исходя из выражения для ПР, получают

[ОН’] = /1 ■ 10″15/0,1 = 10″7.

Находят рОН = —lg[OH’] = 7; следовательно pH =14 — 7 = 7.

Значит, при pH = 7 начинается выпадение осадка Fe(OH)2 из 0,1 М раствора FeSO4 при добавлении NaOH.

 

 

53.3.  Растворимость осадков в присутствии одноименных ионов
Пользуясь табличными значениями ПР, можно рассчитать растворимость осадков труднорастворимых соединений в присутствии
одноименных ионов. Высокая концентрация этих ионов в растворе
может быть обусловлена добавлением избытка осадителя. Как правило, действие одноименного иона выражается в резком понижении
растворимости.

Пример 3.5. Вычислить растворимость осадка BaSO4 в 0,1 М
растворе серной кислоты; ПР „„ — 1,1 • 10′10.

Решение. В растворе происходят процессы, которые можно

описать уравнениями:

BaSO4 Ва2+ + SO^’ (растворение осадка);

Нг8О4 <— 2Н+ + SO$» (диссоциация кислоты).

Обозначим молярные концентрации барий- и сульфаг-ионов, образующихся при растворении осадков, через X. Кроме того, в растворе находятся сульфат-ионы, образующиеся вследствие диссо­циации серной кислоты. Поскольку серная кислота в данных усло­виях диссоциирует практически полностью, то концентрация этих ионов равна начальной концентрации кислоты. Таким образом, общая концентрация сульфат-ионов и концентрация ионов Ва2+ будут равны:

[SO$*] = (X + 0,1) моль/дм3; [Ва2+] = X моль/дм3.

Тогда ПРП = Х(Х+ 0,1) = 1,1 • 10’10, откуда

1,1 • ИГ10
Х =                          .

X + 0,1

Поскольку X 0,1, можно сделать упрощение:

1,1 • Ю’10

X «                          — 1,1 • 10′9 моль/дм3.

0,1

Концентрация растворенных молекул BaSO4 равна равновесной концентрации ионов бария в растворе (зто следует из уравнения диссоциации сульфата бария). Тогда растворимость этого осадка (в мг/дм3) можно определить из уравнения

QBaSO4 = 1’1 Ю»9 мольм3 ‘ 233,4 г/моль =
= 2,57 • 10’7 г/дм3 = 2,57 • 10’4 мг/дм3.

Сравнивая это значение с растворимостью сульфата бария в воде (см. пример 3.1 гл. 3), находим, что растворимость снизилась почти в десять тысяч раз.

 

 

53.4. Последовательность образования осадков малорастворимых соединений

Очередность выпадения осадков из раствора, в котором содер­жится ряд ионов, способных к образованию малорастворимых ве­ществ с одним и тем же ионом-осадителем, также связана с их про­изведениями растворимости. Первым выпадает в осадок то вещест­во, ПР которого достигается раньше.

Для однотипных соединений, таких как AgCl, AgBr, Agl, AgCNS, очередность может быть определена простым сопоставлени­ем значений ПР этих соединений.

ПР. = 1,6 • 10’1°; ПР. _N_ = 1,16 • 10-12;

AgCl                                     AgCNS

ПРА D = 7,7 • 10’13; ПРА т = 1,5 10’16,
AgBr ’                              ’ Agl ’                                 ’

т.е. ПР. > ПР > ПР > ПР AgCl AgCNS AgBr Agl

Следовательно, в одинаковых условиях первым должен осаждаться иодид, далее бромид, затем роданид и, наконец, хлорид серебра. Если концентрации однотипных ионов не равны, то задачи такого рода могут решаться на основании расчетов.

Пример 3.6. При каких значениях pH и какой из осадков — Fe(OH)3 или Мп(ОН)2 — будет выпадать первым при постепенном прибавлении раствора NaOII к смеси, содержащей 0,1 моль/дм3 МпС12 и 0,001 моль/дм3 FeCl3?

Решение. ПР = 4 • 10’14; ПР = 3,8 • Ю’38.

Mn(OH)2                        ’ Fe(OH)3

Учитывая, что МпС12 и FeCl3 — сильные электролиты, считают концентрацию [Мп2+] = 0,1 моль/дм3 и [Fe3+] = 0,001 моль/дм3. Записывают выражения для ПР:

ПРМ„(0Н>г = [М»г*1[ОН-р; nPFt(0H)j = [Fe=*J[OH-p.

Подставляют значения [Мп2+] = 0,1 моль/дм3, [Fe3+] = = 0,001 моль/дм3 и находят [ОН’]:

1)    0,1[ОН’]2 = 4 • 10′14 для Мп(ОН)2;

2)     0,001[ОН»]з = 3,8 • 10′38 для Fe(OH)3.

Делают соответствующие вычисления:

3)    [ОН’] = 74 • 10′14/0,1 = 6,3 • 10′7 моль/дм3;

4)    [ОН-] = 373,8 • 10-3S/0,001 = 3,4 • 10′12 моль/дм3.

Таким образом, для начала выпадения осадка Fe(OH)3 нужна меньшая концентрация ионов ОН’, и он будет выпадать в осадок первым.

Для начала осаждения Мп(ОН)з нужна концентрация [ОН’] = = 6,3 • 10′7 моль/дм3, т.е. при этом

рОН = —lg(6,3 • Ю’7) = 7 — 0,8 = 6,2; pH = 14 — 6,2 = 7,8.

Аналогично, для начала выпадения осадка Fe(OH)3 нужно [ОН’] = 3,4 • 10″12 моль/дм3, т.е. рОН = —lg3,4 • 10’12 = 12 — 0,53 — = 11,47 и р>Н = 14 — 11,47 = 2,53.

 

53.5.  Растворимость осадков

с учетом влияния ионной силы растворов

Для более точных расчетов необходимо учитывать значения коэффициентов активностей. Повышение растворимости осадков труднорастворимых соединений в присутствии солей, не содержа­щих общих с осадком ионов, называется «солевым эффектом». Этот эффект вызван уменьшением коэффициентов активности ионов с повышением ионной силы раствора. Коэффициенты активности можно рассчитать по уравнению (2.3) либо воспользоваться данны­ми табл. 1 в Приложении II.

Пример 3.7. Вычислить ионную силу раствора, содержащего 0,01 моль/дм3 КС1 и 0,02 моль/дм3 СаС12.

Решение. Диссоциация сильных электролитов КС! и СаС12 описывается уравнениями

КС! -4 К+ + С!’; СаС12 -4 Са2+ + 2СГ.

Концентрации ионов в растворе будут равны:

С(К+) = 0,01 моль/дм3; С(Са2+) = 0,02 моль/дм3;

С(СГ) = 0,01 + 0,04 = 0,05 моль/дм3.

Ионную силу раствора (д) вычисляем по формуле р = 0,5 £СД,г

где С — концентрация всех типов ионов, присутствующих в раство­ре; Z заряд соответствующего иона.

р = 0,5(0,01 ■ I2 + 0,02 ■ 22 + 0,05 • I2) = 0,07.
х’’’

Пример 3.8. Вычислить влияние «солевого эффекта» на раство­римость сульфата свинца за счет присутствия в растворе 0,1 моль/дм3 KNO3.

Решение. Вычисляем ионную силу раствора:

р = 0,5(0,1 ■ I2 + 0,1 • I2) = 0,1.

По табл. 1 в Приложении II находим коэффициенты активности ионов РЬ2+ и SOf, которые при ионной силе 0,1 равны 0,33.
Вычисляем растворимость PbSO4
(^Pbso4) по УРавнению для
произведения растворимости, принимая коэффициенты активности
ионов РЬ2+ и SOV равными 1, аналогично решению в примере 3.2.
[Pb2+][SOD = nppbS04 = 1,6 • 10-8,
откуда

= [рь2ч • rs°ri =         =л,е ■ w* =

= 1,27 ■ 10′4 моль/дм3.

Вычисляем растворимость PbSO4 (^pbSOp в ПРИСУТСТВИИ 0,1 моль/дм3 KNO3, т.е. с учетом истинных коэффициентов актив­ности ионов:

lpmo, = Pb!,l(SOi1Wsor

откуда

 

= [Pb2+] = [son =
Т » PbSO4
ПР

PbSO4

Vp ь2+4о^‘
1,6 • 10‘8             1,27 • IO»4

=——— моль/дм3. „ 0,33 ■ 0,33                                      0,33

Отношение растворимостей V и L« характеризует влияние «солевого эффекта», т.е. повышение растворимости малораствори­мого соединения в присутствии сильных электролитов.

L«                       1,27 • 10″4

—                                     — 2

ZPbS04 0,33 • 1,27 ■ 10‘4

Таким образом, растворимость PbSO4 повышается в 3 раза.

53.6.  Контрольные вопросы

1.         Как произведение растворимости малорастворимого соединения связано с его растворимостью?

2.                         Условия выпадения осадка.

3.         Как рассчитать концентрацию* иона-осадителя с помощью произведения растворимости?

4.                         Условия растворения малорастворимых соединений.

5.         Как влияют на растворение осадков сильные кислоты, реак­ции комплексообразования и окисления — восстановления, измене­ния температуры и тип растворителя?

6.                         Виды осаждения.

7.         В каких случаях образуются коллоидные растворы; как они влияют на осаждение и растворение осадков?

8.         Понизится или повысится растворимость AgBr при добавле­нии в раствор: а) 0,1 М КВг; б) 0,1 М KNO3?

9.         Одинакова ли растворимость MgF2 и ВаСОз, если известно, что их произведения растворимости близки между собой?

10.     Растворимость каких соединений не зависит от кислотности раствора: BaSO4, СаСО3, AgCl, ZnS, Mg(OH)2CO3?

11.     В каком растворителе растворимость Mg(OH)2 максималь­ная и в каком минимальна: а) в воде; б) в растворе аммиака; в) в растворе минеральной кислоты?

12.     В каком растворе будет более полное осаждение бария дихроматом: а) в 2 М СН3СООН; б) в 2 М НС1; в) в 0,2 М CH3COONa?

13.     В каком случае растворимость гидроксида магния больше: при pH = 7,0 или при pH = 10,0?

 

 

14.   При каком pH (2,0; 7,0; 8,0; 9,0) растворимость CoS наи­большая? При каком наименьшая?

15.   Почему СаСОз легко растворяется в разбавленной уксусной кислоте, а СаС2О4 не растворяется в ней, хотя ПР обеих солей близки?

53.7.   Задачи для самостоятельного решения

В задачах 1 — 11 рассчитать ПР по данным о растворимости малорастворимых веществ:

1.       В 500 см3 насыщенного раствора содержится 9,5 • 10’4 г AgCl.

2.       Из 2 дм3 насыщенного раствора после выпаривания получе­но 2,688 г CaSO4 • 2Н2О.

3.                   Растворимость СаСОз равна 0,0062 г/дм3.

4.                   Растворимость Fe(OH)3 равна 2 • 10‘3 г/дм3.

5.       В 2,5 дм3 насыщенного раствора содержится 21,5 мг MgNH4PO4.

6.                   Растворимость AgCl равна 2,57 мг/дм3.

7.                   Насыщенный раствор содержит 3,84 мг PbSO4 в 100 см3.

8.                   В 2 дм3 насыщенного раствора содержится 0,124 г СаСОз-

9.                   Для насыщения 200 см3 воды требуется 0,57 мг ВаСгО4.

10.                Растворимость СаС2О4 при 20sС равна 4,8 • 10“5 моль/дм3.

П. Растворимость Ag3PO4 равна 1,96 • W3 г/д.м\

12.   На основании произведения растворимости рассчитать, сколько граммов ВаСгО4 содержится в 500 см3 насыщенного раство­ра этой соли.

13.   Определить массовую долю ионов Ва2+ в насыщенных растворах следующих солей: a) BaSO4; б) ВаСОз; в) BaF?.

14.   Вычислить растворимость Mg(OH)2 в г/дм3, если ПР„, /пт = 6 ‘ Ю’10.

Mg(OH)2

15.   Зная ПРа^2Сг0^, равное 1,1 • 10′12, вычислить раствори­мость этой соли в моль/дм3.

16.   Вычислить молярную концентрацию и растворимость насы­щенного раствора PbSO4 (в г/дм3).

17.   По произведению растворимости РЫ2, равному 1,1 • 10“9, вычислить растворимость в моль/дм3, г/дм3.

18.   Во сколько раз растворимость AgCl в растворе 0,’01 моль/дм3 NaCl меньше по сравнению с его растворимостью в воде без учета и с учетом коэффициентов активности?

19.   Вычислить растворимость СаС2О4 в растворе (NH4)2C2O4 с молярной концентрацией 0,01 М.

20.   Как повлияет на растворимость СаС2О4 присутствие в растворе КС1 с концентрацией 0,1 моль/дм3?

21.   Во сколько раз «солевой эффект» 0,01 М раствора KNO3 повысит растворимость AgCNS?

22.   Каково влияние «солевого эффекта» раствора NaCl (2,9 г/дм3) на растворимость BaSO4?

23.   Вычислить ионную силу растворов: а) 0,02 М MgSO4; б) 0,75 М КС1; в) 0,01 М А12(8О4)з; г) 2,1 М Sr(NO3)2; д) 0,01 М NaNOa и 0,03 М Са(МОз)2 в одном растворе.

 

 

24.    После растворения КС1, MgSO4 и Fe2(SO4)s в воде моляр­ная концентрация этих солей равна соответственно: 0,05, 0,02 и 0,01 М. Вычислить ионную силу раствора.

25.    Вычислить растворимость СаСОз в 0,01 Л/ растворе KNO3, если ПРСаС0$ = 2,8 • 10′9 (протонизацией карбонат-иона прене­бречь). Во сколько раз растворимость СаСОз в этом растворе боль­ше, чем в воде?

26.    Вычислить растворимость РЬ12 в 0,02 М растворе А1(КОз)о. Во сколько раз растворимость РЫ2 в этом растворе больше, чем в воде?

27.    Во сколько раз повысится растворимость PbSO4 в растворе, содержащем 3,4 г/дм3 Mg(NOs)2 по сравнению с его раствори­мостью в воде?

28.    Во сколько раз увеличится растворимость AgBr за счет «солевого эффекта» в 0,05 М растворе NaNOs?

29.    Произведение активностей Ag2C2O4 — 3,5 • 10”11. Вычис­лить с учетом коэффициентов активности растворимость Ag2C2O4 и концентрацию ионов Ag+ в насыщенном растворе.

30.    Во сколько раз растворимость ВаСОз в 0,01 М растворе KNO3 выше по сравнению с его растворимостью в воде?

31.    Какая концентрация ионов РЬ2+ останется в растворе при осаждении его в виде PbSO< действием серной кислоты в эквива­лентном соотношении?

32.    При осаждении ионов Ва2+ создан избыток карбонат-ионов, равный 10′3 моль/дм3. Сколько граммов Ва2+ останется в растворе, если осаждение проводили в объеме 200 см3?

33.    Сколько молей ионов Sr2+ останется в 500 см3 насыщенного раствора при осаждении SrSO4, если концентрация сульфат-ионов при этом 10′2 моль/дм3?

34.    Вычислить массу хрома (в граммах), оставшегося в 200 см3 раствора после осаждения хромата свинца, если концентрация ионов свинца при этом 10‘3 М.

35.    Вычислить концентрацию ионов магния в растворе, если после осаждения его в виде гидроксида pH раствора был равен 10.

36.    Железо осадили в виде Ге(ОН)з из 200 см3 раствора при pH ~ 3. Вычислить массу железа, оставшегося в насыщенном раст­воре над осадком.

37.    В растворе, содержащем ионы СГ и Г, создана концентра­ция ионов серебра, равная 10′4 М. Какова концентрация этих ионов после выпадения осадков AgCl и Agl?

38.    Чему равна концентрация ионов Ва2+ в растворе, если к 100 см3 0,05 М раствора ВаС12 прибавлено 100 см3 раствора 0,06 М сульфата натрия?

39.    К 50 см3 раствора, содержащего 1,7 • 10’4 моль/дм3 нитрата серебра, прибавлено 150 см3 0,01 М раствора NaCl. Чему равны концентрации ионов Ag+ и СГ после осаждения AgCi?

,         40. К 0,02 М раствору МпС12 прибавили равный объем 0,03 М

раствора Na2CO3. Чему равны концентрации ионов Мп2+ и СО|’ после выпадения осадка МпСОз?

41.                    Вычислить концентрацию ионов Mg2+ в насыщенном раст­

 

 

воре над осадком MgNH^PO^ в котором концентрация ионов NH4 оставляет 0,5 моль/дм3, а концентрация ионов РО|’ —

0,001 моль/дм3.

Глава 4

РАВНОВЕСИЯ В ОКИСЛИТЕЛЬНО- ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ СИСТЕМАХ

4.1. Решение типовых задач

Методы окисления — восстановления (О-В) основаны на реак­циях окисления и восстановления, связанных с переходом электро­нов от одного иона (молекулы) к другому. Вещество, теряющее электроны в этих реакциях, называется восстановителем, а вещест­во, приобретающее электроны, — окислителем. При этом у восста­новителя степень окисления повышается, а у окислителя понижа­ется.

Количественной характеристикой окислительно-восстанови­тельной системы, состоящей из окисленной и восстановленной форм соответствующих соединений, является окислительно-восстанови­тельный потенциал, величина которого может быть вычислена по уравнению Нернста; так, для полуреакции

аОх + пе~ *—- iRed

потенциал при 25° С равен

0,059 [Ох]в

(Стандартные потенциалы Е° приведены в справочной литературе; см., например, справочник Ю.Ю. Лурье или Приложение II, табл. 2.)

Для системы, содержащей, например, окисленную и восстанов­ленную формы мышьяка в виде AsO|~ и AsO|», находящихся в равновесии в соответствии с уравнением полуреакции

AsOf + 2е‘ + -2Н+ Р2 AsOf + Н2О,                                         (4.1)

значение потенциала равно

0,059 [AsO| ’ ] [Н+]2

Е = 0,56 Ч———— 1g                             ,

2 [AsOf ]

где 0,56 В — значение стандартного потенциала данной пары, взя­тое из справочника.

Следует отметить, что концентрация воды в разбавленных водных растворах — величина практически постоянная, поэтому ее значение включено в величину стандартного потенциала системы.

 

 

При решении задач следует учитывать, что чем больше стан­дартный потенциал данной пары, тем более сильным окислителем является ее окисленная форма и тем более слабым восстановителем — восстановленная форма. Когда комбинируют две какие-либо окислительно-восстановительные пары, то более сильный из двух окислителей получает электроны от более сильного восстановителя, причем образуются слабые восстановитель и окислитель.

Пример 4.1. Определить, можно ли восстановить Fe111 раство­ром SnCl2.

Р е ш е н и е. Из двух пар Sn4+/Sn2+ (£° = 0,15 В) и Fe3+/Fe2+ (£° = 0,77 В) более сильным окислителем является Fe3+, а более сильным восстановителем — Sn2+, в соответствии с этим реакция между данными окислительно-восстановительными парами идет в сторону образования более слабого восстановителя Fe2+ и окислите­ля Sn4+, чем исходные. Следовательно, раствор SnCl2 будет восста­навливать Fe3+ до Fe2+:

Sn2+ + 2Fe3+ Sn4+ + 2Fe2+.

Пример 4.2. Вычислить константу равновесия для реакции:

Sn2+ + I2 Sn4+ + 2Г.

Решение. Запишем константу равновесия в общем виде: [Sn4+][T]2

~ [Sn2+]p2] ‘

Значения потенциалов для окислительно-восстановительных пар равны:

0,059      [Sn4+]

4+/с 2+ = 0,15 4-            1g             ;

Sn /Sn                                  2      [Sn2+]

0,059        [Г]2

E = 0,54 +                        1g             .

h/21                           2              p[-]2

Переход электронов от восстановителя к окислителю возможен лишь при наличии разности потенциалов между О-В парами. Сле­довательно, в состоянии равновесия:

0,059       [Sn4+]                       0,059     [12]

0,059    [Sn4+]p’]2

1g                    = 0,54 — 0,15;

2        [Sn2+]n,]

(0,54 — 0,15) • 2

-IgA’ =————————————- = 13,2;

0,059

К = IO13,2.

 

 

Нетрудно доказать, что для любой подобной окислительно- восстановительной реакции при 25° С

аА + 6В аА + 6В ;

ВОС ок                         ок вое’

(Е° — Е° )п

IgA’ = ок вос
0,059
где Е° и Е° — стандартные потенциалы О-В пар окислителя и
ок вос

восстановителя; п — число электронов, переходящих от аА к

6В .

ок

Из последней формулы видно, что чем больше разность стан­дартных потенциалов О-В пар окислителя и восстановителя, тем больше константы равновесия.

Пример 4.3. Вычислить константу равновесия для реакции

AsOg- + I2 + Н2О AsOf + 2Г + 2Н+.                                           (4.2)

Значения стандартных О-В потенциалов равны:

Е° ПЗ-/Л пЗ- = °>56 В; /от- = 0,54 в.
AsO;j /AsOj ’                      ’       I2/2I            ’

Решение. Судя по значениям стандартных О-В потенциа­лов, окислительная способность иода примерно такая же’, как у арсенат-иона AsO^’ (у иода несколько ниже).

(А?           Е° _3-,. э-) • 2                   (0,54 — 0,56) • 2

IgA’ =       W21____ AgOj/AsO3 >____ _ v                                        _ —0,68-

0,059                                             0,059

IgA’ = -0,68 = 1,32; К « 0,2.

Порядок величины К близок к 1 (см. предыдущий пример, где К = 10132). Следовательно, равновесие в этом окислительно-восста­новительном процессе можно относительно легко смещать влево и вправо в зависимости от условий проведения реакции. Это можно сделать, изменяя, например, кислотность среды.

Действительно, титрование арсенита иодом можно проводить в слабощелочной среде (pH = 8 т 9). В кислой среде арсенат-ион может окислять иодид-ион Г до 12, поскольку при увеличении концентрации ионов водорода равновесие реакции (4.2) сдвигается влево.

Для учета подобных эффектов используют так называемые «реальные потенциалы полуреакций» Ег и «реальные константы реакций» Кг. Например, для полуреакции восстановления арсена­та (4.1) при концентрации ионов водорода в растворе С(Н+) — — 10′8 моль/дм3 (pH = 8) «реальный потенциал» Ег будет равен: 0,059          0,059

А” = £« +———— lg[H+]2 = 0,56 +———— lg(10′8)2 « 0,09 В.

2                                         2

 

 

«Реальная константа» реакции (4.2) при pH = 8 будет равна:

(0,54 — 0,09) • 2

\gKr =—————————— = 15,25; К’’ = 1,8 • 1015.

0,059

Таким образом, в слабощелочной среде реакция (4.2) действи­тельно протекает достаточно полно в сторону окисления арсенита до арсената.

Подобным образом при помощи «реальных потенциалов» полу­реакций можно учесть влияние на окислительно-восстановительные реакции комплексообразования, образования осадков труднораство­римых соединений и другие эффекты. Достаточно полно примене­ние «реальных стандартных потенциалов» и «реальных констант равновесия» рассмотрено в учебнике Э.Ю. Янсона.

4.2.     Контрольные вопросы

1.      Как можно количественно оценить окислительно-вос­становительные свойства вещества?

2.      Какие факторы влияют на величину электродного потенциа­ла?

3.      Как можно экспериментально определить стандартный элек­тродный потенциал?

4.      Каков физический смысл окислительно-восстановительной полуреакции?

5.      Как можно определить направление окислительно-восстано­вительной реакции?

6.      Как можно вычислить константу равновесия окислительно- восстановительной реакции?

7.      Зависит ли константа равновесия окислительно-восстанови­тельной реакции от концентрации химических соединений, участву­ющих в реакции?

8.      Как можно определить «реальный стандартный потенциал» полуреакции окисления-восстановления?

9.      В каких случаях pH среды влияет на величину «реального стандартного потенциала» полуреакции?

10.    Какие факторы влияют на величину «реального стандарт­ного потенциала» полуреакции?

11.    Приведите примеры химических соединений, которые в разных реакциях выступают в одних случаях как окислитель, а в других — как восстановитель.

4.3.     Задачи для самостоятельного решения

В задачах 1—35 подобрать коэффициенты в уравнениях ре­акций и определить направление этих реакций:

1.      МпО; + S2’ + Н2О          MnO(OH)2 + S + ОН’.

2.      МпО; + SOf + Н+           Мп2+ + SOf + Н2О.

3.       Mji2+ + NOj + н2о   Мпо; + no2 + н+.

 

 

4.      Cr3+ 4- NaBiO3 + H+          Сг2О?’ + Bi3+ 4- H20 + Na+.

5.      Mn2+ + NaBiOa + H+         MnO4 4- Bi3+ 4- H2O 4- Na+.

6.      Mn2+ 4* BrO + OH <— MnO| 4″ Br 4″ H2O.

7.      Mn2+ 4- PbO2 4- H2SQ4 MnO4 4- PbSO4 4- H2O.

8.       Cr2O?’ + Г + H+          Cr3+ 4-12 + H2O.

9.      MnO4 4- Cl’ 4- H+       Mn2+ 4- Cl2 4- H2O.

10.      MnO4 4″ I 4* H+ <— Mn2+ 4″ IO3 4* H2O.

11.      Cr3+ 4- Br2 4- OH’ CrOf 4- Br’ 4- H2O.

12.      Mn2+ 4- S20g’ 4- H2O       MnO4‘ 4- SOf 4- H+.

13.      Cr3+ 4- S20j’ + H2O           Cr2O?’ 4- SOf 4- H+.

14.      Sn2+ 4- MnO4 + H+ Sn4+ 4- Mn2+ 4- H2O.

15.      AsOf + Г + H* AsOf 4- H2O 4- I2.

16.      Fe3+ 4- H2S Fe2+ 4- S 4- H+.

17.      BrOj 4- Br’ 4- H+ Br2 4- H2O.

18.      MnO4 4* Cr3+ 4″ H2O <— MnO(OH)2 4* Cr2Oy 4* H+.

19.      Cr3+ 4- H2O2 4- OH’ CrOf 4- H2O.

20.      Mn2+ 4- H2O2 4- OH’ MnO(OH)2 4- H2O.

21.      NiS 4- NO2 4- H+ ^.Ni2+ 4- S 4- NO 4- H2O.

22.      MnO4 4- Cr2OF 4- H+ Mn2+ 4- CO2 4- H2O.

23.      Sn2+ 4- H2O2 4- H+ Sn4+ 4- H2O.

24.      Bi(OH)3 + Sn(OH)f 4- OH’ Bi| 4- Sn(OH)g’.

25.      H3AsO3 4- Al 4- H2O AsH3f 4- Al(OH); 4- OH’.

26.      Fe2+ 4- NO3 4- H+ Fe3+ 4- H2O 4- NO.

27.      NO3 4- Mg 4- H+      NH4 4- Mg2+ 4- H2O.

28.      SO2 4- I2 4- H2O       SO$’ 4- Г 4- H+.

 

 

29.      Zn 4- NOj 4- ОН* + H2O Zn(OH)f 4- NH3.

30.      МпО2 4* Cl 4“ H+ <— Mn2+ -J Cl2 4- Н2О.

31.      Fe3+ 4- Н2 Fe2+ 4- Н+.

32.      NO2 4- Г 4- Н+ 7=± NO 4- Н2О 4- 12.

33.      Вг’ 4- РЬО2 4- Н+ 7=± Вг2 4- РЬ2+ 4- Н2О.

34.      НС1 4- Н2О2 С12 4- Н2О.

35.      Fe3+ 4- Г Fe2+ 4-12.

В задачах 36 — 53 вычислить константы равновесия для реак­ций, протекающих между следующими реагентами:

36.      12 4- Na2S2O3 ►,

37.      FeSO4 4- KMnO4 4- H2SO4 —>

38.      Na3AsOr + KI 4- HC1 —»

39.      FeSO4 4- Ce(SO4)2

40.      NH4VO3 4- FeSO4 —>

41.      Na2Cr2O7 4- KI —>

42.      FeCl3 4- SnCl2 —>

43.      Cl2 4- HBr —*

44.      KMnO4 4- HC1 —»

45.      FeCl3 4- H2 —*

46.      FeCl3 4- KI —>

47.      K2Cr2O7 4- FeSO4 4- H2SO4 —*

48.      HI 4- Br2 —>

49.      H2SO3 4-12 4- H2O —*

50.      SnCl2 4- Br2 —»

51.      K2Cr2O7 4- SnCl2 —>

52.      SnCl2 4- I2 —>

53.      K2MnO4 4- Cr2(SO4)3 —*

В задачах 54 — 63 вычислить «реальные константы» для реак­ций:

54.      FeSO4 4- КМпО4 при pH = 6.

55.      Na2Cr2O7 4- FeSO4 при pH = 3.

56.      НМпО4 4- Na3AsO3 при С(Н+) = 2 моль/дм3.

57.      НМпО4 4- Na3AsO3 при pH = 5.

 

 

58.     КМ11О4 + NajSOg при pH = 1.

59.     КМ1Ю4 + Na2SO3 при C(H+) = 2 моль/дм3.

60.     Cr(NO3)3 + КМпО4 при C(H+) = 0,1 моль/дм3.

61.     H2SO3 + 12 при pH = 2.

62.     H2SO3 4-12 при pH = 5.

63.     Na2Cr2O7 + KI при pH = 4.

Глава 5

РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ КОМПЛЕКСНЫХ СОЕДИНЕНИЙ

Комплексными называют вещества сложного состава, образо­ванные из более простых (ионов, молекул), способные к самостоя­тельному существованию в растворах. В состав комплексного иона (катиона, аниона) или молекулы входит центральный ион-комплек- сообразователь, вокруг которого располагаются (координируются) другие элементарные частицы (молекулы, ионы), именуемые лиган­дами (аддендами).

Реакция образования многоядерных комплексных (координа­ционных) соединений в растворах описывается уравнением

mMe + nL Me L » т п’

где Me — комплексообразователь, ион металла; L — лиганд; Me^L^ — комплексное соединение (КС); заряды элементарных частиц с це­лью упрощения не обозначены.

Для этого равновесия можно записать выражение константы равновесия в виде:

mn [Me]m[L]”’
где [MemLj — равновесная концентрация КС; [Me] и [L] — равно­весные концентрации иона-комплексообразователя и лиганда соот­ветственно.

Константу Ктп называют константой образования или кон­стантой устойчивости данного КС.

Обратную ей величину называют константой нестойкости данного соединения.

1 [Me]m[L]n

К =                                           .

н К                    [ Me L ]

тп           1 т п1

Величины К и характеризуют устойчивость комплексных соединений. Чем больше значение константы устойчивости (чем

 

 

меньше значение константы нестойкости), тем большие количества комплексных соединений находятся в растворе, и наоборот. Следо­вательно, равновесия комплексных соединений в растворах рассмат­риваются как равновесия малодиссоциированных соединений.

Комплексообразование в растворах, как правило, протекает ступенчато. Так, при образовании одноядерных комплексных сое­динений с максимальным координационным числом N в растворе существуют следующие равновесия:

а) ступенчатые б) суммарные
Me + L ь— MeL;

MeL + L *—- МеЬз;

Me + L MeL;

Me + 2L MeL2;

Me^-2 + L^MeL„.i;

MeLW-l + L 5=1 МеЬ

Me + (TV — 1)L bMeLM1;

Me 4- 7VL MeL.r

Этим равновесиям соответствуют ступенчатые константы образова­ния (или ступенчатые константы устойчивости) и суммарные кон­станты образования (суммарные константы устойчивости комплек­сов), которые описываются следующими выражениями:
а) ступенчатые константы

k [MeL]

1-[Me][L]’

[MeL2]

^2 =                        ;

[MeL][L]

б) суммарные константы [MeL] = — ……

[Me][L]

[ MeL2]

K2 = k^k2 =                        ;

[Me][L?

t                                       — J .

iV1 [MeLw _ 2][L]’

Л\’-| = — 1=

z [M«Lv- ,1.

[Me][Lf —1

к lMeL^

» ’ [MeL „ . ,][L1’

KN = hk2 . . . kN_

[MeL^ [Me][L]V

Необходимо отметить, что во многих учебниках суммарные константы образования обозначены греческой буквой f) (см., напри­мер, учебник Э.Ю. Янсона).

 

 

Аналогично можно рассматривать равновесия ступенчатой и суммарной диссоциации комплексных соединений, поскольку кон­станты образования и константы нестойкости взаимосвязаны. В справочной литературе приводятся обычные константы образова­ния К или показатели констант рК = —■IgA’i (см. Приложение II, табл. 3).

Концентрационные условия существования того или иного комплексного соединения, образующегося ступенчато, зависят от его ступенчатых констант образования и используемых избытков концентрации лигандов.

При расчете молярной доли отдельных комплексов используют функцию образования, которая представляет собой среднее число лигандов, связанных с комплексообразователем:

“ = «т. ~ М)/Сме,

где и (?Me — суммарная концентрация лигандов и комплексооб- разователя соответственно.

Суммарную концентрацию лигандов можно получить, просум­мировав равновесную концентрацию свободных лигандов [L] и равновесные концентрации всех ступенчато образующихся комплек­сов, умножая их концентрации на число координируемых лигандов:

CL = [L] + [MeL] + 2[MeL2] + . . . + JVfMeLj или

CL [L] = [MeL] + 2[MeL2] + . . . + AfMeL^J. Концентрации отдельных комплексов выражают на основании урав­нений суммарных констант устойчивости и получают:

CL — [L] =z Aj[Me][L] + Jf2[Me][L]2 + . . . + 7yMe][L]» =

V             N

= [Ме](ВД + ВД2 + . . . + jytf) = [Me] EntfjL]».

n= 1

Суммарную концентрацию комплексообразователя получают сложением равновесных концентраций отдельных комплексов с равновесной концентрацией свободного иона-комплексообразовате- ля:

СМе = [Me] + [MeL] + [MeL2] + . . . + [MeL J.

Замена равновесных концентраций комплексов на их значения, получаемые на основании равновесных констант устойчивости, приводит к выражению:

СМе = [Me] + ^[Me][L] + tf2[Me][Lp + . . . + ^Me][L]N =

= [Me](l + ВД + A’.fLP + . . . + tfjLf) =

= [Me](l + E /ЦЦП).

На основании выражений для — [L] и путем их деле­ния получаем зависимость между функцией образования и концент-

 

рацией свободных лигандов:
п =
N

^nKn[L]n
п= 1

N

п= 1

Молярную долю отдельных комплексов (X) выражают в виде отно-
шения равновесной концентрации отдельных комплексов к суммар-
ной концентрации комплексообразователя:
[Me] Me = ~7, “»Me
[MeL] MeL =

«Me

[MeL2]

MeL2 ~ ~7, «Me

1

~N

Е К [L]n
п=1 п

KiL

1    ,        N

1 +           Е К [L]n

П=1 П

*2[Ь]2
1    , N                      
1 + Е К [L]n

4 Л* 1 J

KnIL]«

MeL.. r ~ 1 .

N СМе 1 + Е ^[L]n

п= 1

Как видно из этих формул, молярные доли отдельных комп­лексов зависят от концентрации свободных лигандов. Сумма моляр­ных долей, естественно, равна 1; т.е.:

Me MeL МеЬз

Следовательно, для расчета равновесных концентраций ступен­чато образующихся комплексов необходимо учитывать используе­мую концентрацию лиганда и суммарные константы образования отдельных комплексов с числом координируемых лигандов от 1 до N.

5.1. Решение типовых задач

Пример 5.1. Вычислить равновесные концентрации ионов Си2+, аммиака и ступенчато образующихся комплексов с числом коорди­нируемых лигандов от 1 до 4 в растворе с начальными концентра­циями соли (CuSO4) и аммиака, равными 0,01 М и 0,04 М соответ­ственно.

Решение. Для вычисления равновесной концентрации

 

 

свободных лигандов [NH3] используем выражение для суммарной константы образования Kt (по справочнику она равна 1О1203).

КtCu(NH3)4]

[Cu2+] [NH3]4

Допуская, что [Cu2+] к 1/4 [NH3], получаем:
[NH3]5 ’
откуда

551 0,01 -4

[NH3] =                йоз— = А0 = 206103 «оль/дмЗ.

и 10 ’

Далее вычисляем молярные доли отдельных комплексов, ис-
пользуя табличные значения суммарных констант образования и
найденную равновесную концентрацию аммиака:

1

Х(Си2+) ————————————————————————————— =

1 + -ffjNHj,] + Ab[NH3]2 + 7T3[NH3]3 + tf4[NH3]4

1

= 14-10^,^-10′2’6864-10733’10′3372+10О6,10′8О38+1042’О^-10 40’7 =

1 1
■ 1 + ю1304 + 101958 + IO2002 ——— 7^6 =———- = 0,00432; + 101286 231,7
r                                        tfi[NH3] IO3,99 • 10′2686
—                                — П
1 + £Jf4[NH3]4 231,7
1

Г                    i                 tf2[NH3]2

107,33 . 10-5,372
—                                — 0 3Q1Я-
Л              A13,/2 J —
1 + £tf4[NH3]4 231,7
1

r                      4                tf3[NH3p

1q10,06. ^q-8,058
_                                  — П 4ЧЧА-
Л              H3J3 J —
1 + £JG[NH3]4 231,7
1

Г                    ч              7r4[NH3]4

jq!2,03 jq-10,744
Y PiifNW.U* — —                                  — П АЯЧ7
A                         J —              “
1 + Etf4[NH3]4 231,7

 

 

Используя найденные молярные доли, получаем равновесные кон­центрации всех комплексов:

[Си2+] = 0,00432 • 0,01 = 4,32 ■ 10′5 моль/дм3;

[Cu(NH3)2+] = 0,0869 ■ 0,01 = 8,69 • 10‘4 моль/дм2;

[Cu(NH3)f] = 0,3918 ■ 0,01 » 3,918 • 10′3 моль/дм3;

[Cu(NH3)g+] = 0,4336 • 0,01 = 4,336 • 10′3 моль/дм3;

[Cu(NH3)f] = 0,0837 • 0,01 = 8,37 • 10“4 моль/дм3.

Приведенный выше расчет является, конечно, приближенной оценкой, поскольку концентрации частиц Сн2+ и NII3 в растворе не соответствуют начальному предположению, что [Cu2+] « 1/4[NH3). Методом последовательных приближений можно уточнить эту оцен­ку.

Пример 5.2. Вычислить равновесные концентрации ионов се­ребра и его комплексов с аммиаком при начальных концентрациях

C(Ag+) = 0,01 М- C(NH3) = 0,1 М.

Решение. Взаимодействие ионов Ag+ с NH3 описывается следующими суммарными уравнениями образования:

Ag+ + NH3 Ag(NH3)+; Ag+ + 2NH3 Ag(NH3)£.

Равновесную концентрацию свободных лигандов можно вычис­лить как разность между начальной его концентрацией и концент­рацией связанного в комплекс иона Ag(NH3)2; она равна 0,01 ■ 2 = = 0,02 моль/дм3, так как концентрацией свободных молекул NH3, образующихся за счет диссоциации комплексов, можно пренебречь.

[NH3] = 0,1 — 0,02 = 0,08 моль/дм3.

Используя значение концентрации NH3 и ступенчатые констан­ты образования, получаем уравнения для расчета молярных долей и концентраций всех частиц, находящихся в равновесии:

1

A(Ag+) =————— ————————— —————- — =

1 + 10332 • 0,08 + 10723 ■ (0,08)2

1 1

=————————————- =————— = 9Д86 • 10‘6;

1 + 167,1 + 108687,4               108855,5

x[Ag(NH3)+l =                            = 1,535 • ю-З;

108855,5

г                   ч 108687,4

Xl Ag(NH3)£j =—————- = 0,9984;

108855,5

[Ag+] = 9,186 ■ 10’8 моль/дм3; [Ag(NH3)] — 1,535 • 10′5 моль/дм3;

[Ag(NH3)2] — 9,984 • IO’3 моль/дм3.

 

 

Сопоставление вычисленных равновесных концентраций инди­видуальных частиц в таком растворе показывает, что при наличии избытка лигандов преимущественно имеет место образование ионов Ag(NH3)2 (близко к 100%) и что допущение, сделанное при вычислении равновесной концентрации NH3, справедливо.

Таким образом, при избыточной концентрации лигандов в растворе по сравнению с необходимой для образования комплексов с высшим координационным числом можно пользоваться при расче­те равновесных концентраций свободных ионов металла и комплек­са уравнением для константы суммарного образования.

Пример 5.3. Вычислить степень маскирования иона Hg2+ в растворе за счет комплексообразования с иодид-ионами при сле­дующих начальных концентрациях: C(Hg2+) = 0,01 моль/дм3 и С(Г) = 0,14 моль/дм3.

Решение. Учитывая, что иодидные комплексы ртути дос­таточно прочны, можно считать, что при наличии избыточной концентрации иодид-ионов протекает процесс с образованием преимущественно комплексных частиц с максимальным координационным числом (4), т.е. по уравнению

Hg2+ + 4Г Hglf.

Выражение для суммарной константы образования имеет вид:
к [Hglf]
[Hg2+][r?‘

Равновесную концентрацию иодид-ионов вычисляем как избыточную относительно необходимой для полного образования ионов Hgl|’:

[Г] = 0,14 — 0,01 • 4 = 0,1 моль/дм3.

Вычисляем концентрацию свободных ионов Hg2+ из выражения

1о29.ю = tHgifl = о,и — х
X- 10‘* ’

Пренебрегая значением X по сравнению с 0,01, получаем:

0,01

X = [Hg2+] =————-             = 1,5 • 10’23 моль/дм3.

1029, • 10′4

Полученное значение концентрации свободных ионов Hg2+ исчезающе мало по сравнению с концентрацией комплексов (0,01 моль/дм3), т.е. можно считать степень маскирования равной « 100%.

Пример 5.4. Выпадает ли осадок Ag2S при насыщении серо­водородом 0,1 М раствора AgNO3, к которому добавлен 0,5 М раствор KCN, и при создании в этом растворе равновесной концентрации [S2‘] = 10’19 моль/дм3?

 

 

Решение. Равновесия образования цианистых комплексов
серебра описываются следующими суммарными уравнениями:Ag+ + 2CN- Z Ag(CN)2‘; Ag+ + 3CN’ 2 Ag(CN)§*;Ag+ + 4CN’ Ag(CN)|».Суммарные константы образования имеют значения:

Л’2 = 1б1985; К3 = Ю20,55; А4 = 101942.

По ранее описанной схеме вычисляем равновесную концентра-
цию свободных цианид-ионов:

[CN»] = 0,5 — 0,1 • 4 = 0,1 моль/дм3.

Молярную долю свободных ионов Ag+ вычисляем по уравне-
нию

1

%(Аг+) —————————————————————————— ~ 10’18

1              }     1+101985 (0,1)2+ Ю2055 (0,1)3+ 101942 (0,1)4

а равновесная концентрация [Ag+] = 10′18 • 0,1 = 10′19 моль/дм3.
Сопоставление произведения концентраций ионов [Ag+][S2‘] с про-
изведением растворимости дает:

(10’19)2 • 10′19 = 10’57 < 2 • 10’49 = ПРД с.

v ‘                                                                            Ag2S

Следовательно, осадок Ag2S не должен выпадать.

Пример 5.5. Рассчитать массу осадка AgCl, который может
раствориться в 100 см3 0,5 М раствора аммиака за счет комплексо-
образования.

Решение. Растворение описывается уравнениями:

AgCl Ag+ + СГ; Ag+ + NH3 Ag(NH3)+;

Ag+ + 2NH3 Ag(NH3)|.

Вычисляем мольную долю свободных ионов серебра с учетом комп-
лексообразования:

A(Ag+) = [1 + З3,32 ■ 0,5 + 10723(0,5)2]*1 — 2,36 • 10′8.

Растворимость вычисляем, используя значение произведения
растворимости: ПРД^ = 1,8 • 10′10. Пусть растворимость AgCl
равна S, тогда концентрации равны:

[СГ] = S; [Ag+] = S • 2,36 • 10′8.

1,8 • 10′10 = [Ag+][C1*] = S 2,36 • 10′8S;

S = VI,8 • 10″lfi/<2,36 • IO’8) = 0,087 моль/дм3.

Масса растворенного осадка в 100 см3 (0,1 дм3) равна

m(AgCl) = 0,087 • 143,5 • 0,1 = 1,25 г.

Нетрудно заметить, что в данном решении задачи сделано
допущение, что равновесная концентрация аммиака в растворе мало
отличается от начальной концентрации. Фактически равновесная

 

 

концентрация ниже и примерно равна 0,05 — 2 • 0,0087 « 0,03 моль/дм3. Взяв эту величину для расчета, можно получить более точный ответ, повторив все вычисления.

1.2.      Контрольные вопросы

1.     Какие химические соединения называют комплексными?

2.    В чем разница между комплексными соединениями и двой­ными солями?

3.    Сформулируйте основные положения теории строения комп­лексных соединений.

4.    Какой ион в комплексных соединениях называют комплек- сообразователем?

5.     Что такое лиганды и имеют ли они заряд?

6.     Какие частицы составляют внутреннюю координационную сферу комплексного соединения?

7.     Что такое комплексное число?

8.     Каков характер химической связи между комплексным ионом и внешней сферой?

9.    Как вычислить заряд комплексного иона? Приведите приме­ры.

10.    Какие комплексные соединения называют координационно ненасыщенными?

11.    Какой тип химической связи называют координационной?

12.    Как обозначают координационную связь?

13.    Как диссоциируют комплексные соединения?

14.    Какая количественная характеристика дает представление об устойчивости комплексных соединений?

15.    Связь между константой образования и константой нестой­кости.

16.    Принцип расчета равновесных концентраций различных частиц в растворах комплексных соединений.

17.    Какое влияние оказывают процессы комплексообразования на протекание реакций осаждения?

18.    Какое значение имеют комплексные соединения для анали­за?

1.3.     Задачи для самостоятельного решения

1.     Вычислить концентрацию ионов Zn2* и его аммиачных комплексов в растворе, содержащем 0,02 моль/дм3 ZnSO4 и 0,1 — моль/дм3 аммиака.

2.     Рассчитать равновесную концентрацию иона Cd2* и его комплексов с цианид-ионами в растворе, в котором начальные концентрации равны: 0,1 моль/дм3 для CdNO3 и 0,5 моль/дм3 для KCN.

3.     Вычислить концентрацию иона Ag* в 0,2 М растворе комп­лексной соли Na[Ag(S2O3)].

4.     Вычислить концентрацию иона Hg2* и образующихся комп­лексов в 0,01 М рястаоре KjfHgLj], если исходная концентрация KI равна 0,14 .р-Л

5.                    V’ . .          — =                    иона Cd2* в 0,02 М растворе ком­

 

 

плексной соли K2CdI4, если избыточная концентрация иодид-иона равна 0,1 моль/дм3.

6.   Вычислить концентрацию иона Си2+ в 0,1 ‘М растворе соли rCu(NH3)4]SO4 в присутствии избыточной концентрации аммиака 0,2 моль/дм3.

7.   Вычислить концентрацию иона Hg2+ в растворе, в 1 дм3 которого растворено 0,01 моль азотнокислой ртути (II) и 0,05 моль иодида калия.

8.    Вычислить концентрацию иона Ag+ в растворе, в 1 дм3 которого растворено 0,02 моль AgNO3 и 0,08 моль аммиака.

9.    Вычислить концентрацию иона Zn2+ в 0,04 М растворе комп­лексной соли [Zn(NH3)4]SO4 при избыточной концентрации аммиака 0,04 моль/дм3.

10.   Рассчитать- концентрацию иона Hg2+ в 0,01 М растворе К2§14], в 1 дм3 которого дополнительно растворено 0,5 г К1.

11.   Вычислить концентрацию иона Fe3+ в 0,01 М растворе FeCl3, к которому добавлено 0,1 моль KCNS.

12.   Вычислить концентрацию иона Hg2+ в 0,1 М растворе K2[HgCl4], к 1 дм3 которого добавлено 0,05 моль КС1.

13.   Рассчитать концентрацию иона Ag+ в 0,05 М растворе комплексной соли Ag(NH3)2Cl, к 1 дм3 которого добавлено 0,5 моль аммиака.

14.   Вычислить молярную концентрацию аммиака, которая должна быть в избытке в растворе, чтобы осадок AgCl не выпадал при концентрации 0,02 М AgNO3 и 0,2 М NaCl.

15.   Вычислить концентрацию тиосульфата натрия Na2S2O3, необходимую для растворения в 1 дм3 0,01 моль осадка иодида серебра; К п ,5— = 101415.

к н Ag(S2O3)8

16.    Вычислить растворимость осадка AgCl в его насыщенном растворе, содержащем 0,5 моль/дм3 KNO2. К. = 10283.

о’*    **2

17.   Выпадет ли осадок иодида серебра, если в растворе, содер­жащем 0,1 моль Ag(NH3)2, создать концентрацию иодид-иона 0,1 моль/дм3?

18.   Вычислить концентрацию аммиака, необходимую для пред­отвращения выпадения осадка AgBr из раствора, в 1 дм3 которого содержится 0,01 моль AgNO3 и 10′3 моль КВг.

 

 

Глава 6

ГРАВИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ

В практике химических лабораторий обычно пользуются мето­диками, в которых приведены готовые формулы для расчета рез­ультатов анализа. В эти формулы входит постоянный множитель, называемый фактором пересчета F (аналитический множитель), который служит для вычисления содержания какого-либо компо­нента в анализируемой пробе, если известна масса весовой формы этого компонента. Напомним, что весовой формой называют соеди­нение, которое взвешивают для получения окончательного резуль­тата анализа. Например, при гравиметрическом определении каль­ция, если его осаждают в виде оксалата, весовой формой может быть оксид кальция, образующийся при прокаливании осадка:

СаС2О4 • Н20 —» СаО + С02] + СО) + Н20.

В данном случае фактор пересчета оксида кальция на кальций определяют по формуле

1И(Са) 40,08

F ~                     =             = QJ147.

М(СаО) 56,08

В общем случае фактор пересчета вычисляют по формуле тМ(А)

~ уМ(В)

где М(А) и Л/(В) — молярные массы определяемого компонента и весовой формы соответственно; х и у — стехиометрические коэффи­циенты.

Например, при определении содержания магния по массе осадка MgjPgCb

2Af(Mg) 2 • 24,31

F ~————————                            ~ 0,2184.

jn(Mg2P2O7) 226,6

В этом примере х = 2, у = 1, поскольку одна молекула Mg2P2O7 содержит два атома магния.

6.1.      Решение типовых задач

Пример 6.1. Какой должна быть навеска чугуна с массовой до­лей серы 2% для ее гравиметрического определения в виде суль­фата бария, чтобы при анализе можно было получить 0,5 г осадка?

Решение. Вычисляют фактор пересчета:

M{S )                 32

F ~~—————————— — 0,1373.

M(BaSO4) 233,4.

Умножив фактор пересчета на массу весовой формы, получают массу серы: 0,5 • 0,1373 = 0,0687 г.

 

 

Вычисляют необходимую массу чугуна для анализа, учитывая массовую долю серы:

(0,0687 • 100)/2 = 3,435 г.

Пример 6.2. Вычислить объем раствора серной кислоты с мас­совой долей 4%, необходимый для эсаждения бария из навески 0,3025 г ВаС12 • 2Н2О.

Решение. Записывают уравнение реакции осаждения сульфата бария:

ВаС12 + H2SO4 —» BaSO4 4- 2НС1.

Составляют пропорцию, в соответствии с которой взаимодейст­вуют интересующие нас вещества: 244 г ВаС12 • 2Н2О взаимодейст­вуют с 98 г H2SO4 (в соответствии с малярными массами), а с 0,3025 г ВаС12 • 2Н2О реагируют X г H2SO4:

244           98               0,3025 • 98

———- = —; X =———————— = 0,1215 г.

0,3025 X                               244

Учитывая массовую концентрацию раствора, получают:

(0,1215 • 100)/4 = 3,04 г, или 3,04 см3 раствора, так как плотность водного раствора с малой концентрацией близка к 1 г/см3. На практике обычно берут 50%-ный избыток осадителя, т.е. в 1,5 раза больше.

Пример 6.3. Рассчитать объем осадителя в виде 0,05 М раство­ра Na2HPO4 для осаждения магния в виде MgNH4PO4 из 100 см3 0,02 М раствора MgCl2 с использованием избытка осадителя до 120%.

Решение. Записывают уравнение реакции осаждения:

MgCl2 + Na2HPO4 + NH4OH —» MgNH4PO4 + 2NaCl + H2O.

Из уравнения видно, что на 1 моль MgCl2 расходуется 1 моль Na2HPO4. Вычисляют количество MgCl2 в растворе: 0,02 • 0,100 = = 0,002 моль. Находят объем раствора MgHPO4, в котором содер­жится 0,002 моль этой соли:

V = 0,002/0,05 = 0,04 дм3 = 40 см3.

С учетом необходимого избытка осадителя (120%) получают окончательный результат:

V — 40 • 120/100 = 48 см3.

Пример 6.4. Для промывания осадка BaSO4 массой 0,5000 г используют 250 см3 воды. Вычислить массовую долю потерь осадка за счет промывания.

Решение. Допустим, что при промывании осадка происхо­дит образование насыщенного раствора. В связи с этим вычисляем растворимость осадка, исходя из ПР:

ПРВа8О4 = [B*2+][SOF] = 1Д ’ КП0

 

 

Принимая концентрацию ионов Ва2+ и SO|» равными, получа­ем:

[Ва2+] = [SOf] = /1,1 -.10-10 _ 1>05 . 10-5 моль/дмз.

Масса осадка BaSO4, растворяющегося в 250 см3 промывной воды (потеря осадка), составит

т = 1,05 • 10’5 • 233,4 • 0,25 = 0,0006 г

(здесь 233,4 — молярная масса BaSO4, г/моль; 0,25 дм3 = 250 см3).

Массовая доля потерь осадка составит:

lV=(m /ш )Ю0 = 0,0006 • 100/0,50000 = 0,12%.

‘ потери’ осадок’                                             ‘

Следует отметить, что на практике указанные потери должны быть меньше, так как насыщения промывных вод, как правило, не происходит.

Пример 6.5. Рассчитать фактор пересчета F весовой формы А12О3 на алюминий.

Решение. Отношение молярных (атомных) масс определя­емого компонента в весовой форме, получаемой в результате анали­за, равно

2MAI) 2 • 27

F =—————— =                 = 0,5197.

М(А12О3)            102

Здесь М(А1) и М(А12О3) — соответствующие молярные массы.

Пример б.б. При гравиметрическом определении свннца из 2,0000 г сплава получено 0,6048 РЬ5О4. Вычислить массовую долю свинца в сплаве.

Решение. Рассчитывают фактор пересчета F(PbSO4) на РЬ:

F = 208/304 = 0,6842.

Умножают F на массу весовой формы:

0,6842 • 0,6048 = 0,4138 г
и определяют массовую долю свинца в навеске:
И^РЬ) = 0,4138 • 100/2,0000 = 20,69%.

Пример 6.7. Рассчитать массовую долю карбонатов кальция и магния в известняке, если навеска его 0,9866 г. В результате анали­за получено 0,3755 г СаО и 0,4105 г Mg2P2O7-

Решение. Вычисляют фактор пересчета СаО на СаСО3:

F = 100/56 = 1,7847,

затем массу СаСО3 путем умножения F на массу СаО:

1,7847 • 0,3755 = 0,6701 г.

Массовая доля СаСО3 равна

РИ(СаСО3) = 0,6701 • 100/0,9866 = 67,94%.

 

 

Аналогично вычисляют массовую долю MgCO3, используя фактор пересчета Mg2P2O? на MgCO3, массу осадка дифосфата (пирофосфата) магния и навеску, взятую для анализа:

2 • 84,03 • 0,4105 • 100

FP(MgCO3) =————————————— = 31,48%,

224,06 • 0,9866

где 84,03 и 222,06 — молярные массы MgCO3 и Mg2P2O? соответст­венно, г/моль; 2 — коэффициент, уравнивающий соотношение по Mg для этих двух веществ.

Пример 6.8. Вычислить число молекул воды в кристаллогидра­те ацетата свинца при гравиметрическом анализе, если из его навес­ки 0,3243 получено 0,2593 г сульфата свинца.

Решение. Обозначим молярную массу кристаллогидрата РЬ(СН3СООН)2 ■ гН2О через Л1(Х). Выпишем значения молекуляр­ных масс ацетата свинца, сульфата свинца и воды: M(PbSO4) = = 303,2 г/моль; м[рЬ(СН3СОО2)] = 325 г/моль; М(Н2О) = = 18 г/моль.

Составим пропорцию и вычислим М(Х):

0,2593 — 0,3243                             303,2 • 0,3243

М(Х) =———————— = 379.

M(PbSO4) — ЛДХ)                               0)2593

Поскольку Л/(Х) = М(РЬ(СН3СОО)2) + гМ(Н2О), находим х:

379 — 325
х —                      = 3.

18

Таким образом, формула кристаллогидрата РЬ(СН3СОО)2 • • ЗН2О.

Пример 6.9. Для гравиметрического определения хлорида в каменной соли пробу 100 мг растворили в 100 см3 раствора. Рассчи­тать, какое количество 0,1 М раствора нитрата серебра следует добавить к раствору, чтобы потери вследствие неполноты осажде­ния хлорида серебра не превысили 0,001%. Солевым эффектом пренебречь.

Решение. Допустим, что соль практически полностью состоит из хлорида натрия. Определим, сколько миллимолей хло­рида натрия содержится в пробе.

m(NaCl) 100 мг

n(NaCl) =————— =————————— = 1,7 ммоль.

M(NaCl) 58,44 мг/ммоль

Потери хлорида не должны превысить 0,001%, т.е.

1,7 ммоль • 10’3%

n(NaCl) =——————————— — 1,7 ■ Ю’5 ммоль.

100%

Определим эквивалентное количество осадителя:

n(NaCl) = n(AgNO3) = ^AgNO,) • 7(AgNO3).

 

 

Отсюда
n(NaC 1)             1,7 ммоль

V(AgNO3) =—————- =————————- = 17 см3.

CtAgNO3) 0,1 ммоль/см3

Таким образом, после добавления эквивалентного количества
осадителя объем раствора составил

V = 100 см3 + 17 см3 — цу смз.

Допустим, что при добавлении избыточного количества осади-
теля объем раствора практически не увеличится. Тогда максималь-
ное значение концентрации хлорид-иона в растворе не превысит
значения:

n(NaCl) 1,7 • 10’5 ммоль

С(СГ) =————— =————————————— = J 4. 10ммоль/смз.

V                             117 см3

Исходя из значения ПРд^ = 1,78 • 10′10, находим минималь-
ную концентрацию аргента-иона в растворе:

1И>      ,       1,78 • 10’10

QAg+) = —=——————————- = 1,3 • IO’3 ммоль/см3.

[СГ] 1,4- 10-7

Находим избыточное количество раствора нитрата серебра из
соотношения

^AgNO3) • r(AgNO3)M36 = C(Ag+) • V;
отсюда

1,3 • 10′3 ммоль/см3 • 117 см3

V(AgNO3) =———————————————————— = 1,5 см3.

0,1 ммоль/см3

Находим общее количество осадителя:

V , —17 см3 + 1,5 см3 = 18,5 см3,
общ                                                    ’

6.2.      Контрольные вопросы

1.     Что такое осаждаемая форма? Какие Основные требования
предъявляются к осаждаемой форме?

2.     Что такое практически полное осаждение? Какие потери
осадка допустимы в количественном анализе?

3.     В виде какого соединения — ВаСО3, ВаСгС^ или BaSO4
более целесообразно осаждать ионы Ва2+ с целью количественного
гравиметрического определения?

4.     Каким требованиям должна удовлетворять гравиметрическая
форма осадка?

5.     Каким осадителем — раствором NaOH или NH4OH — более
предпочтительно осаждать гидроксиды железа, алюминия и поче-
му?

6.     Как влияет соотношение скоростей агрегации и ориентации
на форму и структуру осадка?

 

 

7.                       Какие процессы происходят при созревании кристалличес­кого осадка?

8.                       Охарактеризуйте условия осаждения кристаллического осад­ка.

9.                       Охарактеризуйте адсорбционные свойства аморфных осад­ков.

10.                   Что такое коагуляция, пептизация? Какие условия обеспе­чивают получение хорошо фильтруемого аморфного осадка?

11.                   Каким требованиям должны удовлетворять реакции, ис­пользуемые в гравиметрическом анализе?

12.                   Адсорбция, ее причины. Сравнительная оценка адсорб­ционных свойств кристаллических и аморфных осадков.

13.                   Какие факторы влияют на количество адсорбированных примесей на осадке?

14.               Как проводится очистка от адсорбционных примесей?

15.                   Чем руководствуются при выборе промывных жидкостей для промывания осадков в гравиметрическом анализе?

6.3.     Задачи для самостоятельного решения

1.                       Какую массу технического сульфата натрия с массовой до­лей Na2SO4 90% нужно взять для гравиметрического анализа, что­бы масса осадка BaSO4 была равной 0,5 г?

2.                       При определении массовой доли оксида кремния в минерале необходимо, чтобы масса прокаленного осадка SiO2 была не более 0,2 г. Вычислить массу минерала, необходимую для анализа, если в его составе 30% кремния.

3.                       При определении железа осаждением в виде гидроксида масса прокаленного осадка должна быть не более 0,15 г. Рассчитать массу соли Мора, необходимую для анализа.

4.                       При определении магния осаждением в виде MgNH4PO4 масса прокаленного осадка не должна превышать 0,3 г. Рассчитать массу образца для анализа с массовой долей MgCO3 40%.

5.                       Рассчитать навеску чугуна для определения в нем серы путем сжигания, окисления и осаждения в виде BaSO4, чтобы масса осадка BaSOa была 0,2 г, если массовая доля серы в чугуне состав­ляет 0,8 — 1%.

6.                       Какой должна быть навеска пигмента для определения в нем хрома в виде ВаСгО4, чтобы масса осадка была не более 0,1 г? Массовая доля Сг2О3 в пигменте 20%.

7.    Вычислить навеску технического стеарата хрома с массовой . долей хрома 10% для его гравиметрического определения в виде ‘ ВаСгО4, чтобы масса осадка при анализе была 0,3 г.

8.                       Рассчитать навеску сплава с массовой долей Mg 0,5%, чтобы при гравиметрическом определении получилось 0,1 г Mg2P20r.

9.                       Рассчитать навеску известняка для определения в нем окси­да кальция так, чтобы масса прокаленного осадка СаО была 0,1 г, если известняк имеет массовую долю СаСОз 75%.

10.                   Какой объем раствора ВаС12 с массовой долей 10% нужно взять для осаждения сульфата из 100 см3 раствора Na2SO4 с моляр­ной концентрацией 0,05 м/дм3?

11.               Сколько нужно раствора аммиака с массовой долей 2% для

 

 

осаждения алюминия из раствора, в котором растворено 0,9656 г алюмоаммонийных квасцов?

12.                   Сколько граммов раствора серной кислоты с массовой долей 5% необходимо для осаждения свинца из навески 0,5865 г сплава с массовой долей свинца 12%?

13.                   Вычислить объем раствора Na2HPO4 с массовой долей 4% для осаждения магния в виде MgNH4PO4 из раствора, содержащего 0,5238 г MgSO4 • 7Н2О.

14.                   Рассчитать объем серной кислоты с массовой долей 10% для осаждения свинца из раствора, полученного растворением навески сплава 0,6856 г с массовой долей свинца 15%.

15.                   Вычислить объем раствора нитрата серебра с массовой долей 3,4% для осаждения хлорида из 200 см® раствора NaCl с молярной концентрацией 0,01.

16.                   Какой объем серной кислоты плотностью 1,1 г/см3 требует­ся для осаждения бария из раствора 0,4880 г ВаС12 • 2Н2О?

17.                   Сколько нужно раствора аммиака с массовой долей 4% для осаждения железа из навески 0,6076 г железоаммонийных квасцов?

18.                   Вычислить объем раствора оксалата аммония с массовой долей 2,5% для осаждения кальция из 200 см3 раствора с молярной концентрацией СаС12 0,05, чтобы при осаждении был создан избы­ток осадителя в 20%.

19.                   Вычислить объем раствора нитрата серебра с массовой долей 2% для осаждения брома из 100 см3 0,01 М КВг.

20.                   Вычислить массу осадка BaSO4, которая теряется за счет растворимости, если осаждение выполняют при эквивалентном соотношении в объеме 200 см3.

21.                   Вычислить потери осадка СаС2О4, если проведено осажде­ние кальция из 250 см3 раствора с использованием избытка осади­теля 0,05 М (NH4)2C2O4 при pH 3.

22.                   При осаждении свинца из объема 200 см3 в виде PbSO4 взят избыток серной кислоты 0,02 моль/дм3. Вычислить массовую долю потерь осадка массой 0,5 г за счет его растворимости.

23.                   Какую массовую долю составят потери осадка РЬСгО4 массой 0,3 г, полученного в объеме 300 см3 в условиях эквивалент­ного осаждения?

24.                   Во сколько раз уменьшатся потери осадка РЬСгО4 при осаждении в объеме 300 см3, если использовать избыток осадителя 0,01 моль/дм3 ионов СгО|’ против осаждения в эквивалентных соотношен иях?

25.                   Какая избыточная концентрация хлорид-ионов должна быть в растворе над осадком AgCl, чтобы его потери в объеме 200 см3 не превышали 0,0002 г?

26.                   При определении кальция осаждением в виде СаС2О4 может быть использована весовая форма СаО или CaSO4. Опреде­лить потери осадка за счет растворимости в пересчете на» СаО и CaSO4, если осаждение проводят в объеме 200 см3 при избытке ионов С2О|’ 0,001 моль/дм3.

27.                   Вычислить необходимую избыточную концентрацию ионов РО|’ при осаждении магния в виде MgNH4PO4 так, чтобы потери

 

 

осадка за счет растворимости не превышали 0,0001 г в объеме 200 см3 при концентрации ионов NH4 0,1 моль/дм3.

28.                   Вычислить pH, при котором нужно осаждать железо в виде Fe(OH)3, чтобы потери железа за счет растворимости в объеме 300 см$ не превышали 0,1 мг.

29.                   Во сколько раз будут меньше потери стронция в объеме 200 см3 при осаждении его в виде SrSO4 с использованием избытка серной кислоты как осадителя в концентрации 0,01 моль/дм3 по сравнению с эквивалентным осаждением?

30.                   Вычислить массу осадка СаС3О4, которая может быть потеряна за счет промывания 300 см3 воды, считая, что при этом Образуется насыщенный раствор.

31.                   Для промывания осадка ВаСгО4 массой 0,300 г использова­ли 250 см3 воды. Вычислить массовую долю потерь осадка за счет промывания.

32.                   Во сколько раз уменьшатся потери осадка СаС2О4 при промывании раствором осадителя 0,01 М (NH4)2C2O4 по сравнению с промыванием водой, если объем промывной жидкости в обоих случаях одинаковый?

33.                   Вычислить массовую долю потерь осадка PbSO4 массой 0,3000 г при промывании водой объемом 250 см3.

34.                   Вычислить массу осадка РЫ2, уносимого промывной жид­костью объемом 200 см3.

35.                   Осадок AgBr промывают водой объемом 300 см3. Вычис­лить массу осадка теряемого за счет промывания.

36.                   Осадок Agui массой 0,2000 г промывают 200 см3 0,001 моль/дм3 раствором НС1. Какую массовую долю составляют потери осадка За счет промывания?

37.                   Какая концентрация ионов SO|’ должна быть в промывной жидкости объемом 300 см3 для промывания осадка PbSO4, чтобы Потери осадка за счет промывания не превышали 0,0002 г?

38.                   При гравиметрическом определении потери осадка за счет промывания не должны превышать 0,0002 г. Можно ли промывать водой объемом 250 см3 осадок PbSO4?

39.                   Какая массовая доля осадка AgSCN массой 0,1000 г будет потеряна при промывании водой объемом 200 см3?

40.                   При определении в растворе магний осадили в виде MgNH4PO4. После прокаливания масса полученного осадка Mg2P20r оказалась равной 0,1669 г. Вычислить массу магния.

41.                   Вычислить массовую долю железа в шлаке, если при ана­лизе найдены массовые доли оксидов железа: 1,20% FeO и 1,78% Fe2O3.

42.При анализе силиката из навески 0,7524 г получили смесь хлоридов калия и натрия массой 0,2415 г. В этой смеси затем опре­деляли калий в виде K2PtC16, получили осадок массой 0,2760 г. Вычислить Массовую долю К2О и Na2O в силикате.

43.                   При анализе раствора Fe2(SO4)3 железо осадили в виде гидроксида и прокалили. Масса прокаленного осадка оказалась равной 0,2875 г. Вычислить массу железа в растворе и массу соли Fe2(SO4)3.

 

 

44. При анализе минерала массой 0,5076 г получили сумму оксидов алюминия, железа и титана массой 0,2078 г. При дальней­шем анализе из суммы оксидов определили массовую долю ТЮ2 2,78%, Fe2O3 3,56%. Алюминий определяли по разности. Вычислить содержание алюминия, железа и титана.

45. Для определения серы в чугуне взяли навеску 10,0000 г стружки, которая была сожжена, SO2 после улавливания в растворе окисляли до ионов SO|’. При гравиметрическом определении полу­чили массу прокаленного осадка BaSO4 0,3072 г. Вычислить массо­вую долю серы в чугуне.

46. При анализе раствора магний осадили в виде MgNH4PO4 и получили после прокаливания осадок Mg2P2O? массой 0,2115 г. Вычислить массу семиводного кристаллогидрата сульфата магния в растворе.

47. Для определения кремния в чугуне взяли навеску 3,0000 г и получили после прокаливания осадок SiO2 массой 0,1244 г. Вы­числить массовую долю кремния в чугуне.

48. При анализе цемента использовали навеску 1,9578 г, кото­рую после сплавления растворили в объеме воды 250 см3. Из 100 см3 этого раствора получили осадок MgNH4PO4, после прокалива­ния масса Mg2P2O? составила 0,2234 г. Вычислить массовую долю оксида магния в цементе.

49. При анализе стали взяли навеску 2,0046 г, после соответст­вующей обработки был получен осадок WO3 массой 0,1942 г. Вы­числить массовую долю вольфрама в анализируемой стали.

50. При анализе раствора хромата калия получили осадок РЬСгО4 массой 0,1524 г. В этом же растворе определяли калий в виде КС1О4. Какова должна быть масса осадка КС1О4?

51. При анализе латуни, состоящей только из меди, олова и цинка, использовали навеску 0,9274 г. При этом получили осадок CuSCN массой 0,6540 г и 0,0575 г SnO2. Вычислить массовую долю меди, цинка и олова в латуни.

52. Вычислить массовую долю хлора в веществе, если для анализа была взята навеска 0,5000 г и получен осадок AgCl массой 0,5874 г.

53. При анализе соли Мора на содержание в ней FeSO4(NH4)2SO4 • 6Н2О взяли навеску 0,9215 г и после прокалива­ния получили массу Fe2O3 0,1804 г. Вычислить массовую долю FeSO4(NH4)2SO4 • 6Н2О в анализируемом образце.

54. Из навески ферросилиция 2,2417 г был получен осадок, состоящий из TiO2 и ZrO2 массой 0,0684. Затем, после отделения’ титана, цирконий осадили в виде ZiP2Ot, масса которого оказалась 0,0842 г. Вычислить массовую долю титана и циркония в образце ферросилиция.

55. При анализе смеси солей хрома жирных кислот была взята навеска 0,3026 г. После растворения и окисления хром перевели в ионы СгО|’ и получили осадок ВаСгО4 массой 0,2216 г. Вычислить массовую долю хрома в смеси солей жирных кислот.

56.               Из 10,0 см3 электролита при анализе получен осадок

 

 

CuSCN массой 0,2032 г. Вычислить массовую долю меди в растворе, если плотность электролита 1,05.

57.  Вычислить массовую долю MgSO4 • 7Н2О в техническом препарате сульфата аммония, если для анализа взяли навеску 0,5117 г и получили осадок М^РоО? массой 0,0183 г.

58.  При анализе известняка массой 0,5124 г были получены осадки 0,2415 г СаО и 0,0168 г Mg2P2O7. Вычислить массовую долю MgCO3 в известняке.

59.  При анализе шлака взяли навеску 0,8876 г и после отделе­ния SiO2 получили 250 см3 раствора. Из 100 см3 этого раствора получили осадок гидроксида алюминия; после прокаливания масса А12О3 составила 0,0506 г. Вычислить массовую долю А1 в шлаке.

60.  При анализе технического сульфата натрия пробу 0,1500 г растворили в 150 см3 воды. Сульфат-ион осадили 0,05 М раствором хлорида бария. Сколько этого раствора следует добавить, чтобы потери вследствие неполноты осаждения были не более 10′5 г? Влиянием солевого эффекта пренебречь.

61.  Из 200 см3 0,05 М раствора хлорида стронция стронций выделили в виде сульфата. В качестве осадителя использовали 0,1 М раствор K2SO4. Сколько осадителя нужно добавить в раствор хлорида стронция, чтобы потери вследствие растворимости осадка не превысили 0,1%? Влиянием солевого эффекта пренебречь.

Глава 7

ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ ■ <

Титриметрический анализ объединяет группу методов коли­чественного химического анализа, основанных на процессе титро­вания, т.е. измерении количества реагента, необходимого для взаимодействия с определяемым компонентом в растворе. Раствор с точно известной концентрацией реагента (титрант) постепенно до­бавляют к раствору определяемого вещества, контролируя объем вводимого титранта.

Титриметрические методы классифицируют ю типу протекаю­щих при титровании реакций: кислотно-основное титрование (про­толитометрия), окислительно-восстановительное титрование (редок- симетрия), комплексометрическое титрование (основано на реак-ци- ях комплексообразования), осадительное титрование (седи-метрия).

 

 

7.1. Кислотно-осни^ тое титрование

1.1.1. Решение типовых задач

Вычисление молярной массы эквивалентов

Для вычисления молярной массы эквивалентов соединения,
участвующего в кислотно-основной реакции, рассчитывают, какая
масса данного вещества соответствует одному молю атомов во-
дорода.

Пример 7.1. Вычислить молярную массу эквивалента HNO3
при взаимодействии с КОН.

Р е ш е и и е. Записываем уравнение реакции:

HNO3 + КОН -ч KNO3 + Н2О.

Из уравнения следует, что одному молю атомов водорода соответст-
вует один моль азотной кислоты; следовательно, молярная масса
эквивалента азотной кислоты численно равна ее молярной массе,
т.е. Af(HNO3) = 63 г/моль.

Пример 7.2. Вычислить молярные массы эквивалентов H2SO4 и
Н3РО4 в реакциях:

H2SO4 + 2NaOH —♦ Na2SO4 + 2Н2О;                                 (1)

Н3РО4 + 2NaOH —* Na2HPO4 + 2Н2О.                                (2)

Решение. В реакциях многопротонных кислот могут участ-
вовать все ионы водорода (в реакции 1) или только часть их (в
реакции 2). В этих случаях мотярная масса эквивалентов H2SO4 и
Н3РО4 составляет половину молярной массы соответствующей кис-
лоты:

M1/2H2SO4) = JH(H2SO4)/2 = 49,04 г/моль;

MI/2H3PO4) = МН3РО4)/2 = 49,00 г/моль.

Вычисление концентрации раствора

Пример 7.3. Из 2,500 г Na2CO3 приготовлено 500 см3 раствора.
Вычислить для этого раствора a) T(Na2CO3); б) молярную концент-
рацию; в) нормальную концентрацию.

Решение. Для вычисления титра нужно найти массу ве-
щества в граммах, содержащуюся в 1 см3 раствора.

m(Na2CO3)                                 2,500

HNa2CO3) =———————— ; 7{Na2CO3) =———— = 0,0050 г/см3.

V                                          500

Молярную концентрацию можно вычислить по известному

титру:

7{Na2CO3) • 1000
QNa2CO3) =———————————— ;

JH(Na2CO3)

0,0500 • 1000

С(Ма2СОз) =———————- = 0,04717 моль/дм3.

106

 

 

Ддя вычисления нормальной концентрации раствора нужно найти молярную массу эквивалентов Na2CO3:

Mil 14 Na2CO3) = 53 г/моль.
а затем воспользоваться величиной титра
71(Na2CO3) ‘ ЮОО
C(l/2Na->CO3) =——————————————————— ;

М(1/ 2Na2CO3) 0,05 ■ 1000

C(l/2Na2CO3) =———————- = 0,09434 моль/дм3

53 или величиной навески: m(Na2CO3) • 1000

C(l/2Na2CO3) =———————————— ;

М( l/2Na2CO3) ■ V 2,5 • 1000

(7(l/2Na2CO3) =——————— = -0,09434 моль/дм3.

53 • 500

Пример 7.4. На титрование 20 см3 0,02 М раствора НС1 расхо­дуется 15,00 см3 раствора NaOH. Определить молярную концентра­цию этого раствора.

Решение. Так как вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах, то количество НС1 в точке эквивалент­ности должно быть равно количеству NaOH, т.е.

n(HCl) = n(NaOH); п(НС1) = (7(1101) • Р(НС1);

n(NaOH) = C(NaOH) • V(NaOH);

(7(НС1) ■ V(HC1)

C(NaOH) =——————————— ;

V(NaOH)

0,02 • 20,00

C(NaOH) =                           — 0,02667 моль/мл.

15,00

Пример 7.5. Раствор карбоната натрия титруют раствором хлороводородной кислоты с Т(НС1) = 0,003650 г/см3 в присутствии метилового оранжевого. Вычислить титр раствора НС1 по определя­емому веществу Na2CO3.

Решение. Между эквивалентами реагирующих веществ и титрами существует соотношение

М(НС1) — M(l/2Na2CO3)

Т(НС1) — 7\HCl/Na2CO3)

7VHC1) ■ М(l/2Na2CO3) 7\HCl/Na2CO3) =——————————————————————— ;

МНС1)

0,003650 ■ 53,00

T(HCl/Na2CO3) =—————————— = 0,005300 г/см3.

36,50

 

 

Вычисление pH и рОН растворов при титровании

Концентрация ионов [Н+] или [ОН’] пои нитровании сильной кисло­ты сильным основанием (или сильно основания сильной кисло­той) равна концентрации оставшейся растворе неоттитрованной сильной кислоты (сильного основано В точке эквивалентности pH определяется концентрацией ион- [Н+], образующихся при диссоциации воды.

Пример 7.6. Рассчитать pH раствора, полученного при титрова­нии в момент, когда к 15,00 см3 0,02 М раствора HCI добавлено 10 см3 0,15 М раствора NaOH.

Решение. Вычисляют количество кислоты и щелочи в данном растворе (в ммоль):

n(HCl) = С(НС1) • ЦНС1) = 15 • 0,2 = 3,0 ммоль;

n(NaOH) = O(NaOH) • V(NaOH) = 10 • 0,15 = 1,5 ммоль.

Избыток кислоты в растворе равен

3,0 — 1,5 = 1,5 ммоль.

Это неоттитрованное количество кислоты содержится в объеме

V = 15 + 10 = 25 см3.

Так как молярная концентрация раствора показывает, сколько миллимолей растворенного вещества содержится в 1 см3 раствора, можно вычислить для кислоты:

С(НС1) = 1,5/25 = 0,060 ммоль/см3; [Н+] = 0,060 моль/дм3;

pH = -lg[H+] = -lg(6 • 10′2) = 2 — lg6 = 2 — 0,78 = 1,22.

В случае неполной нейтрализации слабой кислоты (слабого основания) pH вычисляют, пользуясь выражением для константы диссоциации слабой кислоты (основания):

НА Н+ + А’;

+] [А’                                   НА

К =———— :         ; [Н+] =————          ; [НА] « С ;

НА [НА] 1 J НА [А’]

[А’] ~ С ; [Н+] = К и С /С .

1 J соль’ 1 J НА кисл’ соль

Пример 7.7. Рассчитать pH раствора, полученного при добавле­нии 15 см3 0,1 М раствора NaOH к 20 ‘см3 0,1 М раствора СН3СООН.

Решение. В процессе нейтрализации слабой кислоты обра­зуется соль, концентрация которой равна концентрации нейтрали­зованной кислоты. Избыточная, т.е. неоттитрованная, кислота в растворе остается в виде малодиссоциированных молекул. Следова­тельно,

n = QNaOH) • V(NaOH) = 15 • 0,1 = 1,5 ммоль;
Ссоль n/V 1,5/35 ммоль/см3;

 

п — 20 ■ 0,1 — 15 • 0,1 = 2,0 — 1,5 = 0,5 ммоль;
кисл                                                                 ’п 0,5С — — —               ммоль/см3;кисл у 35

+] = /<СНзСООН —            , где К’сн соон = 1,8 • 10 5;

О

соль

0,5

+] = 1,8 • 10′5 — = 6 ■ 10′6; pH = 5,22.

1,5

Если имеет место полная нейтрализация слабой кислоты (осно­вания), то pH рассчитывают по константе диссоциации сопряженно­го основания (кислоты):

А’ + Н2О НА + ОН’;
[НА] [ОН’]
[А-]
[ОН’]3

[НА] ~ [ОН-], [А»] ~ С ;——————

vOJlb

С ОЛЬ

W
НА
1
соль
Пример 7.8. Рассчитать pH раствора, полученного при добавле­нии 100 см3 0,1 М раствора NaOH к 100 см3 0,1 М раствора СН3СООН.

Решение. К раствору СНзСООН добавлено эквивалентное количество NaOH. Вся кислота переведена в соль. Концентрация соли с учетом разбавления равна:

Ссоль = (10° ‘ °’1)/200 = °>05 моль/дм3;

[ОН-] =
10’П • 0,05
1,8 • 10’5
= 5 ■ 10′6 моль/дм3;

10-9 моль/дм3; pH = 8,7.

При избытке щелочи концентрация ионов О1Г практически равна концентрации избыточной щелочи, а при избытке сильной кислоты концентрация ионов Н+ практически равна концентрации избыточной кислоты.

Способ расчета pH в этих случаях аналогичен расчету при титровании сильной кислоты щелочью (см. пример 7.6).

 

 

Индикаторные погрешности

Причиной возникновения индикаторных погрешностей в кис­лотно-основном титровании является несовпадение показателя титрования (рТ) индикатора, т.е. pH, при котором заканчивают титрование по данному индикатору, с pH точки эквивалентности.

Типы индикаторных погрешностей: 1) водородная (Н+-погреш- ность); 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 неоттитрованной кислоты (основа­ния) к общему количеству кислоты (основания). Количество кисло­ты (основания) удобно выражать в миллимолях эквивалентов. От­носительные индикаторные погрешности считают допустимыми, если они не превышают 0,2%.

Расчет Н+-погрешности. Имеется кислота концентрацией (\ в объеме V{. Число миллимолей кислоты равно С) Vj.

Титрование этой кислоты с индикатором заканчивают при рТ = pH, т.е. при концентрации Н+ = 10 рГ, в конце титрования объем раствора К2 = 2 Vj, если концентрация кислоты примерно рав-на концентрации щелочи.

Поскольку Н+-погрешность — это отношение количества неот­титрованной кислоты к общему количеству кислоты (в процентах), то — 100%’

10’рТ V2 Н+-погрешность

1О’рГ -2-100 2 • 10-рГ

Н+-Погрешность =—————————— =—————— • 100%.

G                       с1!

Пример 7.9. Рассчитать Н+-погрешность при титровании 0,1 М раствора HNO3 0,1 М NaOH с индикатором метиловым оранжевым (рГ=4).

Решение.

2 ■ 10′4

Н+-Погрешность =                      • 100 = 0,2%.

0,1

Расчет ОН’-погрешности, т.е. отношения количества неоттит- рованного сильного основания к первоначальному его количеству в растворе (в процентах).

Пример 7.10. Рассчитать ОН’-погрешность при титровании 0,1 М раствора NaOH 0,1 М НС1 с индикатором фенолфталеином (рГ=9).

 

Решение. Исходя из определения ОН’-погрешности, нахо­дим:

2 • 10′<И

ОН’-Погрешность =——————————      100% =

0,1

2 • 1О'(И9)

=                                     ЮО = 0,02%.

0,1

Вычисление кислотной погрешности (НА-погрешпости). Этот тин погрешности обусловлен присутствием неоттитрованной слабой кислоты в конце титрования. Слабая кислота находится в виде малодиссоциированных молекул. Погрешность рассчитывают, исхо­дя из константы диссоциации кислоты:

+] [А»] [НА] [Н+]

НА~ IHA] ’ [Г] ~К^’

Кислотную погрешность титрования (НА-погрешность) определяют следующим образом:

+] = 1О’рГ; КНА = 10-РК, где рА =-lgKHA;

[НА] 1О’рГ „ _                                                                 ЮрХрГ

—— =———- — 10р р ; НА-Погрешность =——————— ——- ■ 100%.

[A’] 10**                                                                          [НА] +[А’]

Пример 7.11. Вычислить погрешность титрования 0,1 М рас­твора СНдСООН 0,1 М раствором NaOH с индикатором метиловым оранжевым (р Т — 4).

Решение. При титровании 0,1 М раствора СН3СООН 0,1 М раствором NaOH значение pH в точке эквивалентности равно 8,74. Титрование с метиловым оранжевым заканчивают при pH = рТ = — 4; в конце титрования в растворе присутствует неоттитрованная слабая кислота СН3СООН, что и обусловливает кислотную погреш­ность.

[НА] пК пт

——— = 10р*’ р , К(СН3СООН) = 1,8 • Ю’5; РА(СН3СООН) = 4,76; [А’]

— = Ю4764 = ю°’ = 5,7;

[А’]

Количество неоттитрованной кислоты              5,7

Количество оттитрованной кислоты 1 что составляет по отношению ко всей кислоте:

6,7—100%

5,7 — НА-Погрешность

 

 

5,7 • 100
НА-Погрешность =                         = 84%.6,7
Вычисление основной погрешности (МеОН-погрешности) ана­логично расчету кислотной погрешности. МеОН-погрешность обус­ловлена избытком слабого основания в конце титрования.

[Ме + ][ОН-] [МеОН] [ОН‘]

*Ме0Н ’ [МеОН] [Me*] »

[МеОН] Не оттитрованное основание

———~ —                                                               у

[Ме+] Оттитрованное основание

{МеОН} = [ОН’] = НК» —                           = 1орКрГ. и

[“’•1 *м.он 10₽К

1      qP А + рГ — 14 МеОН-Погрешность =                                                       • 100%.

[МеОН] + [Ме+]

Пример 7.12. Вычислить погрешность титрования гидроксил­амина (К — 9,33 • 10‘9) в присутствии индикатора с рТ = 5.

Решение. [МеОН]/[Ме+] = Ю803 + 5 14 = 10 «°’97 = 10

1.1-            100%              01 . 100

X =——————- = 9,1%.

Расчет результатов анализа

Наиболее рациональный способ расчета состоит в вычислении
количества определяемого вещества (п) с последующим пересчетом
в массу (ш) или массовую долю (W, %).

Пример 7.13. Вычислить массу H2SO4 в растворе, если на нейт-
рализацию его требуется 20,00 см3 раствора NaOH; TlfNaOH) =
= 0,004616 г/см3.

Решение. Вычисляют концентрацию NaOH:

7XN а ОН) • 1000 0,004616-1000

C(NaOH) =—————————— = ——————- = 0,1154 моль/дм3;

M(NaOH)                           40

M(1/2H2SO4) • C(NaOH) • V(NaOH)
m(H2SO4) =————————————————————— =

1000

49,0 • 0,1154 • 20,00

=———————————— = 0,1132 r.

1000

 

 

7.1.2.      Задачи для салюстоятелъною решения

Вычисление молярных масс эквивалентов

1.      Вычислить молярные массы эквивалентов и факторы экви­валентности в реакциях полной нейтрализации следующих веществ: 1) HNO3; 2) NaOH; 3) NH3; 4) H2SO4; 5) Na2B4O7 • 10H2O; 6) KHSO4: 7) Na2CO3; 8) NaHCO3; 9) K2O; 10) N2O5; 11) H2C2O4; 12) SO2; 13) Ba(OH)2; 14) H3PO4; 15) H2CO3.

Расчет количества вещества

В задачах 2 — 11 рассчитать:

2.                  Количество НС1 для нейтрализации 4,33 г МагС2О4.

3.                  Количество HNO3 для нейтрализации 5,3 г Na2CO3.

4.                  Количество Na2B4O? • 10Н2О для нейтрализации 3,65 г НС1.

5.                  Количество НС1 для нейтрализации 0,2 г СаО.

6.                  Количество NaOH для нейтрализации 6,3 г СН3СООН.

7.                  Количество HNO3 для нейтрализации 3,1 г Na2O.

8.                  Количество НС1 для нейтрализации 4,709 г К2О.

9.                  Количество HNO3 для нейтрализации 22,6 г Ва(ОН)2 • 8Н2О.

10.              Количество КОН для нейтрализации 0,49 г H2SO4.

11.              Количество NaOH для нейтрализации 5,4 г Na2O3.

Вычисления при приготовлении рабочих растворов

1.    12. Из 5,3 г Na2CO3 приготовили 1 дм3 раствора. Для этого раствора вычислить молярную концентрацию, нормальность и титр.

13.     Титр раствора H2SO4 равен 0,004900 г/см3. Вычислить для этого раствора молярную и нормальную концентрации.

14.     Титр раствора HNO3 равен 0,006300 г/см3. Вычислить молярную концентрацию этого раствора и 7YHNO3/CaO).

15.     Титр раствора НС1 равен 0,007300 г/см3. Вычислить моляр­ную концентрацию этого раствора и 71(HCl/Na2O).

16.     Какую массу (100% NaOH) щелочи следует взять для при­готовления 1 дм3 раствора с титром 0,004000 г/см3?

17.    Какую навеску Na^COs следует взять для приготовления 1 дм3 раствора с титром 0,005300 г/см3?

18.     Какую навеску буры (Na2B4O7 ’ ЮН2О) следует взять для приготовления 0,5 дм3 0,1 М раствора?

19.     Сколько раствора НС1 плотностью 1,1 г/см3 (20,39%-ная НС1) следует взять для приготовления 1 дм3 0,2 М раствора?

20.     Сколько раствора HNO3 плотностью 1,1 г/см3 (17,58%-ная HNO3) следует взять для приготовления 1 дм3 0,5 м раствора?

21.     Сколько раствора H2SO4 плотностью 1,1 г/см3 (14,73%-ная H2SO4) следует взять для приготовления 2 дм3 0,1 М раствора?

22.     Сколько раствора НС1 плотностью 1,15 г/см3 (30,14%-ная НС1) следует взять для приготовления 1 дм3 раствора с 71(НС1) = = 0,003650 г/см3?

23.     Сколько раствора HNO3 плотностью 1,15 г/см3 (21,48%-ная HNO3) следует взять для приготовления 1 дм3 раствора с T(HNO3) = 0,006300 г/см3?

7 ^4. Сколько раствора H2SO4 плотностью 1,15 г/см3 (21,38%-ная

 

 

H2SO4) следует взять для приготовления 1 дм3 раствора с f(H2SO4) = 0,004900 г/см3?

25.   До какого объема следует разбавить 1 дм3 0,2 М раствора HNOa, чтобы получить раствор с титром ДНИОз) = 0,006300 г/см3?

26.   До какого объема следует разбавить 1 дм3 0,5 М раствора НС1, чтобы получить раствор с титром Т(НС1) = 0,000365 г/см3?

» ‘ 27. Какой объем воды следует добавить к 0.5 дм3 0,2 м раство­ра НС1, чтобы получить раствор с титром Т(НС1) = 0,000730 г/см3?

28.   ‘Какой объем воды следует добавить к 0,5 дм3 0,5 Мраство­ра HNO3, чтобы получить раствор с титром ДНКОз) = 0,006300 г/см3?

29.   До какого объема следует разбавить 0,5 дм3 0,5 М раствора H2SO4, чтобы получить раствор с ДНг8О4) = 0,004900 г/см3?

30.   Сколько 2 М раствора НС1 следует добавить к 1 дм3 0,15 М раствора НС1, чтобы получить 0,2 М раствор?

31.   Сколько 1 М раствора СН3СООН следует добавить к 1 дм3 0,15 М СН3СООН, чтобы получить 0,2 М раствор?

32.   Сколько 2 М раствора HNO3 следует добавить к 0,5 дм3 0,12 М раствора HNO3, чтобы получить 0,15 М раствор?

33.   Сколько 2 М раствора H2SO4 следует добавить к 0,5 дм3 0,1 М раствора, чтобы получить 2 н. раствор H2SO4?

34.   Сколько 1 М раствора NaOH следует добавить к 1 дм1 0,1 М раствора NaOH, чтобы получить 0,2 М раствор?

Расчеты результатов анализа. Прямое титрование

35.   Вычислить молярную концентрацию раствора HNO3, если на титрование 0,2500 г химически чистой Na2CO3 израсходовали 20,50 см3 этого раствора.

36.   Вычислить молярную концентрацию раствора НС1, если на титрование 15,00 см3 его расходуется 10,00 см3 0,3 М раствора NaOH..

37.   Вычислить титр раствора NaOH, если на титрование 10,ОО см3 его расходуется 12,00 см3 0,1 Мраствора НС1.

38.   Вычислить титр раствора HCI, если на титрование 10,00 см3 его расходуется 12,00 см3 раствора NaOH с титром 0,004000 г/см3.

39.   Вычислить титр и молярную концентрацию раствора HNO3, если на титрование его 15,00 см3 расходуется 10,00 см3 0,1 М раствора КОН.

40.   Навеску Na2CO3 0,5300 г растворили в мерной колбе вмес­тимостью 250 см3; 25,00 см3 этого раствора оттитровали 24,50 см3 раствора НС1 в присутствии метилового оранжевого. Вычислить нормальную концентрацию раствора карбоната натрия и молярную концентрацию раствора НС1.

41.   Растворением навески тетрабората натрия (буры) 0,6227 г приготовили 200 см3 раствора; 20 см3 этого раствора оттитровали 19,5 см3 раствора НС1. Вычислить нормальность раствора Na4B20j и молярную концентрацию раствора НС1.

42.   На титрование 20,00 см3 раствора Ва(ОН)2 израсходовали 15,00 см3 0,2 М раствора НС1. Вычислить нормальность Ва(ОН)2 и титр.

 

 

43.   Раствор уксусной кислоты (25,00 см3) нейтрализовали 20,00 см3 0,15 М раствора КОН. Вычислить молярную концентрацию и титр раствора уксусной кислоты.

44.   Вычислить массу азотной кислоты HNO3 в 10 см3 ее раство­ра, если на титрование этого раствора израсходовано 12,50 см3 1,0100 М раствора NaOH.

45.   Вычислить массу Na2CO3 в 20 см3 раствора, если на титро­вание этого раствора затрачено 15,75 см3 0,1010 М раствора НС1.

46.   Вычислить массовую долю Na2CO3 в образце технической соды, если навеска образца равна 0,2005 г и на титрование ее из­расходовано 20,00 см3 0,1010 Мраствора НС1.

47.   Вычислить массовую долю Na2O в образце технического NaOH, если навеску образца 0,1545 г оттитровали 15,25 см3 0,101 М раствора НС1.

48.   Вычислить массовую долю индифферентных примесей в об-разце технической азотной кислоты, если навеска ее 1,000 г от­титрована 25,00 см3 КОН; 7/КОН) — 0,01120 г/см3.

49.   Навеска уксусной кислоты 1,0000 г растворена в мерной колбе вместимостью 200 см3. На титрование 20 см3 этого раствора израсходовали 15,50 см3 раствора NaOH; T(NaOH) = 0,004088 г/см3. Вычислить массовую долю СН3СООН в образце.

50.   Для определения массовой доли свободных кислот в льня­ном масле навеску его 0,5000 г растворили в 20 см3 спирто-эфирной смеси, оттитровали 0,05 М раствором КОН в присутствии фенол­фталеина. При этом было израсходовано 2,45 см3 КОН. Определить массовую долю кислот, если средняя молярная масса кислот льня­ного масла равна 274 г/моль.

51.   Определить молярную массу монокарбоновой кислоты, если известно, что на титрование 0,1500 г ее расходуется 10,56 см3 0,05 М раствора КОН.

52.   Сколько 0,1056 Д7 раствора КОН/в см3) необходимо приба­вить к 1,2000 г касторового масла для нейтрализации свободных жирных кислот, массовая доля которых составляет 1,5%? Средняя молярная масса кислот касторового масла равна 295 г/моль.

\ 53. Для определения свободных жирных кислот (в %) в мыле навеску его 4,00 г растворяют при нагревании с обратным холо­дильником в 200 см3 этанола. Прибавляют фенолфталеин и титру­ют 0,0100 М раствором КОН, израсходовав 3,80 см3 этого раствора. Средняя молярная масса жирных кислот в мыле составляет 282 г/моль. Чему равна массовая доля свободных кислот?

54.   Для определения свободных кислот в метаноле к 25 см3 испытуемого образца, помещенного в конус, прибавили 25 см3 воды и оттитровали 0,01 М раствором КОН в присутствии фенолфталеи- на. На титрование израсходовано 1,64 см этого раствора. Средняя молярная масса кислот 50 г/моль. Определить массовую долю кислот. Плотность метанола 0,792 г/см3.

55.   В техническом этаноле содержание кислоты в пересчете на уксусную не должно превышать 10 мг/дм3. Какой объем этанола нужно взять для определения кислот, чтобы на титрование расхо­довалось 1 см3 0,01 М раствора КОН?

56.                 Какой объем 0,09950 М раствора NaOH потребуется для

 

 

нейтрализации примеси муравьиной кислоты в формалине, навеска которого равна 10,00 г? Массовая доля кислоты составляет 0,04%.

57.   Содержание муравьиной кислоты в формальдегиде состав­ляет 0,025%. Какую навеску продукта нужно взять для анализа, чтобы на титрование расходовалось не менее 1 см3 0,05 М раствора КОН?

58.   Для определения содержания основного продукта в калие­вой соли а-нафтилуксусцой кислоты навеску 0,7524 г растворили в мерной колбе вместимостью 500 см3. К 100 см3 полученного раство­ра прибавили 10%-ную серную кислоту и выделившуюся свободную а-нафтилуксусную кислоту трижды проэкстрагировали бензолом. Вытяжки собрали вместе, бензол отогнали, кислоту растворили в воде и оттитровали 12,63 см3 0,01200 М раствором КОН в присутст­вии фенолфталеина. Определить массовую долю кислоты. М(СцН9СООК) = 224,3 г/моль.

Обратное титрование

59.   К анализируемому раствору хлорида аммония прибавили 25,00 см3 раствора NaOH с 71(NaOHj = 0,004500 г/см3. Затем кипя­чением удалили из раствора аммиак, а избыток NaOH оттитровали 10,50 см3 раствора НС1 с 7(НС1) = 0,003750 г/см3. Вычислить массу аммиака в анализируемом растворе.

60.   Навеску азотной кислоты 1,0100 г перевели в раствор, содержащий 25,00 см3 0,5020 М раствора NaOH. Оставшийся после реакции избыток NaOH оттитровали 10,50 см3 0,1010 М НС1. Вы­числить массовую долю HNO3 в кислоте.

61.   Навеску карбоната натрия массой 0,1054 г обработали 25,00 см3 0,20 М раствора НС1; избыток кислоты оттитровали 25,40 см3 .0,12 М раствора NaOH. Вычислить массовую долю Na2CO3 в образце.

62.   К навеске химически чистого Na3PO< 0,1000 г прибавили 50,00 см3 0,20 н. раствора H2SO«. На обратное титрование избытка кислоты с метиловым оранжевым израсходовали 15,00 см3 раствора NaOH. Определить молярную концентрацию раствора NaOH.

63.    Пробу соли аммония 1,0000 г обработали избытком кон­центрированного NaOH. Выделившийся аммиак был поглощен 50 см3 1,0510 М раствора НС1. Избыток кислойл оттитровали 25,00 см3 раствора NaOH; 71(NaOH) = 0,042000 г/см3. Вычислить массовую долю аммиака в пробе соли.

64.   Вычислить величину навески химически чистого СаСОз, если после обработки ее 50,00 см3 0,2 М раствора НС1 на титрова­ние остатка кислоты израсходовано 10,00 см3 раствора NaOH. Уста­новлено, что на титрование 25,00 см3 NaOH расходуется 24,00 см3 НС1.

65.   Навеску азотной кислоты 0,5050 г перевели в раствор, содержащий 25,00 см3 0,2050 М раствора NaOH. Оставшийся после реакции избыток щелочи оттитровали 5,05 см3 0,2080 М раствора НС1. Вычислить массовую долю N2O$ в иавеске кислоты.

66.   К раствору сульфата аммония добавили 20,00 см3 раствора NaOH с 7(NaOH) = 0,008540 г/см3. Кипячением удалили аммиак, а

 

 

избыток гидроксида оттитровали 7,50 см3 раствора НС1 с 7(НС1) — = 0,005720 г/см3. Вычислить массу (NH4)2SO4 в анализируемом рас­творе.

67.    Навеску 1,5000 г технического (NH^SCU растворили в мерной колбе вместимостью 250 см3; 25,00 см3 этого раствора про­кипятили с концентрированной щелочью. Выделившийся при этом аммиак поглощен 40,00 см3 0,1040 н. раствора H2SO4, а на обратное титрование израсходовано 25,00 см3 0,0970 М раствора NaOH. Вы­числить массовую долю аммиака в навеске (NH4)2SO4.

68.    Азот из навески органического вещества массой 1,0000 г с помощью концентрированной H2SO4 переведен в (NH4)2SO4. При кипячении соли с концентрированной щелочью выделившийся аммиак поглощен 50,00 см3 0,1500 н. раствором H2SO4. На обратное титрование затрачено 12,00 см3 раствора 0,9980 М NaOH. Вычис­лить массовую долю азота в навеске.

Вычисление pH растворов

69.   Вычислить pH раствора, полученного при титровании в момент, когда к 20 см3 0,2 М раствора НС1 добавлен 0,2 М раствор NaOH в количестве: а) 17,00 см3; б) 20,00 см3; в) 21,00 см3.

70.   Вычислить pH раствора 0,1 М НС1, нейтрализованного при титровании 0,1 М раствором NaOH на а) 80%; б) 90%; в) 99,9%.

71.   Определить скачок титрования при Нейтрализации 0,01 М раствора НС1 0,01 М раствором NaOH и подобрать индикатор для этого титрования.

72.   Определить скачок титрования при нейтрализации 0,05 М раствора СН3СООН 0,1 М раствором NaOH и подобрать индикатор.

73.   Определить скачок титрования при нейтрализации 0,1 М раствора NH4OH 0,05 М раствором НС1 и подобрать индикатор.

74.   Вычислить pH раствора, полученного при титровании в момент, когда к 20,00 см3 0,1 М раствора СН3СООН прибавлен 0,1 М раствор NaOH в количестве: а) 18,00 см3; б) 20,00 см3; в) 21,00 см3.

75.   Вычислить pH раствора, полученного при титровании в момент, когда к 10,00 см3 0,2 М раствора NH4OH прибавлен 0,1 М раствор НС1 в количестве: а) 10,00 см3; б) 15,00 см3; в) 20,00 см3.

Индикаторные погрешности

В задачах 76 — 81 определить тип и величину индикаторной погрешности.

76.   0,01 М раствор- НС1 титруют 0,01 М раствором NaOH с индикатором фенолфталеином (рТ = 9).

77.   0,01 М раствор НС1 титруют 0,01 М раствором NaOH с индикатором метиловым оранжевым (р7= 4).

78.   0,1 М раствор NaOH титруют 0,1 М раствором НС1 с инди­катором метиловым красным (рТ = 5).

79.   0,01 М раствор НС1 титруют 0,01 М раствором NaOH с индикатором бромфеноловым синим (р Т = 3,8).

80.   0,01 М раствор NaOH титруют 0,01 М раствором НС1 с индикатором тимолфталеином (рТ = 10).

 

 

81.    0,2 М раствор НС1 титруют 0,2 М раствором NaOH с инди­катором метиловым красным (р Т = 5).

82.   Можно ли точно оттитровать 0,01 М раствор НС1 0,01 М раствором NaOH с бромфеноловым синим СрТ = 3,8)?

83.   Можно ли точно оттитровать 0.2 М раствор НС1 0,2 М раствором NaOH с о-крезолфталеином (рГ = 9)?

84.   Можно ли точно оттитровать 0,01 М раствор NH4OH 0,01 М раствором НС1 с фенолфталеином (р7′ = 9)?

85.   Можно ли точно оттитровать 0,01 М раствор СНзСООН 0,1 М раствором NaOH с нейтральным красным (рТ = 7)?

/ 86. Можно ли точно оттитровать 0,1 Л/раствор НСООН 0,1 М раствором NaOH с метиловым оранжевым (рТ = 4)?

87.    Можно ли точно оттитровать 0,1 М раствор NH4OH раство­ром 0,01 М НС1 с индикатором тимолфталеином (р Т = 10)?

88.   Вычислить погрешность титрования 20 см3 0,1 М раствора СН3СООН 0,1 М раствором NaOH до pH = 10.

89.   Вычислить погрешность титрования 10 см3 0,1 М раствора СНзСООН 0,05 М раствором NaOH до pH = 7.

90.    Вычислить погрешность титрования 20 см3 0,1 М раствора NH4OH 0,2 М раствором НС1 до pH = 4.

7.2.     Окислительно-восстановительное титрование

7.2.1.    Решение типовых задач

В окислительно-восстановительном титровании в качестве титрантов используют растворы окислителей или восстановителей. Фактор эквивалентности частиц (молекул, ионов и т.д.), учас­твующих в окислительно-восстановительных реакциях = 1/п, где п — число принятых или отданных данной частицей электронов (здесь п = 2*; см. гл. 1).

Вычисление массы эквивалентов

Пример 7.14. Вычислить массу моля (молярную массу) эквива­лентов КМПО4, участвующего в реакции

МпО; + 5Fe2+ + 8Н+ —> Мп2+ + 5Fe3+ + 4Н2О. .

Решение. Ион MnC>4 присоединяет 5 электронов, следова­тельно, = 1/5; М(^квКМпО4) = М(1/5КМпО4) = 31,61 г/моль.

Пример 7.15. Вычислить молярную массу эквивалентов свинца, входящего в соединение РЬСгО4, если СгО|‘ реагирует по уравне­нию:

СгО|- + 8Н+ + Зе’ Сг3+ + 4Н2О.

Решение. Ион СгО|’ присоединяет 3 электрона, поэтому фактор эквивалентности равен 1/3. Следовательно, и эквивалент РЬ равен 1/3 молярной массы РЬ.

Э = 1/3 • 207 = 86,06 г/моль.

 

 

Пример 7.16. Определить массу моля эквивалентов Ав20з, если известно, что полуреакция окисления As111 может быть записана:

AsO2 + 2Н2О — 2е’ HAsOf + ЗН+.

Решение. В данной реакции каждый атом As111 отдает 2 электрона. Так как в молекуле Ав20з два атома мышьяка, моляр­ная масса эквивалентов равна 1/4 молярной массы.

M(l/4As2O3) = 1/4 • 197,8 = 49,46 г/моль.

Пример 7.17. Сколько молей эквивалентов Н2С2О4 • 2Н2О содержится в 1,8908 г этого вещества? Из навески приготовлен раствор, используемый в перманганатометрии.

Решение. При титровании Н2С2О4 • 2Н2О раствором пер­манганата калия оксалат-ион превращается в СО2, теряя 2 электро­на:

С2ОГ — 2е’            2СО2|.

Следовательно, для определения массы эквивалентов этого соедине­ния нужно молярную массу разделить на 2.

М(1/2Н2С2О4 • 2Н2О) = 1/2М(Н2С2О4 • 2Н2О) =

= 1/2 • 126,07 = 63,04 мг/ммоль;

п(1/2Н2С2О4 • 2Н2О) = 1,8909 • 103/63,04 = 29,31 ммоль.

Вычисление титра, нормальности и титра по определяемому веществу

Между молярной концентрацией, нормальностью и титром по определяемому веществу в окислительно-восстановительных методах взаимосвязь такая же, как в кислотно-основных методах.

Пример 7.18. Для установления титра гипосульфита натрия навеска меди 0,6354 г растворена в HNO3 и после соответствующей обработки переведена в мерную колбу вместимостью 500 см3. Вы­числить молярную концентрацию и титр полученного раствора.

Решение. В йодометрических определениях медь реагиру­ет по уравнению

2Сп2+ + 2Г + 2е j,Cu2I2, т.е. каждый ион меди присоединяет один электрон; М(Сп) = = 63,54 г/моль. Навеска меди равна 635,4 мг;

С = 635,4/500 • 63,54 = 0,02000 моль/дм3;

ДСп) = 0,6354/500 = 0,001271 г/см3.

Пример 7.19. Нормальность раствора перманганата калия равна 0,02500 моль/дм3. Чему равны титры его по Fe ii Н2О2?

Решение. При перманганатометрических определениях с указанными веществами происходят следующие превращения:

Fe2+ — е’ ч Fe3+; / (Fe) = 1; Н2О2 — 2е’ ч 2Н+ + O2t;
/ЭКВ(Н2°2) = 1/2.

 

 

Следовательно, M(Fe) = 55,85 г/моль; 1И(1/2Н2О2) = = 17,01 г/моль.                                                              Л/ Л’ J

0,02500 • И,85

T(KMnO4/Fe) =—————————- = 0,001396 г/см3;

1000
0,002500 •
17,01
ДКМпО42О2) =—————————- = 0,0004252 г/см3.

1000

Пример 7.20. Для определения концентрации раствора арсени­та натрия взяли 0,1182 г стандартного образца стали, с массовой долей марганца 0,84%. После соответствующей обработки, в резуль­тате которой Мп превратили в МпО4, на титрование полученной НМпО4 израсходовали 22,27 см3 раствора арсенита натрия. Чему равен титр арсенита натрия по марганцу?

Р е ш е н и е. Во взятой навеске масса марганца составляет
0,3182 • 0,84
m(Mn) —————————————— = 0,002673 г.

100

С этой массой марганца реагирует 22,27 см3 раствора — рсенита натрия. Следовательно,

0,002673

T(NaAsO2/Mn) =                       = 0,0001200 г/см3.

22,27

Расчеты, связанные с приготовлением растворов

При приготовлении рабочих и стандартных растворов, исполь­зуемых в окислительно-восстановительных методах, расчеты анало­гичны тем, которые имеют место в методе кислотно-основного тит­рования.

Пример 7.21. Сколько граммов Na2S2O3 • 5Н2О следует взять для приготовления 1300 см3 его 0,01 М раствора?

Решение. В 1300 см3 раствора содержится 0,01 • 1300 = = 13 ммоль гипосульфита (тиосульфата)натрия; M(Na2S2O3 • 5Н2О) = 248,2 мг/ммоль. Следовательно, m(Na2S2O3 • 5Н2О) = = 248,2 • 13/1000 = 3,23 г.

Пример 7.22. Раствор азотной кислоты плотностью 1,185 содер­жит 30,1% HNO3. Рассчитать ее нормальность в реакции:

NO3 + 4Н+ + Зе’ —* NO + 2Н2О.

Решение. При восстановлении NO3 до NO каждый ион присоединяет 3 электрона, поэтому в данной реакции /3kb(HNO3) = = 1/3; 1H(1/3HNO3) = 21,01 г/моль. Сколько граммов азотной кис­лоты содержится в 1 дм3 раствора, определяем из пропорции:

100

———  см3 — 30,1 г

1,185                                         30,1 -1000 1,185

X =                         «— = 356,7 г.

1000 см3 — X г                                     100

 

 

Так как нормальность означает число молей эквивалентов в 1 дм3 раствора, то

qi/3HNO3) = 366,7/21,01 = 16,99 моль/дм3.

Расчеты результатов анализа

При решении задач подобного типа целесообразно вос­пользоваться понятием «количество вещества».

т(Х) = М(Х) • n(X); n(X) = т(Х)/М(Х).

Пример 7.23. Навеску руды 0,2133 г растворили в серной кис­лоте; содержащееся в пробе железо восстановили до Fe2* и затем оттитровали 0,1117 н. раствором КМпО4, которого потребовалось 17,20 см3. Найти массовую долю Fe в руде.

Решение. Количество прореагировавшего Fe2+ равно коли­честву прореагировавшего КМПО4; при этом                                                        = 1;

В(КМпО4) = 1/5, поэтому

n(Fe) = п(1/5КМпО4) = 0,117 • 17,20 ммоль;

m(Fe) = M(Fe)n(Fe) = 0,1117 • 17,20 • 55,85 = 213,3 мг.

Отсюда массовая доля железа в руде 17(Fe) равна:

213,3- 100%

0,1117 • 17,20 • 55,85 • 100

W(Fe) =———————————————— = 50,45%.

213 3

m(Fe) — IV(Fe)

Пример 7.24. Навеска 0,1602 г известняка была растворена в хлороводородной (соляной кислоте, после чего Са2+ осадили в виде СаСгО4; промытый осадок растворили в разбавленной серной кис­лоте и оттитровали 20,75 см3 раствора КМПО4, титр которого по СаСОз равен 0,006020 г/см3. Рассчитать массовую долю СаСОз в известняке.

Концентрация КМПО4 в данном случае выражена через титр по определяемому веществу, т.е. 1 см3 раствора КМПО4 соответству­ет 0,06020 г СаСО3; всему же объему, израсходованному на тит­рование КМпО4, соответствует ш(СаСОз) = 0,006020 х 20,75 г. Мас­совая доля СаСОз в известняке составляет:

0,006020 • 20,75 • 100

1Г(СаСО3) =————————————- = 77,97%.

0,1602

Пример 7.25. При анализе оксида железа неизвестного состава навеска его 0,1000 г была переведена в раствор, железо восстановле­но до Fe11 и затем оттитровано 0,0993 н. раствором КМПО4, которо­го было израсходовано 13,05 см3. Какова формула анализируемого оксида железа — FeO, Fe2O3 или Fe3O4?

Решение. Для ответа на этот вопрос нужно определить массу эквивалента оксида. Число ммолей эквивалентов КМпО4, прореагировавшего с навеской, равно п(1/5КМпО4) = 13,05 х

 

 

* 0,0993. Таково же число ммолей железа, участвующего в реакции.

13,05 • 0,0993

п(оксид) =————————- моль; отсюда М(оксид) = т/ п;

1000

0,1000 • 1000
Э =                                 = 77,2 г/моль,

13,05 0,0993

что соответствует формуле ГезО4, поскольку Л/Ц/ЗЕезО^ = = 77,183 г/моль, тогда как Af(FeO) и Л£(1/2Ее20з) равны соответст­венно 71,85 и 79,85 г/моль.

При титровании по остатку (обратном титровании) искомое количество вещества находят по разности между общим взятым количеством реагента и его оставшейся непрореагировавшей частью.

Пример 7.26. К 2,50 см3 раствора КСЮз было прибавлено 25,00 см3 0,1200 М раствора FeSO4, избыток которого затем оттит­ровали 5,00 см3 0,1100 н. раствора КМПО4. Рассчитать массовую долю KCIO3 в растворе, если его плотность равна 1,020.

Решение. Всего к раствору КСЮз прибавлено n(FeSO4) = = 0,1200 • 25 ммоль, из них с КМПО4 прореагировало п(1/5 КМпО4) = 0,1100 • 5 ммоль. Следовательно, в растворе содержится п(/эквКС1Оз) = n(FeSO4) — n(l/5KMnO4) = = 0,1200 • 25 — 0,1100 • 5 = 2,45 ммоль.

В данной реакции

CIO3 + 6Н+ + бе’ —> СГ + ЗН2О;

/экв(КС1О3) = 1/6; М(1/6КСЮ3) = 20,41 мг/ммоль;
т(КСЮз) = 20,41 • 2,45 = 50,02 мг = 0,05002 г.

0,05002 • 100

1Г(КС10з) =                               = 1,96%.

2,5 • 1,02

’Пример 7.27. Какую навеску вещества с массовой долей 75% МпО2 нужно взять для анализа, чтобы после взаимодействия этой навески с 30 см3 0,1075 М раствора Н2С2О4 избыток этой кислоты мог быть оттитрован 5,0 см3 раствора КМПО4 (1 см3 КМПО4 соответствует 1,025 см3 использованного раствора Н2С2О4).

Решение. Так как 1 см3 раствора КМпО4 эквивалентен 1,025 см3 Н2С2О4, то 5 см3 этого раствора эквивалентны 5 • 1,025 см3 раствора Н2С2О4- Таким образом, на реакцию с МпО2 израсхо­довано (30,00 — 5 • 1.025) см3 раствора Н2С2О4.

п(1/2МпО2) = (30,00 — 5 • 1,025) • 0,1075 = 2,674 ммоль; т ■ • (МпО2) = Л/(1/2МпО2) ■ п(1/2МпО2) = 45,5 • 2,674 = 121,7 мг.

Так как данная масса соответствует 75% от искомой навески, искомая навеска равна 121,7/0,75 = 162,2 мг.

Пример 7.28. Для определения содержания NaHSOs и Ка230з в гидросульфате натрия из 1,000 г исследуемого образца при­готовили 200 см3 раствора и затем провели два параллельных определения:

 

 

1.  15 см3 этого раствора прилили к 25 см3 раствора иода и оставшийся после взаимодействия с NaHSOa и Ка230з избыток иода оттитровали 0,1002 М раствора Na2S20a, которого потребова­лось 1,34 см3 (25,00 см3 раствора иода эквивалентны 25,00 см3 рас­твора Ка2320з);

2.  50 см3 того же раствора Na2SOa и NaHSO3 действием раство­ра Н2О2 окислили до Na2SO4; образующаяся при этом (из NaHSOs) серная кислота была оттитрована 18,75 см3 0,1000 М раствора NaOH. Определить массовую долю NaHSOs и Na2SO3 в образце.

Решение. Общее количество NaHSOs и Ка230з в навеске вещества определяют по данным первого титрования:

(25,00 — 1,34) • 0,1002 • 200

п л =—————————————————— = 15,50 ммоль,

общ                                    15

Содержание гидросульфита NaHSOs по данным второго титрования раствором NaOH составляет:

n(NaHSO3) = 18,75 • 0,1000 • 200/50 = 7,50 ммоль.

При расчете числа ммолей нужно иметь в виду, что в кислот­но-основной реакции фактор эквивалентности NaHSOs равен единице, а в реакциях окисления—восстановления он равен 1/2. Поэтому число ммолей Ка230з в навеске равно

n(l/2Na2SO3) = 15,50 — 2 • 7,5 = 0,50 ммоль.

Следовательно, массовая доля искомых веществ составит:

7,5 104 • 100
ir(NaHSO3) =—————————- = 78,00%;

1000 • 1,000

0,50 • 63 • 100
ir(Na2SO3) =—————————— = 3,15%.

1000 • 1,000

Кривые титрования

Кривая титрования в методе окисления—восстановления выра­жается графической зависимостью между величиной окислительно- восстановительного потенциала и количеством добавленного тит­ранта.

Пример 7.29. Рассчитать кривую титрования 0,1 М раствора, соли железа(П) 0,1 н. раствором дихромата калия K2Cr20j в кислой среде; ЦН+) = 1 моль/дм3. Ионное уравнение этой реакции:

6Fe2+ + Cr2Of + 14Н+ —> 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7Н2О.

Решение. В любой момент титрования раствор всегда со­держит две окислительно-восстановительные пары — Fe3+/Fe2+ и Сг2О?’/2Сг3+, следовательно, для вычисления потенциала инерт­ного электрода в растворе можно использовать уравнения:

0,059      [Fe3+]

Е = 0,77 +               1g              ;

1           [Fe2+]

 

 

или
0,059 [Cr2O?-][H+]14

Е = 1,33 +———— lg                                  .

6                    [СгЗ+]2

Учитывая, что потенциал раствора, содержащего две окислите­льно-восстановительные пары, удовлетворяет обоим уравнениям, для расчета можно использовать любое из них. Удобно пользовать­ся для расчета потенциала до точки эквивалентности первым, поскольку пока железо(П) не оттитровано полностью, концентрации Fe3+ и Fe2+ определить легко. После точки эквивалентности рассчи­тывать потенциал удобнее по второму уравнению.

Расчет выполним для точек, соответствующих окислению 10; 50; 90; 99 и 99,9% железа, находящегося в растворе; для точки эквивалентности и точек, соответствующих добавлению 0,1; 1 и 10% избытка титранта — дихромата калия.

При вычислении потенциала в первой точке кривой титрова­ния концентрацию железа(Ш) определяют, учитывая, что окисли­лось 10% железа(П), находящегося в растворе (начальная концент­рация Fe2+ равна 0,1 моль/дм3); тогда

0,1 моль/дм3 — 100%

X = 0,01 моль/дм3.

X — 10%

Оставшаяся концентрация Fe2+ составляет 90% начальной, т.е. 0,09 моль/дм3; отсюда

0,01

Е = 0,77 + 0,0591g            = 0,715 В.

0,09

Аналогично вычисляют потенциал в точках, соответствующих окислению 50; 90; 99 и 99,9% железа(П).

0,05

Е = 0,77 + 0,0591g———- = 0,770 В (окислено 50% Fe2+);

0,05

0,09

Е = 0,77 + 0,0591g——— = 0,825 В (окислено 90% Fe2+);

0,01

, 0,099

Е = 0,77 + 0,0591g——— = 0,886 В (окислено 99% Fe2+);

0,001

0,0909

Е = 0,77 + 0,0591g———— = 0,944 В (окислено 99,9% Fe2+).

0,0001

В точке кривой титрования, соответствующей добавлению 0,1% избытка дихромата калия, молярную концентрацию эквивалентов восстановленной формы хрома(Ш) можно принять равной 0,1 моль/дм3; избыточная же концентрация дихромат-иона составляет

 

 

0,1% от эквивалентного количества, т.е.

0,1 моль/дм3 — 100% —                  0,1 • 0,1

X =—————— = 1 • Ю’4 моль/дм3.

X -0,1%                                             100

Тогда потенциал

0,059         Ю’4 • Г*

Е = 1,33 +———— 1g                     = 1,31 В.

6                 10’2

Аналогично вычисляют потенциал в точках, соответствующих добавлению 1% и 10% избытка дихромата калия:

Е = 1,32 В (1% избытка К2Сг20т);

Е = 1,38 В (10% избытка К2Сг20т).

Значение потенциала в точке эквивалентности можно приближенно оценить по справочным данным как среднеарифметическое суммы потенциалов в двух наиболее близких точках на кривой до точки эквивалентности и после нее. В рассмотренном примере такая оцен­ка дает:

0,944 + 1,31

Е =                            = 1,12 В.

2

ТочнОе значение потенциала в точке эквивалентности получа­ют, исходя из следующих соображений. При титровании в соответ­ствии с приведенным выше уравнением реакции двум образующим­ся ионам Сг3+ соответствует 6 ионов Fe3 , кроме того, при достиже­нии точки эквивалентности на один ион Сг2О?’ приходится 6 ионов Fe2+, т.е.

3[Сг3+] = [Fe3+]; 6[Cr2O?*] = [Fe2+].

Потенциал в точке эквивалентности должен удовлетворять уравне­ниям потенциала электрода как для пары Сг2С>7’/2Сг3+, так и для пары Fe3+/Fe2+. Приняв во внимание соотношение концентраций ионов в точке эквивалентности, можно записать:

3 [ Ст 3 *]

1 Е = 0,77 + 0,0591g—————————-

6[Сг2О?-]

6
0,059 [Сг2О?’] [Н+]14

Е = 1,33 +———— 1g————————

6                 [Сгз+]2

Умножив второе уравнение на 6 и почленно сложив первое и второе уравнения, получают:

3[Сг3 + ][Сг2О27 ][Н+]14

= 0,77 + 6 • 1,33 + 0,0591g—————————————— .

6[Сг2О?-] [Сгз + ]2

 

 

1 [Н+]14           1 • I14

lg———— — jg                  = jg5 = o,699.

2 [Сг+3]            2 • 0,1

Тогда 7E = 0,770 + 6 • 1,33 + 0,059 • 0,699; E = 1,165 В.

Как видно, точно рассчитанное значение потенциала близко к
значению, которое дает приближенная оценка. Для расчета потен-
циала в точке эквивалентности для часто встречающихся случаев
реакции

а ■ oKi + Ь ■ вос2 «— а • boq + Ь ■ ок2
можно пользоваться формулой

ЪЕй +

_ ОК                     ВОС

Т.ЭКВ          „11

а + о

Изменение потенциала инертного электрода в процессе титро-
вания 0,1 М раствора FeSO4 0,1 н. раствором дихромата калия

можно проследить по данным, приведенным ниже:
Номер точки 1 2 3 4 5 6 7 8 9
к2сг2°; 10 50 90 99 99,9 100 100,1 101 110
Е, В 0,715 0,770 0,825 0,886 0,944 1,165 1,300 1,310 1,320
Добавлено в % от эквивалентного количества.
Пример 7.30. Вычислить потенциал в точке эквивалентности при титровании раствора FeSO4 раствором КМпО4.

Решение. Записывают для данного титрования уравнение реакции:

5Fe2+ + MnO4 + 8Н+ —» 5Fe3+ + Мп2+ + 4Н2О.

Потенциал в точке эквивалентности

5 • 1,51 + 0,77

где 1,51 — стандартный потенциал пары окислителя, В; 0,77 —■ стандартный потенциал пары восстановителя, В.

Расчет кривой титрования в методе окисления—восстановления позволяет оценить возможность использования тех или иных инди­каторов подобно тому, как это делают в кислотно-основном методе. Для этого нужно вычислить величину скачка титрования.

Пример 7.31. Рассчитать скачок титрования при титровании раствора FeSO4 раствором КМпО4 при pH = 0 в точках, соответст­вующих недостатку и избытку последнего на 0,1% при 20°С.

Решение. Стандартные потенциалы пар Fe3+/Fe2+ и МпО4/Мп2+ соответственно равны 0,77 и 1,51 В (см. Приложение II, табл. 2). До точки эквивалентности (недостаток 0,1% КМпО4 в рас­творе находится 99,9% оттитрованного железа в виде Fe3+ и 0,1% не~оттитрованного Fe2+.

[Fe3+]                                     99,9

Er 0,77 + 0,0581g————- = 0,77 + 0,058 1g——— = 0,940 В.

[Fe2+]                                     0,1

 

 

Для расчета потенциала после точки эквивалентности следует воспользоваться уравнением Нернста для пары МпО4/Мп2+. Прини­мая во внимание, что pH = 0, т.е. [Н+] = 1 моль/дм3, находим:

0,058     [МпО;]                    0,058       0,1

Е2 = 1,51 +———- 1g———— = 1,51 +———— 1g—— = 1,470 В.

5             [Мп2+]                     5               100

Тогда скачок титрования ДЕ = Е2 — Е^ — 1,470 — 0,940 = 0,530 В.

7.2.2.     Контрольные вопросы

1.     В чем разница между стандартными и «реальными» окисли­тельно-восстановительными потенциалами?

2.     Какими основными свойствами должно обладать органичес­кое соединение, используемое в качестве визуального редокс-инди­катора?

3.    Перечислите возможные погрешности при окислительно- восстановительном титровании.

4.    Чем отличается окисление перманганатом в кислой среде от этой реакции в щелочной среде?

5.     Почему оксалат натрия является более удобным веществом для установления титра КМпО4, чем щавелевая кислота?

6.     Почему при титровании щавелевой кислоты (или оксалата) первые капли обесцвечиваются медленно? Как можно ускорить этот процесс?

7.     Чем отличаются реакции окисления—восстановления от реакций обмена?

8.               Что такое окисление?

9.               Что такое восстановление?

10.            В чем разница между сильным и слабым окислителем?

И. В чем разница между сильным и слабым восстановителем?

12.     При каких условиях (температура, кислотность и др.) выполняют йодометрические определения?

13.    Почему йодометрические определения нельзя проводить в среде с pH > 8 и pH < 0?

14.     На чем основано йодометрическое определение окислите­лей, восстановителей, кислот?

15.     Перечислите, какие способы фиксирования точки эквива­лентности используют в методах окисления—восстановления.

16.     Какие индикаторы применяют в окислительно-восстанови­тельных методах анализа?

7.2.3.     Задачи для салюстоятельного решения

Вычисление молярной массы эквивалента

7.2.4.                 Вычислите массу моля эквивалентов вещества, учас­твующего в окислительно-восстановительной реакции, и опреде­лите, сколько ммолей содержится в 100 мг веществ:

1)     FeSO4(Fe2+—— » Fe3+);

2)      HNO3(NO3—- > NO);

 

 

3)       HNO3(NO3—— > N02);

4)       H2O2 (в реакции c KI);

5)      KM11O4 (в кислой среде);

6)       KM11O4 (в щелочной среде);

7)       K2Cr2C>7 (в кислой среде);

8)       Na2S2O3 (282ОГ—— * S4Og-);

9)       CuCl2 (при йодометрическом определении);

10)      As2O3 (при йодометрическом определении);

11)      Na3AsO4 (при йодометрическом определении);

12)      12 (12— > 2Ю-);

13)      12 Пг— * 2Г);

14)      Н2С2О42О|——— * 2СО2|);

15)      SO2 (SO2—— * SOf);

16)      V2O5 (VO£—- * V3+).

Вычисления при приготовлении рабочих растворов

92.       Сколько нужно KMnCh (содержащего 96,27% чистого ве­щества), чтобы получить 12 дм3 раствора с С(^квКМпО4) = 0,1

моль/дм3?

93.       Сколько нужно КМПО4 чистотой 98,27% для приготовле-
ния 1 дм3 раствора с ДКМпО^/Ге) = 0,01000 г/см3?

94.                   Сколько нужно КМПО4 чистотой 96,51% для приготовле-

16 дм3 раствора с Т(КМпО4/Са) = 0,01000 г/см3?

95.                     Сколько нужно КМПО4 чистотой 95,78%, чтобы получить 8

дм3 раствора с Т (КМпО4/СаСОз) = 0,01000 г/см3?

96.                 Сколько нужно КМиСЦ чистотой 89,93%, чтобы пригото-

вить 8 дм3 раствора с 7(KMnO4/CaSO4) = 0,01000 г/см3?

97.     Сколько нужно 4,4%-ного раствора КМПО4, чтобы после
разбавления до 4 дм3 получить Щ^КМпС^) = 0,01 моль/дм3?

98.     Сколько нужно прибавить воды к 14,25 см3 раствора
КМпС>4 с поправочным коэффициентом F = 1,039, чтобы получить
точно С(/ КМПО4) = 0,1000 моль/дм3? Исходная концентрация

НИЯ
С(/эквКМпд4) = 0,1000 моль/дм3.

99.     Сколько нужно добавить воды к 5750 см3 раствора КМпО^
с Т = 0,003328 г/см3, чтобы получить точно ОС^КМпС^) = 0,1000
моль/дм3?

100.     Сколько нужно добавить раствора КМпС>4 с РУ(КМпО4) —
— 4,4% к 4850 см3 C^^KMnCh) = 0,1000 моль/дм3 с поправочным
коэффициентом F = 0,9823, чтобы получить точно Ц/^КМпС^) —
— 0,1000 моль/дм3?

101.   Сколько нужно раствора Na2S2O3 • 5Н2О с 71(Na2S2O3) = = 0,002947 г/см3, чтобы получить 1,5 дм3 точно C(Na2S2O32О) = = 0,01000 моль/дм3?

102.   Сколько нужно Na2S2O3 • 5Н2О (в граммах), чтобы полу­чить 4 дм3 раствора с 71(Na2S2O3 • 5Н2О) = 0,010000 г/смаЧ

103.   Сколько нужно Na2S2O3 • 5Н2О, чтобы получить 5 дм3 раствора с 71(Na2S2O3 ■ 5Н2О) = 0,01000 г/см3?

104.  Сколько нужно Na2S2O3 ■ 5Н2О, чтобы получить 12,5 дм3 с O(Na2S2O3 • 5Н2О) = 0,2000 моль/дм3?

105.   Сколько нужно иода (в граммах), чтобы получить 16 дм3 раствора точно с С(12) = 0,0500 моль/дм3?

106.  Сколько нужно иода, чтобы получить 2 дм3 раствора с TXb/S) = 0,00100 г/см3?

Расчет результатов титрования

107.   Навеску магнетйта 1 г, содержащего 72,36% железа, раст­ворили в кислоте. До какого объема нужно разбавить полученный раствор, чтобы на титрование ионов железа, восстановленных до Fe2+, в 25 см3 этого раствора затрачивалось не более 15 см3 КМпО4 с <7(1/5 KMnO4) = 0,0835 моль/дм3?

108.   Навеску минерала сидерита 0,9938 г растворили и довели в мерной колбе до 200 см3. На титрование ионов железа, восста­новленных до Fe2+, из 50 см3 этого раствора затрачивается 20,5 см3 раствора KMnC>4 с 7(KMnO4/Fe) = 0,05851 г/см3. Определить мас­совую долю железа.

109.   Навеску гематита 0,5000 г, содержащего 69,96% железа, растворили в кислоте. Полученный раствор разбавили в мерной колбе до 250 см3. Какой объем КМпО4 0(1/5 КМпО4) = 0,1215 моль/дм3 требуется на титрование ионов железа, восстановленных до Fe2+, в 100 см3 этого раствора?

110.   Сколько процентов железа(Н) содержится в гематите, если на титрование 50 см3 раствора, полученного из навески 1,0000 г, растворенной в кислоте и разбавленной в мерной колбе вмести­мостью 250 см3, затрачено 20,50 см3 раствора перманганата калия: 0(1/5 КМпО4) = 0,1217 моль/дм3?

111.   Сколько процентов железа содержится в 2,00 г сидерита, если после растворения в кислоте раствор разбавили в мерной колбе до 200 см3, а на титрование железа(П) из 50 см3 этого раство­ра затратили 22,5 см3 раствора КМпО4 с 0(1/5 КМПО4) = 0,1 моль/дм3; F = 1,922?

112.   Навеска образца щавелевой кислоты 2,000 г растворена в 300 см3 раствора. На титрование 25 см3 этого раствора затрачено 24,50 см3 раствора перманганата калия; 0(1/5 КМПО4) = 0,1064 моль/дм3. Сколько процентов Н2С2О4 ■ 2Н2О содержится в образце?

113.   Сколько процентов нитрита натрия содержит технический образец, если после растворения 1,3074 г этого образца в 500 см3 на титрование 25 см3 раствора перманганата калия с 0(1/5 КМПО4) = = 0,1 моль/дм3 и F = 0,9815 затрачивается 35,11 см3 этого раство­ра?

114.   Из 3,000 г пергидроля приготовили 500 см3 раствора; на титрование 25 см3 этого раствора расходуется 40, 50 см3 перманга-

 

 

ната калия С(1/5 КМПО4) = 0,1 моль/дм3. Определить массовую долю Н2О2.

115.    Какой объем раствора КМ11О4 с С(1/5 КМПО4) = = 0,1525 моль/дм3 потребуется для титрования Fe2+ из навески 5,025 г сплава, содержащего 5% железа?

116.   Сколько процентов FeC2O4 содержит образец, если навес­ка его равна 0,2596 и на окисление его затрачивается 44,77 см3 раствора КМПО4, для которого F = 1,156, 0(1/5 КМПО4) = 0,1 моль/дм3?

117.    Сколько процентов сурьмы содержит сплав, если навеска его 1,0000 г после растворения оттитрована 42,50 см3 раствора КМпО4 с Tl(KMnO4/Sb) = 0,006124 г/см3?

118.    Сколько процентов Fe2O3 содержит образец, если его навеска 0,1700 г после растворения и восстановления железа оттит­рована 38,4 см3 раствора КМпС>4 с TtKMnOi/Fe) = 0,0001100 г/см3?

119.    До какого объема нужно довести раствор 1,6 г техническо­го образца сульфата натрия, содержащего 40,3% Na2SO3, чтобы на титрование 20 см3 этого раствора затрачивалось не более 10,00 см3 раствора КМпО4 с С(1/5 КМПО4) = 0,1000 моль/дм3?

120.    Для определения массовой доли изопропанола в техничес­ком продукте навеску его 1,50 г обработали 50 см3 1 н. раствора К2Сг2О7 в растворе H2SC>4 в течение 30 минут. Затем объем раство­ра довели до 500 см3, отобрали 25,00 см3 и определили в нем иодо­метрически избыток К2Сг2О7: прибавили KI, выдержали 10 мин, выделившийся иод оттитровали 0,1000 М раствором Na2S2O3 в присутствии крахмала. На титрование израсходовано 12,45 см3 Na2S2O3. При взаимодействии изопропанола с К2Сг2О7 спирт окис­ляется до ацетона по реакции:

СН3—СНОП—СН3—2е   * СН3-С-СН3 + 2Н+.

Определить массовую долю изопропанола и дать заключение, соответствует ли ГОСТу этот продукт, если по ГОСТ содержание спирта должно быть не менее 99,0%.

121.    Для определения примеси этанола в эфире его отогнали из навески эфира 3,500 г. Полученный дистиллят обработали 10,00 см3 0,2000 н. раствора К2Сг2О7 в сернокислой среде при нагрева­нии. После охлаждения и разбавления водой к раствору добавили 5 см3 10%-ного раствора KI, выделившийся иод оттитровали 0,1 М раствором Na2S2O3; на титрование затрачено 14,85 см3. Определить массовую долю этанола. При взаимодействии этанола с К2Сг2О7 он окисляется до уксусной кислоты.

122.    Синтетическая уксусная кислота в виде примеси может содержать до 0,4% муравьиной кислоты, определяемой иодометри­чески по следующей схеме (в слабощелочной среде):

3HCOONa 4- 2КМпО4 -» К2СО3 + Na2CO3 + NaHCO3 +

+ MnO2 + Н2О;

MnO2 + 2KI + 2H2SO4 —» MnSO4 + K2SO4 + I2 + 2H2O.

 

 

Выделившийся иод титруют раствором Na2S2O3 в присутствии крахмала. Для анализа отбирают 50 см3 99%-ной уксусной кислоты (р — 1,055), отгоняют из нее ацетальдегид, остаток разбавляют в ‘ мерной колбе вместимостью 500 см3. К 100 см3 приготовленного раствора прибавляют 50 см3 0,1 н. раствора КМпС>4, выдерживают смесь в темном месте 30 мин. Затем добавляют 0,5 г KI, 50 см3 H2SO4 (1 : 1). На титрование выделившегося иода израсходовано 22,85 см3 0,1020 М раствора Na2S2O3- Дать заключение, соответст­вует ли данный образец техническим условиям на уксусную кисло­ту.

123. Навеску триоксида хрома 0,0921 г растворили, обработали KI и выделившийся 12 оттитровали 23,75 см3 раствора тиосульфата Йатрия с 7YNa2S2O3) = 0,01354 г/см3. Определить в процентах содержание СгОз в образце.

124. Для анализа стали на содержание хрома навеску 1,017 г растворили и окислили. На восстановление получившейся хромовой кислоты взяли 40,00 см3 раствора соли Мора. На титрование избыт­ка восстановителя израсходовали 5,02 см3 раствора перманганата калия <7(1/5 КМПО4) = 0,02394 моль/дм3. 10,00 см3 раствора соли Мора эквивалентны 9,63 см3 раствора КМпС>4. Определить массо­вую долю хрома в образце.

125. Для определения массовой доли основного вещества в * техническом феноле навеску 1,0040 г растворяют в мерной колбе вместимостью 500 см3, доводят до метки водой, тщательно переме­шивают; 10,00 см3 пробы переносят в конус с притертой пробкой, Прибавляют 5 см3 концентрированной НС1, 50,00 см3 0,1054 н. брот мид-броматной смеси, выдерживают, периодически перемешивая в течение 15 мин, для полного завершения реакции:

СвН5ОН + ЗВг2 —* СбН2Вг3ОН + ЗНВг.

Далее прибавляют 2 г KI, выдерживают еще 5 мин и выделив­шийся иод титруют 0,1000 М раствором Na2S2C>3. На титрование йода затрачено 40,57 см3 раствора Na2S2C>3. Вычислить массовую долю фенола в техническом продукте.

126.    Навеску фенола 2,456 г растворяют в мерной колбе вмес­тимостью 500 см3, прибавляют 10 см3 10%-ного раствора NaOH, Доводят до метки водой, тщательно перемешивают. Отбирают 10 см3 анализируемого раствора в конус с притертой пробкой, прибав­ляют еще 2 см3 10%-ного NaOH, нагревают при 50°С, вводят 45,00 см3 0,1000 н. раствора иода и выдерживают при 60°С до полного Завершения реакции:

С6Н5ОН + 312 -ч C6H2I3OH + 3HI.

Реакционную смесь затем подкисляют 5%-ной НС1 и непрореа­гировавший иод титруют 17,65 см3 0,09906 М раствора Na2S2O3. Определить массовую долю фенола в образце.

127. Для определения иодного числа, показывающего, сколько миллиграммов иода присоединяется к 1 г масла, навеску подсол­нечного масла 0,1335 г растворили в спирте и смешали с 25,00 см3 рабочего раствора иода. На титрование остатка иода израсходовали 7,30 см3 Na2S2O3 с С(^а2820з) = 0,1 моль/дм3. 25,00 см3 раствора

 

 

иода реагируют с 20,90 см3 раствора тиосульфата. Вычислить иод­ное число образца.

128.     Для определения содержания глюкозы в препарате к навеске 10,05 мг добавили избыток раствора иодной кислоты и после завершения реакции

С6Н12О6 + 5НЮ4 —» СН2О + 5НЮз + 5НСООН

раствор нейтрализовали N аНСОз, добавили избыток Na3AsO3- Посде завершения реакции

НЮ4 + NasAsOs + NaHCOs —* NaIO3 + NasAsO4 + CO2 + H2O на титрование остатка арсенита затратили 9,64 см3 раствора иода с 0(1/2 12) = 0,0510 моль/дм3. Для определения количества добав­ленных ШО4 и Na3AsC>3 провели холостой опыт с такими же объе­мами растворов, но без образца препарата. При этом затрачено 2,12 см3 того же раствора иода. Вычислить массовую долю глюкозы в препарате.

Вычисление потенциалов окислительно-восстановительных пар

129.              Вычислить значение потенциала для редокс-пар:

1)     МпО4/Мп2+ в растворе, содержащем 10 см3 КМпО4 с С(1/5 КМпО4) — 0,1 моль/дм3 и 15 см3 MnSO4; Tl(MnSO4/Mn) = 0,0011 г/см3; ЦН+) = 0,1 моль/дм3;

2)     Си2^/Си+ в растворе, содержащем равные объемы CuSO4 и KI, концентрации которых равны;

3)     Сг2О^’/2Сгз+ в растворе, 100 см3 которого содержат 1,58 г СгС13 и 2,94 г К2Сг2О7; pH = 0;

4)     Fe3+/Fe2+ в растворе, приготовленном сливанием равных объемов 0,01 MFeSO4 и 0,05 М раствора Ге2(БО4)з;

5)                    Ag+/Ag в насыщенном растворе AgCl;

6)     Fe3+/Fe2+ в растворе, содержащем 0,1 моль/дм3 FeCl; 0,01 моль/дм3 FeCl2 и 1 моль/дм3 KSCN;

7)     AsOf’/AsOI’ в растворе, содержащем 18 см3 0,05 М Na3AsO< и 20 см3 0,05 М Na3AsOs при pH = 8.

130.     Вычислить значение потенциала редокс-пары Fe3+/Fe24 при C(Fe3+) = O(Fe2+) = 10‘3 моль/дм3 и Q(NaF) = 1 моль/дм3.

131.     Чему равен потенциал редокс-пары Ag+/Ag в растворе, полученном смешением 10 см3 0,01 М раствора AgNOs и 20 см3 раствора 0,01 МНГ?

132.     Вычислить значение потенциала редокс-пары Се4+/Се3+ при С[Се2(ЗО4)з] = 5 • 10′2 моль/дм3, С[Се2(8О4)з] = 2 ■ 10′3 моль/дм3.

133.     Вычислить значение потенциала редокс-пары Hg$+/2Hg в насыщенном растворе Hg2Cl2.

134.     На сколько милливольт изменится потенциал редокс-пары МпО^/Мп2* в растворе с О(МпО4) = 0,01 моль/дм3, С(Мп2+) = 5 • 10’3 моль/дм3 и pH = 0, если pH раствора довести до 6?

135.     Вычислить значение потенциала редокс-пары Ag+/Ag в растворе, полученном введением 0,01223 г AgNOs марки «хч» в 25 см3 0,01 М раствора КС1.

 

136.  Вычислить потенциал редокс-пары Со3+/Со2+ в растворе с С(Со3+) = 0,1; С(Со2+) = 0,02 моль/дм3.

137.   Вычислить потенциал редокс-пары Fe(CN)g’/Fe(CN)g» в растворе Fe(CN)^’, на 70% превратившемся в Fe(CN)g*.

138.   Чему равен потенциал редокс-пары Н2О22О в растворе с pH = 2? Концентрация Н2О2 равна 3%; р = 1 г/см3.

139.   Как изменится потенциал редокс-пары Н2О2/Н2О (см. условие предыдущей задачи), если раствор разбавить в 10 раз?

7.3.     Титрование по методу осаждения

В титриметрических определениях по методу осаждения ис­пользуется образование малорастворимых соединений

pMn+ + qAm~ МрА?.

Концентрации растворов, содержание в них определяемого вещества рассчитывают так же, как и в других титриметрических методах. В процессе титрования меняется концентрация катионов Мп+ и анионов А~т. Кривая титрования в данном случае выражает зависимость рМ и рА, где рМ = —lg[Mn+] и рА = —lg[A’»’]I от концентрации прибавленного реагента. При титровании соли Мп+ до точки эквивалентности концентрация Мп+ равна концентрации неоттитрованной соли. Концентрация Ат определяется из уравне­ния для произведения растворимости ПР малорастворимого соеди­нения М А :

? Р

[А’т] = 9 ПР
< [MnV

После точки эквивалентности концентрация ионов металла может быть рассчитана по формуле:

п+] = р
ПР
[А'»1]9
1
Концентрация А т определяется избытком реагента. В точке экви­валентности концентрацию иона металла и аниона определяют из уравнения для произведения растворимости ПР данного трудно­растворимого соединения.

 

 

7.3.1.      Решение типовых задач

Пример 7.29. Найти pAg и рС1 при титровании нитрата сереб­ра хлоридом натрия в момент, когда к 25 см3 раствора AgNOg; C(AgNOs) = 0,1 моль/дм3 добавлен раствор NaCl с C(NaCI) — = 0,1 моль/дм3 в количестве 1) 24 см3; 2) 25 см3 и 3) 26 см3. ПРд ~ = 1,11 • 10-ю.

Решение. Вычислим концентрацию Ag+ и СГ с учетом разбавления раствора:

25-0,1          2,5                        24-0,1         2,4

1)      C(Ag+) =———— =——- ; С(СГ) =————— ——— моль/дм3;

25+24                49                   25+24         49

25 0,1          2,5                        25 0,1         2,5

2)      C(Ag+) =———— =——- ; О(СГ) =————— =——- моль/дм3;

25+25             50                         25+25        50

25-0,1           2,5                         26-0,1       2,6

3)      C(Ag+) =———— =——- ; С(СГ) =————— =——- моль/дм3.

25+26             50                         25+26        51

В первом случае AgNOs оттитрован не полностью, так как

с(сг) < CW)

2.5      — 2,4

[Ag+] = ЦАё+) — С(СГ) =———————— = 2,04 • 10′3 моль/дм3;

49

pAg — lg2,4 • IO’3 = 2,69.

ПР. _.           1,11-10-»°

[СГ] =——- 8— =—————— = 5,4 • 10′8 моль/дм3;

[Ag+]         2,04-Ю’3

pCI = —Ig5,4 • 10*8 = 7,26.

Во втором случае добавлено эквивалентное количество NaC поэтому:

[Ag+] = [СГ] = /nPAgC1 = /1,1-10-»° = 1,05 • 10′5 моль/дм3.

pCI = pAg = — Igl,05 • IO’5 = 4,98.

В третьем случае добавлен избыток NaCl.

NaCl( С(СГ) > C(Ag+));

2.6       — 2,5

[СГ] = СГСГ) — C(Ag+) =——————— = 1,96 • 10′3 моль/дм3.

51

pCI = — Igl,96 • 10’3 = 2,71.

pAg = -lgnPAgC1 — pCI = -Igl,11 • IO’10 — Igl,96 • IO’3 =

= 9,95 — 2,71 = 7,24.

Пример 7.30. К анализируемому веществу, содержащему хлор, прибавили 30,00 см3 раствора AgNOs с C^AgNOs) = 0,1092 моль/дм3, избыток которого оттитровали из микробюретки 0,60 см3

 

 

раствора NH4CNS; C(NH,|CNS) = 0,1105 моль/дм3. Навеска анали­зируемого вещества 0,2154 г. Определить массовую долю хлора в навеске.

Решение. Очевидно, что на титрование хлорид-ионов израсходовано (30,00 • 0,1092 — 0,60 • 0,1105) ммоль AgNOs, что составляет

(30,00 • 0,1092 — 0,60 • 0,1105) • ЛДСГ) мг ионов СГ.

Массовая доля хлорид-ионов в навеске равна:

(30-0,1092 — 0,60 — 0,1105)-35,45

РИ(С1) —————————————————  100 = 52,82%.

1000-0,2154

Пример 7.31. Определить массовую долю серебра в сплаве, если после растворения его навески массой 0,5000 г в азотной кис­лоте на титрование полученного раствора израсходовано 24,90 см3 раствора NH4CNS с C(NH4CNS) = 0,1600 моль/дм3.

Решение. n(Ag) = 24,90 • 0,1600 ммоль; m(Ag) = MAg) • 24,90 • 0,1600 мг.

Массовая доля серебра в сплаве равна:

24,90-0,1600-107,87.

W’(Ag) ————————————  100 = 85,95%.

1000-0,5000

1.    3.2. Контрольные вопросы

Для подготовки к ответам рекомендуем воспользоваться соответствующей литературой.

1. При каких условиях та или иная реакция осаждения может быть использована в титриметрическом анализе?

2. Привести примеры методов определения, основанных на образовании малорастворимого соединения.

3.  Образование каких осадков: AgCl, Fe(OH)3, CaSO4, РЬС1г, AgBr, А1(0Н)3 — используется при титровании по методу осажде­ния?

4.  На раствор, содержащий ионы СГ и Г, действуют раствором нитрата серебра. Какая из солей, AgCl (ПР X 10′10) или Agl (ПР я Я 10′16), будет осаждаться в первую очередь?

5.    Как зависит величина скачка на кривой титрования в мето- ‘ де осаждения от температуры, произведения растворимости, ионной силы раствора, концентрации растворов?

6. Какие способы фиксирования точки эквивалентности приме­няются при аргентометрическом определении галогенидов?

7.  В чем сущность безындикаторного метода титрования хлоридов раствором AgNOs?

8.  В чем сущность титрования до «точки просветления»? Для определения каких ионов этот метод применим на практике?

9.  В чем сущность определения галогенидов по методу: а) Мора; б) Фаянса; в) Фольгарда? Назвать рабочие растворы, инди­каторы. Записать основные уравнения реакций.

 

 

10. Как определяют концентрации ионов Ag+ и СГ роданомет- рическим методом? Записать соответствующие расчетные формулы.

И. На чем основано действие адсорбционных индикаторов? Приведите примеры.

12. В чем сущность меркурометрического определения хлори­дов? Назвать рабочие растворы, индикаторы. Записать основное уравнение реакции.

13. Как приготовить рабочий раствор Hg2(NO3)2 и установить его концентрацию. Каковы условия хранения этого раствора?

14. При титровании какого раствора скачок титрования будет наибольший, если раствором Hg2(NO3)2 титруют растворы: а) 0,01 ATNaCl; 0,1 МNaCl; IMNaCl; б) 0,1 Мрастворы NaBr и Nai?

15.            Какие вещества можно определить методом меркурометрии?

16. Сравнить достоинства и недостатки методов меркурометрии и аргентометрии.

17. Укажите причины индикаторных погрешностей при титро­вании по методу: а) Мора, б) Фольгарда.

2.   3.3. Задачи для самостоятельного решения

140.  Сколько миллиграммов KCN находится в растворе, на тит-рование которого до появления неисчезающей мути требуется 26,05 см3 раствора AgNO3; C(AgNO3) — 0,1015 моль/дм3.

141.  Определить массовую долю серебра в сплаве, если после растворения навески массой 0,3000 г в азотной кислоте на титрова­ние полученного раствора израсходовано 23,80 см3 раствора NH4CNS; C(NH4CNS) = 0,1000 моль/дм3.

142.  Сколько граммов КС1 содержится в 250 см3 раствора, если на титрование 25,00 см3 его затрачено 34,00 см3 раствора AgNO3 с C(AgNO3) = 0,1050 моль/дм3?

143.  На титрование 20,00 см3 раствора NaCl израсходовано 19,64 см3 AgNO3; QNaCl) = 0,05 моль/дм3 = 0,9640). Опреде­лить молярную концентрацию и титр раствора AgNO3.

144.  При анализе серебряного сплава с массовой долей серебра 50,00% взяли навеску с массой 0,8000 г. Вычислить молярную кон­центрацию раствора KCNS при условии, что на титрование должно быть израсходовано не более 25,00 см3 этого раствора.

145.         Рассчитать молярную концентрацию эквивалентов Hg(NO3)2, если на титрование навески NaCl массой 0,0400 г израс­ходовано 25,00 см3 этого раствора.

146.  Сколько граммов Hg2(NO3)2 • 2Н2О требуется для приго­товления 500 см3 раствора с молярной концентрацией эквивалентов ф/2 Hg2(NO3)2) = 0,025 моль/дм3?

147.  Определить массу навески КС1 для приготовления 500 см3 раствора с молярной концентрацией С(КС1) = 0,05 моль/дм3.

148. Сколько граммов КС1 содержится в 500 см3 раствора, если на титрование 25,00 см3 его израсходовано 22 см3 раствора AgNO3; C(AgNO3) = 0,1000 моль/дм3?

149.  В мерную колбу вместимостью 500 см3 поместили 25,00 см3 разбавленной хлороводородной кислоты и довели до метки дистил­лированной водой. На титрование 20 см3 этого раствора израсходо­

 

 

вано 21,85 см3 раствора AgNO3; C(AgNOa) — 0,1003 моль/дм3. Сколько граммов НС1 содержится в 1 дм3 исследуемой кислоты?

150. Рассчитать навеску поваренной соли NaCl с массовой долей 40%, которая необходима для приготовления 1000 см3 раст­вора с концентрацией C(NaCl) = 0,1000 моль/дм3.

151.     Для полного осаждения ионов СГ из навески образца поваренной соли массой 0,6325 г потребовалось 15,00 см3 раствора AgNO3; C(AgNOa) = 1 моль/дм3. При этом образовалось 1,7881 г . AgCl. Рассчитать массовую долю хлора в процентах.

152. Рассчитать массу навески бромида калия, чтобы на титро­вание ее было затрачено не более 25,00 см3 раствора AgNO3; C(AgNO3) = 0,05 моль/дм3 = 1,080).

153. К 20 см3 арсенита натрия с концентрацией C(Na3AsOa) = = 0,08 моль/дм3 прилили 80,0 см3 раствора нитрата серебра; (7(AgNO3) = 0,12 /лоль/дм3. Сколько миллиграммов мышьяка могло остаться в 100 см3 раствора после наступления равновесия? ПР. . _ = 4,5 • 10′19.

Ag3AsO3

154. Определить массу навески сплава, содержащего 75% се­ребра, чтобы на титрование ее было израсходовано не более 20 см3 раствора роданида аммония NH4CNS, C(NH4CNS) = 0,1 моль/дм3 (А = 1,080).

155. Навеска химически чистого КС1 с массой 1,2000 г раство­рена в мерной колбе вместимостью 250 см3. На титрование 25 см3 этого раствора расходуется 19,50 см3 раствора нитрата серебра. Определить молярную концентрацию и титр раствора AgNO3.

156. Рассчитать массу навески NaCl в граммах, которую следу­ет растворить в мерной колбе вместимостью 250 см3, чтобы на тит­рование 25,00 см3 этого раствора было израсходовано 20,00 см3 раствора AgNO3 с C(AgNO3) = 0,1020 моль/дм3.

157. Чему равен титр раствора нитрата серебра, если на титро­вание 36,48 см3 затрачено 25,63 см3 раствора хлорида натрия, со­держащего 58 г NaCl в 500 см3 раствора?

158. На титрование 20,00 см3 раствора NaCl израсходовано 25,00 см3 раствора Hg(NO3)2; 7(NaCl/Cl) = 0,00189 г/см3. Опреде­лить нормальность раствора Hg(NO3)2, его титр и поправочный коэффициент F.

159. Рассчитать молярную концентрацию раствора NaCl, 25р00 см3 которого оттитровали 16,25 см3 раствора Hg(NO3)2 с C(l/2 Hg(NO3)2)) = 0,0985 моль/дм3.

160. Навеску KCNS массой 4,856 г растворили в мерной колбе вместимостью 500 см3. На титрование 25,00 см3 этого раствора из­расходовано 24,95 см3 раствора Hg(NO3)2. Определить нормаль­ность, поправочный коэффициент и титр раствора Hg(NO3)2.

161. Сколько надо взять нитрата серебра для приготовления 5 дм3 раствора, чтобы 1 см3 полученного раствора соответствовал 0,010 г NaCl?

162. Сколько нужно взять нитрата серебра для приготовления 3 дм3 раствора, чтобы 1 см3 его соответствовал 0,010 г хлорид-иона?

163.    К 16,59 см3 раствора соли бария прибавлен избыток сер­

 

 

ной кислоты. Получено 0,2436 г BaSO4. Определить титр раствора бария.

164.   Взяли навеску сплава массой 0,8540 г. После его растворе­ния объем раствора довели до 250 см3. На титрование 50,0 см3 этого раствора было израсходовано 25,20 см3 0,05 М раствора NH4CNS. Определить массовую долю серебра в сплаве.

165.  Рассчитать титр раствора AgNOs по серебру; хлору; по NaCI; C(AgNO3) = 0,1002 моль/дм3.

166.   На раствор, содержащий хлорид- и иодид-ионы, действу­ют раствором нитрата серебра. Какая из солей — AgCl или Agl’ — будет осаждаться в первую очередь? П₽А С[ = 10’10; П₽А ( = Ю»16; С(Г) = 0,001 моль/дм3; С(СГ) = 0,5 моль/дм3.

167.   Рассчитать показатель концентрации ионов хлора (рС1) для точки эквивалентности при титровании NaCI раствором AgNO3.

168.   Построить кривую титрования раствора нитрата серебра с C(AgNO3) = 0,1 моль/дм3 раствором NH4CNS; QNH4CNS) = = 0,1 моль/дм3.

169.   Построить кривую титрования раствора бромида натрия с C(NaBr) = 0,05 моль/дм3 раствором AgNO3; C\AgNO3) = = 0,05 моль/дм3.

170.  Построить кривую титрования раствора иодида калия с С(К1) = 0,05 моль/дм3 раствором AgNO3; O(AgNO3) = 0,05 моль/дм3.

7.4. Комплексонометрическое титрование

В комплексонометрии в качестве титрующего реагента — комплексона — чаще всего используют динатриевую соль эти- лендиаминтетрауксусной кислоты КагНгСюН^ОзКг • 2H2O, М = = 322,3 г/моль (комплексон III, трйлон Б, ЭДТА, условное обо­значение Na2H2Y • 2Н2О), образующую с металлами прочные, рас­творимые в воде комплексные соединения строго определенного состава с постоянным соотношением Mn+:Y4‘ = 1:1.

Общее уравнение образования комплекса:

Мп+ + Y4’ MY” “ 4.

Прочность .образуемых комплексонатов металлов характеризуется величиной концентрационной константы устойчивости:

[MY”-4]

^MY ~ [М”+ ] [Y4‘]

Основным фактором, влияющим на ‘комплексообразование, является кислотность раствора. При установившемся равновесии в растворе присутствуют как частицы полностью диссоциировавшего комплексона, так и все другие продукты протонизации аниона ЭДТА: H6Y2+, H5Y+, H4Y, H3Y’, H2Y2-, HY3’, Y4‘. При концентра­ции ЭДТА, равной С(ЭДТА), равновесная концентрация Y4» опре­

 

 

деляется из уравнения:
ЦЭДТА) = aH[Y4-], где ан — коэффициент распределения при концентрации ионов водорода [Н+].

ан = 1 + [Н ] • Ану + [Н*]2— -^hy’-^h2Y+                               J3/vHY ‘ ^H2y’ ^H3Y +

e

+ … = 1+ E [H7 • KH y.

J=1                    j

Соотношение концентраций этих частиц определяется ступен­чатыми константами их диссоциации и зависит от pH раствора. Значения концентрационных констант устойчивости приведены в Приложении II (табл. 3).

Для учета влияния протонизации ЭДТА и правильного опре­деления устойчивости комплексонатов используют так называемую эффективную константу устойчивости:

^MY = ^My/“h’

Логарифмируя это уравнение, получают показатель эффектив­ной константы

lg^MY = lg^MY ~ lgaH’

Чтобы при титровании 0,01 М раствора соли металла ошибка титрования не превышала 0,1%, должно соблюдаться условие: 1кАэф > 7.

16 MY z

Кривые комплексонометрического титрования выражают зави­симость величины рМ = — lg[Mn+] от количества добавленного комплексона. Чем больше значение lgAMY эффективной, тем более резко изменяется величина рМ вблизи эквивалентной точки и тем шире скачок на кривой титрования.

Равновесная концентрация [Мп+] при комплексонометрическом титровании до точки эквивалентности будет практически равна концентрации неоттитрованного катиона металла, т.е. не связанного’ с ЭДТА:

C°(M)-V(M) — C°(Y)-

V(M) + V(Y)

где С°(М) и C°(Y) — начальные молярные концентрации соли металла и комплексона; Т(М) — начальный объем титруемого раст­вора; V(Y) — объем добавленного раствора комплексона при титро­вании.

В точке эквивалентности равновесная концентрация [Мп+] равна равновесной концентрации аниона ЭДТА, если предполо­жить, что при диссоциации комплексоната металла концентрациями

 

 

других форм можно пренебречь, т.е. [Мп+] и C(Y) и [MYn 4] « С°(М); отсюда
[Mn+] = т = j С°(М)/^;
рМ = — Ig[Mn+] = 1/2(1ё^Ф — IgC°(M)).После точки эквивалентности расчет концентрации частиц проводят по уравнению:С”(М)[Мп+] ~ ЦМ) =                т               ,
где
C°(Y)V(Y) — C°(M)-V(M)
C’(Y) =———————————————- .V(M) 4- V(Y)Прологарифмируй, получаемРм = — Ig[Mn+] = — lgC°(M) 4- IgA-’* 4- IgC(Y).

Результаты комплексонометрических титрований рассчитыва-
ют, исходя из следующих соображений: если С(Х) и V(Y) — соот-
ветственно молярная концентрация (ммоль/см3) и объем раствора
комплексона (см3); т — масса определяемого вещества; М(Х) —
молярная масса определяемого вещества; а — навеска образца (г),
то

C(Y\ 7(Y)-MX)
т =                                   (г),

1000

а массовая доля вещества X в навеске:

пг-100
1Р(Х) =              (%).

а

При обратном титровании

(O(Y)V(Y) — С’Г)М(Х)-100
РУ(Х) =——————————————— ,

аЮОО

где С’ и V’ — соответственно молярная концентрация и объем стан-
дартного раствора соли металла (см3), которым оттитровывают
избыток комплексона.

7.4.1.     Решение типовых задач

Пример 7.32. Рассчитать эффективную константу устойчивости
для комплекса CaY2’ при pH = 7 и pH = 10. Сделать вывод о
возможности комплексонометрического определения кальция.

Р е ш е н и е. Из таблиц находят 1g KCaV (он равен 10,7) и
значения коэффициента а : при pH = 7 Iga = 3,3; при pH = 10
н                                                                                           н

Iga = 0,45.
п

 

 

Рассчитывают показатели эффективных констант lg^y = 10,7 — 3,3 = 7,4 при pH = 7;

lgA®$y = Ю,7 — 0,45 = 10,25 при pH = 10.

Следовательно, титрование кальция можно проводить при pH 7 и . 10-

Пример 7.33. Вычислить эффективную константу устойчивости комплексоната PbY2’ при титровании свинца в 0,1 М ацетатном буферном растворе; pH = 5.

Решение. lgApb = 18, при pH = 5 значение lgaH = 6,5; igA-^Y =1865 = п5; ap?y =1о115

Пример 7.34. Рассчитать скачок на кривой титрования и найти величину рСа в точке эквивалентности при титровании 50,0 см3 0,01 М СаС1г 0,01 М раствором ЭДТА в буферном растворе с pH = = 10; IgA = 10,7; Igo = 0,45.

V<11                    n

Решение. Вычисляем                                                       = 10,7 — 0,45 =

CaY ° CaY                                        ’

= 10,25. В начале скачка титрования, когда добавлено 99,9% раствора титранта, т.е.

V(Y) = 50 • 0,999 = 49,95 см3, 0,01-50 — 0,02-49,95

[Са2+] =———————————— = 5 • 10′6; рСа = 5,3.

50 + 49,95

В точке эквивалентности добавлено 100% комплексона: рСа = 1/2 • (2 + 10,25) = 6,12.

В конце скачка титрования, когда избыток комплексона будет 0,1%, т.е. V(Y) = 50,0 ■ 1,001 = 50,05 см3, 0,01-50,05 — 0,01-50,0

C-(Y) =———————————— = 5 • 10‘6; pY = 5,3;

50,0 + 50,05

рСа = 2 + 10,25 — 5,3 = 2 + 10,25 — 5,3 = 6,95 « 7,0.

Следовательно, скачок титрования лежит в пределах от 5,3 до 7,0 единиц.

Пример 7.35. Определить массовую долю магния в алюминие­вом сплаве, если после растворения 0,5000 г сплава и удаления мешающих элементов, объем раствора довели до 100 см3 и 20,00 см3 его оттитровали 12,06 см3 0,01 М раствора ЭДТА.

Решение.

ltf(Mg)-C(Y)+(Y) 100 12,06-0,01-24,3-100 m(Mg) =————————————————- =——————————- ;

1 0 00-20,0-0,05000                        1000 20,0

12,06-0,01-24,3-100-100

VK(Mg) =———————————— = 2,93%.

1000-20,0-0,5000

 

 

Пример 7.36. Определить массу ртути в растворе, если после прибавления 25,00 см3 0,01 М раствора ЭДТА избыток его оттитро­вали 10,50 см3 0,01 М MgSO4.

Решение.

(25,00-0,01 — 10,50-0,01)-200,59

m(Hg) =—————————————————- = 0,0291 г,

1000

где 200,59 г/моль — молярная масса ртути.

7.4-     2. Контрольные вопросы

1.    Назовите факторы, влияющие на величину скачка титрова­ния.

2.    В чем сущность прямого, обратного и вытеснительного комп­лексонометрического титрования?

3.                  Назовите способы обнаружения конечной точки титрования.

4.    Каким требованиям должны удовлетворять металлохромные индикаторы? Напишите равновесие в растворе металлохромного индикатора на примере эриохрома черного Т.

5.    Расскажите о применении универсальных и специфических металлохромных индикаторов.

6.    Какие требования предъявляются к реакциям комплексоно­метрического титрования?

7.    Приведите условия титрования Fe111 раствором ЭДТА с использованием в качестве индикатора сульфосалициловой кисло­ты. Как объяснить изменение окраски титруемого раствора в конеч­ной точке титрования?

8.                  Какова стехиометрия комплексов металлов с ЭДТА?

9.    Напишите структурные формулы ЭДТА и комплексов ее с двух- и трехзарядными металлами.

10.    Расскажите о комплексонометрическом определении каль­ция и магния при совместном присутствии.

11.               Назовите условия титрования А1 раствором ЭДТА.

12.              Как определить ион SO|» с помощью ЭДТА?

13.              Условия титрования ионов кальция раствором ЭДТА.

14.    Назовите способы повышения селективности комплексоно­метрических титрований.

15.    Какие вещества используют в качестве стандартов для установления концентраций ЭДТА?

16.              Почему реакцию А1111 с ЭДТА проводят при нагревании?

17.    Назовите причины индикаторных погрешностей при комп­лексонометрических титрованиях.

18.    Объясните механизм блокирования металлохромных инди­каторов.

19.    Как рассчитывают кривые титрования в комплексономет- рии? Способы вычисления рМ до точки эквивалентности, в точке эквивалентности и после точки эквивалентности.

При подготовке к ответам целесообразно использовать реко­мендуемую литературу.

 

 

7.J.3. Задачи для самостоятельною решения

Приготовление рабочих растворов и определение их кон­центраций

171.   Титр раствора ЭДТА по оксиду кальция равен 0,000560 г/см3. Рассчитать молярную концентрацию этого раствора.

172.   Какую навеску динатриевой соли ЭДТА нужно взять для приготовления 200 см3 раствора с титром по стронцию, равным 0,00080 г/см3?

173.   Какой массе магния соответствует 1 см3 0.0500 М раствора ЭДТА?

174.   Какой массе кобальта соответствует 1 см3 0,02000 М раст­вора ЭДТА?

175.   Какой массе свинца соответствует 1 см3 раствора 0,00200 М ЭДТА?

176.   Раствор ЭДТА приготовили растворением 10,00 г чистой H4Y (М = 292 г/моль) в небольшом объеме NaOH и разбавлением точно до 500 см3. Рассчитать для этого раствора: молярную кон­центрацию; титр по Са2+, мг/см3; титр по MgCOs, мг/см3.

177.   Раствор ЭДТА приготовили растворением 4,45 г очищен­ного и высушенного Na2H2Y • 2Н2О в подходящем объеме воды и разбавлением точно до 1 дм3. Рассчитать молярную концентрацию полученного раствора, учитывая, что исходное вещество содержит 0,5% влаги.

178.   Концентрация рабочего раствора ЭДТА была установлена по раствору, содержащему в 1 дм3 25,00 г FeNH^SO^ • 12Н2О. На титрование 10,00 см3 этого раствора израсходовано 12,50 см3 раство­ра ЭДТА. Рассчитать: а) молярную концентрацию: б) титр по Ге20з и в) титр по СаО раствора ЭДТА.

Расчеты результатов прямого титрования

179.   На титрование 40 см3 воды при определении общей жест­кости потребовалось 5,10 см3 0,0150 М раствора ЭДТА. Вычислить жесткость воды в мг/дм3 карбоната кальция.

180.   Рассчитать концентрацию магния в воде (в ммоль/дм3), если при титровании 200 см3 воды ЭДТА при pH = 9,7 с хромоге­ном черным Т до синей окраски израсходовано 25,15 см3 0,01512 М раствора.

181.   Сколько граммов меди обнаружено в растворе, если на титрование этого раствора уходит 15,20 см3 0,0300 М раствора ЭДТА в присутствии индикатора мурексида?

182.   На титрование СаС12 при pH = 9,3 в присутствии эриохро- ма черного израсходовано 25,20 см3 0,05 М раствора ЭДТА. Рассчи­тать массу кадмия в растворе.

183.   На титрование при pH = 2 раствора нитрата тория в присутствии пирокатехинового фиолетового израсходовано 15,20 см3 0,025 М раствора ЭДТА. Рассчитать массу тория в растворе.

184.   Раствор СаС12, pH которого доведен до 12, оттитрован 20,50 см3 0,045 М раствором ЭДТА в присутствии мурексида. Рас­считать массу кальция в растворе.

 

 

185.    На титрование 150 см3 воды израсходовано 15,60 см3 0,015 М раствора ЭДТА. Выразить жесткость воды в ммолях экви­валентов в граммах СаО на 1 дм3 воды.

Расчет результатов обратного титрования

186.   Рассчитать массу А1 в растворе по следующим данным: к раствору добавили 25,00 см3 0,040 М раствора ЭДТА, избыток которого был оттитрован 5,00 см3 0,035 Мраствора ZnSO-i.

187.    Исследуемый раствор NiC12 разбавлен до 250 см3. К 25,00 см3 этого раствора добавлено 15,00 см3 0,015М раствора ЭДТА, избыток которого оттитровали 5,60 см3 0,015 М раствором сульфата магния.

Рассчитать массу никеля в исследуемом растворе.

Расчет массовой доли вещества

188.    Навеску MgC12, равную 0,3100 г, растворили в мерной колбе вместимостью 250 см3. На титрование 25,00 см3 этого раство­ра израсходовали 10,35 см3 0,0250 М раствора ЭДТА. Рассчитать в процентах массовую долю MgC12 в исследуемом образце соли.

189.    Навеску Hg(NO3)2, равную 0,6865 г, растворили в 250 см3 воды. На титрование 25,00 см3 этого раствора в присутствии инди­катора эриохрома черного Т израсходовано 8,50 см3 0,022 М раство­ра ЭДТА. Рассчитать (в процентах) массовую долю Hg(NO3)3 в исследуемом образце соли.

190.   Молибдат-ион осадили в виде СаМоО.). В осадке оттитро­вали кальций 0,0450 М раствором ЭДТА (пошло 12,50 см3). Рассчи­тать массу МоО|* в растворе.

Расчет условных констант образования комплексонатов.

Кривые титрования

191.   Рассчитать условные константы устойчивости комплексов Мп2+ с ЭДТА при pH: а) 5,0; б) 7,0; в) 10,0.

192.   Рассчитать условные константы устойчивости Sr2+ с ЭДТА при pH: а) 5,0; 6)^,0; в) 12,0.

193.   Вычислить значение pFe при титровании 0,02 М раствора FeCl3 раствором ЭДТА той же концентрации, если добавлено 99,0 и 99,9% ЭДТА от эквивалентного количества.

194.   Вычислить значение рСа при титровании 0,002 М раство- раЯСаСНг ЭДТА той же концентрации, если добавлено 75,0 и 95,0% ЭДТА от эквивалентного количества.

195.    Вычислить значение pNi при титровании 10′3 М раствора N1C12 раствором ЭДТА той же концентрации, когда в систему до­бавлено 101,0 и 110% ЭДТА от эквивалентного количества, а титро­вание проводили в присутствии аммиачного буфера при pH = 10; lgV = 0,45; pAN.y = 10186.

196.    Вычислить значение pZn при титровании 0,002 М раство­ра ZnCI2 ЭДТА той же концентрации, если добавлено 90% ЭДТА от эквивалентного количества.

 

 

197.    Вычислить значение pZn при титровании 0,02 М раствора ZnSC>4 раствором ЭДТА той же концентрации, если в систему до­бавлено 100,1% ЭДТА от эквивалентного количества, а титрование проводили в присутствии аммиачного буфера при pH = 10; ^ZnY = = 10165; lgaH+ = 0,45.

198.    Вычислить значение pSr в точке эквивалентности при титровании 0,001 М раствора SrC12 раствором ЭДТА той же кон­центрации, если константа устойчивости комплексоната стронция равна 10863, pH = 10; Igo^t = 0,45.

199.    Построить кривую титрования 50,00 см3 0,01000 М раство­ра 0,02000 М раствором ЭДТА в буферном растворе с pH = 11. Рассчитайте pSr после добавления: 0,00; 10,00; 24,00; 24,90; 25,00; 25,10; 26,00; 30,00 см3 титранта.

200.    Построить кривую титрования 50,00 см3 0,0150 М раствора FeSC>4 0,0300 М раствором ЭДТА в буферном растворе с pH = 7,0. Рассчитайте pFe после добавления: 0,00; 10,00; 24,00; 22,00; 25,00; 25,10; 26,00; 30,00 см3 титранта.

Глава 8

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА

8.1.    Электрогравиметрия

Электрогравиметрия — метод анализа, основанный на элек­тролизе постоянным электрическим током при определенной раз­ности анодного и катодного (Е^) потенциалов. По закону Фарадея масса вещества, выделяющегося при электролизе, пропор­циональна силе тока, времени и химическому эквиваленту вещества.

Для выделения одного моля эквивалента вещества требуется около 96500 кулонов электричества. Один кулон (1 Кл) — количест­во электричества, прошедшее через проводник в течение 1 с при силе тока в 1 А. Если время электролиза выражать в часах, то 96500 К равны:

96500/3600 = 26,8 А ■ ч.

Количество вещества, выделяемое одним кулоном электричества, называют электрохимическим эквивалентом, оно равно молю экви­валента данного вещества, деленному на 96500.

Вследствие протекания побочных процессов масса вещества, выделяющегося при электролизе, обычно меньше теоретически вычисленной по закону Фарадея, т.е. выход по току (»/) чаще всего менее 100%. Таким образом, масса вещества, выделившегося на

 

 

электроде:
Я

т = Э Ип или т =————————- tin,

э                                п ■ 96500

где т — масса вещества, г; г — сила тока, A; t — время, с; —
электрохимический эквивалент, г/моль; М — молярная масса вы-
деляемого на электроде вещества, г/моль; 17 — выход по току; п —
число электронов, участвующих в электрохимическом процессе.

8.1.1.      Решение типовых задач

Пример 8.1. Сколько кислорода и водорода выделится при электролизе серной кислоты в течение 15 мин, если сила тока рав­на 2,5 А?

Решение. М(О2) = 32 г/моль; п = 4; количество электри­чества, прошедшее через раствор, равно

И = 2,5 • 15/60 = 0,625 А • ч;

32
т(0г) —                  • 0,625 = 0,186 г;

4 • 26,8

т(О2)                  0,186 • 22,4

У(О2) ————— 22,4——————— = 0,13 дм3.

Я(О2)                           32

Аналогично определяют объем выделившегося водорода (учитывая, что 26,8 А • ч нужно для выделения 11,2 дм3):

0,625 • 11,2

Р(Н2) =                             = 0,26 дм3.

26,8

Пример 8.2. Для определения меди навеску сплава 0,6578 г растворили и через полученный раствор в течение 20 мин пропус­кали ток силой 0,20 А, в результате чего на катоде количественно выделилась медь. Выход по току 80%. Определить массовую долю (%) меди в сплаве.

Решение. В соответствии с законом Фарадея

М(Сп)
m(Cu) =                           it г;

2 • 96500

m(Cu)
1Р(Сп) =                     100 =

0,6578

0,2 • 20 • 60 • 63,55 • 80′
=———————————————- = 9,5%.

96500 • 0,6578 • 2

Пример 8.3. Чему равно напряжение разложения CUSO4 в 1 М растворе при pH = 0 при использовании платиновых электродов?

 

 

Решение. Напряжение разложения Е? вычисляют по фор­муле:

Ер = ЕАек + па + Пк>

где Е — равновесный потенциал анода, В; Е,, — равновесный А     К

потенциал катода, В; — перенапряжение на аноде (поляриза­ция), В; Як — перенапряжение на катоде (поляризация), В.

Перенапряжение на электроде — это разность между равновес­ным потенциалом электрода и потенциалом электрода, через кото­рый проходит постоянный ток. Величины перенапряжения экспе­риментально определяются, данные можно найти в справочной литературе.

Лд = 0,4 В при использовании платинового электрода в кис­лой среде, 77к = 0 В при выделении меди. Равновесные потенциалы катода и анода вычисляют по уравнению Нернста:

для катода

Сп2+ + 2 е              > Си; Лк = 0,34 + 0,058 lg[Cu2+] = 0,34 В;

для анода

Н2О — 2 е —+ + 1/2О2; Е^ = 1,28 + 0,058 lg[H+] = 1,29 В;

Следовательно, Е — 1,29 — 0,34 + 0,4 = 1,35 В. Р

8.1.2.     Контрольные вопросы

1.    Какие процессы протекают при электрогравиметрическом анализе?

2.    Дайте определение понятия «электрохимический эквивалент вещества».

3.                   Как влияют на электролиз сила и плотность тока?

4.                   Что такое выход по току?

5.                   Как влияет на потенциал электрода концентрация раствора?

6.    Каков порядок выделения металлов при электролизе раство­ра, содержащего катионы нескольких металлов?

7.    Какое значение имеет введение в анализируемый электро­гравиметрическим методом растврр комплексообразователей?

8.                   Как можно ускорить электролиз?

9.                   В чем преимущества электролиза на ртутном катоде?

8.1.3.     Задачи для самостоятельного решения

1.    Определить массовую долю индифферентных примесей в образце медного купороса, если после растворения 0,5237 г его в азотной кислоте и электролиза полученного раствора выделено на платиновом катоде 0,1322 г меди.

2.    При электролизе 30 см3 раствора нитрата свинца на аноде выделилось 0,2345 г РЬО2. Определить нормальную концентрацию Pb(NO3)2.

3.                   При пропускании тока через последовательно включенные

 

 

электролизеры с растворами AgNOj, CUSO4 и ZnCl2 в первом элект­ролизере на катоде выделилось 1,118 г металлического серебра. Какая масса меди выделится во втором электролизере и цинка — в третьем?

4.    При прохождении тока последовательно через электролизе­ры, содержащие цианиды серебра и золота, в первом электролизере на катоде выделилось 0,1079 г Ag, во втором — 0,0657 г Ап. Вычис­лить: а) эквивалент золота; б) его валентность в соединении, под­вергнутом электролизу.

5.    Какая масса меди выделится на катоде при электролизе раствора медного купороса, если пропускать ток силой 0,2 А в течение 1 ч 15 мин? Выход по току составляет 90%.

6.    Сколько времени потребуется для полного выделения нике­ля из 50 см3 20%-ного раствора NiSO< • 7 Н2О (р = 1,01) при силе тока 0,3 А, если выход по току 90%?

7.    Сколько времени потребуется для электролиза 20 см3 раст­вора CdSO4 с (7(1/2 CdSC^) = 0,2 моль/дм3 при силе тока 0,1 А для полного выделения кадмия, если выход по току составляет 93%?

8.    Какой силы ток надо пропустить через раствор В1(КОз)з (7(1/3 В1(КОз)з) = 0,1 моль/дм3, чтобы в течение 30 мин полностью выделить металл из 30 см3 раствора, если выход по току равен 100%?

9.    При электролизе раствора NiSO4 в течение 1 ч током в 268 мА одновременно с никелем выделился водород в количестве 11,2 см3 (при стандартных условиях). Вычислить выход по току для никеля.

10.   При электролизе раствора ZnSO4 на катоде осадил ось за 768 с 0,1200 г цинка. Какую силу тока необходимо было поддержи­вать при электролизе, если выход по току составил 90%?

11.   Из анализируемого раствора, содержащего ионы трехва­лентного металла, в результате электролиза при силе тока 1 А за 35 мин выделилось на катоде 0,3774 г металла. Что это за металл?

12.   Рассчитать, какая масса трехвалентного металла с электро­химическим эквивалентом 0,5430 выделится при электролизе в течение 1 мин 25 с, если сила тока равна 1,8 А. Что это за металл?

13.   Рассчитать электрохимический эквивалент трехвалентного металла, если в результате электролиза раствора его соли при силе тока 3 А в течение 35 мин выделяется 0,5815 г металла. Какой это металл?

14.   Вычислить электродный потенциал медного электрода, опущенного в раствор с концентрацией Сп2+ 0,1 моль/дм3.

15.   При какой концентрации Сп2+ в растворе CUSO4 электрод­ный потенциал меди будет равен нулю?

8.2.    Кулонометрический анализ

Кулонометрический анализ основан на измерении количества электричества, затраченного на количественное проведение данного электрохимического процесса в данной пробе, т.е. при условии, что выход по току равен 100%.

Это количество электричества определяется при помощи

 

 

включенного в цепь последовательно с измеряемой ячейкой интегратора ток — время, либо кулонометра-электролизера, в котором осуществляется электрохимический процесс со стопроцентным выходом по току, сопровождающийся выделением вещества, количество которого можно легко и точно установить.

В соответствии с законом Фарадея

т(Х)/ДХ) = т(К)/М(К),

где т(Х), т(К) — массы определяемого вещества X и вещества, выделяемого в кулонометре, соответственно, г; ЛГ(Х), ЛГ(К) — мо­лярные массы эквивалентов вещества X и вещества, выделяемого в кулонометре, г/моль. Отсюда

m(X) = т(К)

Расчет можно также проводить по уравнению, описывающему закон Фарадея

М(Х)
т(Х) =                  it,

пЕ

если при проведении анализа измеряют силу тока (i, А) и время (/, с), затраченные на проведение электрохимического процесса.

1.     2.1. Решение типовых задач

Пример 8.4. При кулонометрическом титровании 20 см3 дихро­мата калия электрогенерируемым Fe11 на восстановление Сг2О?’ понадобилось 25 мин при силе тока 200 мА. Определить нормаль­ную концентрацию раствора.

Решение. В ячейке протекает процесс:

Сг2О?’ + бе» + 14Н+                   > 2Сг3+ + 7Н2О.

Из уравнения Фарадея следует:

m(K2Cr2O7)

п(1/6 К2Сг2О7) ———————————— =

М(1/6 К2Сг2О7)

М(К2Сг2О7)’
=—————————————————- и.

п • 965 0 0             • М(1/б К2Сг2О7)

Поскольку

М(К2Сг2О7)

—————- = М(1/6 К2Сг2О7), то п(1/6 К2Сг2О7) = й/96500.

п

 

 

Следовательно,
0,2 -25 -60
(7(1/6 К2СГ2О7) =——————————- — 0,16 моль/дм3,96500 • 0,02так как С = п/ V.Пример 8.5. Кулонометрическое титрование Се4+ в 0,1 М раст­воре Fe3+ электрогенерируемыми ионами Fe2+ при силе тока 24,0 мА закончилось за 100 с. Какова масса Се4+ в растворе?

Решение. При определении протекает реакция: Се4+ + е’         » Се3+.

М(Се) = 140 г/моль; п = 1. В соответствии с вышеприведенным математическим выражением закона Фарадея

24,0 • 100 -140-1 • 1000
т(Се4+) =————————————————— = 3,48 мг

1000 • 96500

или 1И(Се) 140 • 24 • 10′3 • 100

т(Се4+) =————— it =—————————————- = 0,00348 г.

9 6500                             96500

2.    2.2. Контрольные вопросы

1.   В чем сущность метода кулонометрии при контролируемом потенциале?

2.   Каковы особенности кулонометрии при контролируемой силе тока?

3.    Привести пример кулонометрического титрования электроге- нерированными окислителями.

4.   Привести пример кулонометрического титрования электроге­нерируемыми восстановителями.

5.    Указать достоинства и недостатки кулонометрических мето­дов и анализа.

3.    2.3. Задачи для салюстоятельного решения

16.    При кулонометрическом анализе 1,5 г сплава с целью опре­деления в нем кобальта в серебряном кулонометре выделилось 0,0755 г серебра. Определить массовую долю кобальта в сплаве.

17.    При кулонометрическом анализе раствора, содержащего кадмий и цинк, за время электролиза выделилось 0,4050 г осадка металлов. За то же время в серебряном кулонометре выделилось 0,2750 г серебра. Определить содержание кадмия и цинка в раство­ре.

18.    Титрование раствора, содержащего уран(1У) (UIV —► UVI), провели кулонометрическим методом с помощью ионов церия(1У), которые электрогенерировали в сернокислом растворе при постоян­ной силе’тока 5,0 мА. Время электролиза составило 120 с. Опреде­лить массу урана (в мг) в растворе.

 

 

19.   Дихромат калия (0,74 мг), содержащийся в объеме 20 см3, оттитровали электролитически генерируемыми ионами железа(П) при силе тока 0,2 А в течение 15 мин. Определить нормальность раствора дихромата калия.

20.   Для определения уксусной кислоты в ацетонитриле исполь­зовали метод кулонометрического титрования с помощью ионов ОН’, образующихся при электролизе воды в катодном пространст­ве. Какова молярная концентрация СНзСООН, если сила тока 25,0 мА, время электролиза 85 с, объем исследуемого раствора 60,0 см3?

21.   Кулонометрическое титрование Се4+ электрогенерируемыми ионами Fe2+ при силе тока 25,2 мА закончилось за 200 с. Какова масса Се4+ в растворе?

22.    Для определения иодид-ионов использовали кулонометри­ческий метод, титруя иодид ионами МПО4, электрогенерируемыми в анодном пространстве в сернокислой среде. Вычислить массу иодид-ионов в растворе, если титрование продолжалось 225 с; сила тока 14 мА.

23.   Навеску алюминия 1,2245 г растворили и содержащиеся в виде примеси ионы Fe3+ кулонометрически оттитровали электровос- станавливаемыми ионами Sn2+ при постоянной силе тока 4,0 мА в течение 80 с. Определить массовую долю /%) железа в алюминии.

8.3.    Потенциометрический анализ

Потенциометрия — метод определения концентраций веществ, основанный на измерении ЭДС обратимых гальванических эле­ментов.

На практике используют два аналитических метода: прямую потенциометрию для определения активности частиц, которую можно рассчитать с помощью уравнения Нернста по ЭДС гальвани­ческого элемента, и потенциометрическое титрование, в котором изменение активностей химических веществ в процессе титрования приводит к изменению ЭДС гальванического элемента.

Аппаратура для проведения потенциометрических титрований и для прямой потенциометрии одна и та же. В схему потенциомет­рических измерений входят индикаторный электрод и электрод сравнения, обладающий устойчивым постоянным потенциалом, а также потенциализмеряющий прибор. Индикаторные электроды приобретают потенциал раствора, в который они помещены. Разли­чают два вида индикаторных электродов: 1) электроды индиффе­рентные (не разрушаемые в ходе электролиза); 2) электроды изме­няющиеся (окисляющиеся или восстанавливающиеся во время измерений).

Роль индифферентных электродов (их иногда называют элект­родами третьего рода) заключается в том, чтобы отдавать или присоединять электроны, т.е. быть проводниками электричества. Такие электроды могут быть изготовлены из золота, полированной платины, графита и других материалов. Примерами изменяющихся электродов (иногда их называют электродами первого рода) могут быть пластины из меди, цинка и других металлов, а также хингид­ронный и водородный индикаторные электроды. Индикаторными

 

 

электродами могут быть, кроме того, ионселективные мембранные электроды для определения многочисленных катионов: Li , Rb+, Cs+, Tl+, NHJ, Na+, К+, Ag+ и др.

В качестве электродов сравнения (стандартные электроды), потенциал которых остается постоянным на протяжении измерения, чаще всего используется, например, нормальный и децинормальный каломельные электроды с потенциалами +0,282 и +0,334 В соответ­ственно, а также насыщенный хлорсеребряный электрод с потенци­алом +0,201 В.

В идеальном случае прямое потенциометрическое измерение ЭДС гальванического элемента может быть связано через уравнение Нернста с активностью определяемой частицы, либо концентраци­ей, если известны соответствующие коэффициенты активности:

RT [Окисл.]

Е = Е° + — In                        ,

nF [Восст.]

где Е° — стандартный потенциал электрода, В; R — газовая посто­янная; Т — абсолютная температура; F число Фарадея; п — чис­ло теряемых или получаемых электронов; [Окисл.], [Восст.] — рав­новесные концентрации окисленной, восстановленной форм соответ­ственно, моль/дм3.

Если подставить численные значения констант и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то для температуры 25° С получим:

0,059 [Окисл.]

Е = Е° +              1g                   .

п [Восст.]

8.3.1.     Решение типовых задач

Пример 8.6. Вычислить потенциал медного электрода, поме­щенного в раствор нитрата меди, относительно насыщенного хлор­серебряного электрода, если в 150 см3 раствора содержится 24,2 г Cu(NO3)2 • ЗН2О.

Решение. Стандартный потенциал пары Cu2+/Cu равен 0,345 В. Потенциал насыщенного хлорсеребряного электрода Е^ равен 0,201 В. Медный электрод, опущенный в раствор соли меди, является электродом первого рода, его потенциал зависит от при­роды потенциалопределяющей пары и концентрации катиона Си2+ (окисленной формы):

0,058

Е = ^*/Си + — >8 Р“г‘1-

Концентрацию иона Си2+ определяют из соотношения

C=n/V=

где т — масса соли, г; М — молярная масса соли, г/моль; V — объем, в котором растворена навеска, дм3.

A/[Cu(NO3)2 • ЗН2О] = 241,6 г/моль; V = 0,150 дм3.

 

 

Следовательно,

24 2

C(Cu2+) =                          = 0,668 моль/дм3.

241,6 • 0,15

Подставляем значение С(Сп2+) в уравнение Нернста:

0,058

Е = 0,345 +                 1g 0,668 = 0,345 — 0,0051 = 0,340 В.

2

Потенциал одного электрода относительно другого определяют как разность потенциалов этих электродов, измеренных относитель­но нормального водородного, при этом всегда от большей величины отнимают меньшую. Следовательно, ЭДС элемента, составленного из медного и насыщенного хлорсеребряного электродов,

Е= Е„ — Е = 0,340 — 0,201 = 0,139 В.
Си хс                                            ’                ’

Пример 8.7. Потенциал хингидронного электрода по отноше­нию к нормальному каломельному равен 0,170 В при 20°С. Вычис­лить pH раствора.

Решение. pH = —lg[H+]. Потенциал хингидронного элект­рода (Е*) связан с концентрацией ионов водорода в растворе или pH уравнением:

Е* = 0,699 + 0,058 lg[H+] = 0,699 — 0,058 pH.

Электродвижущая сила элемента, составленного из хингидрон­ного (Ej и каломельного (1? ) электродов, равна

Е= Е — Е = 0,170 В.

Е* = 0,282 В (находят по справочнику). Следовательно,

0,170 = 0,699 — 0,058рН — 0,282;

0,699 — 0,282 — 0,170

pH =————————————— = 4,19.

0,058

Пример 8.8. Вычислить потенциал водородного электрода, опущенного в раствор 0,05 М НСООН, на 50% оттитрованной 0,05М КОН.

Решение. Потенциал водородного электрода равен Е = = —0,058 lg[H+]. Следовательно, нужно вычислить концентрацию ионов водорода в растворе.

В результате протекания реакции:

НСООН + КОН              * НСООК + Н2О

в растворе наряду со слабым электролитом НСООН будет нахо­диться и сильный электролит НСООК. Ионы Н+ образуются при диссоциации слабого электролита; для определения их концентра­ции воспользуемся уравнением константы ионизации:

+] [НСОО’]

К=                                .

[НСООН]

 

 

К = 1,84 • 10′4 (находят по справочнику). В момент, когда кислота оттитрована на 50%, [ИСООНТ = [НСОО’]. Следовательно, [Н+] = = К = 1,84 • 10′4 моль/дм3. Потенциал водородного электрода в момент, когда раствор оттитрован на 50%, равен

Е = 0,058 Igl,84 • 10′4 = -0,217 В.

Пример 8.9. Вычислить потенциал платинового электрода, помещенного в раствор FeSO4, на 99% оттитрованного раствором КМпО4.

Решение. Потенциал платинового электрода — электрода третьего рода — определяется природой сопряженной окислительно-восстановительной пары и концентрацией ее окисленной и восстановленной форм. В данном растворе имеется пара

Fe3+ + е’ Fe2+, для которой

[Fe3+]

Е° з+л? 2+ = 0.77 В; Е = 0,77 + 0,058 1g                    .

Fe3 /Fe2                                                                ° [Fe2*]

Поскольку исходный раствор оттитрован на 99%, то [Fe3+]/[Fe2+] = = 99/1 и 100. Следовательно,

Е = 0,77 + 0,058 IglO = 0,876 В.

8.3.2.     Контрольные вопросы

1.     На чем основаны потенциометрические методы анализа?

2.     Напишите уравнение Нернста и поясните смысл входящих в него величин.

3.     В чем сущность прямой потенциометрии и потенциометри­ческого титрования?

4.     Какой электрод называется индикаторным и какой — элект­родом сравнения?

5.     Каково назначение ионселективных электродов?

6.     Какими методами определяют конечную точку потенциомет­рического титрования?

7.     В чем сущность методов некомпенсационного и компенсаци­онного титрования?

8.     Каково назначение электрода сравнения в потенциометри­ческом титровании?

9.     Как на практике измеряют pH раствора?

10.     От чего зависит величина скачка потенциометрического титрования?

11.     С какими индикаторными электродами выполняют титро­вание в методах кислотно-основного титрования, редоксиметрии и комплексообразования?

12.     Как определяют точку эквивалентности на кривой потен­циометрического титрования?

 

 

8.3.3.    Задачи для самостоятельною решения

24.   Вычислить потенциал медного электрода, помещенного в раствор, содержащий 16 г CuSO4 в 1000 см3 раствора, относительно стандартного водородного электрода.

25.   Вычислить потенциал алюминиевого электрода, помещен­ного в раствор, содержащий 27 г А1С13 в 200 см3 раствора, относи­тельно стандартного водородного электрода.

26.   Вычислить потенциал хингидронного электрода, находяще­гося в растворе кислоты с pH = 2, по отношению к стандартному водородному электроду.

27.   Чему равен потенциал водородного электрода в 0,1 М раст­воре хлороводородной (соляной) кислоты?

28.   Чему равен потенциал водородного электрода в 0,02 М растворе уксусной кислоты?

29.   Вычислить потенциал серебряного электрода, помещенного в раствор, содержащий 0,2 моль AgNO3 в 500 см3 раствора, относи­тельно децинормального хлорсеребряного электрода.

30.   Чему равен потенциал никелевого электрода, помещенного в насыщенный раствор гидроксида никеля, относительно насыщен­ного каломельного электрода?

31.   Железный электрод помещен в раствор, содержащий 20,5 г FeSO4 • 7Н2О в 100 см3 раствора. Вычислить его потенциал по отношению к нормальному каломельному электроду.

32.   Платиновый электрод помещен в раствор, содержащий 15,8 г КМпО4 и 2,23 г MnSO4 • 4Н2О в 0,5 дм3 раствора; pH = 1. Вычислить потенциал его относительно стандартного водородного электрода.

33.   На сколько милливольт изменится потенциал серебряного электрода, помещенного в 200 см3 10′2 М раствора NH4SCN, после прибавления к нему 10 см3/2 • 10’2 М раствора AgNO3?

34.   Рассчитать потенциал хингидронного электрода, находяще­гося в 0,1 Мрастворе НС1, оттитрованном 0,1 М раствором КОН на а) 50%; б) 99%; в) 100%; г) 100,1%.

35.   Рассчитать потенциал платинового электрода в растворе FeSO4, оттитрованном раствором К2СГ2О7 на а) 50%; б) 90%; в) 99%; г) 100%; д) 100,1%. Концентрация ионов водорода в растворе равна 1 моль/дм3.

36.   Рассчитать потенциал водородного электрода в 0,01 М растворе НСООН, оттитрованном 0,01 М раствором NaOH на а) 10%; б) 50%; в) 90%; г) 100%; д) 100,1%.

37.   Рассчитать потенциал водородного электрода в 0,05 М растворе NH4OH, оттитрованном 0,05 М раствором НС1 на а) 10%; б) 50%; в) 99,9%; г) 100%; д) 100,1%.

38.   Рассчитать потенциал серебряного электрода по отноше­нию к нормальному хлорсеребряному в 10′2 М растворе KI, оттит­рованном IO’2 М раствором AgNOs на а) 50%; б) 90%; в) 99,9%; г) 100%; д) 100,1%.

39.   Вычислить потенциал серебряного электрода по отноше­нию к нормальному хлорсеребряному в 10′2 М растворе КС1, оттит­рованном 10’2 М раствором AgNO3 на а) 50%; б) 90%; в) 99,9%; г) 100%; д) 100,1%.

 

 

40.    Вычислить потенциал платинового электрода по отноше­нию к стандартному водородному в 5 • 10′2 М раствора NH4VO3, оттитрованном раствором FeSO^ такой же концентрации на а) 10%; б) 50%; в) 99,9%; г) 100%; д) 100,1%.

41.    Вычислить потенциал водородного электрода в 20 см3 0,1 М раствора Н3РО4 при титровании ее 0,1 М раствором NaOH. До­бавлено титранта: а) 10 см3; б) 15 см3; в) 20 см3.

8.4.    Вольтамперометрия

Вольтамперометрия включает в себя группу электрохимичес­ких методов анализа, основанных на изучении поляризационных кривых. Эти методы — полярография и амперометрическое титро­вание — имеют множество разновидностей и модификаций, и неко­торые из них играют важную роль в практике аналитической хи­мии.

Наиболее распространена постоянно-токовая полярография. Полярографическая установка состоит из источника постоянного тока, делителя напряжения, капельного (обычно ртутного) электро­да и вспомогательного (обычно ртутного) электрода. Для измере­ния силы тока в систему подключают микроамперметр. Электроды помещены вместе с исследуемым раствором в электролизере (ячей­ка).

Наложенное на электролитическую ячейку напряжение вызы­вает поляризацию анода и катода:

Е = <р — и> + iR.
~а ~к ’

где t — сила тока, R — сопротивление раствора, и к — потенциа­лы анода и катода.

Если уменьшить сопротивление раствора, добавив сильный электролит (фон), то величина iR (падение потенциала в растворе) будет настолько малой, что ею можно пренебречь.

Потенциал анода практически остается постоянным во время электролиза, так как плотность тока мала и относительно большая поверхность анода не поляризуется. Тогда потенциал капающего поляризующего катода с небольшой поверхностью будет равен

Е = —и> .
гк

Часто в полярографических измерениях вместо слоя ртути на дне сосуда применяют неполяризующийся насыщенный каломель­ный электрод, потенциал которого принимают равным нулю.

Полярографические данные получают путем измерения тока, проходящего через электролитическую ячейку, как функции потен­циала, налагаемого на электроды. Графическую зависимость силы тока от потенциала называют полярографической волной (рис. 8.1).

В начале электролиза при небольших значениях наложенной ЭДС сила тока будет почти постоянной и лишь очень медленно возрастать. Это так называемый остаточный ток, который остается во все время электролиза. Как только будет достигнут потенциал восстановления ионов (например, для определяемых ионов цинка

 

 

Рис. 8.1. Полярограмма 1’10~3 М раство-
ра хлорида цинка в 1М растворе хлорида
калия (кривая
1) и 1 М раствора хлорида
калия (кривая
2)
L, MX#
Наложенный потенциал, В
он равен около —1,0 В), начинается разряд их на капле ртути:

Zn2+ + 2е» + Hg             > Zn(Hg).

На катоде образуется разбавленная амальгама цинка Zn(Hg), которая разлагается на ее составляющие, как только падающая капля соприкоснется с анодом:

Zn(Hg) — 2е’             > Zn2+ + Hg.
При потенциале восстановления ионов цинка сила тока резко
возрастает (кривая на рис. 8.1 круто устремляется вверх), но после
достижения определенной величины, несмотря на увеличение при-
ложенной ЭДС, она остается почти постоянной. Этот ток называет-
ся предельным или диффузионным, его величина, как правило,
пропорциональна концентрации определяемого вещества.При снятии полярограмм к исследуемому электролиту добав-
ляют какой-либо индифферентный электролит с катионами, восста-
навливающимися гораздо труднее анализируемого катиона, напри-
мер КС1, KNO3, NH^Cl, при концентрации в 100 — 1000 раз превы-
шающей концентрацию определяемого вещества. Такой электролит
называют фоном. Его создают в исследуемом растворе для увеличе-
ния электропроводности и для экранирования электрического поля
индикаторного электрода (катода). Поэтому катионы определяемо-
го вещества не притягиваются электрическим полем катода, а дви-
гаются к нему за счет диффузии.Важнейшими характеристиками полярограммы являются по-
тенциал полуволны 2? и высота полярографической волны h
(предельный диффузионный ток). Графический метод определения
потенциала полуволны показан ниже (см. пример 8.10). Потенциал
полуволны используют в качественном полярографическом анализе.
Потенциалы полуволны различных веществ, расположенные в по-
рядке возрастания их отрицательного значения, составляют так
называемый полярографический спектр (таблицы значений Е ).
тт                                                                                                                                 V2Поскольку потенциал полуволны существенно зависит от состава
раствора (среды), в полярографических таблицах всегда указыва-
ется фон.В количественном полярографическом анализе используют
один из четырех способов: метод градуировочного графика; метод

 

 

добавок; метод сравнения; расчетный метод. При работе по методу градуировочного графика снимают полярограммы ряда стандарт­ных растворов, устанавливают высоты волн (А) и строят градуиро­вочный график в координатах высота волны — концентрация. Ис­пользуя данный график по высоте волны (Лх), определяют иско­мую концентрацию (Сх).

При работе по методу сравнения измеряют высоты волн на полярограммах двух-трех стандартных растворов и определяют средний коэффициент пропорциональности:

hiKiCr, = К2С2, отсюда

Ki + К2

К2 = h2/c2, Ki = hi/C2, К =———————— .

2

Далее, измерив высоту волны исследуемого раствора и использовав вычисленный коэффициент пропорциональности, определяют С^:

Сх = hx/K.

В методе добавок измеряют высоту волны для исследуемого раствора hi, затем к нему добавляют строго определенное количест­во стандартного раствора Со и снова определяют высоту волны Аг- Концентрацию определяемого элемента С находят, решая систему Л.

уравнений:

hi = КС*,
А? = ^(.С* +

где (С + Со) — концентрация после добавления стандартного Л.

раствора; К — коэффициент пропорциональности.

Если известны коэффициенты диффузии D и характеристика капилляра, из которого вытекает ртуть (тi 2^3 * */^6), то концентрацию С определяемого элемента можно вычислить расчетным методом, Л.

используя уравнение Ильковича:

i = 607 • п • D1/2 ■ т2/3 • ?/6 • CY,
Ч                                                                      X’
где t — диффузионный ток, мкА; п — число электронов, участвую­щих в электрохимической реакции; т — масса ртути, вытекающая из капилляра за 1 с, мг; t — время образования одной капли, с; CY — Л.
концентрация, ммоль/дм3.
Амперометрическое титрование является разновидностью титриметрического анализа в котором момент эквивалентности устанавливают полярографически.
При амперометрическом титровании необходимо предваритель­но установить, при каком потенциале происходит электрохимиче­ская реакция окисления либо восстановления определяемой части­цы. Затем достаточно добавить три раза определенное количество титранта до точки эквивалентности и три раза после нее и ^зме-

 

 

рить каждый раз величину тока. По этим данным строят кривую зависимости величины тока от объема добавляемого титранта. Из точки пересечения прямых (из вершины угла) опускают перпенди­куляр на ось абсцисс, где и отмечают эквивалентный объем титран­та.

8.J.I. Решение типовых задач

Пример 8.10. По полярографическим данным для соли таллия на фоне ЭДТА определить потенциал полуволны.

Потенциал, В             0,5        0,65      0,70      0,725     0,75       0,775   0,080     0,90

Ток, мкА                       1,1        3,6        6,9        15,0       26,8       35,8     41,0       45,0

Р е ш е н и е. По приведенным данным строим график (рис. 8.2), по которому определяем Е ,, В.

1/2

После построения полярограммы проводим касательные к верхней, нижней и средней части кривой (прямые линии, проведен ­ные через две первые, две средние и две последние точки на кри­вой. Через точки пересечения этих линий проводим прямые, парал­лельные оси абсцисс. Расстояние между ними равно диффузионно­му току. Потенциал, при котором сила тока равна Л/2, является потенциалом полуволны:

Е -0,74 В.

1/Z

Пример 8.11. 0,1000 г сплава, содержащего кобальт, раствори­ли в смеси кислот и разбавили до 100 см3. Для полярографирова- ния отобрали 10 см3 исследуемого раствора, разбавили его фоном до 20 мл. Высота волны составила 35 мм.

Для построения градуировочного графика приготовили 10′3 М раствор соли кобальта, аликвотную часть которого разбавили до 20 мл тем же фоном и получили следующие данные при полярогра- фировании:

V, см3                1                     2                      3                      4                        5

h, мм                 10                   20                    30                    4б                      50

Определить массовую долю кобальта, содержащуюся в сплаве.

Решение. Строят градуировочный график зависимости высоты волны h от объема раствора соли кобальта V. По графику (рис. 8.3) определяют, что высоте волны 35 мм соответствует объем соли кобальта, равный 3,5 см3. Содержание кобальта в этом объеме равно

т = 58,9 • 10′3 • 3,5 мг.

Со

Это количество кобальта находится в 10 см3 исследуемого раствора, тогда в 100 см3 его содержится

т = 10 • 58,9 • 10’3 • 3,5 = 2,06 мг, а массовая доля кобальта в сплаве равна

т„ • 100          2,06 • 100

Ч'(Со) = -22————- =                         = 2,06%.

100                    100

 

 

1,мкЛ
Рис. 8.2. Полярограмма раствора соли таллия на фоне ЭДТА
-3

Рис. 8.S. Градуировочный график, полученный при полярографировании 10 М раствора кобальта

Рис. 8.4. График
фенилгидразином
амперометрического титрования ацетальдегида динитро-
Пример 8.12. Вычислить концентрацию кадмия в растворе, если при анализе методом добавок 15 см3 раствора, содержащего кадмий, высота полярографической волны кадмия составила 20,5 мм, а после добавления 2 см3 0,053 н. стандартного раствора хлорида кадмия высота волны увеличилась до 24,3 мм.

Решение. Воспользуемся уравнением:

С                                                            0,053

0     ..                          СМ                        0                                                               

Х ~ h2 V + Vv V ’ Х ~ 24,3                                                 2 +15           15

V V                                        20,5         .2                  2

1                              ст                    см

= 0,02 н.

Пример 8.13. При амперометрическом титровании ацетальдеги­да 2,4-динитрофенилгидразином при потенциале —1,4 В относи­

 

 

тельно ртути были получены следующие данные:

Объем титранта, см3        0,2      0,25       0,35      0,45       0,53      0,61       0,69      0,90

Ток, мкА                0         78          63         45          30         30          39         60

Найти точку эквивалентности и содержание ацетальдегида, если титр 2,4-динитрофенилгидразина по ацетальдегиду равен 5,6 • 10′6 г/см3.

Р е ш е н и е. Из построенного графика в координатах i — V (рис. 8.4) видно, что точка эквивалентности соответствует объему 0,55 см3 2,4-динитрофенилгидразина. Исходя из этого, вычисляют содержание ацетальдегида в исследуемом растворе по формуле:

т = ИТ = 0,55 • 5,6 • 10′6 = 3,08 • 10’6 г.

8.4-     2. Контрольные вопросы

1.     В чем сущность полярографического метода анализа?

2.     Какие требования предъявляют к электродам в полярогра­фии?

3.     Каковы достоинства и недостатки ртутного капающего элек­трода?

4.     Каковы достоинства и недостатки твердых электродов?

5.     Что такое вольтамперные кривые?

6.     Какой параметр вольтамперной кривой характеризует при­роду деполяризатора, его концентрацию?

7.     Как объяснить форму классической, осциллографической, переменно-токовой полярограммы?

8.     Напишите уравнение полярографической волны (уравнение Г ейровского—Ильковича).

9.     Напишите уравнение Ильковича. Как оно используется в полярографическом анализе?

10.     На чем основан качественный полярографический анализ?

11.     На чем основан количественный полярографический ана­лиз?

12.     Что такое полярографический фон и каково его назначе­ние?

13.     В чем причина аномалий на полярограммах и способы их устранения?

14.     Объясните природу предельного диффузионного тока.

15.    Какие приемы используются в полярографии для повыше­ния чувствительности и разрешающей способности метода?

16.     Объясните принципиальную схему полярографической установки.

17.     В чем особенности полярографического анализа в среде органических растворителей?

18.    В чем сущность амперометрического титрования и принцип метода?

19.     Что такое «предельный диффузионный ток»?

20.     Назовите факторы, определяющие величину диффузионно­го тока.

21.    Какая аппаратура используется в установках для амперо­метрического титрования?

 

 

22.     Какова схема установки для амперометрического титрова­ния?

23.     Какие электроды могут быть использованы в методе ампе­рометрического титрования?

24.     Расскажите об амперометрическом титровании с использо­ванием ртутного капельного электрода. В какой области потенциа­лов работает этот электрод?

25.    Опишите устройство ртутного капельного электрода.

26.    Расскажите о применении твердых электродов в амперомет­рическом титровании и их преимуществах.

27.    Опишите конструкцию твердых электродов.

28.     Что такое электроды сравнения и каковы предъявляемые к ним требования?

29.     Назовите типы кривых амперометрического титрования.

30.     Как определяют положения конечной точки титрования при амперометрическом титровании?

31.     Как выбрать потенциал индикаторного электрода в амперо­метрическом титровании? При каком потенциале следует прово­дить амперометрическое титрование?

32.     Изобразите кривые зависимости величины предельного диффузионного тока от концентрации деполяризатора и покажите, как выбирается рабочий потенциал для проведения амперометри­ческого титрования.

33.     .3. Задачи для салюстоятелъною решения

42. Построить график и определить потенциал полуволны элемента, если при полярографировании исследуемого раствора были получены следующие данные (в числителе — отрицательный потенциал, В, в знаменателе — ток, мкА).

1)       0,025/4,8; 0,05/4,9; 0,1/5; 0,15/13; 0,175/22; 0,25/32,5; 0,35/33,5; 0,5/35,5;

2)       0,05/4,9; 0,1/5; 0,15/5,05; 0,2/11; 0,25/18; 0,325/26,5; 0,4/27; 0,5/29;

3)       0,05/7; 0,1/7,5; 0,15/12,5; 0,18/25; 0,25/30; 0,30/30,8; 0,35/31,2;

4)       0,025/4,8; 0,15/5,05; 0,25/9; 0,3/18,0; 0,35/22,5; 0,45/24,8; 0,6/27,3;

5)       0,05/5,8; 0,1/6,2; 0,125/12,5; 0,145/27,5; 0,175/32,0; 0,2/32,5; 0 275/38″

6)       0,075/5; 0,15/5; 0,225/5,1; 0,25/9; 0,3/21; 0,35/22,5; 0,45/24,8; 0,575/27,3;

7)       0,475/5,15; 0,55/6,8; 0,6/7,0; 0,67/12,5; 0,71/20; 0,825/30,7; 0,875/32,5;

8)       0,2/6; 0,275/7; 0,4/12,5; 0,45/21,4; 0,482/27,5; 0,6/35,7; 0,725/39,2;

9)       0,248/2,48; 0,325/2,5; 0,375/2,51; 0,43/10,0; 0,487/22,7; 0,575/29,8; 0,675/30; 0,75/30,1;

10)    0,35/3,1; 0,45/4,3; 0,5/5; 0,55/15; 0,6/30; 0,675/34,8; 0,75/35; 0,825/35,6;

11)    0,225/13; 0,325/13,2; 0,425/14,5; 0,5/20; 0,525/25,5; 0,56/32,5; 0,6/35,6; 0,725/40;

 

 

12)   0,175/3; 0,225/3,5; 0,275/4; 0,33/12,5; 0,417/32,5; 0,475/37,2; 0,55/36,2; 0,625/40;

13)   0,025/11,5; 0,05/12; 0,08/15; 0,13/22,5; 0,20/35; 0,27/40,5; 0,35/41; 0,45/41,5.

43.   Определить, какой элемент присутствует в исследуемом растворе, если при полярографировании на ртутном капельном электроде на фоне 1 М раствора гидроксида калия был получен потенциал полуволны 1,03 В.

44.   При полярографировании на ртутном капельном электроде на фоне 1 М раствора хлороводородной кислоты получены следую­щие данные:

Отрицательный      0,01         0,05     0,08       0,09       0,1        0,11       0,14      0,19

потенциал, В

Ток, мкА                1           1,4       2            3            6           10          12,7      13,7

Построить график и определить, какой элемент присутствует в растворе.

45.   Для построения градуировочного графика при определе­нии марганца использовали 10′4 М раствора соли марганца(П), аликвотные части которого разбавляли буферным раствором до 25 см3 и полярографировали. При этом были получены следующие данные:

V, см3                  1              2                3                   4                  5                  6

h, мм                   9              16              26,5              35                41                54

Массу сплава 0,5 г, содержащую марганец, растворили в 100 см3 азотной кислоты, отобрали 5 см3 полученного раствора и разба­вили его тем же буферным раствором до 25 см3. При полярографи­ровании получили высоту волны 32,7. Рассчитать массовую долю марганца в сплаве.

46.   При построении градуировочного графика для определе­ния цинка использовали 10′4 М раствор цинка, аликвотные части которого разбавляли буферным аммиачным раствором до 25 см3 и полярографировали. При этом получены следующие данные:

V, см3                  1              2                3                   4                  5                  6

h, мм                   9              16              26,5              35                41                54

1 г сплава, содержащего цинк, растворили в 2,50 см3 смеси кислот, отобрали 5 см3 полученного раствора и разбавили его тем же бу­ферным раствором до 25 см3. При полярографировании получили высоту волны 24,7 мм. Определить массовую долю цинка в сплаве.

47.   Определить молярную концентрацию палладия в растворе, если при построении градуировочного графика были получены следующие данные:

V, см3                  2           4          6            8            12         16          20         24

h, мм                   7           13        13          25          37         42          56         63

Для построения градуировочного графика использовали раст­вор концентрацией 0,0045 моль/дм3. Высота волны при полярогра­фировании испытуемого раствора была равна 31 мм.

 

 

48.                  Построить график по следующим данным:

V, см3                 1                2                   3              4                  5                  6

Л, мм                  9                16             26,5             35                41                54

При построении данного градуировочного графика использова­ли раствор соли железа(Ш) концентрацией 10′4 моль/дм3. Опреде­лить массовую долю железа в сплаве. Навеска сплава 0,25 г; высота волны, полученная при полярографировании исследуемого раство­ра, составила 18 мм.

49.   Построить градуировочный график по следующим дан­ным:

V, см3                 1                2                   3              4                  5                  6

Л, мм                  9                16             26,5             35                4 1               54

0,2 г сплава, содержащего титан, растворили в 50 см3 азотной кис­лоты, отобрали 5 см3 полученного раствора и разбавили его тем же буферным раствором до 25 см3. При полярографировании получили высоту волны 10,8 мм. Определить массовую долю титана в сплаве.

50.   При построении градуировочного графика для определе­ния никеля использовали 10′4 М раствор никеля, аликвотные части которого разбавляли аммонийно-аммиачным буферным раствором до 25 см3 и полярографировали. При этом были получены следую­щие данные:

V, см3                 1                2                   3              4                  5                  6

Л, мм                  9                16             26,5             35                41                54

0,25 г сплава, содержащего никель, растворили в 50 см3 смеси кис­лот, отобрали 5 см3 полученного раствора и разбавили его тем же буфером до 25 см3. При полярографировании получили высоту волны 22,7 мм. Определить массовую долю никеля в сплаве.

51.   Вычислить молярную концентрацию меди в растворе, если при анализе 10 см3 исследуемого раствора методом добавок была получена волна высотой 10,5 мм, а после добавления 2 см3 стан­дартного раствора меди с концентрацией 0,05 моль/дм3 высота волны увеличилась до 24 мм.

52.   Определить молярную концентрацию палладия в растворе, если при анализе 50 см3 исследуемого раствора была получена высота волны 12,5 мм, а после добавления 2,5 см3 стандартного раствора с концентрацией 0,02 М высота волны увеличилась до 26 мм.

53.   Вычислить молярную концентрацию меди в растворе, если при анализе 20 см3 исследуемого раствора была получена волна высотой 15 мм, а после добавления 3 см3 стандартного раствора с концентрацией 0,1 М высота волны увеличилась до 17,6 мм.

54.   Вычислить молярную концентрацию алюминия в растворе, если при анализе 10 см3 исследуемого раствора была получена волна 26,5 мм, а после добавления 0,5 см3 стандартного раствора с концентрацией 7 • 10′5 г/дм3 высота волны увеличилась до 36 мм.

55.   Вычислить молярную концентрацию мышьяка в растворе, если при анализе 25 см3 исследуемого раствора была получена

 

 

волна 22 мм, а после добавления 4 см3 стандартного раствора с концентрацией 2 • 10‘4 г/дм3 высота волны увеличилась до 26,5 мм.

56.   Вычислить молярную концентрацию циркония в растворю, если при анализе 25 см3 исследуемого раствора была получена высота волны 30 мм, а после добавления 3 см3 стандартного раство­ра с концентрацией 0,06 М высота волны увеличилась до 35 мм.

57.   Определить молярную концентрацию цинка в растворе, если при анализе 25 см3 исследуемого раствора была получена волна 12 мм, а после добавления 5 см3 стандартного раствора с концентрацией 0,005 М высота волны увеличилась до 27 мм.

58.    Анализируемый раствор, содержащий никель, довели до метки в колбе вместимостью 100 см3 0,1 М раствором ацетата нат­рия. В электролизер поместили 20 см3 исследуемого раствора и с помощью 0,002 М раствора диметилглиоксима (ДМГ) провели амперометрическое титрование при потенциале 1,7 В. Построить кривую титрования, определить объем реактива в точке эквива­лентности и произвести расчет содержания никеля (в мг) в пробе по следующим данным:

Объем титранта, см3      1              1,5              2                 3                  4                  б

Ток, мкА                 37            28               20,5            18                30                41,5

При расчете учесть, что 1 моль никеля реагирует с 2 моль ДМГ.

59.   Образец стали массой 0,5000 г растворили в стакане, затем перенесли в мерную колбу вместимостью 100 см3. В электролизер поместили 25 см3 этого раствора и при потенциале —1,7 В на фоне ацетата натрия выполнили амперометрическое титрование никеля диметилглиоксимом (ДМГ) с ТХДМГ/Ni) = 2 мг/см3. Определить массовую долю никеля в стали, если при титровании получены следующие данные:

Объем титранта, см3 0,1                0,15            0,2              0,3               0,4               0,5

Ток, мкА                 37            28               20,5            18                30                41,5

ДМГ и никель реагируют в молярном соотношении 2:1.

60.   При амперометрическом титровании 10 см3 раствора цинка свежеприготовленным раствором K4Fe(CN)6 с титром по цинку 0,002445 при Е = —1,46 В получены следующие данные:

Объем титранта,        0      0,2       0,4    0,5        1,0       1,5         2            2,5           3,0

см3

Ток, мкА             60    60        60     61         61        120        176        230          285

Построить график и определить молярную концентрацию цинка в исследуемом растворе.

61.   Определить молярную концентрацию свинца, если при амперометрическом титровании 10,0 см3 рабочим раствором сульфа­та калия с концентрацией 5,34 мг/см3 при Е = 1,0 В получили следующие результаты:

Объем титранта, см3      0              0,5              1,0              1,5               2,0               2,5

Ток, мкА                 151          106             57               31                31                31

62.   Определить нормальную концентрацию свинца, если при амперометрическом титровании 10,0 см3 этого раствора с помощью

 

 

сульфата калия с титром 5,34 • 10’3 г/см3 при Е —■ 1,0 В получили следующие данные:

Объем титранта, см3      0               0,5              1,0              1,5               2,0               2,5

Ток, мкА                215           163             113             60                40                39

63.    Определить титр раствора свинца, если при амперометри­ческом титровании 10,0 см3 рабочим раствором сульфата калия с нормальной концентрацией 0,06117 моль/дм3 при Е = 1,0 В полу­чили следующие данные:

Объем титранта, см3      0               0,5              1,0              1,5               2,0               2,5

Ток, мкА                260           198             137             75                43                42

64.    Вычислить массовую долю свинца в исследуемом растворе, если при амперометрическом титровании его 10,0 см3 рабочим раствором сульфата калия с молярной концентрацией 0,1235 моль/дм3 при Е = 1,0 В были получены следующие данные:

Объем титранта, см3 0                    0,5              1,0              1,5               2,0               2,5

Ток, мкА 308                          240             172             102              42                42

65.    Построить график и определить концентрацию свинца (в мг/дм3), если при амперометрическом титровании 10,0 см3 раство­ром сульфата калия с концентрацией 5,34 г/дм3 при Е = 1,0 В получены следующие данные:

Объем титранта, см3 0                    0,5              1,0              1,5               2,0               2,5

Ток, мкА 105                          72               40               30                30                29,5

66. Для определения сурьмы
в кварце методом сравнения на
фоне смеси 0,5 М H2SO4, 0,5 М КС1 и 10′5 М метиленового синего
при £^(86) = —0,14 В нас. к. з. по двум стандартным растворам
сурьмы с концентрацией 0,1565 и 0,1205 мг/дм3 получили соответст-
венно две полярографические волны 15,4 и 12,0 см. Определить
содержание сурьмы (в мг) в 25 см3 исследуемого раствора, если
высота волны составила 12,5 см.67.    Определение мышьяка в сточной воде методом сравнения
выполняют в среде 0,04 М H2SO4, потенциал пика равен —0,97 В
нас. к.э. При полярографировании двух станд, лтных растворов
мышьяка с молярными концентрациями 0,001000 и 0,001500 получе-
ны волны высотой 25,6 и 31,5 мм. Определить молярную концент-
рацию исследуемого раствора мышьяка, если условия полярографи-
рования одинаковы, а высота волны в этом случае равна 30,0 мм.68.    Висмут в минеральном сырье определяют методом сравне-
ния в среде 1,2 М НС1 в присутствии МаНгРО4, Е^ = —0,10 В отн.
нас. к.э. При полярографировании исследуемого раствора висмута
получена высота волны 120 мм, а полярографирование в тех же
условиях двух стандартных его растворов с титрами 0,000125 и
0,000202 дало соответственно волны 85 и 153 мм. Определить кон-
центрацию висмута (в г/см3) в исследуемом растворе.69.    Содержание германия в углях определяли методом сравне-
ния в аммиачном растворе с pH = 8,3; Е^ = —1,3 В нас. к.э. При
полярографировании исследуемого раствора была получена волна

 

 

17,5 см. В этих же условиях полярографировали стандартные раст­воры германия с концентрацией 0,001105 и 0,001421 моль/дм3, которым соответствовали волны высотой 13,2 и 20,0 см. Какова молярная концентрация германия в неизвестном растворе?

8.5. Кондуктометрический метод

Кондуктометрический метод анализа основан на измерении электропроводности растворов. Электропроводностью (W) называ­ют величину, обратную сопротивлению (Я); ее размерность Ом’1.

W= 1/R.

Электропроводность раствора зависит от числа ионов в единице объема раствора, т.е. от концентрации С, от подвижности этих ионов — V.

На основании известных из физики и физической химии соот­ношений

CVS
w= к               ,

Z

где Z расстояние между электродами, см; S площадь электро­дов; К — коэффициент пропорциональности.

Для конкретной пары электродов при неизменном расстоянии между ними S/Z является постоянной величиной. Тогда

S

W= ЮСУ, где К = К-.

Z

При расчетах в кондуктометрии используют понятие «удель­ная электропроводность (ае)»; это электропроводность раствора, заключенного между плоскими электродами площадью 1 см2 каж­дый, находящихся друг от друга на расстоянии 1 см.

Z

ае = W — (Ом’1 • см’1).

S

В расчетах удобно пользоваться эквивалентной электропровод­ностью (А), которая равна:

А = ае/п,

где п — число молей эквивалента в 1 см3 раствора.

Эквивалентная электропроводность А^ при бесконечном разбавле­нии равна сумме подвижностей катиона U и аниона V.

Отношение эквивалентной электропроводности раствора слабо­го электролита к эквивалентной электропроводности этого электро­лита при бесконечном разбавлении равна степени диссоциации а этого электролита:

а = А/А .
‘ 00

 

 

8.5.1.     Решение типовых задач
Пример 8.14. Сопротивление 0,5 М раствора K2SO4 в ячейке с электродами площадью 1,35 см2 и расстоянием между ними 0,45 см равно 4,86 Ом. Определить эквивалентную электропроводность раствора.

Решение. Электропроводность раствора равна

1/R = W = 1 : 4,86 = 0,206 Ом’1.

Находим удельную электропроводность раствора:
Z 0,206 • 0,45

аг = W- =———————- = 0,0682 Ом’1 • см’1.

S 1,36

Фактор эквивалентности K2SO4 равен 1/2; следовательно, данный 0,5 М раствор является нормальным (1/2 K2SO4) = 10’3 моль/см3 и А = ае/п = 0,0682/1 • 10’3 = 68,2 Ом’1 • моль’1 • см2.

Пример 8.15. Определить массовую долю уксусной кислоты в растворе, если его удельная электропроводность равна 0,75 Ом’1 • • см’1, а зависимость между концентрацией уксусной кислоты в воде и удельной электропроводностью представлена в следующем виде:

С„„ „ппи, моль/дм3                  0,167           0,833         1,666

ае, Ом’1 • см’1                 3,50             1,46           0,90

2,500

0,64

3,333

0,47

Решение. Строим графическую зависимость концентра­ция — удельная электропроводность (рис. 8.5). По графику нахо­дим концентрацию уксусной кислоты: 2 моль/дм3. По таблице справочника определяем, что данной концентрации соответствует 11,7% кислоты.

Пример 8.16. При кондуктометрическом титровании сульфата калия 1,2 М раствором ацетата бария найдена следующая зависи­мость между электропроводностью W раствора и количеством до­бавленного титранта V:

Объем титранта, см3 0,5               1                  2                3                  4                      5

W, Ом’1                  4,00              3,21         1,85           1,15             2,50              3,56

Построить график и определить количество сульфата калия (моль).

Решение. Строим графическую зависимость электропро­водности от объема введенного раствора Ва(СНзСОО)2 (рис. 8.6). По данным графика находим эквивалентный объем ацетата бария, равный 2,75 см3. Следовательно, в исследуемом растворе содержит­ся 2,75 • 1,2 = 3,3 ммоль сульфата калия.

Пример 8.17. Удельная электропроводность 0,0109 М раствора аммиака равна 1,02 • 10’4 Ом’1 • см’1. Определить константу диссо­циации.

Решение. Определяем эквивалентную электропроводность раствора:

1,02 • 10’4 • 103

А =———————————- = 9,38 Ом’1 • моль’1 • см2.

0,0109

 

 

Рис. 8.5. График зависимости удельной электропроводности от концентрации уксусной кислоты
Рис. 8.6. Кондуктометрическое титрование сульфата калия раствором ацетата бария

По справочным данным находим значения подвижностей ионов NHJ и ОН» (см. Приложение II, табл. 5) и рассчитываем эквивалент­ную электропроводность при бесконечном разбавлении:

= 76 + 205 = 281 Ом»1 • моль»1 • см2 (при 25° С). Рассчитываем степень диссоциации: а — 9,38/281 = 0,0334. Отсюда константа диссоциации равна

а2С (0,0334)2 • 0,0109

К =———— =—————————— = 1,26 • 10″5.

1 — а 1 — 0,0334

8.5.2.     Контрольные вопросы

1.     В чем сущность кондуктометрического метода анализа?

2.     Каким образом происходит перенос электричества в раство­рах?

3.      Какая зависимость существует между электропроводностью и сопротивлением среды?

4.     Что такое удельное сопротивление?

5.     Что такое удельная электропроводность?

6.      Какая зависимость существует между электропроводностью и удельной электропроводностью?

7.     Какая зависимость существует между удельным сопротивле­нием и удельной электропроводностью раствора?

8.     Что такое эквивалентная или молярная электропроводность и как она связана с удельной электропроводностью?

9.     Как рассчитать эквивалентную электропроводность при бесконечном разбавлении?

10.     Как рассчитать степень диссоциации слабого электролита по известной эквивалентной электропроводности раствора данной концентра’’,ии?

11.     Вычислить эквивалентную электропроводность при беско­нечном разбавлении следующих электролитов: 1) Н2О; 2)

 

 

K4Fe(CN)6; 3) (NII4)3Fe(CN)6; 4) PbCrO4: 5) FeBr3; 6) Ba3(PO4)2; 7) Agl; 8) CaCl2; 9) Sr(NO3)2; 10) Zn(C104)2; 11) MgCO3; 12) NaIO3. Температура растворов 25° С.

12.     В чем сущность кондуктометрического титрования?

13.     Каковы достоинства и недостатки кондуктометрического метода анализа?

14.     Можно ли применять кондуктометрию в автоматическом контроле различных химических производств?

15.     В чем сущность высокочастотного титрования?

8.5.3.     Задачи для салюстпоятелъного решения

70.     Для различных концентраций NaOH в воде получили следующие эквивалентные электропроводности растворов:

С, моль/дм3                     0,05           0,1              0,2               0,3               0,5

А, Ом’1 • моль’1 •        см2 219                      213             206              203              197

Построить график зависимости удельной электропроводности от молярной концентрации и определить массовую долю NaOH в рас­творе, если его удельная электропроводность 0,045 Ом’1 • см’1.

71.     Для водного раствора КС1 нашли следующие зависимости удельной электропроводности от массовой доли растворов:

Массовая доля, %                 5                10               15                20                25

ае. Ом’1 • см’1                      0,092         0,180          0,260           0,336           0,402

Построить график и определить титр раствора КС1, если удельная электропроводность его равна 0,220 Ом’1 • см’1. Плотность раствора равна 1.

72.     По приведенным ниже данным построить график зависи­мости сопротивления от концентрации раствора KI в спирте и определить молярную концентрацию этого раствора, если сопротив­ление его равно 2,5 Ом.

Титр, г/см3 2,08 • 10′3                4,16 • 10′3       7,12 • 10′3         9,64 • 10′3         13,4 • Ю’3

Л, Ом                7,20              3,64                    2,15                 1,59                  1,16

73.     При измерении электропроводности раствора СаС12 в воде для различных содержаний его были получены следующие данные:

Массовая доля-СаС12, %            0,5             2,5              5                  7,5               10

ае, Ом’1 • см’1                      7,00           2,92            1,80             1,28             0,94

Построить график и найти нормальную концентрацию раствора СаС12, если его удельная электропроводность 2,00 Ом’1 • см’1.

74.     Для ряда стандартных растворов уксусной кислоты получе­ны следующие значения удельной электропроводности:

С, моль/дм3                     0,083         0,42            0,83             1,25             1,67

ае, Ом’1 • см’1                      1,75           0,73            0,45             0,32             0,24

Построить график и найти титр кислоты, если удельная электро­проводность равна 1,00 Ом’1 • см’1.

75.     Найти сопротивление раствора азотной кислоты (в Ом), если площадь электродов равна 11,2 см2, расстояние между элект­родами 0,65 см, удельная электропроводность 0,15 Ом’1 • см’1.

 

 

76.     Каким должно быть расстояние между электродами диа­метром 1,5 см, если напряжение на электродах 2,5 В и сила тока, протекающего через 5 • 10′4 М раствор хлорида натрия при 20°С, равно 2,5 мА?

77.     Определить площадь квадратного электрода, если расстоя­ние между электродами 0,3 см, а сопротивление 0,05 М раствора хлорида калия 5 Ом.

78.     Чему равна сила тока, протекающего через раствор серной кислоты с массовой долей 10%, если площадь электродов 2,5 см2, расстояние между электродами 1 см, напряжение на электродах 0,5 В, удельная электропроводность 0,15 Ом’1 • см’1?

79.     Определить удельную электропроводность раствора суль­фата калия, если его сопротивление 2,5 Ом, площадь электродов 5 см2, расстояние между ними 0,75 см.

80.     Через раствор нитрата серебра, содержащего 3 • 10′4 г/дм3, пропускали ток напряжением 0,55 В и силой 5 мА, расстояние между электродами 1,8 см; площадь электродов 1,64 см2. Какова эквивалентная электропроводность данного раствора?

81.     Найти сопротивление 0,5 М раствора хлорида калия, если площадь электродов 1,25 см2, расстояние между ними 0,65 см, экви­валентная электропроводность КС1 86,3 Ом’1 • см2 • моль’1.

82.     При титровании 50 см3 раствора уксусной кислоты 1 М раствором гидроксида калия были получены следующие данные:

ЦКОН), см3                   4,0      4,5    5           5,5         6          6,5          7,5           8,5

W, Ом’1                      37,5    34,0  31,1      28,5       26,6     26,4        27,5         26,0

Определить титр раствора уксусной кислоты.

83.     При титровании 25 см3 азотной кислоты 10%-ным раство­ром гидроксида натрия были получены следующие результаты:

V(NaOH), см3                  1,6           3,0          4,6            7,8          10,0         16,7

ае • Ом’1, см’1                     1,6           1,28        0,93          0,82        1,19         1,48

Найти молярную концентрацию азотной кислоты.

84.     Определить эквивалентную электропроводность раствора хлороводородной кислоты с массовой долей 10%, если была получе­на следующая зависимость:

С(НС1), моль/дм3                1              2                  4          6             8              10

ае, Ом’1 • см’1                     8,72         10,81      13,00        14,32      13,4         10,85

85.     Рассчитать удельное сопротивление раствора серной кисло­ты с титром 0,245 г/см3, если была получена следующая зависи­мость удельной электропроводности от концентрации раствора:

0(1/2 H2SO4), моль/дм3 2                               4                 6                    8              10

ае, Ом’1 • см’1                     7,90         10,55           12,40            13,40            12,51

86.     Рассчитать эквивалентную электропроводность 20%-ного раствора КС1, если была получена следующая зависимость удель­ной электропроводности от концентрации раствора:

С(КС1), моль/дм3 2 4 6 8 10
ае, Ом’1 • см’1 5,60 8,18 9,81 9,91 8,40

 

87.     Чему равно удельное сопротивление 4,2 М раствора MgSO41 если между концентрацией и удельной электропроводностью найде­на следующая зависимость:

C(l/2MgSO4), моль/дм3             1              2              4                6             8              10

ае, Ом’1 • см’1                     1,35         2,31         3,45           3,82        3,65         3,13

88.    При кондуктометрическом титровании сульфата натрия 0,1 М раствором ацетата бария были получены следующие данные:

Объем титранта, см3             0,5           1              2                3                  4         5

W, Ом’1                       4,0           3,21         1,85           1,15        2,50         3,56

Построить график и определить количество моль эквивалентов Na2SO4.

89.     При кондуктометрическом титровании 2,5 см3 ацетата кальция 1,5 н. раствором оксалата натрия получены следующие данные:

V(Na2SO4), см3                  0,5           1              2                3,5          4              5

W, Ом1                       2,51         2,50         2,49           3,18        3,75         5,10

Построить график и определить титр Са(СНзСОО)2.

90.     При кондуктометрическом титровании 0,05 М раствора Na2SO< 0,8 М раствором Ва(ОН)2 получили следующие зависимос­ти:

ЦВа(ОН)2), см3                     1          2              3                4             5              6

W, Ом*1                     2,51         2,50         2,49           3,18        3,75         5,10

Построить график и определить объем раствора сульфата натрия, взятый для анализа.

91.    При кондуктометрическом титровании 100 см3 уксусной кислоты 1 М раствором гидроксида натрия получили следующие зависимости электропроводности от концентрации раствора:

ЦНС1), см3                  0,5           1       1,5        2         3,5               4         5

W, Ом’1                       2,65     2,25      1,92      1,85    3,18        3,75         5,10

Построить график и определить степень диссоциации уксусной кислоты, если К — 1,8 • 10′5.

дис

92.    При кондуктометрическом титровании 50 см3 смеси хлоро­водородной и уксусной кислоты 1 М раствором аммиака получены следующие результаты:

HNHiOH), см3       0,5      1          2      3           3,5        4         4,5          5              6

W, Ом’1             4,00    3,21  1,85    1,00      1,22      1,48    1,50        1,51         1,50

По графику найти две точки эквивалентности, соответствующие дв^м изгибам кривой, и определить соотношение кислот в смеси 93. Определить удельную электропроводность 0,01 М раствора НЮ3, если К кислоты равна 0,16.

94.     Определить степень диссоциации 6,25 • 10′2 М раствора

этиламина C2H5NH3OH; подвижность иона C2HsNHt равна 58,6, а эквивалентная электропроводность этого раствора — 20,99 Ом’1 • • моль-экв’1 • см2.

95. Определить константу диссоциации гидроксида аммония, если эквивалентная электропроводность 8,2 • 10′3 М раствора NH4OH равна 12,43 Ом’1 • моль’1 • см2.

96. Константа диссоциации NH4OH равна 1,7 • 10′5. Опреде­лить удельную электропроводность 0,0205 М раствора.

97. Определить степень диссоциации 0,1 М раствора НЮз, если удельная электропроводность этого раствора 4,02 Ом’1 • см’1.

Глава 9

СПЕКТРОСКОПИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА

Спектроскопические методы анализа основаны на измерении интенсивности электромагнитного излучения, которое испускается анализируемым веществом (эмиссионный спектральный анализ) либо поглощается им. В последнем случае методы анализа называ­ют абсорбционными. Они получили широкое распространение в различных областях науки и техники. Классификация этих методов приводится в учебниках, указанных в списке литературы.

9.1.     Фотометрический анализ

Фотометрический анализ — это группа методов аналитической химии, основанных на измерении поглощения электромагнитного излучения в видимой и ближней ультрафиолетовой области спектра растворами анализируемых веществ. Понижение интенсивности монохроматического излучения зависит от концентрации поглоща­ющего вещества и толщины слоя раствора. Эта зависимость выра­жается законом Бугера (основной закон светопоглощения)*:

А = едС/,                                                          (9.1)

где А — оптическая плотность раствора (поглощение, или абсорб­ция); сд — коэффициент молярного поглощения; С — концентрация раствора, моль/дм3; I — толщина слоя раствора, см.

Оптическая плотность раствора — это безразмерная величина, определяемая из соотношения:

где 10 — интенсивность потока излучения, падающего на раствор; I — интенсивность потока излучения, прошедшего через раствор.
* Правомерность наименования основного закона светопоглощения законом Бугера обоснована в учебнике А.Т. Пилипенко и И.В. Пятницкого (см. список литературы).

 

 

Коэффициент молярного поглощения равен оптической плотности 1 М раствора окрашенного комплекса, помещенного в кювету с толщиной слоя 1 см. Величина зависит от длины волны проходящего света, температуры раствора и природы окрашенного комплекса и не зависит от толщины поглощающего слоя и концент­рации растворенного вещества. Коэффициент молярного поглоще­ния является индивидуальной характеристикой комплекса и опре­деляет чувствительность фотометрической реакции. Его значения могут варьировать в пределах 102 — 105 в зависимости от природы комплекса.

Наряду с оптической плотностью (поглощением) для характе­ристики ослабления измерения при прохождении через анализи­руемое вещество используют величину пропускания (7).

Т= 1/10,

тогда

Io           1

А = 1g — = 1g — = — IgT.

I             T

Расчеты концентраций растворов на основе фотометрических измерений основаны на применении закона Бугера. Основные прие­мы фотометрического анализа детально изложены в учебниках и монографиях.

9.1.1.     Решение типовых задач

Пример 9.1. Светопропускание исследуемого раствора равно 80%. Вычислить оптическую плотность этого раствора.

Решение. Вычисление проводится по формуле:

A = -lgT = -lg0,8 = 0,097.

Пример 9.2. Коэффициент молярного поглощения КМпО< при длине волны 546 нм равен 2420. Оптическая плотность исследуемо­го раствора в кювете толщиной слоя 2 см равна 0,80. Чему равен ДКМпО^/Мп), г/см3?

Решение. Из уравнения (9.1) можно вычислить молярную концентрацию:

0,8

С(КМпО4) =               :— =1,65 • 10′4 моль/дм3;

2420 • 2

C(KMnO4)-Af(Mn)
ДКМпО4/Мп) =———————————- =

100

1,65’10’4-55
=                            = 9,08-Ю’6 г/см3,

1000

где С(КМпО4) — молярная концентрация раствора; Л7(Мп) — мо­лярная масса марганца.

Пример 9.3. Рассчитать минимально определяемую массу (в мг) железа(Ш) по реакции с сульфосалициловой кислотой в аммиачной 126

 

 

среде при использовании кюветы с толщиной слоя I = 5 см; объем
окрашенного раствора V равен 5 см3; коэффициент молярного
поглощения равен 4000; минимальная оптическая плотность, изме-
ряемая прибором, составляет 0,01.Решение. Минимально определяемую концентрацию С
можно определить из уравненияАС =
мин

подставив в него данные из условия
0,011

el

задачи:

• 10’7 моль/дм3.

мин 4000 • 5

Минимальную навеску определяют по уравнению т = пМ, где тп —
масса вещества, г; М — молярная масса данного вещества, г/моль;
п — число молей вещества; п = CV, отсюда

т (Fe3+) = 55,85 • 5 • 10*7 • 5 • КГ3 = 1,396 • 10′7 =
мин’ ‘

= 1,396 • 10-4 мг.

Пример 9.4. Навеску стали 0,2500 г растворили в смеси кислот.
Раствор разбавили в мерной колбе вместимостью 100 см3. К 25 см3
полученного раствора добавили для определения титана пероксид
водорода, фосфорную кислоту, разбавили до 50 см3. Оптическая
плотность полученного желтого раствора равна 0,220. К другой
порции 25 см3 добавили раствор, содержащий 0,20 мг титана и
обработали аналогично первому раствору. Оптическая плотность
этого раствора оказалась равной 0,500. Чему равна массовая доля
титана в стали?

Решений. В данном случае для определения массы титана
использован метод добавок. В соответствии с основным законом
светопоглощения можно записать два уравнения:

Л = fCY/; Л(Х + С ) =                           + С )1.

X X ‘ см7 ‘ X см7

Поскольку с и I не изменяются при измерениях первого и
второго растворов, можно определить (7 (фактически это будет
Л.

число, показывающее, сколько миллиграммов титана содержится в
анализируемой пробе):

0,220                   СХ

——- =                           ; с — 0,1571 мг.

0,500 CY + 0,20 х

Поскольку для анализа взята аликвотная часть, равная 1/4 от
всей пробы, содержание титана равно

m(Ti) = 0,1571 • 4 = 0,629 мг.

 

 

Массовую долго титана можно определить из пропорций:

0,2500 ■ 103 — 100%                      0 б29 . 100

. =——————- = 0,25%.

0,629               W^.                  11           250,0

’                               Ti                                     ’

Пример 9.5. Для определения никеля в катализаторе гидриро­вания жиров навеску катализатора, равную 0,215 г, растворили, довели до метки в мерной колбе вместимостью 200 см3. К 10 см3 этого раствора добавили тартрата калия-натрия, аммиак, персуль­фат аммония, диметилглиоксим, подогрели в течение 5 минут, охладили. По градуировочному графику определили, что в анали­зируемом растворе содержится 2,1 мг никеля. Определить массовую долю никеля в катализаторе.

Р ешеви е. По результатам измерений найдено, что в 1/20 части пробы содержится 2,1 мг никеля. Следовательно, во всей пробе содержание никеля равно

тп… = 20 • 2,1 = 42 мг.

N1                   ’

Массовую долю никеля можно определить из пропорции:

215 мг — 1 00%                        42 . wo

№… =                     = 19,53%.

42 мг- W                                         215

N1

9.1.2.      Контрольные вопросы

1.    Охарактеризуйте коэффициент пропускания Т и оптическую плотность А и взаимосвязь между ними.

2.   Приведите математическое выражение основного закона светопоглощения. Физический смысл коэффициента молярного светопоглощения.

3.               В чем смысл аддитивности оптической плотности?

4.   Какие факторы могут привести к нарушению линейной зависимости оптической плотности от концентрации?

5.   В каких единицах можно представить графическое выраже­ние спектра поглощения?

6.               Дайте характеристику полосы поглощения в спектре.

7.   Как выбрать длину волны (светофильтра) при анализе по светопоглощен ию?

8.    При каких значениях Т и А обеспечивается минимальная погрешность измерения?

9.   Какой интервал значений А рекомендуется для работы на фотоэлектроколориметрах?

10.     Как выбрать концентрацию при анализе по светопоглоще- нию?

11.     Приведите примеры использования в фотометрическом анализе реакций комплексообразования для получения окрашен­ных веществ.

12.   Приведите примеры использования в фотометрическом анализе для тех же целей реакций окисления-восстановления, 128

 

 

образования малорастворимых соединений, синтеза и разрушения органических соединений.

13.  Как выбрать длину волны при анализе по светопоглоще- иию, если в спектре поглощения имеется несколько максимумов?

14.  В чем сущность метода сравнения в фотометрическом (спектрофотометрическом) анализе?

15.  В чем сущность метода стандартных добавок в фотометри­ческом анализе и особенности метода?

16.   В чем сущность метода градуировочного графика в фото­метрическом анализе?

17.   Расскажите о применении уравнения градуировочного графика, параметры которого вычисляются по методу наименьших квадратов.

18.  В чем особенности метода дифференциальной фотометрии в фотометрическом анализе метода?

19.  В чем особенности метода фотометрического (спектрофото­метрического) титрования?

20.  В чем сущность фотометрического определения смеси окра­шенных веществ без их разделения?

21.  Приведите примеры фотометрических определений веществ по их собственному светопоглощению.

22.   Назовите основные узлы приборов, применяемых для ана­лиза по светопоглощению; их назначение.

23.  Охарактеризуйте особенности спектрофотометрии в ультра­фиолетовой области спектра.

24.  В чем сущность и назначение нулевых растворов и раство­ров сравнения?

25.  В чем особенность фотометрического определения железа в присутствии никеля, хрома и марганца и двух красителей без пред­варительного их разделения?

9.1.3.    Задачи для самостоятельного решения

1.    Рассчитать пределы измерения оптических плотностей раст­воров, если пределы измерений поглощения света составляют от 4 до 88%.

2.    Выразить оптическую плотность в процентах пропускания: а) 0,054; б) 0,801; в) 0,521.

3.    Переведите данные измерения пропускания в оптические плотности: а) 22,2%; б) 52,5%; в) 79,8%.

4.    Пропускание раствора KMnOi с концентрацией 5 мкг/см3, измеренное в кювете с I — 2 см при 520 нм, равно 0,400. Рассчитай­те молярный коэффициент поглощения КМПО4.

5.    Пропускание раствора с концентрацией вещества 3,2 мг А1 в 100 см3, измеренное при 480 нм в кювете с I = 2 см, равно 34,6%. Рассчитайте молярный коэффициент поглощения этого вещества.

6.    Коэффициент молярного поглощения комплекса Fe(SCN)2+ при 580 нм равен 6 • 103. Рассчитайте оптическую плотность 3 • • 10′5 моль/дм3 раствора комплекса, измеренную при 580 нм в кюйете с I = 2,0 см.

7.    К аликвотной части 25,0 см3 раствора, содержащего 4,5 мкг/см3 железа(Ш), добавили избыток KSCN и разбавили его до

 

 

конечного объема 50 см3. Какова оптическая плотность полученного раствора, измеренная при 570 нм в кювете с I = 2 см. Коэффициент молярного поглощения роданидного комплекса железа равен 5,5 • • 103.

8. В каких единицах выражается коэффициент молярного поглощения, если концентрация выражена в мкг/см3?

9. Коэффициент молярного поглощения комплекса бериллия с ацетилацетоном в CHCI3 при А = 290 нм равен 30000. Какое мини­мальное содержание бериллия (в %) можно определить в навеске 1 г, растворенной в 50 см3 в кювете с I = 5 см, если минимальное значение оптической плотности, которое с удовлетворительной точ­ностью можно измерить на ФЭК-М, равно 0,02?

В окрашенном соединении соотношение бериллия и ацетилаце- тона равно 1 : 1.

10. При фотометрировании раствора сульфосалицилатного комплекса железа получили относительную оптическую плотность 0,200. Раствор сравнения содержал 0,0500 мг Fe в 50 см3, толщина кюветы I = 5 см. Определить концентрацию железа в растворе, если коэффициент молярного поглощения комплекса в этих условиях составляет 2500.

11. Навеску стали 1,2 г растворили в кислоте и разбавили раствор водой до 50 см3. Из 5 см3 этого раствора после соответству­ющей обработки было получено 100 см3 окрашенного раствора. Оптическая плотность этого раствора оказалась равной 0,12. Из стандартного раствора, содержащего 0,1124 г Н2МОО4 • 2Н2О в 100 см3 раствора, были отобраны указанные ниже объемы и после обра­ботки фенил гидразином и разбавлении до 100 см3 получены следу­ющие оптические плотности:

Отобранные объемы, см3           2                 4                 6                  8                  10

Оптическая плотность             0,05            0,11            0,16             0,2 1            0,25

Вычислить массовую долю молибдена в стали (в %).

12. Для определения меди в сплаве из навески 0,300 г после растворения и обработки аммиаком было получено 250 см3 окра­шенного раствора, оптическая плотность которого в кювете с тол­щиной слоя 1 см была 0,250. Определить массовую долю меди в сплаве (в %); коэффициент молярного поглощения аммиаката меди равен 400.

13. Вычислить коэффициент молярного поглощения комплекса меди, если оптическая плотность раствора, содержащего 0,40 мг меди в 250 см3, при толщине слоя кюветы I = 1 см равна 0,150.

14. Коэффициент молярного поглощения комплекса железа с сульфосалициловой кислотой при А = 416 нм равен 4500. Опреде­лить, какую навеску Ее2(8О4)з • 9Н2О надо растворить в 50 см3, чтобы из 5 см3 этого раствора после соответствующей обработки и разбавления до 25 см3 был получен окрашенный раствор, оптичес­кая плотность которого в кювете с толщиной слоя I = 1 см была бы равна 1,2.

15. Коэффициент молярного поглощения окрашенного комп­лекса никеля с а-бензоилдиоксимом при А = 406 нм равен 12500.

 

 

Какую минимальную концентрацию никеля (в мг/см3) можно опре­делить фотометрически в кювете с I = 0,5 см, если минимальная оптическая плотность, регистрируемая прибором, равна и 0,02?

16.   Вычислить коэффициент молярного поглощения комплекса меди (состав комплекса 1:1), если оптическая плотность раствора, содержащего 0,50 мг меди в 250 см3, при толщине поглощающего слоя I = 1 см равна 0,150.

17.   Из навески цветного сплава 0,350 г после растворения и обработки аммиаком было получено 250 см3 окрашенного раствора, оптическая плотность которого в кювете I = 1 см была равна 0,200. Определить массовую долю меди (в %), если коэффициент моляр­ного поглощения аммиаката меди равен 450.

18.   Навеску стали 0,2500 г растворили в смеси кислот, переве­ли в мерную кОлбу вместимостью 100 см3, разбавили до метки водой, перемешали. К 25 см3 полученного раствора добавили для определения титана пероксид водорода, фосфорную кислоту, разба­вили водой до объема 50 см3. Оптическая плотность полученного раствора равна 0,220. Другую порцию раствора 25 см^, содержащую 0,20 мг титана, обработали аналогично первому. Оптическая плот­ность этого раствора оказалась равной 0,500. Чему равна массовая доля титана в сплаве?

19.   При фотоколориметрическом определении Fe методом сравнения оптическая плотность стандартного раствора, содержа­щего 0,175 мг Fe3+, равна 0,248. Какова массовая доля железа в руде, если навеску ее, равную 0,200 г, растворили в 100 см3; для анализа отобрали 0,5 см3 раствора, оптическая плотность получен­ного раствора после добавления всех реактивов равна 0,200?

20.   Коэффициент молярного поглощения комплексного соеди­нения алюминия с ализарином е равен 1,6 • 104 при А = 485. Ка­кую кювету следует выбрать для фотометрирования, чтобы опти­ческая плотность раствора была не менее 0,3 при содержании алю­миния 10’5 моль/дм3 в фотометрируемом растворе?

21.   Вычислить коэффициент молярного поглощения меди с 2,2-дихинолином при А = 546 нм, если оптическая плотность 2 • • 10′5 М раствора этого соединения в кювете с / = 5 см равна 0,252?

22.   Коэффициент молярного поглощения свинца с дитизоном при А = 485 нм равен 6,8 • 104. Чему равна оптическая плотность раствора, содержащего 3 мкг РЬОг в 5 см3 при измерении в 1-сан- тиметровой кювете?

23.   Для фотометрического определения молибдена в минерале с дитиолом приготовлен стандартный раствор молибдата аммония растворением 0,1000 г его в 500 см3. Аликвотные части раствора (V) после обработки реактивом и доведении объема до 50 см3 отфото- метрированы. Данные измерения приведены:

V, см3                       0,5                          1                     1,5                      2,0

А                          0,231                  0,465                  0,690                  0,940

Определить содержание МоО3 в минерале, если для анализа взята навеска 0,2400 г, растворена в 100 см3. К аликвотной части ее, равной 10 см3, прибавлен тот же реактив, объем доведен до 50 см3. Оптическая плотность такого раствора будет равна 0,510.

 

 

24.   Для определения в сточной воде суммарного содержания тяжелых металлов (свинец, медь, кадмий и т.д.) их извлекают из воды в виде дитизонатных комплексов четыреххлористым углеро­дом, далее, после удаления избытка дитизона, обрабатывают солью Hg11 для перевода в дитизонат ртути, который фотометрируют. Оптическая плотность дитизоната ртути, полученного обработкой 500 см3 воды, равна 0,110 при А = 485 нм. 500 см3 стандартного раствора, содержащего 2 см3 С<1(КОз)2 • 4Н2О с Т = 0,00001542 г/см3, провели через все стадии анализа аналогично исследуемому раствору. Оптическая плотность его оказалась равной 0,280. Каково суммарное содержание тяжелых металлов в сточной воде (в ммоль/дм3)?

25.   Для определения в сточной воде висмута (в мг/дм3) пробу ее 10 см3 поместили в мерную колбу вместимостью 50 см3, подкис­лили разбавленной азотной кислотой, прибавили раствор висмутола-1 (реагент на висмут), довели до метки водой. Оптическая плотность полученного раствора при А = 440 нм в кювете с I = 2 см оказалась равной 0,150. Оптическая плотность стандартного раствора, полученного обработкой 1 см3 10′4 М раствора Ш(КОз)з • 5Н2О в аналогичных условиях, равна 0,200. Каково содержание висмута в воде? Не превышает ли оно ПДК, равную 0,5 мг/дм3?

26.   Для построения градуировочного графика с целью опреде­ления ионов NOg в воде использовали стандартный раствор KNO3 с ДКРЮз/ГЮз) = 0,01 мг/см3. Пробы в интервале 0,1 — 0,8 см3 обра­ботали необходимыми реактивами, прибавили 0,1%-ный раствор хромотроповой кислоты, довели до объема 10 см3 концентрирован­ной серной кислотой и измеряли оптическую плотность в трехсан­тиметровой кювете. Результаты измерений представлены ниже (V — объем стандартного раствора):

V, см3                           0,1             0,2            0,4               0,6                0,8

Оптическая плотность            0,100        0,202           0,318            0,603           0,802

2,5 см3 анализируемой воды провели через все стадии анализа, как и стандартный раствор; оптическая плотность этого раствора оказа­лась равной 0,550. Определить содержание ионов NOg в анализиру­емой воде (мг/дм3), во сколько раз концентрация ионов NOj ниже ПДК, которая равна 10 мг/дм3?

27.   Из 1 см3 раствора ZnCl2 с T(ZnCl2/Zn) = 1 мкг/см3 цинк проэкстрагировали 10 см3 четыреххлористого углерода. Оптическая плотность экстракта при 535 нм равна 0,408 в 3-сантиметровой кювете. К другой порции раствора ZnCl2, также равной 1 см3, при­бавили 10 см3 пробы анализируемой воды, проделали все операции. Оптическая плотность экстракта оказалась равной 0,624. Опреде­лить содержание цинка в воде (в мг/дм3). Соответствует ли данная вода санитарной норме по цинку? ПДК(гп) = 1 мг/дм3.

28.   Для определения содержания ацетона в сточной воде ис­пользуют реакцию конденсации его с фурфуролом; в результате этой реакции образуется соединение, окрашенное в кислой среде в 132

 

 

фиолетово-красный цвет, максимум поглощения которого прихо­дится на 520 — 540 нм. Для анализа отобрали 200 см3 воды, отогна­ли из нее 2/3 объема, отгон разбавили в мерной колбе вмести­мостью 250 см3. Для анализа отобрали 2,5 см3 пробы. По градуиро­вочному графику нашли, что в аликвоте содержится 2,5 мкг ацето­на. Определить содержание ацетона в воде (в мг/дм3).

29.    ПДК для фенола (PhOH) в природной воде равна 0,001 мг/дм3. Для определения фенолов в воде производства формальдегидных смол 100 см3 воды разбавили до 500 см3, пропустили через колонку с активированным углем для удаления примесей, мешающих определению; далее фенолы проэкстрагйровали в кислой среде, к экстракту прибавили 4- аминоантипирин, с которым фенолы при pH = 10,00 Образуют окрашенные соединения с максимумом поглощения при А = 460 нм. Оптическая плотность исследуемого раствора равна 0,160. Стандартный раствор приготовлен разбавлением 1 см3 раствора с ДРЬОН) = 1 мкг/см3 в мерной колбе вместимостью 500 см3. Оптическая плотность стандартного раствора, проведенного через все стадии анализа, оказалась равной 0,175. Какова концентрация фенола в сточной воде? Можно ли ее выпустить в естественный водоем?

9.2.     Атомно-абсорбционная спектроскопия

Атомно-абсорбционный метод анализа основан на поглощении электромагнитного излучения определенной частоты атомами определяемого элемента, находящегося в газовой фазе. Электромаг­нитное излучение, используемое в атомно-абсорбционном анализе, получают при помощи специальных ламп; катод этих ламп выпол­нен из металла, концентрацию которого необходимо определить. Таким образом достигается избирательность анализа.

Чем больше концентрация определяемого элемента в атомиза­торе (зона пламени горелки, электроатомизатор и др.), тем интен­сивнее поглощение характеристичного излучения, проходящего через плазму.

Таким образом, ослабление излучения пропорционально кон­центрации определяемого элемента. Результат анализа рассчитыва­ют, используя зависимость величины атомного поглощения (А ) от

Л.’ концентрации определяемого элемента (С ). Эта зависимость опи-

А сывается основным законом светопоглощения

А)

Ах = 1g — = кС„1,
Л.              т            Л.

где Av абсорбция поглощающего слоя плазмы; к — атомный Л.

коэффициент абсорбции; / — толщина поглощающего слоя плазмы; Iq интенсивность исходного излучения; I — интенсивность ослаб­ленного излучения.

Для определения концентрации элементов атомно-

 

 

I
Рис. 9.1. Градуировочный график для определения концентрации ^методом стандартных добавок^

абсорбционным методом используют три способа: метод сравнения, метод градуировочного графика и метод добавок.

1.    Сущность метода сравнения состоит в том, что при одном режиме работы атомно-абсорбционного спектрофотометра измеряют величины атомного поглощения стандартного (Я ) и анализируе­мого (Л^) Раств°ров и далее рассчитывают концентрацию опреде­ляемого элемента по формуле:

Конечный результат рассчитывают с учетом величины навесци анализируемой пробы и ее дальнейшего разбавления. Важным условием метода является близость химического состава исследуе­мого и стандартного растворов.

2.    Широкое применение в практике находит и метод градуиро­вочного графика. Готовят 5 — 7 стандартных растворов определяе­мого элемента и измеряют их атомные поглощения. Строят градуи­ровочный график в координатах А — С. Одновременно измеряют поглощение анализируемого раствора (Лу) и по градуировочному Л/

графику методом интерполяции находят концентрацию определя­емого раствора (С^).

3.    Для уменьшения влияния примесей при определении эле­ментов широко используют «метод стандартных добавок». Сущ­ность его состоит в использовании в качестве растворов сравнения самих анализируемых проб. Пусть в анализируемом растворе кон­центрация определяемого элемента С„. При подготовке пробы в Л.

анализу отбирают четыре одинаковые порции раствора в мерные колбы одинаковой вместимости. К трем из них прибавляют различ­ные объемы’ стандартного раствора определяемого элемента и дово­дят дистиллированной водой до метки. В результате получают четыре пробы с концентрациями: С’ Cv + Сц Cv + Cz; Cv + Сз, причем добавки стандартного раствора должны находиться в пре­делах « 1/2 С’, « CY или 2 CY. Для каждого из полученных раст- Л.                    Л.           л.

воров измеряют атомное поглощение и строят градуировочный

 

 

график в координатах I — С. Точка пересечения прямой с осью абсцисс дает величину Cv, т.е. концентрацию определяемого эле- Л.

мента в анализируемой пробе (рис. 9.1).

Возможен также аналитический путь расчета концентрации С’ Л.

по любой из точек:

А                     —А

ЛХ + Ci X

Преимущество метода добавок заключается в том, что часто удается компенсировать влияние физических и инструментальных помех.

9.2.1. Решение типовых задач

Пример 9.6. При определении магния методом сравнения взя­ли навеску сплава массой 0,1 г, растворили ее в смеси кислот и перенесли в мерную колбу вместимостью 200 см3. Для анализа взяли 10 мл раствора в мерную колбу вместимостью 100 мл. Атом­ное поглощение этого раствора составило 35 единиц шкалы прибо­ра при 285,2 нм. Стандартный раствор магния с концентрацией 1 мкг Mg в 1 см3 характеризуется поглощением в 40 делений шка­лы. Определить массовую долю магния в сплаве.

Р е ш е н и е. В методе сравнения используют формулу (9.2).

равна 1,0 мкг Hg в 1 см3; А^ = 35 ед.; А^ = 40 ед. С учетом разбавления пробы тх в 200 см3 раствора равна:

35                 100

mv = 1 • — • 200 •                = 1750 мкг Mg в 200 см3.

Х 40                               10

Массовая доля магния в сплаве равна:

1750 • 10′6 • 100

УУ(М6) =——————————— = 1,75%.

ОД

Пример 9.2. При определении марганца в алюминии атомно­абсорбционным способом был построен градуировочный график по следующим данным:

Концентрация стандартных 0,5                           1,0                      1,5                      2,0

растворов Мп, мкг/см3

Атомное поглощение Мп 12                               25                       37                       49

при 279,5 нм (число делений)

Навеска анализируемого образца массой 0,2 г растворена в смеси кислот и перенесена в мерную колбу вместимостью 100 мл. Атомное поглощение этого раствора составляет 23 деления шкалы. Опреде­лить массовую долю марганца в алюминии (в %).

Решение. Согласно данным задачи, строим градуировоч­ный график в координатах С — А . По графику, методом интер-

 

 

Рис. 9.2. Градуировочный график для определения марганца атомно-абсорбционным способом
Рис. 9.3. Градуировочный график для определения магния ^методом стандартных добавок^
полиции по величине Av находим С — получаем — Cv = 0,925 мкг Л.                         Л.                                Л.

Мп в 1 см3 (рис. 9.2). Массовая доля марганца в алюминии равна

0,925 • 100 • Ю’в • 100

ММп) =——————————————— = 0,0462%.

0,2

Пример 9.8. При определении магния «методом стандартных добавок» в две мерные колбы вместимостью 50 см3 прилили по 20 см3 анализируемого раствора и в одну из них — 5 см3 стандартного раствора магния с концентрацией 4 мкг Mg в см3, после чего объе­мы растворов в мерных колбах довели до метки дистиллированной водой.

Атомное поглощение этих растворов при 285,2 нм оказалось равным 15 и 23 ед. соответственно. Определить концентрацию магния в анализируемом растворе (в мг/дм3) расчетным и градуи­ровочным способами.

Решение. 1) Расчет

А = 15; A = 23; С = 20 мкг;

X                   X + ст ’ ст

15

CY = 20 •                     = 37,5 мкг (в 20 см3);

х 23-15

CY • 10’3 • 1000                  37,5 • 10′3 • 103

m(Mg) =——————————— =——————————— = 1,075 мг/дм3.

20                                        20

2) По градуировочному графику.

Строим график в координатах: С — А (рис. 9.3). По графику определяем Сх, равное 37,5 мкг Mg в 20 см3. Тогда 37,5 • 10′3 • 103 m(Mg) =————————————————————— = 1,875 мг/дм3.

20

 

 

1.    2.2. Контрольные вопросы

1.    В чем сущность атомно-абсорбционного анализа?

2.    Какие физические процессы происходят в атомизаторе?

3.    Каким уравнением описывается поглощение атомной плаз­мы?

4.    Какие приборы используются в атомно-абсорбциОнном ана­лизе?

5.    Из каких основных узлов состоит атомно-абсорбционный спектрофотометр?

6.    В каком виде получают аналитический сигнал в атомно­абсорбционном методе?

7.    Каким требованиям должен удовлетворять источник света?

8.    Какова роль лампы с полым катодом?

9.    Какие области спектра исследуются в атомно-абсорбционном методе?

10.   От каких факторов зависит чувствительность атомно-аб­сорбционного метода?

11.   Какими методами определяют концентрации растворов в атомно-абсорбционном анализе?

12.   Назовите область применения метода атомно-абсорбцион­ной спектроскопии.

13.   Назовите недостатки и достоинства метода атомно-абсорб­ционной спектроскопии.

14.    В чем сущность метода графитовой кюветы?

2.    2.3. Задачи для самостоятельного решения

30.   При определении цинка в чистом алюминии методом срав­нения взяли навеску алюминия массой 1,0 г, растворили в кислоте и перенесли в мерную колбу вместимостью 100 см3. Атомное погло­щение этого раствора при 213,9 нм составляет 6,0 делений на шкале прибора. Стандартный раствор цинка с концентрацией 0,6 мкг Zn в 1 см3 дает показание по шкале 11,5 деления. Определить массовую долю цинка в алюминии.

31.   При определении магния методом сравнения взяли навеску сплава массой 0,3 г, растворили в смеси кислот и перенесли в мер­ную колбу вместимостью 250 см3. Перед измерением атомного по­глощения магния 5 см3 пробы разбавили до 200 см3. Интенсивность поглощения этого раствора при 285,2 нм составила 42 единицы шкалы.

Поглощение стандартного раствора магния с концентрацией 1,5 мкг Mg в 1 см3 составляет 55 делений шкалы.. Определить мас­совую долю магния в пробе.

32.   При определении марганца в сплаве методом сравнения навеску сплава массой 0,2 г растворили в смеси кислот и перенесли в мерную колбу вместимостью 500 см3. Интенсивность атомного поглощения этого раствора при 279,5 нм равна 20 делениям шкалы. Атомное поглощение стандартного раствора марганца с концентра­цией 6 мкг Мп в 1 см3 составляет 30 делений. Определить массовую долю марганца в сплаве.

33.    При определении свинца в биологическом объекте методом

 

 

сравнения взяли 100 см3 пробы, разбавили ее в 5 раз и отобрали для анализа 25 см3 этого раствора. Свинец экстрагировали метил- пентилкетоном (10 см3) в форме диэтилдитиокарбамата. В качестве раствора сравнения использовали 10 см3 стандартного раствора свинца с концентрацией 0,4 мкг РЬ в 1 см3. Экстракцию свинца выполняли аналогично. Атомное поглощение экстрактов анализиру­емого и стандартного растворов при 283,3 нм равно 0,240 и 0,320. Определить концентрацию свинца (в мг/дм3) в анализируемом растворе.

34.   При определении меди в электролите методом сравнения анализируемый раствор разбавили в 100 раз. Атомное поглощение этого раствора при 324,8 нм составляет 24 ед. шкалы прибора. Стандартный раствор с концентрацией 100 мкг Си в 1 см3 имеет поглощение 32 ед. Определить концентрацию меди в электролите (в г/дм3).

35.   При определёнии олова в бронзе методом сравнения наве­ску бронзы массой 0,25 г растворили в смеси кислот и перенесли в мерную колбу вместимостью 100 см3. Атомное поглощение при 286,3 нм этого раствора и стандартного с концентрацией 1 мг Sn в 1 см3 оказалось равным 6,5 и 9,0 ед. шкалы соответственно. Определить массовую долю олова в бронзе.

36.   При определении цинка в алюминии атомно-абсорбцион­ным способом был построен градуировочный график по следующим данным:

Концентрация стандартно- 0,3                          0,5                      0,8                      1,0

го раствора Zn, мкг/см3

Атомное поглощение              7,5                     11,5                    16,33                  21,5

цинка при 213,9 нм (число делений шкалы)

Навеску анализируемого образца массой 0,5 г растворили в смеси кислот и перенесли в мерную колбу вместимостью 50 см3. Атомное поглощение этого раствора составляет 15 делений шкалы. Определить массовую долю цинка в образце.

37.   Для определения магния методом градуировочного графи­ка получены следующие данные:

Концентрация стандартного                              0,5                      1,0                      1,5

раствора Mg, мкг/см3

Атомное поглощение при 285,2 нм                    19,5                    36                       55

(число делений шкалы)

Навеску сплава массой 0,1 г растворили в смеси кислот и пере­несли в мерную колбу вместимостью 200 см3. Перед анализом раст­вор разбавили в 20 раз. При этом атомное поглощение оказалось равным 30 делениям шкалы. Определить массовую долю магния в сплаве.

38.   Навеску сплава массой 0,25 г растворили в смеси кислот SINO3 + H2SO4), перенесли в мерную колбу вместимостью 500 см3, нтенсивность атомного поглощения марганца при 279,5 нм равна 25 делениям шкалы. Определить массовую долю марганца в сплаве методом градуировочного графика. Для построения графика была

 

 

приготовлена серия стандартных растворов с концентрацией 2,0; 4,0; 6,0; 8,0 и 10,0 мкг Мп в 1 см3. Для них была измерена интен­сивность атомного поглощения: 10; 20; 30; 40 и 50 делений шкалы.

39.    При определении свинца в сплаве использовали метод градуировочного графика, построенного по следующим данным:

Концентрация стандартно- 2                               4                 6              8                     10

го раствора РЬ, мкг/см3

Атомное поглощение                   0,160         0,320          0,480            0,640           0,800

при 283,3 нм

Навеску сплава массой 0,5 г растворили в смеси кислот (H2SO4 + НС1) и перенесли в мерную колбу вместимостью 250 см3. Перед анализом раствор разбавили в 20 раз. Атомное поглощение этого раствора равно 0,500. Определить массовую долю свинца в сплаве.

40.    При определении палладия в электролите использовали метод градуировочного графика. Перед анализом электролит разба­вили в 100 раз. Атомное поглощение этого раствора при 244,79 нм равно 0,440. Определить концентрацию палладия в электролите (в г/дм3). Для построения градуировочного графика была приготовле­на серия стандартных растворов с концентрацией 5, 10, 15, 20 и 25 мкг Pd в 1 см3. Атомное поглощение этих растворов составляет 0,165, 0,340, 0,500, 0,680 и 0,920 соответственно.

41.    При определении содержания свинца в биологическом объекте использовали «метод стандартных добавок». Для анализа взяли по 50 см3 исследуемого раствора и перенесли в две делитель­ные воронки. В одну из них прибавили 0,5 см3 стандартного раст­вора свинца с концентрацией 60 мг/дм3. Свинец экстрагировали в органическую фазу его и содержание в ней определяли атомно­абсорбционным методом по линии поглощения при 283,3 нм. Опре­делить концентрацию свинца в анализируемом объекте (в мг/дм3), если поглощение экстракта свинца в анализируемом растворе и в растворе с добавкой стандартного раствора равно 0,300 и 0,620 соответственно.

42.    При определении магния «методом стандартных добавок» в две мерные колбы вместимостью 25 см3 прилили по 10 см3 анализи­руемого раствора и в одну из колб — 10 см3 стандартного раствора магния с концентрацией 1 мкг Mg в см3, после чего объемы раство­ров в мерных колбах довели до метки дистиллированной водой. Атомное поглощение этих растворов при 285,1 нм составляет 20 и 38 единиц соответственно. Определить концентрацию магния в анализируемом растворе (в мг/дм3).

43.    При определении цинка 1 методом стандартных добавок» в каждую из четырех мерных колб вместимостью 50 см3 прилили по 20 см3 анализируемого раствора и во вторую, третью и четвертую — соответственно 2,0; 4,0 и 6,0 см3 стандартного раствора с концентра­цией 0,5 мкг Zn в 1 см3. Объемы растворов в мерных колбах довели до метки дистиллированной водой. Атомное поглощение этих раст­воров при 213,0 нм равно 12,16; 20 и 24 ед. соответственно. Опреде­лить концентрацию цинка в анализируемом растворе (в мг/дм3) графическим способом.

 

 

44.    При определении железа в сточной воде использовали «метод стандартных добавок», для чего в две мерные колбы вмес­тимостью 25 см3 прилили 20 см3 сточной воды и в одну из них — 2 см3 стандартного раствора железа с концентрацией 0,5 мкг/fM3. Объемы растворов в обеих мерных колбах довели до метки дистил­лированно^ водой. Атомное поглощение этих растворов при 248,32 нм равно 25 и 15 ед. соответственно. Определить концентрацию железа в сточной воде в мг/дм3.

9.3.      Эмиссионная фотометрия пламени

Метод эмиссионной фотометрии пламени основан на излуче­нии энергии возбужденными атомами анализируемого вещества. Интенсивность испускания (эмиссии) излучения (f) пропорциональ­на концентрации определяемого элемента.

Способы определения концентрации элементов методом пла­менной фотометрии аналогичны методам атомной абсорбции: метод сравнения, метод градуировочного графика и метод добавок (рас­четный и графический). Решение задач аналогично приведенным выше (см. разд. 9.2.1).

1.    3.1. Контрольные вопросы

1.    В чем состоит принцип метода пламенной фотометрии?

2.    В чем соЛоят особенности метода фотометрии пламени?

3.    Назовите области применения метода.

4.    Каково агрегатное состояние пробы?

5.    Дайте характеристику пламени как источника возбуждения атомов.

6.    Из каких основных частей состоит пламенный фотометр?

7.    Каково назначение светофильтров в пламенном фотометре?

8.    Объясните принцип возникновения спектров.

9.    Какими методами выполняют измерение концентраций в пламенной фотометрии?

10.   Какие приборы используются для пламенного фотометри­ческого анализа?

11.   На какой зависимости аналитического сигнала от концент­рации основан метод пламенной фотометрии?

12.   От каких факторов зависит величина аналитического сиг­нала в фотометрии пламени?

13.   Какие химические элементы можно определять методом фотометрии пламени?

14.    В каком виде получают аналитический сигнал в методе пламенной фотометрии?

15.   Какими преимуществами обладает метод фотометрии пла­мени по сравнению с химическими методами?

16.    Что такое потенциал ионизации?

17.    Каково назначение фотоэлемента в пламенном фотометре?

 

 

2.    3.2. Задачи для самостоятельною решения

45.     Для определения натрия в сточных водах был применен метод сравнения. Интенсивность стандартного раствора натрия с концентрацией 5 мг/дм3 равна 20 условным единицам. Анализиру­емый раствор имел интенсивность 30 усл. ед. Определить концент­рацию натрия в сточной воде в мг/дм3.

46.     Для определения кальция в воздухе цементного завода была отобрана проба воздуха объемом 100 дм3. Воздух пропущен через кислотную ловушку. В результате получен анализируемый раствор объемом 500 см3. Для определения кальция использовали метод сравнения. Интенсивность излучения стандартного раствора кальция с концентрацией 50 мг/дм3 составило 16 ед. Интенсивность излучения анализируемого раствора оказалась равной 35 ед. Опре­делить концентрацию кальция в мг на 1 дм3 воздуха.

47.     Для определения натрия в сточной воде содового произ­водства взяли пробу 500 см3, далее ее упарили до 100 см3 и опреде­лили натрий методом сравнения. Интенсивность стандартного раст­вора натрия с концентрацией 10 мг/дм3 была равна 25 ед. по шкале прибора. Интенсивность анализируемого раствора оказалась равной 10 единицам. Определить концентрацию натрия в сточной воде в мг/дм3.

48.     Навеску силиката массой 0,2000 г растворили в смеси H2SO4 и HF, раствор выпарили, остаток обработали хлороводород­ной кислотой и перенесли в мерную колбу вместимостью 200 см3. Определение натрия в пробе проводили методом градуировочного графика. Перед измерением анализируемые растворы разбавляли в 2 раза. Данные фотометрирования приведены ниже:

Стандартные растворы Анализируемые растворы
Параметры 12                   3          4 1               2 3                 4
CNa. мг/дм3 2,5       5,0      7,5        10
I 10        20       30        40 41             60 22               36
Построить градуировочный график в координатах I — С и опре­делить массовую долю натрия в силикатах.

49.     Навеску цеолита 0,5000 г сплавили с содой в платиновом тигле, растворили в НО (1 : 3) и перенесли в мерную колбу вмести­мостью 200 см3. Кальций определяли методом градуировочного графика. Данные фотометрирования приведены ниже:

Стандартные растворы
Анализируемые растворы
Параметры           1

С_ , мг/дм3          10

I                      12

2           3          4      5

20       30        40     50

25       34        43     50

1         2           3            4            5

15        20         40          55

Построить градуировочный график и определить массовую долю кальция в пробах.

50.       Для определения кальция в цеолитах навеску цеолита 0,500 г сплавили с содой в платиновом тигле, растворили в НС1 (1:3) и перенесли в мерную колбу вместимостью 250 мл. Кальций оирсдметодом градуировочного графика. Данные фотометри-

 

 

рования приведены ниже:
Стандартные растворы
Параметры 1 2 3 4 5
С , мг/дм3 25 50 62,5 10v 125
I 9 16 21 34 41
Анализируемые растворы
1            2       3           4               530          42         24         13        20
Построить градуировочный график и определить массовую долго кальция в пробах.

51.      Для определения лития в образце пробу массой 0,1000 г растворили и перенесли в мерную колбу вместимостью 200 см3. Для определения концентрации использовали метод сравнения. Интен­сивности стандартного раствора лития с концентрацией 5 мг/дм3 и анализируемого раствора оказались равными 15 и 20 условным единицам. Определить массовую долю лития в пробе.

52.      При определении натрия в силикатах методом добавок навеску силиката 0,2000 г перевели в раствор и довели его объем до 100 см3. В 3 мерные колбы вместимостью 25 см3 помещали по 10 см3 анализируемого раствора и, соответственно, во вторую и третью по 0,125 и 0,250 мг натрия в форме стандартного раствора. Объемы растворов в мерных колбах довели до метки дистиллированной водой и фотометрировали. Получены данные: = 36;                                                      +             =

= 54;             + ст(2) = 68. Построить график и рассчитать массовые

доли натрия в силикате.

53.      При определении калия в стекле навеску стекла 0,5000 г растворили и перенесли в мерную колбу вместимостью 250 см3. Калий определяли методом добавок. В две мерные колбы вмести­мостью 25 см3 поместили: в первую 20 см3 анализируемого раствора, во вторую — 20 см3 анализируемого раствора и 0,5 мг калия в фор­ме стандартного раствора. Уровень растворов в мерных колбах довели до метки дистиллированной водой. Интенсивности получен­ных растворов оказались равными 28 и 46 усл. ед. Построить гра­фик и определить массовую долю калия в стекле; решить задачу

расчетным путем.
9.4.      Эмиссионный атомный спектральный анализ

Эмиссионные методы требуют воздействия на анализируемое вещество высокой температуры или, чаще, температуры и электри­ческого поля (дугового или искрового разряда). При этом происхо­дят испарение и диссоциация исследуемого вещества на атомы и ионы.

Атомы или ионы могут находиться в нормальном и возбужден­ном состояниях. В нормальном состоянии атомы (ионы) обладают минимальной энергией Ео. В этом состоянии они не излучают. Под влиянием указанных выше воздействий происходит переход валент­ных электронов с нормального уровня на один из более высоких уровней,А), Ег, . . . , Е.

По истечении « 10~8 с возбужденный атом возвращается в нормальное или какое-либо промежуточное возбужденное состоя- 142

 

 

ние. Освобождаемая при этом энергия △£ = Е2излучается в виде кванта света hv:

he

ДЕ = Е2 — Е{ — — = hv,

А

где Е2, Е[ — энергия исследуемого и возбужденного состояний; h постоянная Планка; с — скорость света; А — длина волны излуче­ния; v частота излучения.

Число энергетических переходов определяется строением элек­тронных уровней каждого элемента. Каждому переходу соответству­ет определенная линия в спектре излучения.

По числу и положению линий в спектрах излучения определя­ют, какие элементы входят в состав анализируемого вещества, т.е. проводят качественный спектральный анализ.

Сравнивая интенсивность спектральных линий эталонов с интенсивностями тех же линий анализируемого вещества, определя­ют содержание элемента, т.е. выполняют количественный спект­ральный анализ.

Интенсивность спектральных линий I зависит от концентрации элемента в пробе (С).

I = аС? или lg/ = Iga 4- Mgc (формула Ломакина), где а и b — константы.

Почернение (5) на фотопластинке, используемой для фотогра­фирования спектра, соответствующее спектральной линии, выра­жается формулой:

где Zq интенсивность света, направленного на спектральную ли­нию, или интенсивность света, проходящего через фон пластинки; 1 — интенсивность света, прошедшего через спектральную линию на фотопластинке; п и п0 — соответствующие показания гальваномет­ра, связанного с фотоэлементом.

Для определения концентрации элемента в пробе применяют метод градуировочной кривой (метод трех эталонов) или метод фотометрического интерполирования.

9.4-1- Решение типовых задач

Пример 9.9. Вычислить длину волны резонансной линии атома натрия, если энергия возбуждения, резонансного уровня равна 2,1 эВ.

Решение. Длина указанной волны вычисляется из соотно­шения:

А = he/ДЕ,

где h постоянная Планка; с — скорость света в вакууме; ДЕ — разность энергий основного и возбужденного состояний, эВ.

h 4,1354 • 10′15 эВ/с; с = 2,9979 • 108 м/с или 2,9979 • 1017 нм/с.

 

 

Рис. 9.4. Градуировочный график для определения марганца в стали методом трех эталонов
Рис. 9.5. Градуировочный график для определения марганца спектральным методом

Поэтому

4,1354 • 10’15 ■ 2,9979 • 1017

he/АЕ = А =—————————————————- = 587,2 нм.

2,1

Пример 9.10. В спектре пробы между линиями железа Ai = = 304,26 нм и Аг = 304,508 нм имеется еще одна линия. Вычислить длину волны этой линии Ах, если на экране спектропроектора она удалена от первой линии железа на 1,5 мм, а от второй — на 2,5 мм.

Решение. Вычисляем Ах, воспользовавшись соотношением:
4-Аг — А,
Ах = Ai —                                                             I*,

где — расстояние от первой линии железа до неизвестной линии;

I — расстояние между известными линиями железа.

Подставив данные задачи, получаем:

1,5

А = 304,266 + (304,508 — 304,266) • — = 304,357 нм.

х                                                                          4,0

Пример 9.11. Определить массовую долю марганца (в %) в стали, если при фотометрировании спектрограммы получены следу­ющие данные:

Эталон 1 2 3
С. — % Мп 1,20 0,94 0,48
△5 0;47 0,39 0,17
Анализируемый образец имеет Д5Х = 0,30.

 

 

Решение. В методе трех эталонов используется зависи­мость почернения спектральной линии от логарифма концентрации определяемого элемента. Эта зависимость близка к линейной. Лога- ?»ифм концентрации равен: 1-й эталон (1,20%) — 0,08; 2-й эталон 0,94%) — 0,03; 3-й эталон (0,48%) — 0,32. По этим данным [△£ = = /(1g С1)] строим градуировочный график и по значению Д5Х = = 0,30 находим логарифм концентрации, равный —0,12. По таб­лицам находим численное значение массовой доли марганца в стали, равное 0,76% (рис. 9.4).

Пример 9.12. При анализе стали на содержание марганца мето­дом трех эталонов на микрофотометре МФ-2 измерено почернение (S) линий гомологической пары в спектрах эталонов и анализируе­мого образца. Определить массовую долю марганца (в %) в стали по следующим значениям почернений (5) линий гомологической пары:

Эталон 1 2 3
СМп’ % 0,33 0,89 3,03
‘бСМп -0,48 -0,05 0,48
5Fe 1,33 1,24 1,14
SMn 0,95 1,06 1,20
Р е ш е н и е. По показаниям измерительной шкалы микрофо-
тометра находим для трех эталонов:
△S = (SMn — SFe); = 0,95 — 1,33 = -0,38;

△S2 = 1,06 — 1,24 = -0,18;                   = 1,20 — 1,14 = 0,06.

Для анализируемого образца

△Sx = 0,96 — 1,08 = -0,12.

По приведенным данным строим градуировочный график (рис. 9.5) и по нему определяем lg^Mn = 0,10; СМп = 1,26%.

9.4.2. Контрольные вопросы

1.    Чем объясняется линейчатый характер атомных спектров.

2.    Какова природа спектров излучения?

3.    Назовите достоинства и недостатки следующих средств возбуждения: пламени, электрической дуги, конденсированной искры.

4.    Назовите достоинства и недостатки призм, изготовленных из стекла и кварца.

5.    Методы качественного спектрального анализа (приборы).

6.    На чем основан количественный спектральный анализ?-

7.     Оптическая схема спектрографа ИСП-28.

8.     Напишите уравнение Ломакина и охарактеризуйте входящие в него величины.

9.    В чем сущность методов: трех эталонов, постоянного графи­ка одного эталона?

 

 

10.      Что такое характеристическая кривая фотопластинки?

11.      Принципиальная схема и принцип работы МФ-2.

12.      Что называется гомологической парой линий?

13.      Что называется почернением фотопластинки?

14.     Качественный спектральный анализ с помощью планшетов спектральных линий и по последним линиям.

15.     Назовите основные узлы спектральных приборов и их наз­начение.

16.      Какие электронные переходы называются резонансными?

17.     Дайте сравнительную характеристику призмы и дифрак­ционной решетки.

9.4-3. Задачи для салюстоятелъною решения

54. Определить массовую долю (в %) хрома в стали, если при
фотометрировании спектрограммы эталонного образца стали полу-
чены данные:
Эталон 1 2 3
ССг’% 0,50 1,40 1,98
△5 0,051 0,42 0,67
Анализируемый образец: Д5Х = 0,20.
55. Определить массовую долю никеля в стали, если при фото-
метрировании получены следующие данные:
Эталон 1 2 3
cNi.% 0,48 1,25 4,10
$Ni 0,05 0,25 0,82
^Fe 0,25 0,17 0,25
Анализируемый образец: S = 0,70;                    =

’ ’ Fe

= 0,35.
56. Определить массовую долю хрома в стали, если при фото-
метрировании получены следующие данные:
Эталон 1 2 3
ССг 1,82 3,85 10,20
5Сг 0,08 0,102 0,120
^Fe 0,058 0,07 0,04
Анализируемый образец: S„ СГ = 0,102;

’      ’ Fe

= 0,055.
57. Определить массовую долю (%) марганца в алюминии, если
при фотометрировании получены следующие данные:
Эталон 1 2 3
СМп’% 0*22 0,78 1,15
5Мп 0,23 0,50 0,58
5А1 0,38 0,40 0,38
Анализируемый образец: SMn = 0,41; SA1 ’ ’ Al = 0,30.
58. Определить содержание кремния в алюминиевом сплаве,

 

 

если при фотометрировании получены следующие данные:
Эталон

V

1                         2 3

3,79

0,60                    1,55
5Si 0,17                   0,179 0,185
5А1 0,160                  0,189 0,179
Анализируемый образец: 5$. = 0,18;               = 0,179.

59. Определить массовую долю вольфрама в стали,

если при
фотометрировании получены следующие данные: Эталон  1                                                  2 3
0,70                    1,21 2,05
0,36                    0,41 0,50
^Fe 0,45                    0,39 0,40
Анализируемый образец: = 0,48; S?e = 0,47.

60. Определить массовую долю ниобия в стали, если при фото-

метрировании получены следующие данные: Эталон     1     2 3
0,10                    0,87 2,43
5Nb 0,192                   1,03 1,30
0,590                  0,61 0,59
Анализируемый образец: SNb = 1,16; 3?е = 0,59.
61. Определить длину волны резонансной линии в атомных спектрах элементов по энергии возбуждения резонансного уровня.
Элемент К Li Си Be
Энергия возбужде­ 1,6 1,9 2,8 5,3
ния, эВ
62.     Рассчитать почернение спектральной линии на фотоплас­тинке, если при измерении интенсивности света, прошедшего через данную линию, показание микроамперметра равно 45 ед. деления, а показание для света, прошедшего через фон пластинки, 95 деле­ниям.

63.    Расстояние между двумя спектральными линиями железа- 307,57 нм и 308,37 нм равно 10,5 мм. Расстояние от первой линии до линии определяемого элемента (в сторону второй линии) равно 8,4 мм. Рассчитать длину волны линии этого элемента.

64.    Потенциал возбуждения для 4р-уровня атома кальция равен 2,95 эВ. Определить длину волны спектральной линии, соот­ветствующей переходу с 4р-уровня на 45-уровень основного состоя­ния.

 

 

Глава 10

КИНЕТИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА

В кинетических (каталиметрических) методах анализа (КМА) измерение концентрации анализируемого вещества (катализатора или ингибитора) выполняется по скорости каталитической реак­ции, зависящей от концентрации катализатора. При постоянных концентрациях реагирующих веществ для расчетов в КМА используется уравнение:

dx/ dr = К Ст, где dx/ dr — скорость реакции; С — определяемая концентрация катализатора; т — время; К — константа скорости.

Скорость реакции можно контролировать по изменению раз­личных экспериментально измеряемых физико-химических свойств, связанных линейной зависимостью с концентрацией продукта реак­ции: оптической плотности раствора, показателя преломления, электропроводности, силы диффузионного тока, высоты полярогра­фической волны люминесценции, потенциала определяемого элект­рода и т.д. Например, при измерении оптической плотности раство­ра (А) приведенные выше уравнения принимают вид:

А = КСт.

Для измерения концентрации определяемых веществ в катали- метрии используют следующие методы:

1.   «Метод тангенсов» — определение концентрации по тангенсу угла наклона прямой т — /{С).

2.    Метод фиксированного времени — определение концентра­ции по глубине протекания реакции за определенный промежуток времени.

3.   Метод фиксированной концентрации — определение кон­центрации по времени, необходимому для достижения заданного значения концентрации одного из реагирующих веществ. Градуиро­вочный график строят в координатах 1/т = XQ-

4.   «Метод непосредственного дифференцирования» — опреде­ление концентрации по скорости реакции, которую проводят в двух реакторах при одинаковых условиях и одной и той же концентра­ции катализатора, но со сдвигом во времени (Дт), что при спектро­фотометрических наблюдениях обусловливает разность оптических плотностей раствора в реакторах (ДА), пропорциональную концент­рации катализатора С. Градуировочный график строят в координа­тах ДА — С.

 

 

10.1.     Решение типовых задач
Пример 10.1. Иодид-ионы катализируют реакцию окисления роданид-ионов ионами Fe . Количественное определение выполня­ют по измерению оптической плотности раствора во времени, «ме­тодом тангенсов».

Для растворов с известной концентрацией иодид-ионов полу­чены следующие значения тангенса угла наклона прямой IgX = = Лг):

Ср, моль/дм3                      О 1 • 10‘7                   3 • 10‘7         6 • 10‘7       9 • Ю’7

tga                             0,020         0,05         0,110           0,200             0,290

Для трех проб анализируемого раствора в аналогичных усло­виях были получены следующие значения тангенса угла наклона прямой Igyl = Лг): 0,135; 0,142; 0,143. Вычислить концентрацию иодид-ионов в анализируемом растворе.

Решение. Для анализируемого раствора находим среднее из трех значений tga.

0,135 + 0,142 + 0,143

(tg<*)CD =————————————— = 0Д40.

ср                             3

По данным для стандартных растворов иодидов строим гра­дуировочный график зависимости tga от концентрации иодид­ионов (рис. 10.1). Для анализируемого раствора с неизвестной концентрацией иодид-ионов по tga = 0,140 из графика находим концентрацию иодид-ионов: Ц- = 4 • 10’7 моль/дм3.

Пример 10.2. Ионы платины катализируют реакцию восстанов­ления иона никеля до металла гипофосфитом. Количественное определение выполняют по изменению высоты полярографической волны никеля через 10 мин после начала реакции. Для нескольких известных концентраций платины получены следующие данные:

С , мкг/см3                      О               0,2           0,4          0,6            0,8           1,0

, мм                      100           80            60           52             42            33

Для исследуемого раствора с неизвестной концентрацией пла­тины через 10 мин в идентичных условиях высота волны никеля составляет 50 мм. Определить концентрацию платины.

Решение. При исследовании метода фиксированного вре­мени строят градуировочные графики (рис. 10.2) в координатах ANj — Cpt для медленных реакций (график а) и в координатах 1g— С для быстрых реакций (график б). Так как для первого графи­ка (а) зависимость нелинейна, считаем, что протекает быстрая реакция и по графику б для высоты волны 50 мм (lg50 = 1,7) опре­деляем концентрацию платины: C(Pt) = 0,58 мкг/см3.

Пример 10.3. Цианид-ионы CN» — ингибиторы люминесценции люминола с гипобромидом ВгО. Концентрации ионов CN‘ опреде­ляют по интенсивности свечения раствора люминола. Для серии растворов люминола с известной концентрацией ионов CN‘ опреде-

 

 

Рис. 10.1. Градуировочный график для определения иодида
Рис. 10.2. Градуировочный график для определения платины
лили интенсивность свечения (7):

CCN-, мкг/100 см3                  О                 0,1              0,3                0,5               0,7

I                           170             155             120               85                55

Для раствора люминола с неизвестной концентрацией ионов CN» была получена интенсивность свечения, равная 90. Определить концентрацию цианид-ионов в исследуемом растворе.

Р е ш е н и е. По экспериментальным данным, полученным для серии стандартных растворов цианид-ионов, строим градуиро­вочный график в координатах I = /(CCN-) (рис. 10.3). По графику находим, что интенсивности люминесценции 90 единиц соответству­ет концентрация С = 0,47 мкг/100 см3.

Пример 10.4. Осмий катализирует реакцию окисления люциге- нина пероксидом водорода, сопровождающуюся уменьшением лю­минесценции раствора. Люминесценция стандартных растворов достигает 25 ед. отсчета по шкале люминесцентного фотометра за следующие промежутки времени:

мкг/см3                   0,5          1,0           1,5           2,0          2,5            3,0

т, мин                        11,2        6,25         3,55         2,7          2,17          1,83

 

 

Рис. 10. S. Градуировочный график для определения цианида

Рис. 10.4- Градуировочный график для определения осмия

Определить концентрацию осмия в растворе, если 25 делений по шкале фотометра достигаются за 4,42 мин.

Р е ш е н и е. По методу фиксированной концентрации граду­ировочный график строят в координатах: 1/т = /(С )— для медленных реакций; 1/т = /(1g С^) для быстрых реакций. Стро­им график в системе координат 1/т — С . Для стандартных раст­воров Os вычисляем 1/т:

1/т                          0,90        0,160       0,285       0,370       0,475       0,545

Полученный график (рис.10.4) — прямая. По графику опреде­ляем концентрацию Os для значения г = 4,42 мин, которому соот­ветствует 1/т = 0,226 и CQs = 1,25 мкг/см3.

10.2.    Контрольные вопросы

1.    Какие методы анализа называют кинетическими (каталимет- рическими)? Какие количества веществ определяют этими метода­ми?

2.                  Понятие быстрых и медленных реакций.

3.    Какой вид имеет уравнение скорости каталитической реак­ции, кинетическое уравнение?

4.   Какой вид имеет упрощенная зависимость скорости катали­тической реакции от концентрации катализатора?

5.    По изменению каких физико-химических свойств химичес­ких систем можно контролировать скорость реакции?

6.                  Какими методами определяют концентрацию катализатора?

7.    В чем сущность «метода тангенсов» и какой вид имеет кине­тическое уравнение этого метода?

8.   Какие особенности и преимущества по сравнению с «методом тангенсов» имеет метод непосредственного дифференцирования?

9.    Какие факторы влияют на скорость каталитической реак­ции?

 

 

10.   Что общего у всех методов определения концентраций катализатора?

11.   Назовите области применения каталиметрических методов анализа.

10.3.    Задачи для самостоятельного решения

1.   При кинетическом определении иодидов в товарной уксус­ной кислоте «методом тангенсов» по реакции окисления роданида ионами Fe111, которая катализируется иодид-ионами, за скоростью реакции следили путем измерения оптической плотности (Л) рода­нидного комплекса Fe111. Для проб кислоты с известной концентра­цией ионов Г получены следующие данные:

С(Г), моль/дм3                    О 2 • 10′7                    4 ■ 10′7          6 • 10′7       8 • 10′7

tga                           0,0180         0,080          0,140         0,200             0,260

Для анализируемой пробы уксусной кислоты в аналогичных условиях были определены следующие значения тангенса угла наклона прямой Igyl = ЛЦ-): 0,178; 0,182; 0,176. Вычислить кон­центрацию иодид-ионов в пробе кислоты.

2.   При кинетическом определении иодид-ионов в товарной уксусной кислоте «методом непосредственного дифференцирова­ния» по реакции окисления роданида ионами Fe111, которая катали­зируется иодид-ионами, для серии проб кислоты с известной кон­центрацией иодид-ионов получены следующие данные (при Дт — — 3,0 мин):

О[Г), моль/дм3                    0           4,6 ■ 10′3 8,8 • Ю’8 1,26 • 10′7 1,61 ■ 10′»

А                           0,083           0,103          0,133         0,156             0,181

Для анализируемой пробы уксусной кислоты разность оптичес­ких плотностей (ДА), измеренная в аналогичных условиях, состав­ляла 0,115; 0,120; 0,122. Определить концентрацию иодид-ионов в моль/дм3 и нг/см3.

3.   Для определения микроколичеств осмия в растворе исполь­зуют реакцию окисления иодида хлоратом в кислой среде, которая катализируется осмием:

СЮз + 6Г + 6Н+ СГ + 312 + ЗН2О.

При дифференциальном способе определения с фотометричес­кой регистрацией оптической плотности иод-крахмального раствора получены следующие результаты:

C(Os), мкг/см3 2 • Ю’3                       4 • 10’3          6 • 10′3           8 • 10′3       1 • 10′2

ДА                          0,900           0,975          1,03           1,10               1,15

Дня анализируемого раствора разность оптических плотностей, измеренная в тех же условиях, составила 1,00. Вычислить концент­рацию осмия в растворе.

4.   Активность а, а’-бипиридила в процессах электровосстанов­ления ионов водорода катализируется ионами Fe111, концентрацию

 

 

которых определяют по величине каталитического тока а, а’-бипи- ридила ,(»’). Для стандартных растворов железа(П) получены следу­ющие данные:
ClfFe), моль/дм3 1 • 10′6                           2 • Ю»6                  4 • Ю’6 б • Ю’6

t, мкА                      0,92                     1,05                     1,17                       1,3

Для раствора с неизвестной концентрацией Fe11 в аналогичных условиях величина каталитического тока оказалась равной 1,10 мкА. Определить концентрацию Fe11.

5.    Ионы Ст111 катализируют активность а, а’-бипиридила в процессах электровосстановления ионов водорода. Концентрацию ионов Сг111 определяют по высоте каталитической волны а,а’-бипи­ридила. Для серии стандартных растворов СгШ получены следую­щие результаты:

О[Сг), моль/дм3 1 • 10-6                       2 • IO’6 4 • IO6 б • IO’6 7 • Ю‘6

1,   мкА                       0,7                0,8            0,95             1,08              1,22

Для раствора с неизвестной концентрацией Сг111 в тех же усло­виях величина каталитического тока составила 1,0 мкА. Опреде­лить концентрацию Сг111 в растворе.

6.    Реакция восстановления иона никеля(П) до металла гипо­фосфитом катализируется ионами платины. Скорость реакции фиксируют по изменению полярографической волны никеля через 10 мин после начала реакции. Для нескольких концентраций пла­тины получены следующие данные:

O[Pt), мкг/см3                  0               0,25      0,50           0,75        1,0          1,25

A(Ni), мм                     100           76         56,5         44,8          34,8        24,6

Для неизвестной концентрации платины в тех же условиях высота волны никеля оказалась 41 мм. Определить концентрацию платины.

7.    Реакция окисления 1-нафтиламина динададипиновой (ди- пероксоадипиновой) кислотой ускоряется ионами Со11. Скорость реакции фиксируют по величине оптической плотности раствора через 3 мин после начала реакции. Для четырех растворов С извест­ной концентрацией Со11 получены следующие значения оптических плотностей:

О[Со), мкг/см3                0,1                   0,2                        0,3                     0,4

А                           0,067               0,104                    0,141                 0,178

Определить концентрацию Со11 в анализируемом растворе, оптическая плотность которого в аналогичных условиях составляет 0,125; 0,120; 0,127.

8.    Окисление n-фенилендиамина пероксидом водорода в кис­лой и нейтральной среде катализируется микроколичеством альде­гида. При кинетическом определении микроколичеств глутаральде­гида в пористом стекле по скорости окисления п-фенилендиамина пероксидом водорода по методу фиксированного времени через 10

 

 

мин после начала реакции для стандартных растворов глутаральде­гида были получены следующие значения оптической плотности:

^альд’ мкг/см3                                       5                        10                   15                       20

А                          0,080                 0,150                  0,225                  0,320

Для трех проб анализируемого раствора в аналогичных условиях были получены следующие значения оптической плотности: 0,200;         0,205;                                               0,195. Вычислить концентрацию

глутаральдегида в пробе.

9.     Интенсивность хемилюминесценции люминола с гипоброми- том ВгО‘ зависит от концентрации роданид-иона — ингибитора этой реакции. Для растворов с известной концентрацией роданид- ионов получены следующие значения интенсивности свечения:

O[SCN’), нг/100 см3              О           5          10          20          30        40            50

1,   мкА                     103        90        80          60          40        20            0

При исследовании трех параллельных проб анализируемого раствора в идентичных условиях получены следующие значения интенсивности хемилюминесценции люминола в присутствии ионов SCN»: 44; 55; 50. Определить концентрацию ионов SCN’ в растворе.

10.   Микроколичества цианид-ионов определяют по ингибиру­емой ими хемилюминесценции люминола с гипобромитом Вг0‘. Интенсивность свечения серии растворов люминола с известной концентрацией ионов CN’ составляет:

O[CN’), мкг/100 см3              0               0,2           0,4          0,6             0,8           1,0

1,   мкА                     170           135          90           60              30            0

Для анализируемого раствора в тех же условиях была получе­на интенсивность свечения, равная 100. Определить концентрацию CN’-ионов в анализируемом растворе.

И. Микроколичества ванадия(У) определяют по каталитичес­кому действию ванадия(У) на реакцию нероловой кислоты с брома­том калия, сопровождающуюся образованием окрашенных продук­тов. Количественное определение выполняют по изменению опти­ческой плотности раствора в зависимости от концентрации вана- дия(У). Для стандартных растворов ванадия через 30 мин после начала реакции получены следующие результаты:

C(V), мкг/см3 1 • 10′3                          2 • 10′3      4 • 10*3        6 • Ю’3          8 • Ю»3

А                            0,100        0,180          0,300           0,450           0,500

Оптическая плотность исследуемого раствора, измеренная в аналогичных условиях, через 30 мин после начала реакции состави­ла 0,250. Определить концентрацию ванадия(У) в этом растворе.

12.   Титан — катализатор реакции окисления тиосульфат-иона. За скоростью реакции наблюдают по изменению мутности раствора за счет образующейся суспензии BaSO4 (фототурбидиметрический метод). Достижение постоянной мутности соответствует оптической плотности 0,25. В зависимости от концентрации титана были полу-

 

 

чены следующие данные:

C(Ti), мкг/дм3                      1              3

т, с                          2000            750

5,5

400

7
292
10

214

В анализируемом растворе оптическая плотность 0,25 была достигнута в идентичных условиях через 345 с. Определить кон­центрацию титана в анализируемом растворе.
Глава 11

ГАЗОВАЯ ХРОМАТОГРАФИЯ

Хроматографический анализ впервые предложен русским ученым М.С. Цветом в 1903 г. В настоящее время известно большое количество различных хроматографических методов. Для аналити­ческого контроля химико-технологических процессов и производств наибольшее значение имеет газовая хроматография. Как и другие гибридные методы анализа, газовая хроматография объединяет способ разделения (хроматографическая колонка) и способ неселек­тивного определения разделенных компонентов (детектор).

Для решения задач данного раздела необходимо ознакомиться с основами хроматографического анализа и устройством газовых хроматографов. Руководством могут послужить указанные в библи­ографическом списке учебники Б.В. Айвазова, Б.И. Набиванца и Е.А. Мазуренко, а также другие подобные издания. Расчеты в газовой хроматографии достаточно полно изложены в задачнике М.С. Вигдергауза.

Графическую временную зависимость сигнала детектора, реа­гирующего на изменения концентраций разделяемых на хроматог­рафической колонке веществ, называют хроматограммой. При дос­таточно полном разделении хроматограмма представляет собой совокупность пиков, каждый из которых соответствует одному из компонентов анализируемой смеси. Положение пиков на хроматог­рамме служит для идентификации компонентов пробы, площадь под пиками или высота пиков характеризуют концентрацию.

12.1.    Параметры хроматографического пика
Контур симметричного хроматографического пика (рис. 11.1) с
достаточной точностью описывается уравнением нормального расп-
ределения:
у = he — Дехр
I2

2<72,

где I и у — координаты точки кривой; <7 — стандартное отклонение.

Наиболее важными параметрами пика являются:

hвысота пика — расстояние между вершиной пика и про­должением нулевой линии;

д — ширина основания — отрезок, отсекаемый на нулевой

 

 

У
Рис. 11.1. Симметричный хроматографический пик
линии касательными сторон пика, выраженная в единицах длины диаграмм регистратора;

д0 5 — ширина пика — расстояние между точками контура пика на высоте, равной половине общей высоты пика, выраженная в единицах диаграммы регистратора;

h высота треугольника, образованного пересечением каса­тельных к сторонам пика с нулевой линией, перпендикулярная нулевой линии.

Если ширину пика целесообразно измерить в единицах време­ни (г, с) или объема газа (V, см3), то следует использовать соотно­шения

т = д/5 или V — т • V /60,

где д — ширина пика, мм; В — скорость диаграммной ленты прибо­ра, мм/с; V — расход газа-носителя па выходе из колонки, см3/мин.

Площади хроматографических пиков автоматически измеряют­ся при помощи электрических интеграторов, входящих в состав современных хроматографов. Наряду с этим используют другие способы, в частности:

а)      графически находят высоту пика и ширину пика на середи­не высоты; если форма пика близка к кривой нормального распре­деления, то площадь пика Q может быть вычислена из соотноше­ния

Q — 1,065дО5 • Л;

б)     строят треугольник, проводя касательные к обеим сторонам пика и соединив их третьей линией, параллельной нулевой линии. Площадь полученного треугольника приблизительно равна 0,96 Q.

Q = 0,516             h’.

Приведенные выше уравнения справедливы и в том случае, если хроматографический пик является скошенным.

Для хроматографических пиков, описываемых уравнением кривой нормального распределения, имеют место соотношения:

д. = 2,355; д ~ 4а,
0,5                        и

где а — стандартное отклонение в уравнении нормального распре­деления (уравнение Гаусса).

 

 

По таблицам функции Лапласа можно оценить долю площади хроматографического пика, приходящуюся на отрезок шириной и д05— Эти величины соответственно равны я 0,95 и я 0,75 всей площади хроматографического пика.
12.2.    Хроматографическое удерживание
Время удерживания t (в секундах) — это интервал времени от момента ввода пробы в газохроматографическую колонку до мо­мента регистрации максимума пика на хроматограмме. Приведенное время удерживания (/^) определяют как разность между временем удерживания исследуемого вещества (/д) и временем удерживания несорбирующегося вещества (/0):

/о- Л Л

Удерживаемый объем VD — объем газа-носителя, прошедший Л

через колонку от момента ввода пробы до момента регистрации максимума пика на хроматограмме:

у — t ■ V

R R а’

где — расход газа-носителя (с» ’/мин) при температуре колонки Т и давлении на выходе из нее Pq.

Приведенный удерживаемый объем V’ — объем газа-носителя, г1

прошедшего через колонку от момента выхода максимума пика несорбирующегося вещества до момента выхода максимума пика определяемого вещества.

Степень газохроматографического разделения двух соединений (степень разделения R) определяют по уравнению:

г,
л = —————-Г0,5(1) ~
&!r
0,5(2) ^0,5(1 )           ^0,Ь(2)
где — разность времен удерживания разделяемых веществ 1 и

2; Д/о — разность расстояний удерживания разделяемых веществ 1 л

и 2 (в единицах диаграммной ленты); rQ — ширина хроматогра­фического пика на половине его высоты в единицах времени; д0 — ширина хроматографического пика на половине его высоты в еди­ницах диаграммной ленты.

Если значение R больше 1, то разделение считают практичес­ки полным.

Эффективность хроматографической колонки характеризуется числом теоретических тарелок (я) и высотой, эквивалентной теоре­

 

 

тической тарелке (ВЭТТ):

п = 5,545(^t05) = 5,545(/д05),

где 7-q 5 — ширина хроматографического пика на половине его высоты, измеренная в единицах времени; ц05 то же, в единицах длины диаграммы регистратора прибора; — расстояние удержи­вания вещества, в единицах длины.

Высота, эквивалентная теоретической тарелке (ВЭТТ):

Н= L/n,

где L длина колонки.

Наряду с указанным уравнением для расчета числа теоретичес­ких тарелок на практике используют и другое:

” =

где тц и fiu ширина основания хроматографического пика в еди­ницах времени и единицах длины диаграммы соответственно.

12.3.     Качественный анализ в газовой хроматографии

Качественный анализ разделенной на хроматографической колонке смеси можно выполнять либо по характеристикам удержи­вания компонентов, либо при помощи аналитических приемов (инфракрасной спектроскопии, масс-спектроскопии и др.).

Идентификация веществ по характеристикам удерживания основана на сравнительных методах: например, время удерживания анализируемых соединений сравнивают с величинами удерживания чистых веществ в тах же условиях (метод тестеров). Совпадения величин удерживания свидетельствуют о возможной идентичности тестера и одного из компонентов пробы. Повторный анализ на колонке с другим адсорбентом позволяет достаточно убедительно доказать их идентичность в случае совпадения характеристик удер­живания. Существует также ряд расчетных методов идентификации компонентов анализируемых смесей. В частности, широко использу­ют введенные Ковачем индексы удерживания. Индекс удерживания (7) какого-либо компонента рассчитывают по формуле

I = 100               — + 100 • Z,

1&TR(Z+1)~

где г’ и г’ „ ,                     — время удерживания алканов, один из кото-

л, Z            Z + 1)

рых с числом атомов углерода Z элюируется (выходит) из колонки до исследуемого соединения, а другой с числом атомов углерода Z + 1 выходит после исследуемого соединения; г’ — время

удерживания исследуемого соединения.

Индексы удерживания зависят от свойств неподвижной жид­кой фазы а температуры, поэтому всегда указывают, при какой температуре и на какой жидкой фазе они определены.

 

 

Индексы удерживания различных соединений приведены в справочной литературе, например в справочнике А.И. Короля. Сравнивая полученные индексы удерживания со справочными данными, можно идентифицировать компоненты анализируемой пробы. Для колонок с высокой эффективностью идентификации считается надежным, если табличные данные совпадают с индексом исследуемого соединения с точностью до десятых долей индексов удерживания.
12.4.    Количественная интерпретация хроматограмм
В основе количественного хроматографического анализа лежит зависимость между площадью или высотой хроматографического пика от содержания определяемого компонента. Количественный анализ по высоте пиков менее надежен, так как эта величина Зави­сит от условий эксперимента. Наиболее часто используют следую­щие приемы количественного хроматографического анализа.

Метод абсолютной калибровки. В этом методе концентрацию iго компонента в пробе определяют как

Q

С. = kQ              100[% (об.)],

^пр

где Q площадь пика на хроматограмме; — объем пробы при . фиксированной температуре; к@ — калибровочный коэффициент, определяемый на основе калибровочных смесей известного состава.

Калибровочный коэффициент к® рассчитывают на основе результатов анализа калибровочных смесей:

С,
j. _ к              L

° <2/ioo’

где Ск — концентрация компонента в калибровочной смеси, % (об.); Vk — объем смеси; Qk площадь пика компонента на хроматограм­ме.

Если определяющим параметром является высота, то вместо площади пика Qk подставляют его высоту.

Метод внутренней нормализации. Концентрацию i-ro компо­нента определяют как

к Q

Сг =                      • 100

t=i

где п — число компонентов смеси; к. и Q. — поправочные коэффи­циенты и площади пиков компонентов смеси.

 

 

Если анализируемая смесь состоит из веществ близкой приро­ды и чувствительность хроматографических детекторов к этим веществам практически одинакова, С. определяют без учета попра­вочных коэффициентов:

С. = А- • 100 [% (об.)].

Е Q
1=1 ‘

Метод внутреннего стандарта.

Этот метод целесообразно использовать в тех случаях, когда на хроматограмме отсутствуют или полностью не регистрируются пики некоторых компонентов смеси. Содержание гто компонента рассчи­тывают по уравнению:

к Q
С. = -^-±
■ 100 • г,
1          к Q

см CM

где г — отношение массы стандарта к массе анализируемой пробы;
Q(. и <2см — площади пиков i-то компонента и добавленного к пробе
стандарта; к и к — поправочные коэффициенты, учитывающие
чувствительность детектора к соответствующим веществам.

1.5.      . Хроматографические детекторы

Детектор — это элемент газового хроматографа, в котором изменения состава проходящей через него газообразной смеси преобразуются в изменение выходного сигнала. Различают потоко­вые и концентрационные детекторы.

Сигнал потокового детектора пропорционален мгновенному значению массовой скорости поступающего на него определяемого вещества. Сигнал концентрационного детектора пропорционален мгновенному значению концентрации определяемого вещества в объеме камеры детектора. Из большого числа газохроматографи­ческих детекторов наиболее часто на практике используют концент­рационный детектор по теплопроводности (катарометр) и потоко­вый — пламенно-ионизационный детектор.

Чувствительность детектора по теплопроводности (SJ опреде­ляют по уравнению:

Q V

S =                 — (мВ см3/мг),

5I52gnp

где Q — площадь регистрируемого пика, см2; V& — расход газа- носителя, см3/мин; Д — чувствительность самописца регистратора, см/мВ; Вг — скорость движения диаграммной ленты, см/мин; g — масса введенной пробы, мг.

 

 

Обычно чувствительность детекторов по теплопроводности составляет порядка 103 мВ • см3/мг; минимальная определяемая концентрация вещества порядка 10‘3, % (об.).

Чувствительность пламенно-ионизационного детектора (Sp определяют по уравнению:

Q60

S. =                      (Кл/мг),

3 B.B2g

где Q площадь регистрируемого пика, см2; В\ — чувствительность регистратора, см/А; В2 скорость движения диаграммной ленты, см/мин; g — масса анализируемого сорбента, мг; 60 — коэффициент, переводящий минуты в скорость.

Обычно чувствительность детектора ионизации в пламени составляет порядка 4 • 10′6 Кл/мг по пропану; минимально опреде­ляемый поток вещества порядка 2 • 10′8 мг/с.

11.6. Решение типовых задач

Пример 11.1. Скорость потока газа-носителя гелия составляет 30 см3/мин. Определить удерживаемый объем и приведенный удер­живаемый объем оксида углерода СО на данной колонке, если время удерживания гелия 40 с, оксида углерода — 6 мин. Гелий на данной колонке практически не сорбируется.

Решение. Удерживаемый объем СО определяют, исходя из времени удерживания и расхода газа-носителя:

= 30 • 6 = 180 см3.
См

За 40 с через колонку пройдет газа-носителя

40

V = 30 • — = 20 см3.

Не 60

Приведенный удерживаемый объем можно определить как разность между удерживаемыми объемами данного компонента и соединения, несорбируемого на данной колонке. Инертный газ- носитель гелий имеет минимальную способность к сорбции. Таким образом, искомая величина будет равна:

V’ = 180 — 20 = 160 см3.

См

Пример 11.2. В анализируемой пробе находятся метан и оксид углерода. Времена удерживания этих соединений на данной хрома­тографической колонке равны соответственно 5,50 и 7 мин. Ширина пиков на половине их высоты равна соответственно 30 и 95 с. Опре­делить степень разделения этих веществ. Форма пиков близка кривой нормального распределения.

 

 

Решение. Степень разделения определяем по формуле:
Г0,5(м) + Г0,5(СО)
где △ tR — разность времен удерживания оксида углерода и метана; г . и г — ширина пиков на половине высоты.

0,5(м)      0,5(СО) н

90

‘△/ = 7 мин — 5,50 мин = 1,50 мин = 90 с; R ————————- = 0,72.

я                                                                                              30+95

Поскольку R < 1, разделение недостаточно полное.

Пример 11.3. Ширина основания хроматографического пика метанола составляет 10 мм. Вычислить число теоретических таре­лок данной колонки для метанола, если время удерживания этого соединения 9 мин. Скорость движения диаграммной ленты 600 мм/ч. Вычислить ВЭТТ, если длина колонки равна 1 м.

Решение. 1. Определяем расстояние удерживания в едини­цах расстояния на хроматографической ленте. За 9 мин лента прой­дет:

600 • 9

1„ =                  = 90 мм.

R 60

2.      Число теоретических тарелок вычисляем по формуле: п =
где — расстояние удерживания вещества в единицах длины диаг- К

раммной ленты; — ширина основания хроматографического

пика.

Тогда

п = 16(90/10)2 = 1296.

3.      Определяем высоту, эквивалентную теоретической тарелке: ВЭТТ = 1000 мм/1296 = 0,8 мм.

Пример 11.4. Ширина основания хроматографического пика этанола составляет 20 мм. Число теоретических тарелок для этано­ла на данной колонке определено и равно 2000. Скорость движения диаграммной ленты самописца 1200 мм/ч. Вычислите время удер­живания этанола (мин).

Решение. Число теоретических тарелок определяют по уравнению

» = 1S( V*.)’.

где — расстояние удерживания; и — ширина основания пика. К    и

Отсюда

lR 20 /2000/16 = 224 мм.

 

 

Находим время удерживания:

224 • 60
t„ —                    = 11 мин.

R 1260

Пример 11.5. По хроматограмме пробы, содержащей вторичные амины, необходимо идентифицировать соединение, пик которого имеет время удерживания 358 с. В данных условиях н-гептан имеет время удерживания 348 с, н-октан — 372 с. Температура термостата колонок 100°С. Неподвижная фаза жидкая — сквалан. Значения индексов Ковача для ряда вторичных аминов: ди-изо-пропиламин 644; ди-н-пропиламин 746; ди-в mop-бутил амин 837; ди-нзо-бутила- мин 850. Оцените, какой из этих аминов должен находиться в пробе.

Решение. Находим индекс Ковача неизвестного соедине­ния:

358 — 348

7100—— = 100                           + 100 • 7 = 746,5.

сквалан              372 _ 348

Таким образом, наиболее вероятно, что неизвестным соединением является ди-н-пропиламин.

Пример 11.6. Чувствительность детектора хроматографа к орто-, мета- и пара-дихлорбензолу практически одинакова. Оце­ните массовую долю (в процентах) каждого из них в смеси, если высота пика равна соответственно 70, 95 и 30 мм, а ширина пика на половине высоты равна 12, 15 и 17 мм. Форма пиков близка к кри­вой нормального распределения.

Решение. При близости формы пиков к кривой нормаль­ного распределения их площадь Q может быть оценена по формуле:

Q = 1,065 д0 5Л.

Отсюда

Q 894 мм2; Q = 1520 мм2; Q = 543 мм2.
JU                                                             п

Учитывая, что чувствительность детектора ко всем трем соединени­ям практически одинакова, а также и то, что анализируемая смесь состоит только из указанных соединений, можно воспользоваться уравнением расчета концентраций для метода внутренней нормали­зации без учета поправочных коэффициентов:

Q. ■ 100

С. = —                .

t п

Е Q

t-1

Отсюда

С = 30,3%; С = 51,3%; С = 18,4%.

Пример 11.7. Определить содержание оксида углерода в пробе, если площадь пика этого соединения при объеме пробы 2 см3, измеренная как среднее из десяти определений, составляет 1224

 

 

мм2. Для определения калибровочных коэффициентов использова­ли поверочную газовую смесь, содержащую 10,3% СО. При анализе 1,0; 2,0 и 3,0 см3 этой смеси получены площади пиков оксида угле­рода 716, 1438 и 2148 мм2 соответстаенно. Объемы проб измерены при комнатной температуре.

Решение. Находим усредненное значение калибровочного коэффициента к@ оксида углерода:

10,3 • 1000

к =                                  = 0,144 мм3/мм2;

01        716 • 100

10,3 • 2000

к~ —                               = 0,143 мм3/мм2;

°2        1438    •   100

10,3     • 3000

к- =                          ‘■— = 0,145 мм3/мм2.

2148    •   100

Среднее значение к@ = 0,144            мм3/мм2. Находим содержание оксида

углерода в пробе:

100 ■ к — Q 100 • 0,144 • 1224

С =————— О——— =————————————- = 8,8%.

V                                      2000

пр

Пример 11.8. Чувствительность детектора по теплопроводности составляет 2 • 103 мВ • см3/мг. Оценить, какой сигнал зафиксирует потенциометр хроматографа, если на детектор поступит газ-носитель, содержащий 10*3% (об.) пропана.

Решение. Мольная масса пропана М(СзН8) = 44,06 г/моль. При содержании 10‘3% каждые 100 см3 смеси содержат 10′3 см3 пропана. Масса 10’3 см3 пропана может быть приближенно оценена из соотношения:

‘ 100 см3 — 44,06 г 10’3 • 44,06

X =                           = 1,97 • 10~6 г =

10′3 см3X г                                  22400

= 1,97 • 10’3 мг.

Таким образом, 100 см3 смеси содержат 1,97 • 10″3 мг пропана. Тог­да 1 см3 смеси содержит 1,97 • 10′5 мг пропана. Исходя из задан­ной чувствительности детектора, концентрации пропана 1 мг/см3 бу-дет соответствовать сигнал, равный 2 • Ю3 мВ. Составляем про­порцию:

1 мг/см2 —2 • 103 мВ 1,97 • 10′5-2 • 103
X—————————————————————————— =1,87 • 10’5 мг/см3X мВ                                            1= 4 • 10′2 мВ.

 

 

Пример 11.9. Оценить содержание бензола в анализируемой пробе массой 10 мг; высота пика бензола на хроматограмме 8,2 см, ширина пика на середине его высоты 1,5 см. Хроматограф снабжен детектором по теплопроводности. Чувствительность детектора к бензолу 5 • 103 мВ • см3/мг; чувствительность регистратора 0,2 см/мВ. Расход газа-носителя 50 см3/мин. Скорость движения диаг­раммы 2400 мм/ч.

Решение. Находим площадь пика бензола:

Q = 1,065 • и, • А = 1,065 • 1,5 • 8,2 = 13,1 см2.

Из уравнения чувствительности детектора по теплопроводности находим массу бензола в пробе (см. разд. 11.5):

Q • V 13,1 • 50-60-10

д———- 2 =———————————— — 0,165 мг.

BlB2Sc 2400 • 5 • 103— 0,2

Тогда содержание бензола в пробе составляет:

0,165 • 100

W =                           = 1,65%.

10

Пример 11.10. Предел обнаружения детектора ионизации в пламени составляет 1,5 • 10‘8 мг/с по пропану. Содержание бутана в пробе 10′3%, объем пробы 1 см3. Эффективность колонки для бутана п = 1000 теоретических тарелок. Время удерживания бутана 4 мин, плотность паров 2,7 мг/см3. Оценить, достаточна ли чувстви­тельность прибора для идентификации бутана в пробе. Предпола­гается, что проба вводится практически мгновенно.

Решение. Бутан и пропан — гомологи. Следовательно, чувствительность детектора к бутану близка к таковой для пропа­на. Определяем массу бутана в пробе:

2,7 • 1 • 10’3
д =                                  = 2,7 • 10′5 мг.

100

Находим ширину пика бутана в единицах времени:

п = 16W

Отсюда

ци я 4 fign = 4 /2402/1000 » 30 с.

Поскольку на отрезок хроматограммы пика с шириной, равной ри, приходится около 95% всей площади пика, то за 30 с через детек­тор проходит 95% всего количества бутана. Следовательно, поток бутана в этот момент равен

2,7 • 10’5 • 95
j————————-       8,6 • 10‘7 мг/с.

100 • 30

Эта величина превосходит предел обнаружения детектора.

 

 

11.7.     Контрольные вопросы

1.   По каким признакам классифицируют хроматографические методы анализа?

2.   В чем принцип качественного анализа в газовой хроматогра­фии?

3.   На чем основан количественный хроматографический ана­лиз?

4.   Каково назначение неподвижных фаз в методах газоабсорб­ционной и газожидкостной хроматографии?

5.   Какие соединения могут быть использованы в качестве жидкой фазы в газожидкостной хроматографии?

6.   Какие характеристики хроматографического пика исполь­зуют для качественного анализа и для количественного анализа?

7.   Какие газы могут быть использованы в качестве носителя в газовой хроматографии?

8.   Что такое «число теоретических тарелок»? Как можно рас­считать число теоретических тарелок хроматографической ко­лонки?

9.   Что характеризует высота, эквивалентная теоретической тарелке (ВЭТТ)? Как можно определить ВЭТТ?

10.   Почему необходимо термостатировать хроматографические колонки?

11.   Как можно оценить эффективность хроматографического разделения компонентов в смеси?

12.   Влияет ли скорость движения газа-носителя на эффектив­ность хроматографического разделения?

13.               Каковы причины размывания хроматографических пиков?

14.   Каков принцип выбора длины хроматографических коло­нок?

15.   Какие вещества используют в качестве неподвижной фазы в газожидкостной хроматографии?

16.  Какие методы существуют для определения площади пи­ков?

17.               Из каких основных узлов состоит газовый хроматограф?

18.   Как устроены хроматографические колонки? Каким обра­зом в колонку помещают фазу?

19.   Как происходит дозирование пробы, когда анализируемая проба соответственно жидкость или газ?

20.   Как измеряют и регулируют скорость подачи газа-носителя в хроматограф? Имеет ли значение постоянство скорости потока газа-носителя? Как достигается стабильность потока газа-носителя?

21.  Каков принцип действия детектора по теплопроводности? От чего зависит его чувствительность?

22.   Как изменится чувствительность детектора по теплопровод­ности, если температура нити станет равной температуре корпуса детектора?

23.   Что произойдет, если в ходе хроматографического разделе­ния в газовом хроматографе изменять температуру корпуса детекто­ра по теплопроводности?

24.   Как устроен детектор ионизации в пламени? Отличается ли его чувствительность от чувствительности детектора по теплопро­водности?

 

 

25.  Какие коммуникации необходимо подвести к хроматографу с детектором ионизации в пламени для работы?

26.  Можно ли при помощи детектора ионизации в пламени анализировать пробу газа на содержание диоксида углерода, паров воДы?

27.   Сигнал от детектора в преобразованном виде поступает на самопишущий потенциометр. Как изменится вид хроматограммы, если увеличить скорость движения диаграммной ленты или соот­ветственно уменьшить ее?

28.   Как изменится сигнал потенциометра хроматографа, если произойдет обрыв нити детектора по теплопроводности? Нить детектора является одним из плечей мостовой схемы.

29.  В каких случаях используют программатор температуры колонок хроматографа?

30.               Как определить шумы и флуктуацию сигнала детектора?

31.   Каким образом определить чувствительность газового хро­матографа? В каких единицах ее можно выразить?

11.8.    Задачи для самостоятельного решения

1.   Скорость потока несорбирующегося газа-носителя аргона составляет 40 см3/мин. Вычислить удерживаемый объем и исправ­ленный удерживаемый объем соединения X на данной хроматогра­фической колонке, если время удерживания составляет 4 мин. Время удерживания аргона 30 с.

2.   Определить время удерживания несорбирующегося вещества на хроматографической колонке, если удерживаемый объем некото­рого соединения Y составляет 150 см3, исправленный удерживае­мый объем 120 см3. Скорость потока газа-носителя 30 см3/мин.

3.   Ширина основания хроматографического пика азота состав­ляет 12 мм. Вычислить число теоретических тарелок данной колон­ки, если расстояние на хроматограмме от момента введения пробы до середины пика азота составляет 14 см.

4.   При хроматографическом определении метана число теоре­тических тарелок колонки было равно 2000. Ширина основания хроматографического пика на диаграммной ленте составляла 20 мм. Вычислить время удерживания метана, если скорость диаграммной ленты хроматографа составляла 600 мм/ч.

5.   Определить длину хроматографической колонки, если для хлороформа высота, эквивалентная теоретической тарелке, состав­ляет 0,1 мм, время удерживания 212 с, ширина основания пика 12 с.

6.   т^Тексахлорциклогексан — инсектицид, используемый для борьбы с вредителями сельскохозяйственных культур. Для контро­ля содержания следов этого препарата в пищевых продуктах ис­пользуют хроматографические методы. ВЭТТ хроматографической колонки составляет 0,5 мм, длина колонки 1 м, время удерживания данного соединения 210 с. Оценить ширину хроматографического пика этого соединения на хроматограмме, если скорость движения диаграммной ленты составляет 1200 мм/ч.

 

 

7.    В газовых смесях содержатся пары этанола и метанола. Определить степень разделения этих соединений (Л) на различных хроматограммах. Форма пиков близка к кривой нормального рас­пределения. Характеристики пиков представлены в таблице:
Таблица к задаче 7
Номер смеси Пик метанола Пик этанола
Время удерж. Ширина пика

Т. С 0,5

Время удерж. Ширина пика г, с 0,5
1 225 19 250 21
2 210 18 270 25
3 214 19 280 30
4 190 16 210 21
5 185 16 240 26
6 195 15 260 30
7 215 18 245 30
8 204 19 230 24
9 230 25 320 40
10 230 30 300 50
8.    На хроматограмме пробы, содержащей смесь углеводородов, пик одного из компонентов имеет время удерживания 163 с. Непод­вижная жидкая фаза — сквалан. Температура термостата колонок 80° С. Рассчитать логарифмический индекс удерживания (индекс Ковача) данного соединения. Время удерживания к-пентана и н- гексана в данных условиях равно соответственно 121 и 258 с. По данным таблицы, в которой приведены индексы Ковача для изопа­рафинов СеС7 (сквалан, 80°С), оцените, какому из изопарафинов соответствует пик на хроматограмме пробы.
Таблица к задаче 8
Сорбат Индекс Ковача Сорбат Индекс Ковача
2-Метилпентан 570,5 З-Метилгексан 677,0
З-Метилпентан 585,6 Э-Этилпентан 688,2
2,2-Диметилбутан 540,1 2,2-Диметилпентан 627,9
2,3-Диметилбутан 569,6 2,3-Диметилпентан 674,4
2-Метил гексан 667,7 2,4-Диметилпентан 631,8
3,3-Диметилпентан 662,8 2,2,3-Триметилбутан 644,6
9.    Индекс удерживания 2-метилгексана на сквалане при 80° С составляет 677,0 (см. табл, к задаче 8). Определить, какое время удерживания следует ожидать у этого соединения в данных услови- 168

 

 

ях, если время удерживания «-гексана и «-гептана равно 143 и 285 с соответственно.

10.   На хроматограмме образцов петролейного эфира идентифи­цированы пики к-пентана и «-гексана, «-гептана, которые имеют время удерживания соответственно 115, 233 и 365 секунд. Непод­вижная жидкая фаза в колонке — сквалан. Температура термостата колонок 80° С. Пользуясь данными таблицы к задаче 8, идентифи­цируйте соединения, пики которых имеют время удерживания (в секундах): 1) 152; 2) 188; 3) 211; 4) 269; 5) 264; 6) 289; 7) 326; 8) 330; 9) 309; 10) 347.

И. Чувствительность детектора хроматографа к о-ксилолу, м- ксилолу и n-ксилолу практически одинакова. Определить массовую долю (в процентах) каждого из них в их смесях. Параметры пиков на хроматограммах приведены в таблице. Форма пиков близка к кривой нормального распределения.

Таблица к задаче 11
Номер смеси о-Ксилол л-Ксилал п-Ксилол
Л, мм ММ г0,5 h, мм Яо>5, мм h, мм ^0,5’ ММ
1 70 12 95 15 30 17
2 72 11 80 13 35 19
3 74 12 75 16 40 120
4 70 12 80 13 35 19
5 70 12 75 16 40 20
6 72 11 95 15 30 17
7 72 11 75 16 40 20
8 74 12 95 15 30 17
9 74 12 84 13 35 19
10 70 12 95 15 35 19
11 70 12 95 15 40 20
12 72 11 80 13 30 17
13 72 11 80 13 40 20
14 74 12 75 16 30 17
15 74 12 75 16 35 19
12.     Перед проведением анализа газовых смесей в технологичес­ких потоках были получены хроматограммы проб калибровочных смесей, состоящих из 1,5% (об.) азота, 0,3% кислорода и 1,2% метана (остальное — гелий). Усредненные результаты анализа приведены в табл. 1. Пользуясь данными табл. 1, найдите содержание азота, кислорода и метана в пробах технологического потока. Площади пиков компонентов пробы приведены в табл. 2.

 

 

Таблица 1 к задаче 12
Объем пробы, см3 Площади хроматографических пиков, мм2
азот кислород метан
1 1142 234 920
2 2372 472 1833
3 3546 706 2791
Таблица 2 к задаче 12
Номер пробы Объем пробы, см3 Площади пиков, мм2
азот кислород метан
1 1 1080 1272
2 1 561 1490
3 2 2150 3005
4 2 2092 640
5 3 2982
6 3 824 746
7 1 506 319
8 1 1043 278
9 2 2089 1516
10 2 565 2987
11 3 3140 819
12 3 2084 3002
13 1 1069 563 1514
14 1 320 1514
15 2 2086 2315
13.    Чувствительность детектора по теплопроводности в перес­чете на пропан- составляет 1 • 103 мВ • см3/мг. Оценить, какой сигнал зафиксирует потенциометр хроматографа, если на детектор поступит газ, содержащий: а) 10**% метана; б) 10 мг пропана в 1 м3 газовой смеси; в) 20 мкг бутана в 1 л газовой смеси; г) 10*3 моль пропана в 1 м3 газоюй смеси; д) 10 мкг этана в 2 л газовой смеси.

Предел обнаружения дегслхора ионизации в пламени составля­ет 2 • 10′8 мг/с по пропану. Оценить, можно ли зафиксировать данным прибором следующие концентрации углеводородов в возду­хе производственного помещения, если объем пробы воздуха 2 см3.

а)     10″6% (об.) эта)’а, число теоретических тарелок колонки п = = 1200, время удержи» лния tR = 1 мин;

б)    10 мкг бензола в 2 дм3 воздуха; п = 1380; tR = 3 мин; в) 0,1 см3 пропана в 10 м3 воздуха, п = 1320, tR = 1,5 мин; г) 10″4

 

 

моль бутана в 1 м3 воздуха; п = 1270;              = 2 мин; д) 1 г гексана в 1

м3 воздуха; п = 1300;           = 2,5 мин.

а

15.   Оценить чувствительность детектора по теплопроводности, если при поступлении на детектор газа с содержанием пропана 2 • 10’2% (об.) потенциометр хроматографа показывает сигнал 0,5 мВ.

16.   Предел обнаружения детектора ионизации в пламени сос­тавляет 10′3 мг/с по пропану. Оценить, можно ли при помощи хроматографа, на котором установлен этот детектор, обнаружить бензол в воздухе на уровне ПДК (5 мг/м3). Предварительно опреде­лено, что время удерживания бензола 150 с. Число теоретических тарелок колонки для бензола п = 3600.

Глава 12

ЖИДКОСТНАЯ ЭКСТРАКЦИЯ

Жидкостная экстракция — один из эффективных методов разделения веществ — заключается в извлечении и разделении компонентов раствора путем их перевода из одной фазы в другую. Распределение вещества между двумя несмешивающимися фазами, из которых одна чаще всего водная, а другая — органическая, является равновесным процессом.

Для неионных веществ, находящихся в обеих фазах в одной молекулярной форме, равновесное распределение вещества А можно описать равновесием:

А(вода) <      — А(орг. фаза).

Тогда константа распределения KD вещества А является функ­цией его концентрации в обеих фазах:

KD = ^орг^Ак’

где Морг
и [А]в — равновесные концентрации вещества А в органи-
ческой и водной фазах.

В вышеприведенном выражении вместо концентрации было бы
более оправданным использовать активности, однако для боль-
шинства случаев ошибка, возникающая вследствие такой подмены,

невелика.

Часто величина KD приблизительно равна отношению раство­римостей вещества А в органической и водной фазах. С практичес­кой точки зрения более важной представляется экстракция незаря­женных молекул комплексного соединения MeL^, при отсутствии

 

 

полимеризации молекул:

,                                           [MeL]

MeL (в.) <—— MeL (орг.); К „ =                      n_oj>r

п                                        п DC [ MeL ]

1 nJB

HL(b.) HL(opr.); КДг = [HLJopr/[HL]B,

где HL — молекула протонизированного лиганда.

Коэффициент распределения (D) вещества А определяется как

D = СА(орг.)/(7А(водн.),

где С7А(орг.) и СА(водн.) — аналитические концентрации вещества А в органической и водной фазах.

Напомним, что аналитической концентрацией компонента А является сумма концентраций всех форм вещества А, находящихся в растворе, с учетом их стехиометрии. Например, если в водной фазе находятся соединения А, НА, МеА, МеАг, то

Сд = [А] + [НА] + [МеА] + 2[МеА].

Коэффициент распределения не является константой, незави­симой от концентрации компонентов раствора. Например, D может зависеть от pH водной фазы, концентрации лиганда и т.д. в отли­чие от значения константы распределения.

Если вещество в обеих фазах склонно к агрегации или ассо­циации, равновесие распределения может быть выражено следую­щим образом:

п(А ) <—— т(А ) ,
‘ т/в
                    ‘ п’орг

тогда

О = С^(орг)/С»(в).

Для практических целей очень важна такая характеристика экстракции, как степень извлечения R, или процент экстракции вещества. Степень извлечения представляет собой долю вещества в объеме Vb водной фазы, экстрагируемую объемом V органичес­кой фазы при заданных условиях:

[MeL ]                              Р • 100%

R——— «_°Е£ . ЮО и————————— ,

О. .                               D + V / V

MeL^                                           в’ орг

где С„ т — исходная концентрация комплекса MeL в водной п

фазе; V и V — объемы водной и органической фаз.

При V °=V
г в орг
D
R ———————————                    100%.

D + 1

 

 

Экстракция иона металла Ме в форме комплекса MeL^ с органическим реагентом HL описывается схемой:

Me*» + «(НЦ^               — (MeLn)opr + »Н*.

Тогда константа равновесия при экстракции К равна

[MeL] [Н*]п

I ffopr 1 J

~ ”рг

и коэффициент распределения D при экстракции комплекса MeL^ рассчитывают по формуле
[MeL 1

_ L_________ nJ Ор г______

[Ме+”]в + [MeLJB

К (MeL ) .

D,A’________ п

Г [Me+”h

I 1 + ————- Ч

если [MeLjopr/[Me+n]g принять равным коэффициенту распределе­ния D, то
= D
откуда
К ех
D= К ex
+]п
1 J в[HL]”1 J орг
[HL] n

L J opr

[H+]n

1          J в

IgP = lgKex + npH + nlgfHL]^,
т.е. при постоянной концентрации реагента HL коэффициент расп­ределения иона металла между двумя несмешивающимися фазами тем больше, чем выше pH раствора. Зависимость lgD от pH выража­ется прямой линией с наклоном п. Увеличение pH на единицу в подобных случаях повышает эффективность распределения в 10 раз для однозарядных ионов металла, в 100 раз — для двухза^ядных, в 1000 раз — для трехзарядных, и т.д.
1.1.       . Решение типовых задач

Пример 12.1. При экстракционно-фотометрическом определе­нии палладия его экстрагировали в дихлорэтан в форме нитрон- иодидного комплекса при равенстве объемов водной и органичес­кой фаз. Рассчитать коэффициент распределения D и степень экстракции й(%), если исходная концентрация Pd2+ в водной фазе d(Pd2+) = 2,5 мкг/см3; концентрация Pd2+ в водной фазе после экстракции (7(Pd) = 0,020 мкг/см3.

 

 

Решение

C(Pd)             2,5-0,02

D = _2           i°E£ = J             = 124;

C(Pd)B 0,02

C’(Pd)                                 2,5 — 0,02 • 100%

R =————— 2E£_ . ioo% =———————————— = 99,2(%).

C(Pd)                                                    2,5

v ‘ Ь, ИСХ

Пример 12.2. Ионы металла экстрагируют из водной фазы объемом 50 см3 с концентрацией QMe’1’”) = 10′6 моль/дм3 при pH = 7 в форме хелата МеЬг- Объем растворителя 10 см3. Кон­центрация органического реагента HL в растворителе C(HL)Qpr = = 10’4 моль/дм3. Рассчитать константу экстракции К если степень извлечения металла в органическую фазу составляет 40%.

Решение. Экстракция металла в органическую фазу опи­сывается равновесием

м«:!+2,hlv <меЬ>)«рг+«•>

Степень экстракции R равна

D • 100%

R =                                    ,

D + V/V
в’ орг

тогда

у;[н*]2

V [HL]2
оргL Jopr

= 3,3 • 10’6.

+]2 R

К = D——————- = —————

ех [HL] 2 ЮО — R

1 Jopr

40             50в— (10’2)2

100 — 40 10 • (10’4)2

1.2.        . Контрольные вопросы

1.      В чем сущность метода экстракции? Какие задачи и цели решаются с помощью этого метода?

2.      Что такое константа распределения {К£) вещества А? От каких параметров зависит ее значение?

3.      Что такое коэффициент распределения вещества А (.Од)? По какой формуле его определяют? От каких параметров зависит его значение?

4.      Охарактеризуйте величину степени извлечения вещества А(Я^). В каких единицах она выражается?

 

 

5.     Какова связь между степенью извлечения (Т?А) компонента А и его коэффициентом распределения (1?д)?

6.     Напишите уравнение экстракции металла Me*” в форме хелата MeL^ с органическим реагентом HL.

7.     Приведите выражение константы равновесия (А’е*) при экст­ракции хелата MeL^.

8.     Зависит ли величина К от pH среды и какая между ними связь?

9.                   Приведите графическую зависимость lgD от pH.

10.     Назовите органические растворители, наиболее часто ис­пользуемые в методе экстракции.

11.     Назовите типы соединений, в виде которых экстрагируются ионы металлов. Приведите примеры.

12.     В чем сущность количественных экстракционно-фотометри­ческих определений?

13.               Назовите достоинства и недостатки метода экстракции.

1.3.       . Задачи для самостоятельного решения

1.     По приведенным экспериментальным данным рассчитать коэффициенты распределения D для нитрониодидного комплекса палладия (Nytll^fPdl^ при одноактной экстракции, если объемы водной и органической фаз одинаковы. C(Pd2+)                                           — исходная

концентрация Pd2+ в водной фазе; С(Р<12+)кон — концентрация Рс12+ в водной фазе после экстракции (конечная):

ClPd2+)^cx, мкг/см3 50 100 500 700
CIPd2+)K0H> мкг/см3 0,50 1,2 13,50 23,0
2. Для условий предыдущей задачи рассчитать степень экст-
ракции Pd2+ в дихлорэтан.

3. Рассчитать коэффициент распределения (D) для Pt2+ в
форме нитрониодидного комплекса (NytH)2[PtI4] в дихлорэтан при
V = ^орг> если экспериментально установлено (обозначения см. в
задаче 1):

«Pt2^, мкг/см3                                        49                      98                       490

C(pt2+)KOH. мкг/см3                              0,25                   0,48                    4,0 4 5

4. Для условий предыдущей задачи рассчитать степень экст­ракции R.
5. Рассчитать коэффициенты распределения D и степень экст­ракции R (%) родия в дихлорэтан в форме нитрониодидного комп­лекса при равенстве объемов водной и органических фаз. В услови-

 

 

ях эксперимента получены следующие данные:
С(КН)водн(исходн.), мкг/см3                              51,5                    206,0                 515,0

C(Rh) (после экстракции), мкг/см3 1,3                                         6,5                     29,0

C(Rh) (после экстракции), мкг/см3                    50,2                    199,5                 486,0

6.     Рассчитать процент экстракции металла из водной фазы
объемом 50 см3 с концентрацией С(Ме+п) = 1 • 10′6 моль/дм3 при pH = 8. В качестве экстрагента используют 20 см3 дихлорэтана с концентрацией реагента QHL) = 10′5 моль/дм3. Константа экстрак­ции хелата МеЬг равна 3,3 • 10′6.

7.     Ионы металла экстрагируют из водного раствора объемом

100 см3 с концентрацией C(Me+n) = 10′5 моль/дм3 при pH = б в форме хелата МеЬг с помощью 10 см3 органического реагента с концентрацией CfHL)^ = 10′2 моль/дм3 в хлороформе. Рассчитать константу экстракции К если степень извлечения металла состав­ляет 70%.

8.     Рассчитать константу экстракции металла в органическую

фазу, если объем водной фазы 100 см3, C(Me+n) = 1 • 10′6 моль/дм3. Объем дихлорэтана для одноактной экстракции 20 см3, концентрация органического реагента в дихлорэтане C(IIL) = 1 • • 10′4 моль/дм3. Степень экстракции металла составляет 45%.
Глава 13

СТАТИСТИЧЕСКАЯ ОБРАБОТКА РЕЗУЛЬТАТОВ ХИМИЧЕСКОГО АНАЛИЗА

Важнейшими характеристиками результатов анализа являются их воспроизводимость и правильность.

Правильность — это соответствие результата анализа истинно­му значению содержания определенного компонента пробы. Пра­вильность результата анализа пробы чаще всего оценивают, сопос­тавляя его с результатом анализа стандартного образца, близкого по свойствам и химическому составу к пробе. Методы математичес­кой статистики не позволяют оценить правильность результата анализа.

Воспроизводимость — это повторяемость результатов анализа, которая может быть оценена статистическими методами. В аналити­ческой химии для оценки воспроизводимости результатов анализа при небольшом числе измерений (п = 2 т 5) пользуются специаль­но разработанными для этого случая методами. Такие модифици­рованные методы базируются на основных понятиях классической статистики, с помощью которых выполняется оценка прямых рав­ноточных измерений.

Ниже приведены наиболее простые и чаще всего используемые

 

 

методы оценки результатов анализа. Подробно статистические аспекты аналитической химии освещены в специальных монографи­ях. После выполнения анализа обычно производят вычисления следующих статистических величин.

Среднее арифметическое значение измеряемых величин х

_ Х1 + г2 + г3 + • • • + X In

X =————————————————- 2 = — Е х.,

п                                    п 1=1 *

где п — число параллельных определений, х — пригодные для обработки результаты измерений.

Среднее арифметическое значение является наиболее близким к истинному значению измеряемой величины при отсутствии систе­матической погрешности.

Стандартное отклонение S , дисперсия (S )2, коэффициент «’  i

вариации V характеризуют случайную погрешность анализа. Гра­ница, или мера, разброса отдельных измерений относительно х называется квадратичной погрешностью или выборочным стандарт­ным отклонением отдельного измерения и определяется по форму­ле:

Е (х. — г)2

■=1 1

п — 1

Относительная квадратичная погрешность, выражаемая в
процентах от среднего значения х, называется коэффициентом
вариации:
sx
V=^- 100(%).
х
Квадрат стандартного отклонения (S )2 — выборочная дисперсия, t

Стандартное отклонение среднего результата (W), доверитель­ный интервал среднего значения (г ± Дт), вероятная абсолютная погрешность определения (Дт) — важные статистические характе­ристики, используемые в различных расчетах. Вычисляют их по формулам:

t , • S
W = S /fi; Дт = ±
Xi                                              jn

где — коэффициент нормированных отклонений (коэффициент Стьюдента), зависит от числа степеней свободы (f = п — 1) и дове­рительной вероятности (надежности) а. Значения коэффициента

 

 

ta j приведены в Приложении II, табл. 6. Для серийных определений доверительную вероятность.принимают равной 0,95.

Со значением доверительной вероятности связана величина уровня значимости (/?) следующим соотношением:

Р = 1 — а.

Точность измерения, выраженную в процентах от среднего значения х, называют относительной погрешностью прямого изме­рения

Дг

△о = — • Ю0(%).

X

Методы математической статистики позволяют определить число параллельных измерений п, необходимое для получения среднего результата с заданной точностью Дг. Для этого предвари­тельно вычисляют стандартное отклонение S из небольшого числа измерений. Задаются величиной п, вычисляют значение по форму­ле

t = Дх Jn/S

и сравнивают его с табличным значением t , . Если t t , , то

О»/

заданное число измерений п обеспечивает точность ДХ с довери­тельной вероятностью а.

Q-Критерий. Проверка пригодности экспериментальных дан­ных для обработки их методами математической статистики с целью выявления и исключения грубых погрешностей производит­ся с помощью Q-критерия. Для этого результаты п параллельных измерений располагают в порядке возрастания их численных зна­чений. Сомнительны первый и последний (n-ный) результаты. Для них вычисляют значение Q-критерия по следующим формулам:

Х-> — Х\                    X — X

Q‘ =————— ; Q» = ————-

X — Ti                            X — Xt

п                                    п

Вычисленные величины Q1 и Q« сопоставляют с табличными значениями Qan (см. Приложение II, табл. 7). Если вычисленные значения Q1 и Q« превышают табличное значение Qat^ Q‘ > Qan> Q» > Qa , то это свидетельствует о наличии грубой погрешности и соответствующие измерения следует исключить, в противном слу­чае, когда Q‘ < Q или Q» < Q , все измерения следует при- нять в расчет.

Условие значимости цифр. Правила вычисления. Результаты анализа должны быть вычислены с той же точностью, что и выпол­ненные измерения. С этой целью при расчете результатов всегда сохраняют одну лишнюю цифру по сравнению с числом цифр в

 

 

конечном результате. В конечном результате число округляют и
последнюю лишнюю цифру отбрасывают.Результат измерения и погрешность следует выражать числом
с одинаковым количеством цифр после запятой. Поэтому их округ-
ляют в одинаковой степени. Например, при сложении вычисляют
следующим образом:х = 5,25 + 0,08 + 3,7 + 2,143 = 11,173 и 11,2 г.При умножении и делении наименее точным числом полагают
то, которое содержит наименьшее количество значащих цифр. То
же число их следует оставлять и у результата измерений.
Например,

0,1290 • 35,45 • 100

х ———————————— = 59,54 г.

143,3 -0,0536

Наименее точным числом является здесь 0,0536, содержащее
три значащие цифры. Следовательно, три значащие цифры должны
быть и у результата анализа, т.е. 59,5 г.

Результаты измерений или анализа с погрешностью следует
выражать числами с одинаковым количеством цифр после запятой,
например: 10,9 ± 2,2%; 34,28 ± 0,07%; 786 ± 14 мг/дм3; 0,34 ± 0,02%;
0,006 ± 0,001%.

13.1.     Контрольные вопросы

1.     Приведите классификацию погрешностей измерений по
способу их выражения.

2.     Приведите классификацию погрешностей измерений по
характеру вызывающих их причин.

3.     Как зависит относительная погрешность измерения объема
по бюретке от величины измеряемого объема?

4.     Как зависит относительная погрешность взвешивания на
аналитических весах от величины навески?

5.     Что такое среднее арифметическое значение измеряемой
величины?

6.     Какими причинами вызваны систематические, случайные и
грубые погрешности?

7.     Что такое правильность и воспроизводимость эксперимен-
тальных данных?

8.     Какими способами можно уменьшить систематическую по-
грешность: титрования, взвешивания, осаждения и промывания
осадков, калибрования мерной посуды?

9.     Какими статистическими характеристиками определяется
случайная погрешность?

10.                 Что такое стандартное отклонение отдельного измерения?

11.                 Что такое коэффициент вариации?

12.   В каких случаях коэффициент вариации используется для
характеристики случайной погрешности?

13.   Какие статистические характеристики используются для
оценки точности результата анализа?

 

 

14.       Что характеризует коэффициент нормированных отклоне- (й (коэффициент Стьюдента); от каких факторов он зависит?

15.       Чему равна доверительная вероятность (надежность) для рийных определений?

16.       Что такое уровень значимости и как он связан с величиной верительной вероятности?

17.       Как записать выражение доверительного интервала и что I характеризует?

18.       Как с помощью критерия Стьюдента можно установить исло параллельных измерений, необходимых для получения сред- эго результата с заданной точностью?

19.       Какие методы выявления грубых погрешностей использу­йся в математической статистике?

20.                  Что такое Q-критерий, от каких факторов он зависит?

21.                       Как, пользуясь Q-критерием, можно обнаружить грубые огрешности?

22.                 Что такое размах варьирования?

23.Какие правила вычислений следует соблюдать, чтобы ‘очность вычислений соответствовала точности измерений?

24. Как используются методы математической статистики для гроверки значимости различий между параллельными анализами?

13.2.    Задачи для самостоятельного решения

1.   Три аликвотные части раствора Ка2СОз по 15,00 см3 каждая оттитрованы раствором НС1. На титрование было израсходовано соответственно 20,05; 20,12; 20,10 см3 НС1. Вычислить границы доверительного интервала среднего значения объема НС1 при до­верительной вероятности а = 0,95.

2.   Четыре аликвотные части раствора Na2C2O4 по 10,00 см3 каждая оттитрованы раствором KMnO.j. На титрование израсходо­вано соответственно 15,25; 15,05; 15,00; 15,15 см3 КМПО4. Оценить по Q-критерию пригодность результатов титрования для статисти­ческой обработки. Для пригодных данных вычислить границы доверительного интервала среднего объема КМ11О4 при доверитель­ной вероятности а = 0,95.

3.   В четырех параллельных пробах раствора NH4CI определены следующие значения массы NH3 (в граммах): 0,1065; 0,1082; 0,1074; 0,1090. Вычислить границы доверительного интервала массы NH3 и относительную погрешность измерения массы при доверительной вероятности а = 0,95.

4.   В трех параллельных пробах соли Мора перманганатометри­ческим методом определена массовая доля FeO (в %): 17,75; 17,95; 18,05. Определить границы доверительного интервала массовой доли FeO при доверительной вероятности а — 0,95 и относитель­ную погрешность измерения массовой доли FeO.

5.   При стандартизации раствора КМПО4 по навеске Na2C2O4 аликвотные части навески были оттитрованы раствором КМПО4. На титрование израсходовано: 14,50; 15,00; 15,10; 15,05; 14,95 см3 КМПО4. Оцените по Q-критерию пригодность полученных резуль­татов для статистической обработки. Для пригодных данных опре­

 

 

делите границы доверительного интервала среднего значения объе­ма КМпО« и относительную погрешность измерения объема при доверительной вероятности а = 0,95.

6.    На титрование трех параллельных проб раствора Н3РО< затрачено 10,05; 10,10; 10,03 см3 раствора NaOH. Определить грани­цы доверительного интервала среднего значения объема раствора NaOH и относительную погрешность измерения объема при довери­тельной вероятности а = 0,95 и оц = 0,75.

7.    В трех параллельных пробах раствора, содержащего смесь NaOH и Na2CO3, по результатам титрования их раствором НС1 вычислена общая щелочность, которая составляет: 0,3100; 0,3075; 0,3095 г Na2O. Определить границы доверительного интервала среднего значения массы Na2O и величину относительной погреш­ности измерения массы Na2O при доверительной вероятности а = = 0,95.

8.    При стандартизации раствора Na2S2O3 по навеске К2Сг20т на титрование 12, выделившегося при взаимодействии аликвотной части навески К2Сг20т с KI в кислой среде, израсходовано 12,45; 12,75; 12,80; 12,90; 12,70 см3 раствора Na2S2O3. Оценить результаты титрования по Q-критерию. Вычислить границы доверительного интервала среднего значения объема Na2S2O3.

9.    В трех параллельных пробах соли меди йодометрическим методом обнаружена масса меди: 12,39; 12,85; 12,68 мг. Вычислите границы доверительного интервала среднего значения массы меди и относительную погрешность измерения массы при доверительной вероятности а = 0,95.

10.   В четырех аликвотах раствора йодометрическим методом определена масса As2O3: 0,1270; 0,1289; 0,1282 г. Вычислить грани­цы доверительного интервала среднего значения массы As2O3 при а = 0,95 и относительную погрешность анализа.

11.   В трех параллельных пробах образца стали фотометричес­ким методом определена массовая доля хрома: 1,15; 1,18; 1,07%. Вычислить границы доверительного интервала среднего значения массовой доли хрома в стали при а = 0,95 и относительную пог­решность анализа.

12.   При определении массовой доли TiO2 в минерале фотомет­рическим методом для четырех параллельных проб минерала полу­чены следующие результаты анализа: 8,40; 8,25; 8,32; 8,46%. Вычис­лить доверительные границы среднего значения массовой доли TiO2 при а = 0,95 и относительную погрешность анализа.

13.   По результатам потенциометрического титрования в четы­рех параллельных пробах стали определена массовая доля хрома: 7,70; 7,55; 7,48; 7,64%. Найти границы доверительного интервала среднего значения массовой доли хрома в стали (о■ = 0,95) и вычис­лить относительную погрешность анализа.

14.   В трех параллельных образцах стали фотометрическим методом определена массовая доля марганца: 1,13; 1,15; 1,08%. Вычислить доверительные границы среднего значения массовой доли Мп в стали (а — 0,95) и относительную погрешность анализа.

15.              Оценить по Q-критерию пригодность для статистический

 

 

обработки результатов двух выборок: а) 41,37; 41,61; 41,84; 41,70; б) 7,3000; 7,284; 7,38; 7,292.

16.   Вычислить число параллельных определений п, чтобы при определении 4% Ni в стали погрешность результата не превышала ± ± 0,1% при а = 0,95, коэффициент вариации метода составляет 2%.

17.   Сколько параллельных измерений необходимо выполнить, чтобы при определении (8,5 мкг/см3 Fe в дизельном топливе атом­но-абсорбционным методом погрешность результата составляла ± ± 2,0 мкг/см3 при коэффициентах вариации метода V = 10%; а = = 0,95.

18.   Атомно-абсорбционный анализ дизельного топлива пока­зал, что содержание меди в нем 8,53 мкг/см3. Сколько параллель­ных опытов необходимо выполнить, чтобы получить погрешность анализа ± 0,5 мкг/см3 при V = 5%, а = 0,90.

19.    При определении содержания теллура в четырех парал­лельных пробах сточной воды спектрофотометрическим методом в виде иодидного комплекса получены следующие результаты: 6,0; 10,0; 7,0 и 9,0 мкг/дм3. Вычислить границы доверительного интер­вала среднего значения содержания теллура и относительную пог­решность определения.

20.   Анализ трех проб медно-никелевого сплава спектрофотометрическим методом дал следующие значения массовой доли железа: 0,090;                                                    0,095;      0,103%. Вычислить

относительную погрешность определения.

21.    В трех навесках легированной стали спектрофотометричес­ким методом определяли ванадий с дихлорхромотроповой кислотой (ДХХК). Получены следующие результаты: 0,54; 0,48; 0,45%. Вы­числить стандартное отклонение и границы доверительного интервала среднего значения массовой доли ванадия.

22.    При определении массовой доли хрома спектрофотометри­ческим методом с дифенилкарбазидом (ДФК) в трех навесках легированной стали получены следующие результаты: 1,66; 1,72; 1,75%. Вычислить относительную погрешность определения.

23.   При стандартизации одного и того же раствора НС1 по навеске Na2COs тремя студентами получены следующие результаты (моль/дм3): 1) 0,1005; 0,1008; 0,1010; 0,1006; 2) 0,0995; 0,0996; 0,0990; 0,0992; 3) 0,1000; 0,0998; 0,0997; 0,1002.

Вычислить стандартное отклонение единичного определения и доверительный интервал среднего значения для а = 0,95.

24.    При определении сульфат-иона в сухом образце гравимет­рическим методом получены следующие значения массовой доли SO3 (%): 45,51; 45,45; 45,57; 46,15. Содержат ли результаты анализа грубую погрешность?

25.    При измерении pH раствора получены следующие значе­ния: 8,48; 8,55; 8,20; 8,40. Определить, содержат ли результаты измерений грубую погрешность.

 

 

ОТВЕТЫ К ЗАДАЧАМ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
К главе 2

1. 12,7. 2. 12,47. 1 1,0. 4. 1,3. 5. 1,1. 6. 12,95. 7. 13,0. 8. 1,0. 9. 1,7. 10. 0,7. И. 2,1. 12. 5,0. 13. 2,9. 14. 3,24. 15. 11,03. 16. 5,67. 17. 5,5. 18. 9,47. 19. 4,27. 20. 2,3. 21. 8,88. 22. 5,12. 23. 11,15. 24. 9,27. 25. 10,1. 26. 7,42. 27. 11,66. 28. 9,67. 29. 9,19. 30. 7. 31. 12,5. 32. 10,26. 33. 9,99. 34. 12,80. 35. 8,37. 36. 9,36 мг. 37. 209 см3. 38. 9,06. 39. 10,80. 40. 2,1 г. 41. 9,92 см3. 42. 8,59 г. 41 5,69. 44. 3,55. 45. 5,76. 46. 9,41. 47. 8,53. 48. 10,57. 49. 11,30. 50. 8,24. 51. 3,12. 52. 4,13. 51 8,53.

К главе 3

L 1,74 • 10-Ю. 2. 6 2 . 10’5. а з,8 • Ю»9. 4. 3,3 • 10′38. 5. 2,5 • 10’13. 6. 5,7 • 10′4. 7. 1,6 • 10′8. & 3,84 • Ю’7. 9. 1,25 •_ Ю’10. 10. 2,3 • 10’9. 11. 1,3 • 10-20. J2. 1,4 . 10’3 г. 13, а) 1,4 . ю‘3; б) 19,8 • 10′4; в) 8,9 • 10′2. 14. 3,14 • 10″2 г/дм3. 15. 6,5 • 10”5 моль/дм3. 16. 0,038 г/дм3. 17. 0,3 г/дм3. 11 В 747 раз без учета коэффициента активности и в 280 раз с учетом коэффициента ак-гивносги. 19. 2,23 • 10″4 моль/дм3. 20. Повысится в 208 раз. 21. Повысится в 1,1 раза. 22. Повысится в 2,2 раза. 21 а) 0,08; б) 0,75; в) 0,15; г) 6,3; д) 0,1. 24. 0,28. 25. 1,05 • 10 4 моль/дм3; в 1,4 раза. 26. 6,5 • 10″4 моль/дм3; в 1,54 раза. 27. В 1,5 раза. 21 В 1,26 раза. 29. 6,7 • 10”2 г/см3; 4,4 • 10”4 моль/дм3. 30. В 1,4 раза. 31. 1,26 • 10′4 моль/дм3. 32. 1,4 • 10‘4 г. 31 1,6 • 10′5 моль. 34. 1,87 • 10′11 г. 35. 6 • IO*2 моль/дм3. 36. 3,6 • 10″4 г. 37. 8,3 • 10′13 моль/дм3. 31 2,2 • Ю’8 моль/дм3. 39. 2,28 • 10″8 моль/дм3 (серебро); 7,5 • Ю»3 моль/дм3 (хром). 40. 3,6 • 1Q”9 моль/дм3 (Мп2+); 5 • 10′3 моль/дм^ (СО3 ). 41. 5 • IO’49 Маль/дм3.

К главе 4

36. 4,9 •     1015. 37 3|0 . 1025. з& з 29.               39. 33 .       ю14. 40. 2,0 •         105. 41.

1,6 • 1081. 42.       2,6 • 10я. 41 2,0         • 109.   44. 7,2 •    1025.    45. 3,5    • 102®.   46.   8,5 •

•    107. 47. 1,1 • IO67. 41 4,4 •                 КЯ8.   49. 3,5    •   Ю42.   50. 3,0    •  1034.   51.   2,0 •

•    IO725. 52. 2,8 • 1О13. 51 3,8 •             107754. 2,5    •  1015.  55. 3 6      .  1015.   5Ь        5 0   .

•    Ю464. 57. 1,0 • 1О486. 51 1,0 • Ю234. 59. 1,0 • 10227. 60. 1 • 1О448. 61. 4,5 • • 101®. 62. 5,0 • 1022. 61 2,5 • 1023.

К главе 5

L Концентрации, моль/дм3: [Zn2+] = 3,04 • Ю»5; [гп(ЛНз)2+] = 1,42 • Ю»4; [Zn(NH3)^+] « 7,86 • 10’4; [Zn(NH3)|+] = 4,98 • IO’3; [Zn(NH3)j+] = 1,4 • W2. 2. Концентрации, моль/дм3: [Cd2+j = 1,17 • 10’9; [С<1(СМ)з] = 6,44 • IO’4;

 

 

[Cd(CN)2«] w 0,1 моль/дм3. 1 1,4 • IO’7 моль/дм3. 4. Концентрации, моль/дм^: [Hg2+] = 1,48 • 10′28; [Hglj] = 5,9 • IO*4; [Hglf’] « 0,01. 5. 4 • IO’4 моль/дм3. 6. 5,5 • IO’11 моль/дм3. 7. 1,48 • IO’24 моль/дм3. 8. 7,4 • 10’7 моль/дм3. 9. 5,4 • • IO”6 моль/дм3. 10. 6 • IO’23 моль/дм3. IL 2,8 • IO’5 моль/дм3. 12. 9 • IO»12 моль/дм3. 11 0,076 моль/дм3. 14. 1,31 M. 15. 0,13 M. 16. 2,45 • Ю’4 моль/дм3. 17. Осадок выпадает. 18. 1,1 моль/дм3.

К главе 6

L 0,3313 г. 2. 0,3 г. 1 0,735 г. 4. 0,5680 г. 5. т = 2,19 т 2,74 г. 6. 0,15 г. 7. 0,6158 г. & 4,3126 г. 9. 0,2380 г. 10. 10,40 см3. 11. 0,6 см3. 12. 0,664 г. 13. 7,54 см3. 14. 0,5 см3. 15. 10 см3 16. 1,2 см3. 17. 1,6 см3. 18. 60 см3. 19. 8,5 см3. 20. 0,0005 г. 21. 0,00003 г. 22. 0,01%. 23. 0,004%. 24. 7,4 • 10″4. 25. 2,6 • 10′5. 26. ш(СаО) = 2,6 • 10*5 г; m(CaSO4) = 6,3 • 10′5 г. 27. ЦРО|‘) = 7,1 • 10*7 моль/дм3. 28. 3,3. 29. В 17,8 раза. 30. 0,00182 г. 3L 0,27%. 32. В 208 раз. 33. 3,4%. 34. 0,06 г. 35. 0,0004 г. 36. 0,003%. 37. 8 • 10’3 моль/дм3. 38. Промывать нельзя. 39. 0,035%. 40. 0,0364 г. 41. 2,17%. 42. 10,64% Na2O; 7,11% К2О. 43. 0,2010 г (Fe); 0,7199 г Fe2(SO4)3. 44. 1,67% Ti; 2,49% Fe; 18,30% Al. 45. 0,421% S. 46. 0,04684 г. 47. 1,94%. 48. 10,33%. 49. 7,68%. 50. 0,1306 г. 51. 36,85% Си; 4,88% Sn; 58,28% Zn. 52. 29,10%. 53. 95,96%. 54. 1,29% Zn; 0,78% Ti; 55. 15,03% Cr. 56. 1,01% Си. 57. 3,96%. 58. 84,16% CaCO3; 2,48% MgCO3. 59. 7,54%. 60. И 22 см3. 61. « 130 см3.

К главе 7

1 1) / = 1; M(HNO3) = 63,01 г/моль; 2) / = 1; M(NaOH) = 40 г/моль; 3) / = 1; M(NH3) = 17,01 г/моль; 4) f = 1/2; M(l/2 H2SO4) = 49,07 г/моль; 5) f = = 1/2; M(l/2 Na2B4O7 • 10 Н2О) = 190,68 г/моль ; 6) / = 1; M(KHSO4) = 136,2 г/моль; 7) / = 1/2; M(l/2 Na2CO3) = 52,99 г/моль; 8) f = 1; M(NaHCO3) = 84,01 г/моль; 9) f = = 1/2; М(1/2 К2О) = 47,1 г/моль; 10) / = 1/2; M(l/2 N20j) = = 54,01 г/моль; 11) / = 1/2; М(1/2 Н2С2О4) = 45,02 г/моль; 12) / = 1/2; М(1/2 SO2) = 40,03 г/моль; 13) / = 1/2; М(1/2 Ва(ОН)2) = 85,67 г/моль; 14) / = 1/3; М(1/3 Н3РО4) = 32,66 г/моль; 15) / = 1/2; М(1/2 Н2СО3) = 31,01 г/моль. 2. п(НС1) = 0,06463 моль. 3. n(HNO3) = 0,1000 моль. 4. n(l/2 Na2B4O7 • 10 Н2О) = = 0,1001 моль. 5. п(НС1) = 0,007133 моль. 6. n(NaOH) = 0,1049 моль. 7. n(HNO3) = 0,1000 моль. 8. п(НС1) = 0,09998 моль. 9. n(HNO3) = 0,142 моль. 10. п(КОН) = 0,01000 моль. 11. n(NaOH) = 0,1000 моль. 12. C(Na2CO3) = 0,1000 моль/дм3; C(l/2 Na2CO3) = 0,2000 моль/дм3; Т = 0,005300 г/.г>3. 13. СГН2СО4) = = 0,0500 моль/дм3; СТ 1/2 H2SO4) = 0,1000 моль/дм3. 14. 7(HNO3/CaO) = = 0,002803 г/см3. 15. С(НС1) = 0,2002 моль/дм3; 7(HCI/Na2O) = 0,006248 г/см3. 16. m(NaOH) = 4,00 г. 17. m(Na2CO3) = 5,3000 г. 18. m(Na2B4O7 • 10 Н2О) = = 19,0685 г. 19. У(НС1) = 32,5 см3. 20. V(HNO3) = 163 см3. 21 ЦН2ЗО4) = 121 см3. 22. ЦНС1) = 10,5 см3. 23. V(HNO3) = 21,5 см3. 24. V(H2SO4), = 20 см3, 25. До 2,000 дм3. 26. До 4,99 дм3. 27. 4,50 дм3. 28. 2,00 дм3. 29. До 5,00 дм3. 30. У(НС1)’ = 27,78 см3. 31 V(CH3COOH) = 62,5 см3. 32. V(HNO3) =8,11 см3. 33. V(H2SO4) = 0,45 дм3. 34. V(NaOH) = 125 см3.

35.    C(HNO3) = 0,2301 М. 36. С(НС1) = 0,2000 М. 37. 7(NaOH) = = 0,004800 г/см3. 38. Т(НС1) = 0,04375 г/см3. 39. ДНМО3) = 0,004201 г/см3; CTHNO3) = 0,06667 М. 40. C(l/2 Na2CO3) = 0,04001 моль/дм3; СГНС1) = 0,04082

 

 

М. 41. <Д1/2 буры) = 0,01633 моль/дм3; (ДНС1) = 0,1675 М 42. С(1/2 Ва(ОН)2) = 0,15 моль/дм3; Т(Ва(ОН)2) = 0,01285 г/см3. 41 <ДСН3СООН) = 0,12 М; ДСН3СООН) = 0,007205 г/см3. 44. m(HNO3) = 0,7955 г. 45. m(Na2CO3) = = 0,08430 г. 46. W(Na2CO3) = 53,39%. 47. W(Na2O) = 30,89%. .48. 68,56%. 49. И(СН3СООН) = 95,12%. 50. 6,71%. 5L 284,4 г/моль. 52. ЦКОН) = 0,58 см3. 51 0,27%. 54. 3,28%. 55. ЦС2Н5ОН) = 120,1 см3. 56. V(NaOH) = 0,87 см3. 57. 9,205 г. 51 37,6%.

59.    m(NH3) = 29,45 мг. 60. W(HNO3) = 71,69%. 61. W(Na2CO3) = 76,42%. 62. 0,5555 М. 61 W(NH3) = 44,79%. 64. т(СаСОз) = 404,3 мг. 65. И(Ы2О5) = = 43,57%. 66. 204,4 мг. 67. W(NH3) = 19,70%. 61 W(N) = 8,86%. 69. а) 1,8; б) 7; в) 12,1 70. а) 1,7; б) 2; в) 4. 74. а) 6; б) 9; в) 11. 75. а) 9,3; б) 9,9; в) 5,1.

76.                   ОН-ошибка; 0,2%.                                       77. Н-ошибка; 2,0%.          71 Н-ошибка; 0,02%.                         79.

Н-ошибка; 3,16%; 80. ОН-ошибка; 2,0%. 81. Н-ошибка; 0,01%. 82. Нет. 81 Да. 84. Нет. 85. Нет. 86. Нет. 87. Нет. 81 ОН-ошибка; 0,2%. 89. НА-ошибка; 0,57%. 90. Н-ошибка; 0,075%.

9L 1) n(FeS04) = 0,659 ммоль; 2) n(l/3 HNO3) = 4,76 ммоль; 3) n(HNO3) = = 1,585 ммоль; 4) п(1/2 Н2О2) = 5,90 ммоль; 5) п(1/5 КМПО4) = 3,17 ммоль; 6) п(1/3 КМПО4) = 1,91 ммоль; 7) п(1/6 К2Сг2О2) = 2,11 ммоль; 8) n(Na2S2O3) — = 0,632 ммоль; 9) п(СиС12) = 0,745 ммоль; 10) n(l/4 As2O3) = 2,07 ммоль; 11) n(l/2 Na2AsO4) = 0,966 ммоль; 12) п(1/2 12) — 0,790 ммоль; 13) п(1/2 12) = = 0,790 ммоль; 14) п(1/2 Н2С2О4) = 2>23 ммоль; 15) n(l/2 SO2) = 3,13 ммоль; 16) n(l/2 V20s) = 1,10 ммоль.                                                                               г. ,

92.   m(KMnO4) = 39,405 г. 91 т(КМпО4) = 5,759 г. ’94. т(КМпО4) = = 261,5 г. 95. т(КМпО4) =               52,80 г. 96. т(КМпО4) = 41,31 г. 97.                     ЦКМпО4)             =

= 28,74 см3.          91  ЦКМпО4)   = 555,8 см3. 99. ЦН2О)      = 303,8 см3. 100.   У(^МпО4)

= 6,64 см3.         101. V(Na2S2O3   • 5 Н2О) = 1,26 дм3.        102. m(Na2S2O3       •    5 М2О)  =

= 40,00 г.           103. m(Na2S2O3   • 5 Н2О) — 50,00 г.           104. m(Na2S2O3        •   5 -Н2О)  =

= 620,45 г. 105. т(12) = 203,04 г. 106. т(12) = 15,83 г.

107.   V = 250 см3. 101 W(Fe) — 48,28%. 109. V(KMnO4) = 20,62 см3. Ill W(Fe) = 70,01%. 111. W(Fe)’ = 48,30%. 112. W(H2C2O4 • 2 H2O) = 98,58%. Ill W(NaNO3) = 92,20%. 114. И(Н2О2) = 45,93%. 115. V(KMnO4) = 29,50 см3. 116. W(FeO2O4) = 95,61%. 117. W(Sb) = 26,03%. Ill W(Fe2O3) = Ц06%. 119. V = = 250 cm3. 120. W = 50,23%. 121. И(С2Н5ОН) = 0,169%. 122. ТЦНОООН) = = 0,59%; образец не соответствует ТУ. 121 И(СгО3) = 73,59%. 124$ /(Сг) = = 1,37%. 125. VKCeHsOH) = 94,75%. 126. И(СбН5ОН) = 87,86%. 127. 1&,5. 121 34,47%.           j

129.   1) 1,415 В; 2) 0,355 В; 3) 1,427 В; 4) 0,811 В; 5) 0,516 В; 6) 0,$4 В; 7) 0,096 В; 130. 0,32 В. 131. 0,015 В. 132. 1,37 В. 131 0,550 В. 134. Потенциал электрода уменьшится на 0,547 В. 135. 0,358 В. 136. 1,99 В. 137. 0,385 В. 131 1,65 В. 139. Е = 1,57 В; потенциал понизится на 0,08 В.

140.   m(KCN) = 344,4 мг. 141. W(Ag) = 85,58%. 142. m(KCl) = 2,6618 г. 143. CTAgNO3) = 0,04908 моль/дм3; Т = 0,008342 г/см3. 144. CTKCNS) = = 0,1483 моль/дм3. 145. 0,02738 моль/дм3. 146. 3,5078 г. 147. 1,8640 г. 141 3,2806 г. 149. т(НС1) = 16,05 г. 150. m(NaCl) = 14,61 г. 151. W(C1) = 84,09%. 152. m(KBr) = 0,1607 г. 153. m(Na3AsO3) = 3,06 • Ю’11 мг. 154. m = 310,7 мг. 155. CTAgNO3) = 0,08253 моль/дм3; Т = 0,01402 г/см3. 156. m(NaCl) — 1,1924 г. 157. 7(AgNO3) = 0,2369 г/см3. 151 C(l/2 Hg(NO3)2) = 0,04264; F = 0,8528; Т = = 0,01197 г/см3. 159. CTNaCI) = 0,06402 моль/дм3. 160. C(l/2 Hg(NO3)2) = = 0,1001 моль/дм3; F = 1,001; Т = 0,01625 г/см3. 161. m(AgNO3) = 145,3 г. 162.’ m(AgNO3) = 143,72 г. 161 0,008640 г/см3. 164. W(Ag) = 79,58%. 165.

TfAgNOg/Ag) = 0,01081 г/см3; T(AgNO3/Cl) = 0,003553 г/см3; 7{AgNO3/NaCl) = = 0,005857 г/см3. 166. В первую очередь будет осаждаться Agl. 167. рС1 = 5.

 

 

171.    0,0100 моль/дм3. 172. 0,6794 г. 173. 0,001216 г. 174. 0,001179 г. 175. 0,0004144 г/см3. 176. а) 0,06849 моль/дм3; 6) 0,2745 мг/см3; в) 5,775 мг/см3. 177. 0,01190 моль/дм3. 178. С = 0,04147 моль/дм3; Т (по ГегОз) = 0,003311 г/см3; Т (по СаО) = 0,002322 г/см3. 179. 191,4 мг/дм3. 180. C(Mg) = 1,901 ммоль/дм3. 181. m(Cu) = 0,02897 г. 182. m(Cd) = 141,6 мг. 183. m(Th) = 88,18 мг. 184. т(Са) = 36,97 мг. 185. С(Са2+) = 1,56 ммоль/дм3; жесткость = 3,12 ммоль экв/дм3; С(СаО) = 87,48 мг/дм3. 186 т(А1) = 22,26 мг. 187. m(Ni) = 82,78 мг.

188.    W^MgCh) = 79,47%. 189. W = 88,42%. 190. m(MoO4) = 89,97 мг. 191. а) 7,3; б) 10,5; в) 13,35. 192. а) 2,1; б) 6,3; в) 8,59. 191 a) pFe = 4; б) pFe = 5. 194. а) рСа = 3,55; б) рСа = 4,29. 195. 16,15; 17,15. 196. pZn = 4. 197. pZn = = 13,05. 191 pSr = 5,56.

К главе 8
1. 35,83%. 2. 6,54 • IO’2 н. 1 0,3284 г Си; 0,1938 г Fe. 4. 65,7 г/моль; трехвалентный. 5. 0,2666 г. 6. 9,25 ч. 7. 1,15 ч. 1 0,16 А. 9. 100%. 10. 0,512 А. 11. Хром. 12. 52,4 г/моль. 11 9,2 • 10‘5 г/моль. 14. 0,308 В. 15. 2,4 • • 10-12 моль/дм3.

16. 2,74%.   17. 0,1176 г. 11 0,148 мг. 19. 0,09326 моль/дм3. 20. 3,67 •

• Ю’4 моль/дм3. 21. 7,31 мг. 22. 4,145 мг. 21 0,015%.

24. 0,316 В. 25. -1,66 В. 26. 0,601 В. 27. -0,058 В. 21 -0,187 В. 29. 0,48 В. 30. 0,623 В. 31. 0,761 В. 32. 1,401 В. 31 На 0,289 В.                                                 34. а) 0,630    В;  б) 0,544

В; в)    0,312 В; г)   0,138 В. 35. а) 0,770 В; б) 0,826 В; в) 0,877         В; г) 1,250   В;  д) 1,282

В. 37. а) -0,591 В; б)-О,535 В; в) -0,420 В; г) -0,314 В; д) -0,299 В. 31 а) -0,237 В; б) -0,139 В;            в) 0,081 В; г) 0,096 В; д) 0,272 В. 39. а)                                0,130 В; б)   0,229  В; в)

0,257  В; г) 0,279   В; д) 0,272 В. 40. а) 1,029 В; б) 0,9996 В;            в) 0,913 В;    г)  0,923 В;

д) 0,945 В. 41. а) -0,105 В;          6) -0,116 В; в) -0,271 В.

42. 1) 0,163 В; 2) 0,23       В; 3) 0,175 В; 4) 0,26 В; 5)        0,13   В; 6) 0,276 В; 7) 0,695

IV В; 8) 0,45 В; 9) 0,465 В; 10)   0,565 В; 11) 0,525 В; 12) 0,362 В;      13) 0,16 В. 41 Сг .

44. -0,103 В; Sn11. 45. 2,5            см3; 0,733 мг. 46. 11,74%.           47.   0,0488 моль/дм3.     41

0,084%. 49. 8,44 • 10′4 моль/дм3. 51 0,0964%. 51. 0,0448 моль/дм3. 52. 5,1 • 10′5 моль/дм3. 51 4,92 • 10’3%. 54. 3 • 10″7 моль/дм3. 55. 1,07 • 10’6 моль/дм3. 56. 2,3 • 10′2 моль/дм3. 57. 3,59 • 10′2%. 51 5,88 • 10′4 моль/дм3. 59. 6,34 • • 10’2%. 60. 3,7 • 10′3 моль/дм3. 61. 3,39 • 10′3 моль/дм3. 62. 8,86 • Ю’3 моль/дм3. 61 9,72 • 10‘4 г/см3. 64. 0,105%. 65. 621 мг/дм3. 66. 3,15 • 10‘3 мг. 67. 1,304 • 10′3 моль/дм3. 61 1,67 • 10′4 г/см3. 69. 1,346 • 10′3 моль/дм^

70. 0,88. 71. 0,125. 72. 3,75 • Ю’2 моль/дм3. 71 0,774 н. 74. 4 • 10~6. 75. 0,387 Ом. 76. 0,049 см.                                         77. 0,77.   71 0,187. 79. 0,06. 80.        6,07 •   10′9.    81. 12,09.

82. 7,5 • 10-3. • 81 0,63. 84. 4,27            • 10’3. 85. 8,6 • 10‘2.            86. 2,3   • 103.    87. 0,27.

81 5,5. 89. 1,45 • 10′2.               90. 50,4.   91. 2,56. 92. 67,07% НС1;  32,93% СН3СООН. 91

3,78 • 10′3%. 94. 4,3 • 10‘4. 95.                3,7 • IO’6. 91 15,93. 97.         9,97.

К главе 9

L 0,017    — 0,921. 2. а) 88,3%;        б) 15,81%; в) 30,13%.           1 а) 0,636; 6) 0,280;  в)

0,098.     4. 0,6    • 104. 5. 1,96 • 102.        6. 0,300. 7. 0,440. ‘ 1                 В см’1л •   мг’19.

5,86   • 10’6%.    10. 1,6 • 10‘5 моль/дм3. U. 2,06%. 12. 3,32%. 11 6000.                          14. 182

мг.     15. 1,8 •  10‘4 мг/мл. 11 5000.        17. 2,00%. 11 0,25%.            19. 14,1%. 20.  2 см. 21.

2,5 • 103. 22. 0,171. 21 0,75% МоОз. 242 ’ ммоль/дм3; ниже ПДК. 25.

 

 

1,6 мг/дм3; превышает ПДК в 3,2 раза. 26. 2,2 мг/дм3; ниже ТТДК в 4,5 раза. 27. 1,58 мг/дм3; превышает ПДК. 28. 1 мг/дм3. 29. 9,1 мкг/дм3; превышает ПДК в 9,1 раза.

30.    3,1 • 10′3%. 3L 5,73%. 32. 1,0%. 33. 0,06 мг/дм3. 34. 7,5 г/дм3. 35. 28,8%. 36. 7,0 • 10′3%. 37. 3,20%. 38. 1,0%. 39. 6,6%. 40. 1,275 г/дм3. 4L 0,56 мг/дм3. 42. 1,1 мг/дм3. 43. 7,5 мг/дм3. 44. 1,875 М17дм3.

45.   7,5 мг/дм3. 46. 0,547 мг/дм3. 47. 20 мг/дм3. 48. Wi = 1,02%; W2 = 1,5%; Ws = 0,55%; W4 = 0,82%. 49. W) = 0,7%; W2 = 0,90%; W3 = 1,85%; W4 = 2,55%. 50. Wi = 6,33%; W2 = 4,47%; W3 = 3,54%; W4 = 3,06%; W5 = 1,89%. fl. 1,3%. 52. 1,28%. 53. 1,85%.

54.                  0,91%. 55. 2,42%. 56. 3,19%. 57. 0,51%. 58. 2,43%. 59. 0,98%. 60.

1,52%, 6L X., = 772,5 нм; Ar. = 649 нм; A_ = 324,2 нм; A_ = 232,4 нм. 62. t К           Li                                         Cu                     Be

0,324. 63. 308,2 нм. 64. 418,5 нм.

К uiaee 10
L 5,2 • Ю’7 моль/дм3. 2. 7,3 • IO’3 моль/дм3; 7,0 нг/см3. 3. 5 • • 10′3 мкг/см3. 4. 3 • IO’3 моль/дм3. 5. 4,5 • 10″6 моль/дм3. 6. 0,83 мхг/см3. 7. 0,27 мкг/см3. 8. 13 Мкг/см3. 9. 25 нг/100 см3. 10. 0,45 мкг/100 см3. 11. 3,2 • • 10″3 мкг/25 см3. 12. 6,2 мкг/дм3.
К мове 11

L 160 см3; 140 см3. 2. 1 мин. 3. 2180. 4. 22,5 мин. 5. 0,5 м. 6. 6,2 м-4. 7. 1) 0,625; 2) 1,39; 3) 1,35; 4) 0,541; 5) 1,31; 6) 1,45; 7) 0,625; 8) 0,588; 9) 1,39; 10) 0,877. 8. 540; 2,2-диметилбутан. 9. 243 с. 10. 1) 2,2-диметилбуган; 2) 2,3-димегил- бутан; 3) 3-метилпентан; 4) 2,4-диметилпентан; 5) 2,2-диметилпентан; 6) 2,2,3-триме- тилбуган; 7) 2,3-диметилпентан; 8) 3-метилгексан; 9) 2,3-диметилпентан; 10) 3-:ггил- пентан. 11. Содержание изомеров ксилола в смесях, %:

N смеси о-Ксилол •и-Ксилол п-Ксилол
1 30,2 51,4 18,2
2 31,7 41,6 26,7
3 34,7 46,6 18,7
4 44,2 20,6 35,2
5 29,6 42,3 28,1
6 29,0 52,3 18,7
7 28,3 43,0 28,7
8 31,4 50,4 18,2
9 34,3 40,1 25,6
10 28,7 48,6 22,7
11 27,4 46,6 26,0
12 33,9 44,3 21,8
13 30,0 39,7 30,3
14 34,2 46,1 19,7
15 32,2 43,6 24,2

 

 

12. Содержание газов в пробах, % (об.):
N пробы Азот Кислород Метан
1 1,37 1,66
2 0,72 1,95
3 1,36 1,96
4 1,32 0,41
5 1,31
6 0,35 0,32
7 0,64 0,41
8 1,33 0,36
9 1,32 0,99
10 0,76 1,96
11 1,33 0,35
12 0,88 1,31
13 1,36 0,72
14 0,41 1,98
15 1,31 1,51
13. а) 0,07 мВ; б) 0,01 мВ; в) 0,02 мВ; г) 0,04 мВ; д) 0,005 мВ. 14. а) Нельзя; б) можно; в) нельзя; г) можно; д) можно. 15. 1,2 • 103 мВ • см3/мг. 16. Можно.
К главе 12
L а) 99; б) 82,0; в) 36,0; г) 29,4. 2. а) 99,0%; б) 98,8%; в) 98,75%; г) 96,01%. 3. а) 195; б) 203; в) 121,5. 4. а) 99,5%; б) 99,5%; в) 99,0%. 5. a) D = 38,6; R = = 97,5%; б) D = 30,7; R = 96,9%; в) D = 16,7; R = 9′,5%. 6. 99,2%. 7. 2,3 • 10′7. 8. 4,1 -10′2.

 

 

Приложение I

ПРИМЕРЫ ПРОГРАММ ДЛЯ РАСЧЕТОВ ПО АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

НА ВЫЧИСЛИТЕЛЬНОМ КОМПЛЕКСЕ «ИСКРА-1256»

В аналитической практике приходится выполнять большое число довольно громоздких расчетов, целью которых является выбор оптимальных условий проведения и получения результатов анализа. Во всех этих случаях использование ЭВМ может значи­тельно сократить затраты времени при одновременном повышении точности и надежности результатов вычислений.

В Приложении приведены тексты программ, составленных на символьном языке ЭВМ «Искра-1256», которые в последнее время все шире применяются в вузах. Учитывая, что студенты-технологи изучают курс «Алгоритмические языки» до изучения курса анали­тической химии, авторы не приводят описания блок-схем.

1.1.    Кривые кислотно-основного титрования

Программы предназначены для вычисления pH титруемого раствора кислоты и основания в процессе титрования, т.е. нахожде­ния зависимости pH от степени оттитрованности г, выбора индика­тора по его характеристике рТ — показателю титрования.

Результаты вычислений, оформленные в виде таблицы, могут быть выведены на экран ЭВМ или распечатаны на АЦПУ; в этом случае можно получить и графическое изображение кривой титро­вания.

Алгоритм построен на вычислении pH протолитов в заданных точках, соответствующих различным значениям г в интервале от 0,3 до 1,5. В расчетах учитывается разбавление раствора. Для вы­числения pH и С(Н+) использованы формулы, приведенные в гл. 7 (примеры 7.6; 7.7).

1.1.1.    Текст програл1Л1ы для расчета кривой титрования кислоты (сильной или слабой) основаниелс Прил1ер расчета кривой титрования сильной кислоты

1    М12

2    СЕЛЕКТ <0,1,5)

3    ПЕЧАТЬ (HEX (03010А0А0А), НЕХ(0Е), » КРИВАЯ ТИТРОВАНИЯ», НЕХ(0А),»

4    СЕЛЕКТ (1, 67, 9)

5    СЕЛЕКТ (2, 8, 100)

6    СЕЛЕКТ (0, 0, 0)

7    СЕЛЕКТ (3, 5, 64)

 

 

8 ПЕЧАТЬ (HEX <0F 0301), «ВВЕДИТЕ КОНЦЕНТРАЦИЮ КИСЛОТЫ»,)

9      Н= > А01

10      ПЕЧАТЬ («КАКОВ ОБ’ЕМ КИСЛОТЫ?»,)

11      Н= > А02

12      ПЕЧАТЬ («КАКОВА КОНЦЕНТРАЦИЯ ОСНОВА­НИЯ?»,)

13      Н= > А03

14      1= > А08

15      1.5= > А10

16      ПЕЧАТЬ («ЕСЛИ ТИТРУЕМАЯ КИСЛОТА — СИЛЬ­НЫЙ ЭЛ-Т, НАЖМИТЕ 1, ЕСЛИ ТИТРУЕМ. КИСЛОТА — СЛАБАЯ, НАЖМИТЕ 2»,)

17      Н= > А09

18 А09 < А10ПЕРЕХ М01

19 ПЕЧАТЬ («ВВЕДИТЕ ЗНАЧЕНИЕ к ДИС.»,)

20 Н= > АП

21 М01

22 1= > И01

23 ЦИКЛ (И01, 1, 63)

24 «=»= > STR (CA00, И01, 1)

25 ЦИКЛ*

26 М06

27 ПЕЧАТЬ («КУДА ВЫВЕСТИ РЕЗУЛЬТАТ (1 — НА ЭКРАН ЭВМ, 2 — НА АЦПУ)»,)

28 Н= > И00

29 И00=1 ПЕРЕХ М02

30 ПЕЧАТЬ («ВКЛЮЧИТЕ АЦПУ И НАЖМИТЕ КЛАВИ­ШУ «1»»,)

31 Н= > И01

32 М07

33 43= > И07

34 41=’> И08

35 СЕЛЕКТ(3, 12. 64) <

36 F 01(И07, М10)

37 М02

38 И00=2ПЕРЕХ М03

39 ПЕЧАТЬ (НЕХ (0301), F 09 (15), «КРИВАЯ ТИТРОВА­НИЯ КИСЛОТЫ ОСНОВАНИЕМ (ПРИ С (К-ТЫ)^», А01 (1.4),» У(К-ТЫ)=», А02(3.2),» С(ОСН.)=», А03 (1.4),» )»,)

40 ПЕЧАТЬ (СА00„)

41 ПЕЧАТЬ («: N/N: СТЕП. ОТТИТР.: РН !! N/N: СТЕП. ОТТИТР.: РН:»,)

42 ПЕЧАТЬ (СА00„)

43 : IEPEX М04

44 Л03

45 г 01 (И08. МП)

46 ЛЕЧАТЬ(НЕХ (0Е), «КРИВАЯ ТИТРОВАНИЯ КИСЛО-

ТЬ ОСНОВАНИЕМ»,)

47 ПЕЧАТЬ /и***********************************|«

HEK(0F),)

 

 

48 ПЕЧАТЬ (HEX(0A0A)„)

49 ПЕЧАТЬ( «С (ОСН.)=», А01 (1.4),» V (ОСН.)=», А02(3.2),» С(К)=», А03 <1, 4>.>

50 ПЕЧАТЬ (STR (CA00, 1,32),)

51 ПЕЧАТЬ («: N/N: СТЕП. ОТТИТР.: РН:»,)

52 ПЕЧАТЬ (STR (CA00, lf32),)

53 М04

54      0= > А04

55      39= > И10

56      0.3= > А05

57      0.2= > А06

58      0.9= > А07

59      ПЕРЕХ П10

60      0.991= > А05

61      0.002= > А06

62      0.999= > А07

63      ПЕРЕХ П10

64      ПЕРЕХ П20

65      1.001= > А05

66      0.002= > А06

67      1.009= > А07

68      И00=2ПЕРЕХ М05

69      ПЕРЕХ П25

70      М05

71      ПЕРЕХ П30

72      1.10= > А05

73      0.20= > А06

74       1.50= > А07

75 ПЕРЕХ П30

76 И00=2ПЕРЕХ М15

77 ПЕЧАТЬ (HEX (0A0A), «ПОСЛЕ ПРОСМОТРА И ЗАПИСИ ТАБЛИЦЫ НАЖМИТЕ «1» «„)

78 Н= > И00

79 ПЕЧАТЬ (НЕХ (0301),,)

80 М15

81 ПЕРЕХ П40

82 ПЕРЕХ П50

83 СЕЛЕКТ (3, 5, 64)

84 ПЕЧАТЬ (HEX (0A0A0A), «ДЛЯ ПРОДОЛЖЕНИЯ РАСЧЕТОВ НАЖМИТЕ «1».»,)

85 Н= > И00

86 ПЕЧАТЬ (НЕХ (0301),)

87 ПЕРЕХ М12

88 М10

89 СЕЛЕКТ (3, 5, 64)

90 ПЕЧАТЬ(НЕХ (07), «НЕ ПОДКЛЮЧЕНО АЦПУ. ПОДКЛЮЧИТЕ И НАЖМИТЕ ”1’’.»,)

91      Н= > И00

92      ПЕРЕХ М07

93      МП

94      СЕЛЕКТ (3, 5, 64)

 

 

95 ПЕЧАТЬ (HEX (07),» !!!! НЕ ВКЛЮЧЕНО АЦПУ !!!!»,)

96 ПЕРЕХ М06

97 П10

98 А09 < А10ПЕРЕХ М01

99 ПЕРЕХ М02

100 М01

101 ЦИКЛ (А05, А06, А07)

102 А04+1= > А04

103 И10+1= > И10

104 (1—А05)*А01*А02= > А12

105 А12/(А02+(А05+А01+А02)/А03) = > А14

106 A14LN/2.33H= > А16

107 А05= > АИ10

108 И104-1= > И10

109 А16= > АИ10

110 ПЕЧАТЬ (» «,А04(2.0>,» «,А05(1.3>,» «,А16(2.2>,)

111 ЦИКЛ*

112 ПЕРЕХ М03

113 М02

114 ЦИКЛ (А05. А06, А07)

115 А11*(1—А05)/А05= > А14

116 А14 LN /2.33Н= > А16

117 А04+1= > А04

118 И10+1= > И10

119 А05= > АИ10

120 И10+1= > И10

121 А16= > АИ10

122 ПЕЧАТЬ (F 09 (1), А04(2.0>,» ,А05(1.3>,» «,А16(2.2),)

123 ЦИКЛ*

124 МОЗ

125 А16= > А17

126 П20

127 А09 > А10ПЕРЕХ М02

128 А04+1= > А04

129 1= > А05

130 7= > А16

131 И10+1= > И10

132 А05= > АИ10

133 И10+1= > И10

134 А16= > АИ10

135 ПЕЧАТЬ (» «, А04<2.0>,» «, А05(1.3>,» «, А16(2.2),)

136 ПЕРЕХ М03

137 М02

138 7+05*(А11 LN)/2.33H+05*(((A01*A02)/(A02+((A01*A02)

/А03») LN)/2.3= > А16

139 A01+l= > А04

140 1= > А05

141 И10+1= > И10

142 А05= > АИ10

 

 

143 И10+1= > И10

144 А16= > АИ10

145 ПЕЧАТЬ (F 09 (1) , А04(2.0),» «,А05(1.3),» «,А16<2.2>,>

146 М03

147 П25

148 ПЕЧАТЬ (НЕХ(0СОС0С0С0С0С0С0С0С0С)„)

149 П30

150 ЦИКЛ(А05, А06, А07>

151 ((А05- 1)*А01*А02)/(А02+(А02*А01/А03))= > А13

152 (А13 LN)/2.33H= > А15

153 14—А15= > А16

154 А05 > 1. 001ПЕРЕХ М00

155 А16= > А18

156 М00

157 А04+1= > А04

158 И104-1= > И10

159 А05= > АИ10

160 И104-1= > И10

161 А16= > АИ10

162 И00=2ПЕРЕХ М01

163 ПЕЧАТЬ <НЕХ<09090909090909090909090909090909090909

09090909090909090909),»!!», А04(2.0),» «, А05(1.3),» «, А16

164 ПЕРЕХ М10

165 М01

166 ПЕЧАТЬ (» «, А04 (2.0),» «, А05 (1.3),» «, А16 (22),)

167 М10

168 ЦИКЛ*

169 П40

170 3.5= > А21

171 4= > А22

172 5= > А23

173 5.5= > А24

174 7= > А25

175 7.6= > А26

176 8= > А27

177 9.5= > А28

178 «МЕТИЛЖЕЛТЫЙА > СА01

179 «МЕТИЛОРАНЖЕВЫЙ»= > СА02

180 «МЕТИЛКРАСНЫЙА > СА03

181 «ГЕМАТОКСИЛИН»= > СА04

182 «ЛАКМУС»= > СА05

183 «ФЕНОЛКРАСНЫЙ «= > СА06

184 «ФЕНОЛФТАЛЕИНА > СА07

185 «ТИМОЛФТАЛЕИНА > СА08

186 21= > И05

187 0= > И03

188 ЦИКЛ <И05, 1, 28)

189 АИ05 > А18ПЕРЕХ М00

 

 

190 АИ05 < А17ПЕРЕХ М00

191 1= > И03

192 М00

193 ЦИКЛ*

194 И03=0ПЕРЕХ М04

195 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0А0А)„)

196 ПЕЧАТЫЕ 09(15),»РЕКОМЕНДУЕМЫЕ

ИНДИКАТОРЫ:»,)

197 ПЕЧАТЬ(Е 09(15),»*************************»,)

198 ПЕЧАТЬ ( НЕХ (0А) „)

199 21= > И05

200 0= > И03

201 ЦИКЛ(И05, 1, 28)

202 АИ05 > А18ПЕРЕХ М02

203 АИ05 < А17ПЕРЕХ М02

204 И05—20= > И04

205 ПЕЧАТЬ(Е 09(13) , STR (САИ04, 1, 20), «РТ= «, АИ05

&^i= > И03

207 М02

208 ЦИКЛ*

209 И03=1ПЕРЕХ М05

210 М04

211 ПЕЧАТЬ(«ТИТРОВАНИЕ ПРОВОДИТЬ НЕЛЬЗЯ.»,)

212 М05

213 П50

214 И00=1ПЕРЕХ М15

215 СЕЛЕКТ (3, 5, 64)

216 ПЕЧАТЬ («РАСПЕЧАТАТЬ ГРАФИК НА АЦПУ? НАЖМИТЕ «1» — ДА, «0» — НЕТ»,)

217 11= > И00

218 И00=0ПЕРЕХ М15

219 СЕЛЕКТ (3, 12. 90)

220 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0А)„)

221 ПЕЧАТЬ (F09( 12),»КРИВАЯ ТИТРОВАНИЯ КИСЛОТЫ ОСНОВАНИЕМ»)

222 ПЕЧАТЬЕ09(12) ,»*********************************

♦** ,/

223 ПЕЧАТЬ (НЕХ(0А0А)„)

224 15= > АН

225 0.5= > А20

226 А20—1.0= > А20

227 ЦИКЛ(А11, А20, 0.5)

228 А11+0.25= > А12

229 АН—0.25= > А13

230 1= > И00

231 » «= > CA00

232 ЦИКЛ(И00, 1, А04)

233 39+И00+2= > И01

 

 

234 АИ01 > А12ПЕРЕХ М01

235 АИ01 < А13ПЕРЕХ М01

236 АИ01=А13ПЕРЕХ М01

237 И01-1= > И01

238 ?АИ01—0.295/0.02= > А02

239 А02= > И02

240 А02=И02ПЕРЕХ М00

241 И02и-1= > И02

242 М00

243 «*»= > STR ?СА00, И02, 1)

244 М01

245 ЦИКЛ*

246 А11= > И02

247 А11=И02ПЕРЕХ М02

248 ПЕЧАТЬ?? 09<5>,» ! «,СА00,)

249 ПЕРЕХ М03

250 М02

251 ПЕЧАТЬ?? 09<5>, АН (2.3),» ! «, CA00,)

252 М03

253 ЦИКЛ*

254 1= > И01

255 ЦИКЛ?И01, 1. 62)

256 «=»= > STR ?СА00, И01, 1)

257 ЦИКЛ*

258 10= > И01

259 ЦИКЛ?И01, 10, 62)

260 «!»= > STR ?СА00, И01, 1)

261 ЦИКЛ*

262 «.»= > STR ?СА00, 35, 1)

263 ПЕЧАТЬ?? 09?7), «0.000!=!», CA00,)

264 » «= > CA00

265 «0.3»= > STR ?CA00, 3, 3)

266 «0.5»= > STR <CA00, 13, 3)

267 «1.0»= > STR ?CA00, 38, 3)

268″ 1.5″= > STR ?CA00, 63, 3)

269 ПЕЧАТЬ?? 09?11), CA00,)

270 М15

Пример. Рассчитать кривую титрования 0,01 М раствора НС1 0,01 М раствором NaOH. Для титрования взято 25 см3 раствора НС1.

Порядок работы (после введения в оперативную память про­цессора программы):

al нажмите клавиши СЧЕТ ПУСК;

б)       индикация: «Введите концентрацию кислоты»;

в)      введите в память машины число 0,01. нажав клавиши 0.0. 1 ПУСК;

г)       индикация: «Каков объем кислоты?»

 

 

д)       введите число 25 ПУСК;

е)       индикация: «Какова концентрация основания?»;

ж)       введите число 0.0 1 ПУСК;

з)        индикация: «Если «Нитруемая кислота — сильный электро­лит, нажмите 1, если титруемая кислота — слабая, нажмите 2»;

р) введите число 1 ПУСК;

к)       индикация: «Куда вывести результат?» (1 — на экран ЭВМ, 2 — на АЦПУ);

л)                 введите число 1 ПУСК.

Результат вычислений в виде таблицы появится на экране. После просмотра и записи таблицы нажимают 1 ПУСК и на экране печатается перечень индикаторов, которые могут быть использова­ны в данном титровании.

Если в пункте «к» нажимается клавиша 2, результаты вычис­лений выводятся на печатающее устройство ЭВМ-АЦПУ.

11.1.2.    Текст программы для расчета кривой титрования основания (сильною или слабою) кислотой

1 М12

2 СЕЛЕКТ(0, 1, 5)

3 ПЕЧАТЬ(НЕХ(03010А0А0А), НЕХ<0Е),» КРИВАЯ ТИТРО­ВАНИЯ», НЕХ(0А},» ОСНОВАНИЯ КИСЛОТОЙ»,)

4 СЕЛЕКТ<1, 67, 9)

5 СЕЛЕКТ(2, 8, 100)

6 СЕЛЕКТ(0, 0, 0)

7 СЕЛЕКТ(3, 5, 64)

8 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0 F 0301), «ВВЕДИТЕ КОНЦЕНТРАЦИЮ ОСНОВАНИЯ»,)

9 Н= > А01

10 ПЕЧАТЬ («КАКОВ ОБ’ЕМ ОСНОВАНИЯ?»,)

11 Н= > А02

12 ПЕЧАТЬ(» КАКОВА КОНЦЕНТРАЦИЯ КИСЛОТЫ?»,)

13 Н= > А03

14 1= > А08

15 1.5= > А10

16 ПЕЧАТЬ(«ЕСЛИ ТИТРУЕМОЕ ОСНОВАНИЕ — СИЛЬНЫЙ ЭЛ-Т, НАЖМИТЕ 1, ЕСЛИ ТИТРУЕМ. ОСНОВАНИЕ — СЛАБОЕ, НАЖМИТЕ 2»,)

17 Н= > А09

18 А09 < А10ПЕРЕХ М01

19 ПЕЧАТЬ («ВВЕДИТЕ ЗНАЧЕНИЕ К ДИС.»,)

20 Н= > All

21 М01

22 1= > И01

23 ЦИКЛ(И01, 1. 63)

24 «=»= > STR (CA00, И01, 1)

25 ЦИКЛ* ..

26 М06

27 ПЕЧАТЬ(«КУДА ВЫВЕСТИ РЕЗУЛЬТАТ (1 — НА ЭК­РАН ЭВМ, 2 — НА АЦПУ)»,)

 

 

28 Н= > И00

29 И00=1ПЕРЕХ М02

30 ПЕЧАТЬ<«ВКЛЮЧИТЕ АЦПУ И НАЖМИТЕ КЛАВИШУ

31 Н= > И01

32 М07

33 13= > И07

34 44= > И08

35 СЕЛЕКТ(3, 12. 64)

36 F 01<И07, М10)

37 М02

38 И00=2ПЕРЕХ МОЗ

39 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0301), F 09(15), «КРИВАЯ ТИТРОВАНИЯ ОСНОВАНИЯ КИСЛОТОЙ (ПРИ С (ОСН.)=», А01(1.4),» Y (ОСН.)=»,А02(3.2) » С(К)=»,А03(1.4),»)»,)

40 ПЕЧАТЬ(СА00,.)

41 ПЕЧАТЬ(«: N/N: СТЕП. ОТТИТР.: РН !! N/N: СТЕП. ОТТИТР.: РН :»,)

42 ПЕЧАТЬ ( С А00„)

43 ПЕРЕХ М04

44 МОЗ

45 F 01 (И08, МП)

46 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0Е),» КРИВАЯ ТИТРОВАНИЯ ОСНО­ВАНИЯ КИСЛОТОЙ»,)

47 ПЕЧАТЬ (»************************************ >

HEX(0F),)

48 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0А0А)„)

49 ПЕЧАТЬ(«С(ОСН.)=», А01(1.4),» Y <ОСН.)=» ,А02(3.2), «С(К)=» ,А03<1.4),> 1

50 IIE4ATb(STR (CA00, 1, 32),)

51 ПЕЧАТЬ?»: N/N: СТЕП. ОТТИТР.: РН:»,)

52 ПЕЧАТЬ(8ТН (CA00, 1, 32),)

53 М04

54 0= > А04

55 39= > И10

56 0.3= > А05

57 0.2= > А06

58 0.9= > А07

59 ПЕРЕХ П10

60 0.991= > А05

61 0.002= > А06

62 0.999= > А07

63 ПЕРЕХ П10

64 ПЕРЕХ П20

65 1.001= > А05

66 0.002= > А06

67 1.009= > А07

68 И00=2ПЕРЕХ М05

69 ПЕРЕХ П25

70 М05

71 ПЕРЕХ П30

 

 

72 1.10= > А05

73 0.20= > А06

74 1.50= > А07

75 ПЕРЕХ П30

76 И00=2ПЕРЕХ М15

77 ПЕЧАТЬ <НЕХ<0А0 А),»ПОСЛЕ ПРОСМОТРА И ЗАПИСИ ТАБЛИЦЫ НАЖМИТЕ «I»»,,)

78 Н= > И00

79 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0301)„)

80 М15

81 ПЕРЕХ П40

82 ПЕРЕХ П50

83 СЕЛЕКТ(3, 5, 64)

84 ПЕЧАТЬ<НЕХ(0А0А0А),»ДЛЯ ПРОДОЛЖЕНИЯ РАСЧЕ­ТОВ НАЖМИТЕ ’Т’.»,)

85 Н= > И00

86 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0301),)

87 ПЕРЕХ М12

88 М10

89 СЕЛЕКТ(3, 5, 64)

90 ПЕЧАТЬ(НЕХ(07),»НЕ ПОДКЛЮЧЕНО АЦПУ. ПОД­

КЛЮЧИТЕ И НАЖМИТЕ «1’П’,)

91 Н= > И00

92 ПЕРЕХ М07

93 МП

94 СЕЛЕКТ(3, 5, 64)

95 ПЕЧАТЬ(НЕХ(07),» !!!! НЕ ВКЛЮЧЕНО АЦПУ !!!!»,)

96 ПЕРЕХ М06

97 П10

98 А09 < А10ПЕРЕХ М01

99 ПЕРЕХ М02

100 М01

101 ЦИКЛ(А05, А06, А07)

102 А04+1= > А04

103 И10+1= > И10

104 (1—А05)*А01*А02= > А12

105 А12/<А02+(А05*А01*А02)/А03)= > А14

106 14-А14 LN/2.33H= > А16

107 А05= > АИ10

108 И10+1= > И10

109 А16= > АИ10

110 ПЕЧАТЬ(» «,А04(2.0),» «,А05(1.3)» «,А16(2.2),)

111 ЦИКЛ*

112 ПЕРЕХ М03

113 М02

114 ЦИКЛ(А05, А06, А07)

115 А11+(1-А05)/А05= > А14

116 14-А14 LN/2.33H= > А16

117 А04+1= > А04

118 И10+1= > И10

 

 

119 А05= > АИ10

120 И104-1= > И10

121 А16= > АИ10

122 ПЕЧАТЬ(Г 09<1>,А04<2,0>,» «,А05<1.3),» «,А16<2.2>,)

123 ЦИКЛ*

124 М03

125 А16= > А17

126 П20

127 А09 > А10ПЕРЕХ М02

128 А04+1= > А04

129 1= > А05

130 7= > А16

131 И10+1= > И10

132 А05= > АИ10

133 И10+1= > И10

134 А16= > АИ10

135 ПЕЧАТЬ?» «,А04<2.0),» «,А05<1.3>,» «,А16<2.2>,>

136 ПЕРЕХ М03

137 М02

138 7—О.5*(А 11 LN)/2.33H-0.5*(«A01+A02)/ <А02+<<А01+

А02>/А03>>> LN)/2.3= > А16

139 А04+1= > А04

140 1= > А05

141 И10+1= > И10

142 А05= > АИ10

143 И10+1= > И10

144 А16= > АИ10

145 ПЕЧАТЬ<Е 09<1>,А04<2.0>,» «,А05(1.3),» «,А16<2.2),)

146 МОЗ

147 П25

148 ПЕЧАТЬ(ПЕХ(0С0С0С0С0С0С0С0С0С0С)„)

150 ЦИКЛ(А05, А06, А07)

151 «А05- 1)*А01*А02)/(А02+<А02*А01/А03))= > А13

152 <А13 LN >/2.33Н= > А16

153 А05 > 1.00ШЕРЕХ М00

154 А16= > А18

155 М00

156 А04+1= > А04

157 И10+1= > И10

158 А05= > АИ10

159 И10+1= > И10

160 А16= > АИ10

161 И00=2ПЕРЕХ М01

162 ПЕЧАТЬ (НЕХ <09090909090909090909090909090909090909 0909090909090909090909),»!!»,А04(2.0),» «, А05<1.3>” «, А16<2.2),»:»,)

163 ПЕРЕХ М10

164 М01

165 ПЕЧАТЬ(» «,A04<2.0>,» «,А05<1.3>,» «,А16<2.2),>

 

 

166 М10

167 ЦИКЛ*

168 П40

169 3.5= > А21

170 4= >А22

171 5= > А23

172 5.5= > А24

173 7= > А25

174 7.6= > А26

175 8= > А27

176 9.5= > А28

177 «МЕТИЛЖЕЛТЫЙ А > СА01

178 «МЕТИЛОРАНЖЕВЫЙ А > СА02

179 «МЕТИЛКРАСНЫЙА > СА03

180 «ГЕМАТОКСИЛИНА > СА04

181 «ЛАКМУСА > СА05

182 «ФЕНОЛКРАСНЫЙА > СА06

183 «ФЕНОЛФТАЛЕИНА > СА07

184 «ТИМОЛФТАЛЕИНА > СА08

185 21= > И05

186 0= > И03

187 ЦИКЛ(И05, 1, 28)

188 АИ05 < А18ПЕРЕХ М00

189 АИ05 > А17ПЕРЕХ М00

190 1= > И03

191 М00

192 ЦИКЛ*

193 И03=0ПЕРЕХ М04

194 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0А0А)„)

195 ПЕЧАТЬ?? 09(15),»РЕКОМЕНДУЕМЫЕ

ИНДИКАТОРЫ:»,)

196 ПЕЧАТЬ(Е 09(15) «*****************=<5*******» \

197 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0А$„)

198 21= > И05

199 0=И03

200 ЦИКЛ(И05, 1, 28)

201 АИ05 < А18ПЕРЕХ М02

202 АИ05 > А17ПЕРЕХ М02

203 И05—20= > И04

204 ПЕЧАТЬЮ 09(13), STF (САИ04, 1, 20), «РТ=»,АИ05(1.1),)

205 1= > И03

206 М02

207 ЦИКЛ*

208 И03=1ПЕРЕХ М05

209 М04

210 ПЕЧАТЬ(«ТИТРОВАНИЕ ПРОВОДИТЬ НЕЛЬЗЯ.»,)

211 М05

212 П50

213 И00=1ПЕРЕХ М15

 

 

214 СЕЛЕКТ(3, 5, 64)

215 ПЕЧАТЬ («РАСПЕЧАТАТЬ ГРАФИК НА АЦПУ? НАЖ­МИТЕ «1» — ДА, «0» — НЕТ»,)

216 Н= > И00

217 И00=0ПЕРЕХ М15

218 СЕЛЕКТ(3, 12, 90)

219 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0А)„)

220 ПЕЧАТЬЮ 09(12),»КРИВАЯ ТИТРОВАНИЯ ОСНОВА­НИЯ КИСЛОТОЙ»,)

221 ПЕЧАТЬ(Е09(12) •’**********************************

222’llE4ATb(HEX(0A0A)„)

223 15= > АН

224 0.5= > А20

225 А20—1.0= > А20

226 ЦИКЛ(А11, А20, 0.5)

227 А11+0.25= > А12

228 АП—0.25= > А13

229 1= > И00

230 » «= CA00

231 ЦИКЛ(И00,1, А04)

232 39+1-100*2= > И01

233 АИ01 > А12ПЕРЕХ М01

234 АИ01 < А13ПЕРЕХ М01

235 АИ01=А13ПЕРЕХ М01

236 И01—1= > И01

237 (АИ01—0.29)/0.02= > А02

9ЧЯ АЙ9— ИЙ9

239 А02=И02ПЕРЕХ М00

240 И02+1= > И02

241 М00

242 «*»= > STR (CA00, И02, 1)

243 М01

244 ЦИКЛ*

94^ АП—’» И02

246 А11=И02ПЕРЕХ М02

247 HE4ATb(F 09(5),» ! «,СА00,)

248 ПЕРЕХ М03

249 М02

250 HE4ATb(F 09(5),А11(2.3)»!», CA00,)

251 М03

252 ЦИКЛ*

253 1= > И01

254 ЦИКЛ(И01, 1. 62)

255 «=»= > STR (CA00, И01, 1)

256 ЦИКЛ*

257 10= > И01

258 ЦИКЛ(И01, 10, 62)

259 «!»= > STR (CA00, И01, 1)

 

 

260 ЦИКЛ,

261 «.»= > STR (CA00, 35. 1)

262 TJE4ATb(F 09(7),»0.000!=!», CA00,)

263 » «=>СА00′

264 «0.3»= > STR (CA00, 3, 3)

265 «0.5»= > STR (CA00, 13, 3)

266 «1.0»= > STR (CA00, 38, 3)

267 «1.5»= > STR (CA00, 63, 3)

268 HE4ATb(F 09(11), CA00,)

269 Ml5

1.2.     Кривая окислительно-восстановительного титрования

Программа составлена для вычисления потенциала титруемого раствора в процессе прибавления к нему титранта — окислителя или восстановителя.

/Алгоритм построен на вычислении потенциала по уравнению Периста в точках, соответствующих степени отгитрованности 0,3 — 1,5. ’Тримеры соответствующих расчетов приведены в гл. 7.

Предусмотрена возможность учета влияния концентрации ио­нов И* в том случае, когда потенциал титруемой пары или пары титранта зависит от pH. Целесообразно перед расчетом составить уравнение соответствующей реакции.

1.2.1.      Текст программы для расчета кривой О-В-титрования

1 М00

2 СЕЛЕКТ(0. 1, 5)

3 ПЕЧАТЬ (НЕХ(03010А0А0А0Е),»КРИВАЯ ТИТРОВАНИЯ RED—OKS»,)

4 СЕЛЕКТ(0, 0, 0)

5 СЕЛЕКТ(1, 64, 1)

6 СЕЛЕКТ(2, 8, 90)

7 0= > И08

8 0= > И09

9 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0 F 0301),»ВВЕДИТЕ ЗНАЧЕНИЕ СТАН­ДАРТНОГО ПОТЕНЦИАЛА ОПРЕДЕЛЯЕМОГО Ж’й?

11     ПЕЧАТЬ («ВВЕДИТЕ ЧИСЛО ЭЛЕКТРОНОВ, ПРИНИМАЕМЫХ ИЛИ ОТДАВАЕМЫХ ОПРЕДЕЛЯЕМЫМ ВЕЩЕСТВОМ»,)

12      Н= > А02

13 ПЕЧАТЬ(«НУЖНО ЛИ УЧИТЫВАТЬ КОНЦЕНТРАЦИЮ ИОНОВ ВОДОРОДА? (1 — ДА, 0 — НЕТ)»,)

14 П= > И08

15 И08=0ПЕРЕХ М01

16 ПЕЧАТЬ («ВВЕДИТЕ КОНЦЕНТРАЦИЮ ИОНА ВОДОРОДА»,) ‘

17 Н= > А23

18 ПЕЧАТЬ («ВВЕДИТЕ СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЙ

 

 

КОЭФФ. ПРИ ИОНЕ ВОДОРОДА В УРАВНЕНИИ РЕАК­ЦИИ»,) 19 Н= > А24

20 А0Ц-0.058/А02+((А23»А24) LN/2.3)= > А01

21 М01

22 ПЕЧАТЬ («ВВЕДИТЕ ЗНАЧЕНИЕ СТАНДАРТНОГО
ПОТЕНЦИАЛА ТИТРАНТА <Е0>»,>

23 Н= > А03

24 ПЕЧАТЬ («ВВЕДИТЕ ЧИСЛО ЭЛЕКТРОНОВ,
ОТДАВАЕМЫХ ИЛИ ПРИНИМАЕМЫХ ТИТРАНТОМ»,)

25 Н= > А04

26 ПЕЧАТЬ («НУЖНО ЛИ УЧИТЫВАТЬ КОНЦЕНТРА-
ЦИЮ ИОНОВ ВОДОРОДА? (1 — ДА, 0 — НЕТ)»,)

27 Н= > И09

28 И09=0ПЕРЕХ М03

29 И08=1ПЕРЕХ М02

30 ПЕЧАТЬ(«ВВЕДИТЕ КОНЦЕНТРАЦИЮ ИОНОВ
ВОДОРОДА»,)

31 Н= > А23

32 М02

33 ПЕЧАТЬ («ВВЕДИТЕ СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЙ КО-
ЭФФ. ПРИ ИОНЕ ВОДОРОДА В УРАВНЕНИИ РЕАК-
ЦИИ»,)34 Н= > А2535 А03+0.058/А04+((А23-А25) LN/2.3)= > А03
36 М03

37 30= > И01

38 60= > И02

39 0.3= > А05

40 0.2= > А06

41 0.9= > А07

42 ПЕРЕХ П10

43 0.991= > А05

44 0.002= > А06

45 0.999= > А07

46 ПЕРЕХ П10

, 47 (А02*А01+А04*А03)/(А02+А04)= > А10

48 И01+1= > И01

49 И02+1= > И02

50 А10= > АИ01

51 1= > А05

52 А05= > АИ02

53 1.001= > А05

54 0.002= > А06

55 1.009= > А07

56 ПЕРЕХ П11

57 1.10= > А05

58 0.2= > А06

59 1.5= > А07

60 ПЕРЕХ П11

 

 

61 ПЕРЕХ П12

62 СЕЛЕКТ(3, 5, 64)

63 ПЕЧАТЬС’РАСПЕЧАТАТЬ ГРАФИК НА АЦПУ? (1 —

ДА, 0 — НЕТ)»,)

64 Н= > И00

65 И00=0ПЕРЕХ М15

66 ПЕРЕХ П13

67 М15

68 ПЕРЕХ М00

69 П10

70 ЦИКЛ(А05, А06, А07)

71 И01+1= > И01

72 И02+1= > И02

73 А01 > А03ПЕРЕХ М02

74 А01+0.058/А02*((А05/(1—А05)) LN)/2.3= > А10

75 ПЕРЕХ М05

76 М02

77 A01+0.058/A02*(((l—А05)/А05) LN/3.3)= > А10

78 М05

79 А10= > АИ01

80 А05= > АИ02

81 ЦИКЛ*

82 1111

83 ЦИКЛ(А05, А06, А07)

84 И01+1= > И01

85 И02+1— > И02

86 А01 > А03ПЕРЕХ М02

87 А03+0.058/А04*(((А05—1)/1) LN)/2.3= > А10

88 ПЕРЕХ М05

89 М02

90 А03+0.058/А04*((1/(А05—1)) LN)/2.3= > А10

91 М05

92 А10= > АИ01

93 А05= > АИ02

94 ЦИКЛ*

95 П12

96 ПЕЧАТЬ («КУДА ВЫВЕСТИ РЕЗУЛЬТАТ? (1 — НА ЭКРАН ЭВМ, 2 — НА АЦПУ)»,)

97 Н= > И00

98 И00=1ПЕРЕХ М03

99 ПЕЧАТЬ («ВКЛЮЧИТЕ АЦПУ И НАЖМИТЕ КЛАВИ­

ШУ «1»»,)

100 Н= > И01

101 СЕЛЕКТ(3, 12, 66)

102 ПЕРЕХ М04

103 М03

104 ПЕЧАТЬ (ИЕХ(0301)„)

105 М04

 

 

ОПР.)=»,А01<1.3),» В, г<ОПР.)=»,И12,»,
1.з),» в,г<титр.)=»,и14, с(н)=»,
106 ПЕЧАТЬ (F 09<18>, «КРИВАЯ ТИТРОВАНИЯ RED-
OES»,)107 И03+И09= > И08108 И08=0ПЕРЕХ М06109 А02= > И12

110 А04= > И14

111 ПЕЧАТЬ («Е
Е(ТИТР.)=»,А03′
А23<1.2),)

112 ПЕРЕХ М07

ИЗ М06

114 А02= > И12

115 А04= > И14

116 ПЕЧАТЬ («Е(ОПР.)=»,А01(1.3)» В, Z <ОПР.)=»,И12,»,
Е(ТИТР.)=»,А03(1.3>,» В, Z(TIITP.)=»,H14,)

117 М07

118 1= > И10

119 ЦИКЛ(И10, 1. 64)

120 «=»= > STR (CA00, И10, 1)

121 ЦИКЛ*

122 И00=2ПЕРЕХ М08

123 ПЕЧАТЬ (СА00„)

124 ПЕРЕХ М09

125 М08

126 ПЕЧАТЬ (CA00,)

127 М09

128 ПЕЧАТЬ N/N: СТЕП.ОТТИТР.:Е,В !! N/N: СТЕП.
ОТТИТР. :Е, В:»,)

129 И00=2ПЕРЕХ М10 г

130 ПЕЧАТЬ <СА00„)

131 ПЕРЕХ МИ

132 М10

133 ПЕЧАТЬ(СА00,)

134 МН

135 1= > И10

136 30= > И05

137 ЦИКЛ(И10, 1, 9)

138 И05+И10= > И08

139 1408+30= > И09

140 И08+9= > И11

141 И09+9= > И12

142 И10+9= > И13

143 ПЕЧАТЬ/» «, И10,» : «,АИ09<1.3>,» : «,АИ08(1.3),
И13,» : «, АИ12<1.3),» : «,АИИ(1.3),» : «,)

144 ЦИКЛ*

145 П13

146 И01=1ПЕРЕХ МП

147 ПЕЧАТЬ («ВКЛЮЧИТЕ АЦПУ И НАЖМИТЕ «1»»,)

148 Н= > Й01

149 МП

150 СЕЛЕКТ (3, 12, 90)

 

 

151 ПЕЧАТЬ

152 ПЕЧАТЬ

(НЕХ(0А0А0А0Е)„)

(F 09(15),»КРИВАЯ ТИТРОВАНИЯ

RED—OKS»,)

153 ПЕЧАТЬ(Е 09(15),»*******************************»,)

154 ПЕЧАТЬ(ПЕХ(0 F 0А0А)„)

155 1.9= > АН

156 0.07= > А20

157 А20—0.14= > А20

158 0= > А21

159 А21—0.2= > А21

160 ЦИКЛ(А11, А20, А21)

161 А11+0,035= > А12

162 АН—0,035= > А13

163 1= > И00

164 » «= > CA00

165 ЦИКЛ(И00, 1, 18)

166 И00+30= > И01

167 И00+60= > И02

168 АИ01 > А12ПЕРЕХ М01

169 АИ01 < А13ПЕРЕХ М01

170 АИ01=А13ПЕРЕХ М01

171 (АИ02—0.29)/0.02= > А02

172 А02= > И03

173 А02=И03ПЕРЕХ М00

174 И03+1= > И03

175 М00

176 «*»= > STR (CA00, И03, 1)

177 М01

178 ЦИКЛ*

179 ПЕЧАТЬ (F 09(3),А11 (2.3)»!»,СА00,)

180 М03

181 ЦИКЛ*

182 1= > И01

183 ЦИКЛ(И01, 1. 62)

184 «=»= > STR (CA00, И01, 1)

185 ЦИКЛ*

186 10= > И01
187 ЦИКЛ(И01, 10, 62)

188 «!»= > STR (CA00, И01, 1)

189 ЦИКЛ*

190 «.”= > STR (CA00, 35, 1)

191 ПЕЧАТЬ (F 09(5),» !=!’’,CA00,)

192- » «= > CA00

193 «0.3»= > STR (CA00, 1, 3)

194 «0.5»= > STR (CA00, 11, 3)

195 «1.0»= > STR (CA00, 36, 3)

196 «1.5»= > STR (CA00, 61, 3)

197 ПЕЧАТЬ (F 09(11),CA00,)

198 М15

 

 

199 СЕЛЕКТ(3, 5, 64)

Пример. Рассчитать кривую титрования 0,1 М раствора FeSO4 0,1 н. раствором КМпО4 при концентрации ионов водорода 2 моль/дм3.

Для расчета необходимо найти в соответствующем справочнике стандартные потенциалы пар Fe3+/Fe2+ и МпО4/Мп2+; написать уравнение реакции:

5Fe2+ + МпО4 + 8Н+              * 5Fe3+ + Мп2+ + 4Н2О.

Порядок работы описан в разд. 1.1.1 (см. пример).

1.3.      Кривая комплексонометрического титрования

Программа дает возможность рассчитать значения рМ, равные —lg[Mn+], в процессе титрования раствора, содержащего ион Мп+, раствором ЭДТА; при этом учитывается pH раствора. Алгоритм построен на вычислении рМ в точках, соответствующих степени оттитрованности в пределах от 0,3 до 1,5.

Подробнее о методике вычисления концентрации ионов Мп+ и рМ можно ознакомиться в гл. 7.

1.3.1.      Текст программы для расчета кривой комплексоно­метрическою титрования

1 М12

2 СЕЛЕКТ(0, 1, 5)

3 ПЕЧАТЬ<НЕХ(03010А0А0А),НЕХ(0Е), «КРИВАЯ

ТИТРОВАНИЯ КОМПЛЕКСОНОМ’1,)

4 СЕЛЕКТ(1, 64, 1)

5 СЕЛЕКТ(2. 8. 100)

6 СЕЛЕКТ(0, 0, 0)

7 СЕЛЕКТ(3, 5, 64)

8 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0 F 0301),»ВВЕДИТЕ КОНЦЕНТРАЦИЮ ТИТРУЕМОГО ИОНА МЕТАЛЛА»,)

9 Н= > А01

10 ПЕЧАТЬ(«КАКОВ ОБ’ЕМ ТИТРУЕМОГО РАСТВО­РА?»,)

И Н= > А02

12      ПЕЧАТЬ («КАКОВА КОНЦЕНТРАЦИЯ КОМПЛЕКСОНА Ш?»,)

13      Н= > А03

14      ПЕЧАТЬ(«ПРИ КАКОМ РН НУЖНО ПРОВЕСТИ ТИТ­РОВАНИЕ?»,)

15      Н= > А04

16      ПЕЧАТЬ? «ВВЕДИТЕ ЗНАЧЕНИЕ LOG КОНСТАНТЫ КОМПЛЕКСООБРАЗОВАНИЯ ТИТРУЕМОГО ИОНА С КОМПЛЕКСОНОМ Ш, РК, «,)

17      Н= > А05

 

 

18      ПЕЧАТЬ<«ВВЕДИТЕ ЗНАЧЕНИЕ LOG КОЭФФИЦИЕН ТА LH ПРИ FH ТИТРОВАНИЯ»,)

19 Н= > А06

20 1= > И01

21 ЦИКЛ(И01, 1. 63)

22 «=»= > STR (CA00, И01, 1)

23 ЦИКЛ*

24 30= > ИН

25 0= > А07

26 39= > И04

27 0.3= > А08

28 0.2= > А09

29 0.9= > А10

30 ПЕРЕХ П41

31 0.991= > А08

32 0.002= > А09

33 0.999= > А10

34 ПЕРЕХ П41

35 ПЕРЕХ П42

36 1,001= > А08

37 0.002= > А09

38 1.009= > А10

39 ПЕРЕХ П43

40 1.10= > А08

41 0.2= > А09

42 1,5= > А10

43 ПЕРЕХ П43

44 ПЕРЕХ П44

45 СЕЛЕКТ/З, 5, 64)

46 ПЕЧАТЬ/»РАСПЕЧАТАТЬ ГРАФИК НА АЦПУ? (1 — ДА; 0 — НЕТ)»,,)

47 Н= > И00

48 И00=0ПЕРЕХ М15

49 ПЕРЕХ П45

50 N15

51 ПЕРЕХ N12

52 П41

53 ЦИКЛ(А08, А09, А10)

54 А07+1= > А07

55 И11+1= > И11

56 («А01+А03+(1-A08))/(A03+A08+A01))LN/2.3)3H= >

АП

57 А08= > АИ11

58 И11+1= > И11

59 А11= > АИ11

60 ЦИКЛ*

61 П42

62 0.5+((А01+А03/(А03+А01))/2.33Н+А05-А06>= АН

63 А07+1= > А07

64 1= > А08

 

 

65 И11+1= > И11

66 А08= > АИ11

67 И11+1= > И11

68 А11= > АИ11

69 МОЗ

78 П43

71 ЦИКЛ(А08, А09, А10>

72 «А014-А03/(А01+А03)> LNW2.33H+A05 — А06+

<<<А08—l>+A01+A02/A03}LN)/2.3= > АП

73 А07+1= > А07

74 ИП+1= > И11

75 А08= > АИ11

76 И11+1= > И11

77 А11= > АИ11

78 ЦИКЛ*

79 П44

80 ПЕЧАТЬ («КУДА ВЫВЕСТИ РЕЗУЛЬТАТ? (1 — НА ЭКРАН ЭВМ; 2 — НА АЦПУ>»,>

81 Н= > И00

82 И00=1ПЕРЕХ М03

83 ПЕЧАТЬ («ВКЛЮЧИТЕ АЦПУ И НАЖМИТЕ КЛАВИШУ

Itpl » )

84 Н= > И01

85 СЕЛЕКТ<3, 12, 64>

86 ПЕРЕХ М04

87 МОЗ

88 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0301)„)

89 М04

90 ПЕЧАТЬ(Е 09(8>, «КРИВАЯ ТИТРОВАНИЯ КОМПЛЕКСОНОМ (ПРИ С(М)=»,А01(1.4>,’ЧМ>=», А02(3.1)» РН=»,А01(2.1> » С(К1П)=»,А03(1.3), LOG

КОНСТ.=», А05(2.2>,»>’\>

91 ПЕЧАТЬ(СА00„)

92 nE4ATb(«:N/N : СТЕП.ОТТИТР. : РМ !! N/N :

СТЕП.ОТТИТР.-.РТ

13 ПЕЧАТЬ(СА00„)

)4 29= > И08

)5 1= > И10

)6 ЦИКЛ(И10, 1, 9)

97 И08+2= > И08

98 И08+1= > И09

99 И08+18= > И11

100 И09+18= > И12

101 И10+9= > И13

102 ПЕЧАТЬ(» «,И10,» : «, АИ08(1.3>,» : «,АИ09(1.3>,»!!», И13,» : «, АИ11(1.3>,» : «, АИ12(1.3),» : *’,>

103 ЦИКЛ*

104 И00=2ПЕРЕХ М13

105 ПЕЧАТЬ(СА00„>

106 ПЕРЕХ М14

107 М13

 

 

108 ПЕЧАТЬ(СА00,)

109 М14

110 1145

111 И01=1ПЕРЕХ МП

112 ПЕЧАТЬ( «ВКЛЮЧИТЕ АЦПУ И НАЖМИТЕ

113 Н= > И01

114 МП

115 СЕЛЕКТ(3, 12, 90)

116 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0А0А0А0Е)„)

117 ПЕЧАТЬ?? 09(15),»КРИВАЯ ТИТРОВАНИЯ

КОМПЛЕКСОНОМ»,)

118 ПЕЧАТЬЮ 09(15),»******************************

119 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0 F 0А0А)„)

120 15= > АП

121 0.5= > А20

122 А20—1= > А20

123 0.5= > А21

124 ЦИКЛ(А11, А20, А21)

125 А11+0.25= > А12

126 АН—0.25= > А13

127 1= > И00

128 » «= > CA00

129 ЦИКЛ(И00, 1, 18)

130 И00+2+30= > И01

131 И01—1= > И02

132 АИ01 > А12ПЕРЕХ М01

133 АИ01 < А13ПЕРЕХ М01

134 АИ01=А13ПЕРЕХ М01

135 (АИ02—0.29W0.02= > А02

136 А02 > 64ПЕРЕХ М01

137 А02= > И03

138 А02=И03ПЕРЕХ М00

139 И03+1= > И03

140 М00

141 И03 > 65ПЕРЕХ М01

142 «*»= > STR (CA00, И03, 1)

143 М01

144 ЦИКЛ*

145 ПЕЧА.ТЬ(Р 09(3),АП(2.3),»!»,СА00,)

146 М03

147 ЦИКЛ*

148 1= > И01

149 ЦИКЛ(И01. 1, 62)

150 «=»= STR (CA00, И01, 1)

151 ЦИКЛ*

152 10= > И01

153 ЦИКЛ(И01, 10, 62)

154 «!»= > STR (CA00, И01, 1)

 

 

155 ЦИКЛ*
156 «.»= > STR (CM, 35, 1>

157 ПЕЧАТЬЮ 09(5),»0,000!=!», CA00,)

158 » «= САЙ

159 «0.3»= > STR (CA00, 1, 3)

160 «0.5»= > STR (CA00, 11, 3)

161 «1.0»= > STR (CA00, 36, 3)

162 «1.5»= > STR (CA00, 61, 3)

163 ПЕЧАТЬ(Г 09(11), CA00,)

164 М15

165 СЕЛЕКТ(3, 5. 64)

Пример. Рассчитать кривую титрования 100 см3 0,002 М раст­вора FeCl3 0,05 М раствором ЭДТА при pH = 3.

Для вычисления необходимо в справочнике найти значение логарифма константы комплексообразования Fe3+ с ЭДТА (рА), значение для pH, при котором предполагается провести титрова­ние. Порядок работы на ЭВМ описан в разд. 1.1.1. (см. пример).

1.4.      Расчет случайной погрешности равноточных измерений

Программа предназначена для обработки результатов измере­ний и определения их метрологических характеристик.

Алгоритм построен на вычислении среднего арифметического значения равноточных измерений — х, стандартного квадратичного отклонения измерений S, доверительного интервала е и относитель­ной случайной погрешности

Формулы для расчета приведены в гл. 13.

В программе предусмотрена проверка первичных данных по Qкритерию для выявления и исключения промахов. Значения Qкритерия и коэффициентов Стьюдента для надежности Р = 0,95 заложены в программу.

L4-1- Текст программы «Расчет погрешности измерений»

1 СЕЛЕКТ(0, 1, 5)

2 ПЕЧАТЬ(НЕХ(03010А0А0А0А0Е),»РАСЧЕТ

ПОГРЕШНОСТИ ИЗМЕРЕНИЙ»,)

3 СЕЛЕКТ(0, 0, 0)

4 СЕЛЕКТ(2, 8, 200)

5 ПЕЧАТЬ (НЕХ(030 F),»СКОЛЬКО ПАРАЛЛЕЛЬНЫХ ИЗ­МЕРЕНИЙ ПРОВЕЛИ?»,)

6      Н= > И01

7      41= > И02

8      0= > А10

9 0= > А12

10 999= > А01

И 999= > А02

12 0= > А03

13 0= > А04

 

 

14 0= > И05

15 И014-И02-1= > И03

16 ЦИКЛ<И02, 1, И03)

17 И05+1= > И05

18 ПЕЧАТЬ^ «ВВЕДИТЕ ЗНАЧЕНИЯ ИЗМЕРЕННЫХ ВЕ-
ЛИЧИН,Х(«,И05,

19 Н= > АИ02

20 АИ02+А10= > А10

21 АИ02-2+А12= > А12

22 АИ02 < А01ПЕРЕХ М04

23 АИ02 > А02ПЕРЕХ М13

24 АИ02= > А02

25 ПЕРЕХ М13

26 М04

27 А01= > А02

28 АИ02= > А01

29 М13

30 АИ02 > А03ПЕРЕХ М05

31 АИ02 < А04ПЕРЕХ М06

32 АИ02= > А04

33 ПЕРЕХ М06

34 М05

35 А03= > А04

36 АИ02= > А03

37 М06

38 ЦИКЛ*

39 ПЕЧАТЬ<«*** Х1=»,А01(2.2>,» Х2=»,А02<2.2),» XN=»

А03<2.2),» X(N—1>=»,А04<2.2>,» ***»,)•

40 (А02—А01)/(А03—А01)= > А05

41 (А03-А04)/?А03-А01)= > А06

42 0.94= > А23

43 0.77= > А24

44 0.64= > А25

45 0.56= > А26

46 0.51= > А27

47 0.48= > А28

48 И01—2= > И10

49 22= > И11

50 И10+ И11= > И12

51 АИ12= > А07

52 ПЕЧАТЬ^»*** ЗНАЧЕНИЕ Q-КРИТЕРИЯ ДЛЯ», И01,»

ИЗМЕРЕНИЙ РАВНО», А07(1.2),»***»,)

53 А05 > А07ПЕРЕХ М08

54 А06 > А07ПЕРЕХ М09

55 ПЕРЕХ М12

56 М08

57 ПЕЧАТЬ(«*** ЗНАЧЕНИЕ», А01<2.3>,» — ПРОМАХ. ОНО

ОТБРАСЫВАЕТСЯ.***»,)

58 А10—А01= > А10

 

 

59 А12-А01 » 2= > А12

60 ПЕРЕХ М10

61 М09

62 ПЕЧАТЬ(«+++ ЗНАЧЕНИЕ», А03<2.3>,» — ПРОМАХ. ОНО ОТБРАСЫВАЕТСЯ.***»,)

63 А10—А03= > А10

64 А12-А03 ‘ 2= > А12

65 М10

66 И01—1= > И01

67 ПЕЧАТЬ(«+++ РАСЧЕТ ПОГРЕШНОСТИ ПРОВОДИТСЯ ДЛЯ «,И01,» ИЗМЕРЕНИЙ ***»,)

68 М12

69 А10/И01= > А14

70 ПЕЧАТЬ(«+++ СРЕДНЕЕ АРИФМ. ЗНАЧЕНИЕ ИЗМЕ­РЕН. ВЕЛИЧИНЫ Х=», А14(2.3),»***»,)

71 «А12-И01+А14*2)/(И01-1»

72 ПЕЧАТЬ(«+++ КВАДРАТИЧНОЕ ОТКЛОНЕНИЕ S=», А16<2.4>,»+++«,>

73 12.71= > А23

74 4.30= > А24

75 3.18= > А25

76 2.78= > А26

77 2.57= > А27

78 2.45= > А28

79 И01—1= > И10.

80 22= > И11

81 И10+И11= > И12

82 АИ12= > А18

83 ПЕЧАТЬ(«+++ ЗНАЧЕНИЕ КОЭФ. СТЬЮДЕНТА ДЛЯ «,И01,» ИЗМЕРЕНИЙ РАВНО», А18(2.2),»+++«,)

84 А16+А18/И01 SOR = > А20

85 100+А20/А14= > А22

86     ПЕЧАТЬ<«*++ ЗНАЧЕНИЕ ДОВЕРИТЕЛЬНОГО ИНТЕР­ВАЛА РАВНО», А22(2.2),»+++«,)

87     ПЕЧАТЬ(«+++ ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ПОГРЕШНОСТЬ ИЗМЕРЕНИЙ РАВНА», А22(2.2),»х ***»,)

Пример. Рассчитать относительную погрешность измерения объема титранта для пяти параллельных определений. Получены следующие результаты: 12,52; 12,60; 12,57; 12,59; 13,10 см3.

Проверка минимального (12,52) и максимального (13,10) значе­ний показала, что последний результат является промахом, он от­брасывается. Дальнейший расчет проводится для четырех резуль­

 

 

татов. Получены следующие данные:

х = 12,57; ‘S = 0,036; I Е I = 0,056; △ = 0,45%.

1.5.    Расчет параметров линейного градуировочного графика

Программа предназначена для расчета параметров линейного градуировочного графика у = а + Ьх, где у — аналитический сиг­нал (оптическая плотность, потенциал индикаторного электрода и т.д.); а и 6 — параметры градуировочного графика, х — концентра­ция пли количество частиц, вызывающих этот сигнал.

Алгоритм построен на вычислении параметров а и b по форму­лам :

пЕх.у. — ЕхЕу.

п№- (Ег)2

Ev.Sr2 — Li.Ei.v
«I I                          I ll

a =                                             .

nSr2 — ( Sr . )-

где n — число пар значений (г., у), т.е. число измерений; x — из­вестная концентрация определяемого компонента в г-м стандартном растворе; у. — аналитический сигнал г-го стандартного раствора.

1.5.1.     Текст программы «Расчет параметров градуировочного графика»

1 СЕЛЕКТ(1, 60, 1)

2 СЕЛЕКТ(2, 8, 250)

3     ПЕЧАТЬ?»ВВЕДИТЕ ЧИСЛО, РАВНОЕ ЧИСЛУ СТАНДАРТНЫХ Р-РОВ»,)

4      11= > И01

5      0= > А01

6      0=> А01

7      0= > А03

8      0= > А04

9      ПЕРЕХ П10

10      ПЕРЕХ П20

11      ПЕРЕХ П30

12      ПЕРЕХ П10

13 (А02+А03-А01+А04)/(И01+А02-А0Г2)= > А26

14 (И01+А04-А01+А03>/(И014-А02-А01-2)= > А27

15 ПЕЧАТЬ(» КОЭФ. А = «, А26(2.4),» КОЭФ. В = «, А27<2.4),)

16 П10

17 0= > И05

18* 10= > И03

19 И03+И01-1= > И02

 

 

20 ЦИКЛ!И03, 1, И02>

21 И05+1= > И05

22 ПЕЧАТЬ («ВВЕДИТЕ КОНЦЕНТРАЦИИ СТАНДАРТ!!. Р-РОВ N #                               И05,)

23 Н= > АИ03

24 АИ03+А01= А01

25 АИ03’2+А02= А02

26 ЦИКЛ+

27 П20

28 И02+1= > И01

29 И04+И01-1= > И02

30 0= > И05

31 ЦИКЛ(И04, 1, И02>

32 И05+1= > И05

33 ПЕЧАТЬ(«ВВЕДИТЕ ЗНАЧЕНИЯ ОПТИЧЕСКИХ ПЛОТ­НОСТЕЙ N й «, И05,>

34 Н= > АИ04

35 АИ04+А03= > А03

36 ЦИКЛ+

37 П30

38 10= >И02

39 И02+И01—1= > И03

40 И03= > И04

41 ЦИКЛ(И02, 1, И03>

42 И04+1= > И04

43 АИ02+АИ04+А04= > А04

44 ЦИКЛ+

45 П40

46 1= > И02

47 ЦИКЛ<И02, 1. 53)

48 «=»= > STR (CA00, И02, 1)

49 ЦИКЛ+

50 ПЕЧАТЬ(НЕХ(0103),)

51 ПЕЧАТЬ(СА00,>

52 ПЕЧАТЬ!» N ! XI ! YI ! XI ~ 2 ! XI+YI!»,)

53 ПЕЧАТЬ(СА00,)

54 10= > И02

55 И02+И01-1= > И03

56 И03= > И04

57 0= > И05

58 ЦИКЛ(И02, 1, И03>

59 И04+1= > И04

60 АИ02’2= > А05

61 АИ02+АИ04= > А06

62 И05+1= > И05

63 ПЕЧАТЬ!» «,И05,» ! «,АИ02(2.3>,»!», АИ04(1.3>, «!»,А05<3.6>, !», А06(3.6>,»!»,>

64 ЦИКЛ+

65 ПЕЧАТЬ!»СУММА !»,А01<2.3>, «!», А03<2.3>,»!»,А02<3.6>,»!»,А04<3.6>,»!»,>

 

 

Пример. Значения оптических плотностей и соответствующие им концентрации стандартных растворов представлены ниже:

С(х), мг/дм3                   ОД         0,2           0,4           0,8              1,0        1,2

Д(у)                        0,05        0,106       0,198       0,402       0,512       0,620

Вычислить параметры градуировочного графика.

В память ЭВМ последовательно вводят значения концентра­ций, затем соответствующие им оптические плотности, как описано в разделе 1.2 данного Приложения.

На экране появляется таблица, в которой приведены значения xl, yl, хР, х1 * у! и суммы Exl; Y.yl\ ЕхР и Sr/* yl, а также значе­ния коэффициентов а и Ъ. В данном примере а = —0,0008; b = = 0,508. Следовательно, уравнение градуировочного графика имеет вид

у = 0,0008 + 0,508 х.

 

 

Приложение II

НЕКОТОРЫЕ СПРАВОЧНЫЕ ДАННЫЕ

Таблица 1. Приближенные значения коэффициентов активности ионов
Ионная сила раствора Коэффициенты активности для ионов с зарядом
1 2 3 4 для Н+ для Он
0 1 1 1 1, 1 1
0,001 0,97 0,87 0,73 0,56 0,98 0,98
0,002 0,95 0,82 0,64 0,45 0,97 0,97
0,005 0,93 0,74 0,51 0,30 0,95 0,95
0,01 0,90 0,66 0,39 0,19 0,92 6,92
0,02 0,87 0,57 0,28 0,10 0,90 0,89
0,05 0,81 0,44 0,15 0,04 0,88 0,85
0,1 0,76 0,33 0,084 0,01 0,84 0,81
0,2 0,70 0,24 0,041 0,03 0,83 0,80
0,5 0,62 0,15 0,014 0,0005
Таблица 2. Стандартные окислительные потенциалы £° относительно нормального водородного электрода (при 25 °C)

Элементы расположены в алфавитном порядке; п — число участвующих в реакции электронов

Элементы Высшая степень окисления n Низшая степень окисления Г, В
Ag Ag + + e“ Ag 1 0,80
AgBrl +e“ Ag I + Br ~ 0,07
AgCU +e“ Agl + Cl» 0,22
Agll +e“ Agl+I~ -0,15
AgjO + HjO + 2e“ 2Ag + 2OH~ 0,34
As H3AsO4 + 2H + +2e~ HASO2 + 2H2O 0,56
AsO37+2H2O

Bi ci 7

+ 2e~ ASO7 + 4OH- -0,72
Bi + 3e“ Bi + 4C1“ 0,16
Вг Br2 + 2e“ 2Br~ 1,09
2BrOJ+12H + + 10e~ Bf 2 + 6H 1,52
2BrC>7+6H2O + 10e~ Bi2+12OH“ 0,50
2BrC>7 + 6H + + 6e~ Br~ + 3H2O 1,45
BrC>7 + 3H2O + 6e~ Br“ + 6OH~ 0,61

 

 

Элементы Высшая степень окисления П Низшая степень окисления E»,b
с С6Н4О2+2Н+ (хинон) + 2e» с6н4(0Н)2

(гидрохинон)

0,70
НСООН + 2Н +2e» HCHO + H2O -0,01
НСОО- + 2Н2О + 2e» нсно + зон- -1,07
СО/ + 2Н + +2e“ cot +Н2О -0,12
Се Се4+ +e» Се3+ 1.74
СеС126« + e“ Се3+ + 6С1~ 1,28
СеСЮ2- +e“ Се3+ + 6СЮ7 1,70
Ce(SO4)23 +e” Ce3+ + 3SO24 1,44
С1 Cl 2 +2e“ 2С1~ 1,36
C1OJ+6H + 16e“ С1“ + ЗН2О 1,45
2С1О7 +12Н + + 10e” С12 + 6Н 2О 1.47
сю7+зн2о + 6e“ С1- + 6ОН- 0,63
СЮ7+8Н+ + 8e» С1“ + 4Н2О 1,38
С1ОТ+4Н2О + 8e” С1~ + 8ОН» 0,56
Сг сг3+ +e_ Сг2+ 0,41
Сг2О2+14Н+ + 6e» 2Сг3+ + 7Н2О 1,33
СгО2.“+4Н2О + 3e“ Сг(ОН)3 + 5ОН“ -0,13
Си Си2+ +2e“ Cal 0,35
Си + +e“ Cui 0,53
Си2+ +e“ Cu+ 0,16
Cu2++I“ +e“ Cull 0,86
Cu(NH3)2+ +e“ Cu(NH3)j + 2NH3 -0,01
Fe Fe3+ +e“ Fe2+ 0,77
Fe(CN)36 +e“ Fe(CN)46~ 0,36
Fe3O4 +2e_ 3Fe2+ +4H2O 1,21
Н 2H+ + 2e“ H21 0,000
H2O2+2H+ +2e“ 2H2O 1,77
ho7+h2o + 7e~ ЗОН» 0,88
Hg 2Hg2+ +2e~ Hg2+ 0,91
Hg2+. +2e~ 2Hgl 0,79
HgCl2 +2e~ 2Hgl + 2Cl“ 0,27
I h +2e~ 21- 0,54
h + 2e~ 31“ 0,55
2107 +12H+ + 10e~ I2 + 6H2O 1,19
Ю7 + 6Н+ + 6e“ I“+3H2O 1,08
Мл MnO2l +4H+ +2e~ Mn2+ + 2H2O 1,23
MnO^ +2H2O + 2e~ MnO2l +4OH- 0,60
MnO^ + 8H+ +5e» Mn2+ + 4H2O 1,51
N hno2+h+ +e“ NO1 +H2O 0,98
NOJ + 4H+ +3e» NOt +2H2O 0,96

 

 

Элементы Высшая степень окисления п Низшая степень окисления Е°, В
О O2t + 4Н +

O2t +2Н2О

+4e_ + 4e_ 2H2O

4OH~

1,23

0,40

O2t + 2H+ +2e~ H2O2 0,68
O2t +Н2О + 2e~ HO~ + OH- -0,08
РЬ PbO2l + 4H+ +2e ” Pb2++2H2O 1,46
PbO2l +4H+ + SO2- +2e PbSO4! +2H2O 1,69
S SI +2H + + 2e“ H2ST 0,14
54ОГ + 2e~ 2S2O2 0,09
s2o2 + 2e- 2SO2- 2,0
Sn Sn4+ +2e“ Sn2+ — 0,14
Sn(OH)2 +2e“ HSnOJ + 3OH~+H2O -0,93
Ti TiO2 +e_ Ti3+ + H2O + 0,1
Т1 Tl3+ +2e~ T1 + 1,28
V VO 2+ +e_ vo+ -0,044
VO3-+6H+ + 2e“ VO++3H2O + 1,26
H2VO“ + 4H+ +e_ VO2+ + 3H2O + 1,31
Zn Zn2+ + 2e~ Zn! -0,7628
ZnO J + 2H2O + 2e“ Zn! +4OH- -1,216
ZnO2+ + 2H+ +4e_ Znl +H2O -1,57
Таблица 3. Константы устойчивости некоторых комплексных соединений

Все данные приведены для температур 20 — 30 ’С

Центральный ион IgKl ‘0*1,2 te* 1,2,3 ‘8*1,2,3,4 ‘8* 1,2,3,4,5 ‘01,2,3,4,5,6
Комплексы с аммиаком (NH 3)
Ag + 3,32 7,23
Cd2+ 2,51 4,47 5,57 6,56 6,26 4,56
Zr<+ 9,80 17,37 23,45
Хлоридные комплексы (Cl “)
Ag + 3,04 5,04 5,04 5,30
Au+ ? 9,42 -«•
Au3+ 16,96 21,30
Bi3+ 2,43 4,7 5,0 5,6 6,1 6,42
Cd2+ 2,05 2,60 2,40 1,70
Cu + 0 5,35 5,60
Cu2+ 0,07 -0,57 -2,1

 

 

Центральный нон 1&K?1 1&K1,2 *8^1,2,3 ^1,2,3,4 18*1, 2.3,4,5 !е^1,2,3,4,5,6
Fe2+ 0,36 0,40 _ _ _
Fe3+ 1,45 2,10 1,10 -0,85
Hg2+ 6,74 13,22 14,17 15,22
In3+ 1,0 1,5 1,55 1,35
Pb2+ 1,62 2,44 2,04 1,0
Цианидные комплексы (CN-)
Ag* ? 19,85 20,55 19,42
Au + ? 38,3
Au 3+ 7 7 7 56
Cd2+ 5,18 9,60 13,92 17,11
Co2+ 1,99 3,50 4,43 5,07 5,13 4,39
Cu + 5,93 10,86
Cu2+ 3,99 7,33 10,06 12,03
Ni2+ 2,67 4,79 6,40 7,47 8,10 8,01
Zn2+ 2,37 4,81 7,31 9,46
Иодидные комплексы (I)
Ag + 6,58 11,74 13,68 13,10
Bi3+ 2,89 7 7 14,95 16,80 19,1
Cd2+ 2,17 3,67 4,34 5,35 5,15
Cu + 7 8,85
Hg2+ 12,87 23,82 27,60 29,83
In3+ 1,64 2,56 2,48
Pb2+ 1,26 2,80 3,42 3,92
H3+ 11,41 20,88 27,60 31,82
Zn2+ -0,47 -1,53 1,26 -0,51
Роданидные комплексы (SCN )
Cu + 7 7 9,90 10,05 9,59 9,27
Cu2+ 2,30 3,65 5,19 6,52
Fe2+ 1,31 0,43
Fe3+ 3,03 4,33 4,63 4,53 4,23 3,23
Фторидные комплексы (F )
Ag + 0,36
Al3+ 7,10 11,98 15,83 18,53 20,20 20,67
Bi3+ 4,7 8,3
Fe3+ 6,04 10,74 13,74 15,74 16,10 16,10
Co2+ 7 7 7 7 7 19,09
Co3+ 7 7 7 7 7 64
Cu + 7 24,0 28,6 30,3
Fe2+ 7 7 7 7 18,6 36,9
Fe3+ ? 7 ? 7 43,9
Hg2+ 17,00 32,75 36,31 38,97 39,83 40,62
Ni2+ 7 7 22,2 31,0 30,3
Pd2+ 7 7 7 42/ 45,3
Zn2+ 7 11,07 16,05 19,их

 

 

Таблица 3 (продолжение)

Этилендиаминтетраацетатные комплексы (Y4«)

Центральный ион IgKl Центр, ион <8*! Центр, ион lg*l
А13+ 16,1 Си2+ 18,8 Ni2 18,6
Ва2+ 7,8 Fe2+ 14,3 Pb2+ 18,0
Bi3+ 27,9 Fe3+ 25,1 Zn2+ 16,5
Са2+ 10,7 Mg2 8,7 Zr4 29,5
Со2+ 16,3 Мп2 13,8
Таблица 4. Потенциалы полярографических полуволн на ртутном капельном электроде
Определяемый элемент Фон Изменение валентности Потенциал полу­волны i/2)> В
Al111 0,5 н. BaCl 2 3-0 -1,7
As111 1MH2SO4 3-0 -0,7
Crvl IM KOH 6-3 -1,03
Crln 0,1 н. KC1 3-2 -0,81
Fe111 0,5M(NH4)2C2H5O5 + lM nh3 3-2 -0,98
Mn11 0,5MNH3 + 0,5 h.NH4C1 2-0 -1,54
Ni 1 и. KCl 2-0 -1,1
Sn11 1MHC1 2-4 -0,1
Till! 1MHC1 3-4 -0,14
Zn« IM KCl 2-0 -1,02
Таблица 5. Подвижность некоторых ионов при 25 °C и бесконечном разбавлении
Катионы ^в+ Анионы ^А- Катионы XB- Анионы XA~
Н 362 ОН- 205 1/2 Pd 2+ 66 1/3 PO3 80
К + 76 l/4Fe(CN)4; l/3Fe(CN)3 ‘ 114 l/2Cd2 62 I- 80
NHt 76 » 104 l/2Sr2+ 62 Cl- 79
1/2 РЬ2 73 1/2 SO2« 83 1/2 Zn2 56 NOT 74
1/3 Fe3 68 1/2 Сг О2- 82 1/2 Mg2 55 cio~ 71
Ag- 64 Вг“ 81 Na- 52 1/2 CO 2~

10^

70

41

 

 

Таблица 6. Значения критерия Стьюдента Гц./при различной доверительной вероятности
Число степекий свободы / t а у при значениях а, разных Число степеней свободы f t $ у при значениях Ct, равных
90% 95% 99% 99,5% 90% 95% 99% 99,5%
1          6,31        12,7      63,7       63,7             9           1,83       2,26      3,25     4,78

2          2,92        4,30       9,92       31,6            10          1,81       2,23       3,17     4,59

3          2,35        3,18       5,84       12,9            И           1,80       2,20       3,11     4,44

4          2,13        2,78      4,60       8,60            12          1,78       2,18       3,06     4,32

5          2,02        2,57      4,03       6,86            13          1,77       2,16       3,01     4,22

6          1,94        2,45       3,71       5,96            14          1,76       2,14       2,98     4,14

7          1,90       2,36      3,50      5,40                         1,64      1,96      2,58     3,29

8          1,86        2,31      3,36      5,04

Таблица 7. Критические значения Q-критерия

Данные исключают, если при 90%-ной доверительной вероятности 2ЭКСП > 2крит

п 2 крит л С Крит п 2 Крит п @крит
3 0,94 5 0,64 7 0,51 9 0,44
4 0,76 6 0,56 8 0,47 10 0,41

 

[/spoiler]

Опубликовано

Окисление, восстановление и электрохимические реакции

электрохимические реакции

Химические реакции, в которых элементы меняют степень окисления, называются окислительно-восстановительными реакциями.

В химических процессах реакции окисления и восстановления происходят в одно и то же время и в одном месте, например, окисление железа (Fe) при контакте с кислородом воздуха. Блестящая полированная железная пластина со временем тускнеет при контакте с воздухом из-за окислительно-восстановительных реакций, протекающих на ее поверхности.

Железо окисляется, и образуется оксид железа (II), который затем становится оксидом железа (III) в результате дальнейшего окисления железа. С другой стороны, кислород сокращается. Степень окисления железа увеличивается от 0 до , а затем в , т.е. железо окисляется, при этом степень окисления кислорода снижается от 0 до , следовательно, кислород уменьшается.

В электрохимических процессах реакции окисления и восстановления происходят на разных электродах (в разных местах). Это окислительно-восстановительные реакции, происходящие в элементах и электролизерах. В электрохимических ячейках реакции восстановления протекают на катоде, а реакции анодного окисления — на аноде. На рис. 1 показана схема электрохимической ячейки, в которой катодом является медный электрод, а анодом — железный электрод. Оба электрода погружены в раствор серной кислоты (VI).

skhema-ehlektrohimicheskoj-yachejki
Схема электрохимической ячейки

В этой ячейке протекают следующие реакции: на аноде протекает реакция окисления железа (реакция (1)), а на катоде — реакция восстановления ионов водорода (реакция (2)).

В электрохимическом процессе реакции окисления и восстановления происходят в разных местах (на разных электродах).
Как показано на рис. 1, во время окисления электрод разлагается, ионы металла переходят в раствор, а высвободившиеся электроны перемещаются к другому электроду (катоду), где они расходуются в процессе восстановления. В ячейках на катоде протекают реакции восстановления, а на аноде — реакции окисления. Наиболее частыми реакциями, происходящими на катодах, являются реакции восстановления кислорода и водорода, а также реакции восстановления ионов металлов. Реакции восстановления кислорода и водорода называются реакциями деполяризации кислорода (реакция (5)) и водорода (реакция (2)). Примеры реакций катодного восстановления ((3)- (6)):

Реакция ионов металлов (реакция (3)) используется для получения металлических покрытий при электроосаждении. Реакция (6), реакция восстановления молекул воды происходит на катоде в нейтральных или основных электролитах.
Анодные реакции — это реакции окисления металлов, ионов металлов или ионов неметаллов. Уравнения (7) — (9) дают примеры реакций анодного окисления.

Реакция анодного окисления молекул воды (реакция (8)) протекает в кислых и нейтральных электролитах.

 

Опубликовано

Окислительно-восстановительная реакция

Окислительно-восстановительная реакция — любая химическая реакция, в которой происходит как восстановление, так и окисление. Термин окислительно-восстановительный потенциал представляет собой совокупность слов «восстановление» и «окисление».

На практике любая реальная реакция, которая изменяет степень окисления атомов или их групп, является окислительно-восстановительной реакцией, поскольку каждая реакция восстановления должна сопровождаться реакцией окисления, и наоборот.

Каждую окислительно-восстановительную реакцию можно разбить на отдельные акты окисления и восстановления, называемые полуреакциями, где баланс электронов и массы этих актов должен быть равен нулю. Такое описание окислительно-восстановительной реакции помогает понять, что на самом деле происходит во время нее — однако стоит помнить, что отдельные акты восстановления и окисления не являются описанием явлений, которые на самом деле происходят во время нее, а лишь теоретической записью изменений в ней степени окисления отдельных атомов и групп. Фактический механизм данной реакции обычно более сложен.

В обозначении реакции символ «е -» означает дарение или принятие электрона, но не в буквальном смысле, а в том смысле, в котором он используется в определении степени окисления. Цифры в верхних индексах этих уравнений представляют степень окисления.

Элемент или химическое соединение, которое является донором электронов (донором) в окислительно-восстановительной реакции, называется восстановителем, а вещество, принимающее электроны, называется окислителем.

Пример окислительно-восстановительного баланса:

Суммарная реакция:

 

 

Половинная реакция восстановления:

 

 

Реакция полуокисления:

Опубликовано

Лантаноиды

Лантаноиды

Одиннадцатый ряд — лантаноиды

Лантаноиды

В честь малой планеты

Церий
Cerium

Церий. (Cerium, Се, порядковый номер 58, атомный вес 140,13).

Этот металл, вернее, «цериевая земля», была открыта в 1803 году Якобом Берцелиусом и В. Гизенгером. Но чистым он был получен лишь много лет спустя. Почему у него такое имя? Накануне, итальянским астрономом Дж. Пиацци была обнаружена самая крупная из малых планет солнечной системы — Церера. В память этого события и окрестили химики вновь открытый элемент.

Церий первым из редких земель нашел практическое применение. Известный австрийский ученый Ауэр фон Вельсбах начал добавлять его двуокись в колпачки газовых горелок, долгое время применявшихся для освещения улиц и зданий. Затем его стали вводить в сплав, обладающий так называемыми пирфорными свойствами. Если от него откалывать мельчайшие кусочки, то они самопроизвольно воспламеняются. Это свойство сплава стало использоваться в зажигалках, им наполняют трассирующие снаряды и пули.

Выяснилось также, что церий хорошо поглощает азот, водород и кислород. Поэтому с его помощью из жидкого металла начали удалять растворенные в нем и в виде окислов эти газы. Он является сильным восстановителем, и используется для получения чистого ниобия, вольфрама и других металлов. Церий облагораживает чугун, сталь, хром, никель, снижает удельное сопротивление электрическому току алюминия, делает жаропрочным магний. Он увеличивает стойкость турбины реактивного двигателя, творит настоящие чудеса в стекольной промышленности. Небольшие добавки окиси церия (2 —4 процента) делают стекло совершенно непроницаемым для ультрафиолетовых лучей. Смотровые стекла атомных реакторов также содержат его. Они не теряют прозрачности под действием радиации и защищают от нее обслуживающий персонал. Соли церия используются для окраски кожи, делают водонепроницаемыми ткани и изделия.

Соединения этого металла незаменимы при обесцвечивании стекла. Их употребляют также при окрашивании керамических изделий. Титанит церия — чисто желтая краска. Церий служит катализатором в некоторых химических процессах. Фториды церия используются при изготовлении электродов дуговых ламп и прожекторов.

Церий, его соли и соединения нашли широкое применение в медицине в качестве лекарств, а также в виде добавок к стали, идущей на изготовление искусственных зубов.

На Земле церия много: в пять раз больше свинца, в 250 раз больше серебра.

Зеленый близнец

Прозеодим
Praseodymium

Празеодим. (Praseodymium, Рг, порядковый номер 59, атомный вес 140,92).

Его недаром назвали зеленым близнецом (от греческих слов «празеос» — зеленый и «дидюмос» — двойник, близнец). Стоит добавить в фарфор или стекло немного празеодима, и они приобретут красивый зеленый цвет. Открыт этот металл был в 1885 году австрийским ученым Ауэром фон Вельсбахом. Как уже говорилось, празеодим применяется в стекольной промышленности для окрашивания материалов. В смеси с неодимом он создает так называемый александритовый эффект, заключающийся в том, что стекло меняет окраску при дневном и вечернем освещении. Отлично служит этот металл в стеклах очков, предохраняя от раздражения глаза сварщиков и стеклодувов.

Окись празеодима применяется при окислении аммиака при низкой температуре.

Трудность получения сдерживает более широкое применение празеодима в технике. От других лантаноидов его отделяют методом дробной кристаллизации, который открыл русский врач и химик Н.А.Орлов. Чтобы получить сравнительно чистый празеодим, приходится делать до 5000 повторных операций.

В земной коре его не так уж мало — 0,00045 процента (по весу).

Еще один близнец

Неодим
Neodymium

Неодим. (Neodymium, Nd, порядковый номер 60, атомный вес 144,27).

В 1885 году австрийский химик Ауэр фон Вельсбах открыл еще один неизвестный металл. Ему дали имя неодим (от греческих слов «неос» — новый и «дидюмос» — близнец). В чистом виде он имеет серебристо-белый цвет. На воздухе неодим медленно окисляется, окрашиваясь в желтый цвет. Его химические свойства почти как у лантана. Его соединениями пользуются в фарфоровой и стекольной промышленности. Окись неодима окрашивает стекло в ярко-красный цвет. Смесь с окислами празеодима делает материалы голубыми. Фосфат неодима сообщает изделиям телесный цвет. Окись этого металла, являющаяся хорошим диэлектриком, применяется в электронных приборах. Добавляя неодим в магний, получают жаростойкие сплавы. Используется при изготовлении мощных магнитов.

На долю неодима приходится 0,0017 процента атомов земной коры — почти втрое больше, чем празеодима. Так уж повелось в семействе лантаноидов: каждый нечетный элемент менее распространен, чем его ближайшие соседи с четными порядковыми номерами.

По имени мифического героя

Прометий
Prometium

Прометий. (Prometium, Pm, порядковый номер 61, атомный вес 147).

Пожалуй, это самый хлопотный для химиков элемент. В том, что он есть, глубоко верили некоторые ученые. А чешский ученый Богуслав Браунер даже предположил некоторые его свойства. Но шел год за годом, а он не хотел предъявляться. Даже всевидящий спектроскоп был бессилен помочь. Да и другие способы разведки не были удачливей. И тогда решили, что такой элемент не существует. И вдруг — сенсация!
— Мы нашли его! — заявили американские химики Гаррис, Интема и Гопкинс. — Пусть он зовется иллинием (в честь Иллинойского университета).
С ними заспорили итальянцы Ролла и Фернандес.
— Мы открыли 61-й элемент. Конверт с его описанием уже два года хранится во Флорентийской академии. И называется 61-й элемент флоренцием.

Однако их выводы вскоре были взяты под сомнение, а затем и опровергнуты исследованиями видного специалиста по редким землям Прандтля и немецких ученых Иды и Вальтера Ноддак. Химики еще раз убедились, что элемент №61 радиоактивен. С открытием нейтронов, не имевших заряда и взаимодействовавших с ядрами даже при очень малых энергиях, появилась надежда обнаружить будущего «жильца» пустующей клетки. И сделать это могли лишь физики. Обстрел неодима ядрами дейтерия изотопа водорода — дейтронами приводил к образованию изотопов нового элемента. Но срок их жизни был так мал, что судить по ним о свойствах вещества никто не решался.

Только через 9 лет было получено… три миллиграмма соединений, образованных «новорожденным» элементом. Учеными он был назван прометием (в честь Прометея, героя древнегреческого мифа, который похищенный им с Олимпа огонь вернул людям). «Это название, — писали Маринский и Гленденин, — не только символизирует драматический путь получения нового элемента в заметных количествах в результате овладения людьми энергией ядерного деления, но и предостережет людей от грозящей опасности наказания стервятником Войны».

Сейчас науке известны пятнадцать изотопов прометия, правда, очень мало живущих. Из них используются пока два. Прометий-147 основа атомной батарейки. Ее диск имеет диаметр канцелярской кнопки. Такая батарейка в течение пяти лет может питать миниатюрный радиоприемник или слуховой аппарат. От излучений прометия можно легко защититься.

Поглотитель нейтронов

Самарий
Samarium

Самарий. (Samarium, Sm, порядковый номер 62, атомный вес 150,43).

Самарий открыт французским химиком Лекоком де Буабодраном в красивом бархатно-черном минерале самарските в 1879 году. Названием элемента было случайно увековечено имя инженера В. Е. Самарского, не заслуживающего такого почета. Чистым металл получили только в 1900 году. Он имеет серебристо-белый цвет, плавится при 1350 градусах по Цельсию, растворим в кислотах. Самарий излучает альфа-частицы, правда, очень слабо. Он прекрасно поглощает тепловые нейтроны. Поэтому из него и некоторых других соседей по таблице (европия, гадолиния и диспрозия) делают стержни регулирования и аварийной защиты атомных реакторов. Стекло, содержащее самарий, применяется в качестве прозрачных блоков в ядерной технике. Этот металл используется также в люминесцентных смесях.

Редчайший среди редких

Европий
Europium

Европий. (Europium, Eu, порядковый номер 63, атомный вес 152,0).

Редчайший среди редкоземельных элементов металл (удельный вес 6,9) открыл в 1901 году француз Э. Демарсе. Температура его плавления — 1150 градусов. Хотя европия на земле довольно много (в 70раз больше, чем золота), он сильно распылен. В монацитовом песке его содержится лишь 0,002 процента. Соли этого металла имеют розовый цвет. Отделять от лантаноидов (данный термин введен немецким ученым В. М. Гольдшмидтом) европий крайне трудно. Еще недавно килограмм его окиси стоил в США в пятьсот с лишним раз дороже золота.

Европий, хорошо поглощающий нейтроны, используется в ядерной технике. Один из его радиоактивных изотопов с периодом полураспада немногим больше полутора лет применяется в медицине при диагностике. Возможности этого металла еще не раскрыты полностью. В земной коре содержится 0,00002 процента европия (по весу).

Он еще скажет свое слово

Гадолиний
Gadolinium

Гадолиний. (Gadolinium, Gd, порядковый номер 64, атомный вес 156,9).

В минерале, найденном в одном из карьеров вблизи городка Иттерби, в Швеции оказался сущий клад. В нем присутствовали бериллий, железо, кремний, кислород и еще что-то неизвестное, названное финским профессором Юханом Гадолином «иттриевой землей». Впоследствии после неоднократных исследований, было обнаружено, что она имеет сложный состав. Кроме иттрия, в ней находились окиси эрбия и тербия. Потом стало ясно, что окись эрбия тоже неоднородна, так как к ней еще был примешан новый элемент — иттербий. В 1879 году из иттербия был выделен скандий, существование которого предсказал Д. И. Менделеев. А через год в гадолините, в этом минерале, которому присвоили имя его первого исследователя финского ученого Ю. Гадолина, швейцарский химик Ж. Ш. Мариньяк обнаружил еще один элемент, названный гадолинием.

Добывается он в незначительных количествах, так как сильно рассеян в земной коре. Некоторые свойства нового металла вызывают повышенный интерес к нему. Являясь хорошим поглотителем тепловых нейтронов, гадолиний получил применение в ядерной технике в качестве конструкционного материала. По мнению ученых, он сыграет решающую роль при постройке самолетов и автомобилей с атомными двигателями. Листы гадолиния толщиной в несколько сантиметров надежно защитят их экипажи и пассажиров от нейтронного излучения. Как только будет найден более дешевый способ его добычи, такие машины появятся на дорогах и авиалиниях.

Кое-где гадолиний уже заставил потесниться общепризнанные металлы. Вы, видимо, знаете, что магнитные сплавы делают обычно из кобальта, никеля, железа и вольфрама. Они получаются тяжелыми, что затрудняет их применение в некоторых отраслях техники. Сейчас это препятствие устранено. Обладая незначительным весом, сплав магния с гадолинием намагничивается с поразительной легкостью и силой. Этот металл начинают использовать и для получения сверхнизких температур.

Он еще скажет свое слово в технике.

Земная кора содержит 0,00075 процента гадолиния.

Неприменяемый

Тербий
Terbium

Тербий. (Terbium, Tb, порядковый номер 65, атомный вес 158,93).

Тербий открыт учеником Якоба Берцелиуса К. Мосандером в минерале гадолините. Имя ему дано от названия местечка (Иттерби), где был обнаружен минерал. В природе этого металла сравнительно много — 0,0001 процента (по весу).

Однако он сильно рассеян. Тербий еще плохо изучен (из-за трудности получения его в чистом виде) и пока не применяется в технике.

Металл с трудным нравом

Диспрозий
Dysprosium

Диспрозий. (Dysprosium, Dy, порядковый номер 66, атомный вес 162,50).

Великолепному экспериментатору, знатоку спектрального анализа П. Лекоку де Буабодрану посчастливилось открыть в 1886 году еще одного обитателя «космического чердака» (так назвал «редкие земли» английский ученый Вильям Крукс). Он был обнаружен с помощью спектроскопа в солях гольмия. «Нрав» у него не из легких: чтобы отделить его от других лантаноидов, приходится тысячи раз повторять операции. Видимо, за эту «нелюдимость» он и был назван диспрозием («диспрозиос» по-гречески — труднодоступный).

Лишь в последние годы начал применяться в ядерной энергетике в качестве поглотителя нейтронов. Установлено также, что он обладает магнитными свойствами.

В земной коре на долю диспрозия приходится 0,00075 процента атомов (столько же, сколько и гадолиния).

В честь шведской столицы

Гольмий
Holmium

Гольмий. (Holmium, Но, порядковый номер 67, атомный вес 164,93).

Назван этот элемент в честь шведской столицы — Стокгольма (латинское название у нее — Гольмиа). Обнаружил его швед П. Клеве в «иттриевой земле» в 1879 году. Но годом раньше этот металл получил и швейцарский ученый Соре. Гольмий добывают обычно из монацитового песка. Но данный процесс крайне трудоемок. Поэтому даже его окись в США стоит в триста с лишним раз дороже золота. Из-за этого металл изучен слабо и в технике пока не применяется.

В земной коре содержится 0,0001 процента гольмия (по весу).

Ему не нашлось работы

Эрбий
Erbium

Эрбий. (Erbium, Ег, порядковый номер 68, атомный вес 167,26).

За сто с лишним лет, прошедших после его открытия Мосандером, эрбию не нашлось подходящего занятия. Из-за трудности получения металл плохо изучен. По-видимому, он будет применяться в медицине, так как замечено, что некоторые соли эрбия увеличивают содержание гемоглобина в крови.

В земной коре его столько же, сколько и лантана, — 0,00065 процента (по весу).

 

Соперник рентгеновских аппаратов

Тулий
Thulium

Тулий. (Thulium, Tm, порядковый номер 69, атомный вес 168,93).

Одно время «редкие земли» именовали «бастионом недоступности». Что ж, тут есть доля правды. Но как показали подсчеты, сделанные советскими академиками А. Е. Ферсманом и В. И. Вернадским, а также немецким ученым В. М. Гольдшмидтом, в земной коре их не так уж мало. Лантаноидов вдвое больше, чем олова, в десять раз больше, чем свинца, в 320 раз больше, чем сурьмы, в 1600 раз больше, чем серебра, в 2500 раз больше, чем ртути, и в 32 000 раз больше, чем золота. Но, некоторые из них (гольмий, тулий, диспрозий) встречаются редко. Зато церия в природе больше, чем кадмия, вольфрама и олова. Лантан распространен в сотни раз больше, чем ртуть. Но вот способы получения… Чтобы отделить один редкоземельный элемент от другого, приходится многократно кристаллизовать и растворять соли, причем слабое различие в растворимости заставляет повторять эти операции тысячи раз. Так, на получение концентрата, содержащего 20 граммов тулия, ушло шесть лет! Кроме того, потребовалось еще четыре года, чтобы очистить его до 99 процентов!

Этот металл был открыт в 1879 году шведом П. Клеве и назван в честь полу легендарной страны, которая, по мнению географов древности, находилась на севере земли (Скандинавский полуостров).

Тулий еще плохо изучен, но сфера его применения со временем, вероятно, расширится. Уже сейчас он начинает соперничать с рентгеновскими аппаратами. Дело в том, что этот металл испускает мягкие гамма-лучи, от которых можно без труда защититься. Их с успехом используют в медицинской диагностической технике и дефектоскопии. Аппарат, сконструированный советскими учеными, очень прост по своему устройству. Такой аппарат не нуждается в электрическом питании и весит всего два килограмма — в десятки раз меньше, чем рентгеновский.

Между прочим, изотоп тулия оказал недавно услугу английским археологам. Они нашли бронзовый ассирийский шлем, изготовленный в девятом веке до нашей эры. Его решено было обследовать с помощью рентгеновского аппарата. Но шлем имел сферическую форму, и сделать снимок не удалось. Тогда внутрь его поместили тулиевый препарат, а снаружи приложили пленку. Когда пленку проявили, то на ней четко были видны древние письмена и символические знаки, стертые временем.
Тулия в земной коре довольно много — 0,0001 процента (по весу).

В полном смысле слова редкий металл


Иттербий. (Ytterbium, Yb, порядковый номер 70, атомный вес 173,05).

Скажем сразу: в технике пока не применяется из-за чрезвычайной распыленности в природе. Он был открыт швейцарским химиком Жаном Шарлем Мариньяком в 1878 году. Но, как выяснилось потом, в его состав входил лютеций. Это установили в 1907 году французский ученый Ж. Урбен и австриец К. Ауэр фон Вельсбах.

От других лантаноидов иттербий отличается сравнительно низкой температурой кипения — 1800 градусов.

Созвездие или столица?


Лютеций. (Lutetium, Lu, порядковый номер 71, атомный вес 174,97).

В архипелаге редких земель лютеций считается самым строптивым, настоящей букой. Несмотря на то, что со времени открытия его прошло почти шестьдесят лет, металл в чистом виде до сих пор не получен. Ученые, обнаружившие его, дали последнему представителю семейства лантаноидов разные наименования. Если вам попадется немецкий учебник по химии, то в 71-й клетке вы увидите символ Ср. Не удивляйтесь: в некоторых странах вошло в обиход имя, которое дал этому элементу К. Ауэрфон Вельсбах, — Cassiopeium (в честь яркого созвездия в северной части неба — Кассиопеи). Французский ученый Ж. Урбен решил увековечить столицу своего государства: Лютецией латиняне называли Париж.

Соединения этого металла пока нигде не применяются. В земной коре его 0,00017 процента (по весу).