Учебно-методическое пособие по выполнению индивидуальных заданий по дисциплине Химия ( Аналитическая химия) для студентов специальности 19.02.10.
учебно-методическое пособие на тему

                                                                                                                   УТВЕРЖДАЮ

                                                                                                                   Зам. директора

                                                                                                                   ОГБПОУ « КИПТСУ»

                                                                                                                    К.Я. Джус          

                                                                                                                    _____________________

                                                                                                                    «____»_________2015г.

   Автор:         Владыкина А.С., преподаватель  ОГБПОУ «Колледж индустрии      питания, торговли и сферы услуг»

Рецензент:        

АНОТАЦИЯ

Данное учебно-методическое пособие предназначено для студентов очной формы обучения 19.02.10 «Технология продукции общественного питания», выполняющих индивидуальные задания по дисциплине «Химия» (Аналитическая химия).

Пособие отражает ключевые темы дисциплины, краткий теоретический материал, который студенты изучают самостоятельно, а так же во время установочных занятий. Помимо теоретического материала, пособие содержит перечень контрольных вопросов, в качестве вспомогательного материала для самостоятельной работы студентов.

Также пособие может быть использовано студентами очной формы обучения 19.02.10  «Технология продукции общественного питания», 19.02.03 «Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий», 19.02.08 «Технология мяса и мясных продуктов», изучающих дисциплину «Химия» (Аналитическая химия), в качестве поддержки лекционного материала, в качестве вспомогательного материала для самостоятельной работы студентов, и может быть применено на практических занятиях.

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

При изучении  дисциплины « Химия» (Аналитическая химия) студенты должны овладеть теоретическими знаниями и практическими умениями в соответствии с государственными требованиями к минимуму содержания и уровню подготовки выпускников по специальности 19.02.10  «Технология продукции общественного питания».

К выполнению индивидуального задания ( далее ИДЗ)  студенты приступают после изучения теоретического материала по конспектам, учебникам и дополнительной литературе.

В результате изучения дисциплины студент должен

уметь:

 У 1. применять основные законы химии для решения задач в области профессиональной деятельности;

У 2. использовать свойства органических веществ, дисперсных и коллоидных систем для оптимизации технологического процесса;

У 3. описывать уравнениями химических реакций процессы, лежащие в основе производства продовольственных продуктов;

У 4. проводить расчеты по химическим формулам и уравнениям реакции;

У 5. использовать лабораторную посуду и оборудование;

У 6.выбирать метод и ход химического анализа, подбирать реактивы и аппаратуру;

У 7.проводить качественные реакции на неорганические вещества и ионы, отдельные классы органических соединений;

У 8. выполнять количественные расчеты состава вещества по результатам измерений;

У 9. соблюдать правила техники безопасности при работе в химической лаборатории;

знать:

З 1. основные понятия и законы химии;

З 2. теоретические основы органической, физической, коллоидной химии;

З 3. понятие химической кинетики и катализа;

З 4. классификацию химических реакций и закономерности их протекания;

З 5. обратимые и необратимые химические реакции, химическое равновесие, смещение химического равновесия под действием различных факторов;

З 6. окислительно-восстановительные реакции, реакции ионного обмена;

З 7. гидролиз солей, диссоциацию электролитов в водных растворах, понятие о сильных и слабых электролитах;

З 8. тепловой эффект химических реакций, термохимические уравнения;

З 9. характеристики различных классов органических веществ, входящих в состав сырья и готовой пищевой продукции;

З 10. свойства растворов и коллоидных систем высокомолекулярных соединений;

З 11. дисперсные и коллоидные системы пищевых продуктов;

З 12. роль и характеристики поверхностных явлений в природных и технологических процессах;

З 13. основы аналитической химии;

З 14. основные методы классического количественного и физико-химического анализа;

З 15. назначение и правила использования лабораторного оборудования и аппаратуры;

З 16. методы и технику выполнения химических анализов;

З17. приемы безопасной работы в химической лаборатории

При проведении лабораторных работ у студентов формируются навыки работы с приборами, химическими реактивами, лабораторной посудой, проведения качественного и количественного анализа с помощью общепринятых методик.

ИДЗ  выполняется по содержанию всех тем программы. Теоретический материал студенты изучают самостоятельно, а также в период установочных занятиях под руководством преподавателя.

В этот же период студенты выполняют лабораторные и практические работы, предусмотренные программой.  

ИДЗ выполняются в школьной тетради от руки (или набирается на компьютере и распечатывается на листах формата А4), на обложке которой студент указывает фамилию, имя и отчество, шифр (номер) зачетной книжки, номер группы, название дисциплины, номер контрольной работы, вариант с номерами вопросов, адрес.

Сначала пишется текст вопроса, затем – ответ. Излагать ответы нужно своими словами.

ИДЗ должны быть написаны грамотно и разборчиво, без сокращения слов, с полями для замечаний преподавателя.

Ответы по каждому заданию должны быть краткими, точными и ясными, не допустимы односложные ответы. Там, где это необходимо, ответ должен подтверждаться уравнениями реакций.

Все задачи должны быть оформлены в соответствии с требованиями, и все единицы приводятся в системе СИ.

В конце работы приводится список использованной литературы, ставится дата и подпись студента. Необходимо оставить 1-2 чистых листа для рецензии преподавателя.

Выполненное ИДЗ высылается (сдается) на проверку. Неграмотные и неряшливые работы возвращаются студентам обратно без проверки и зачета.

Студенты, получившие ИДЗ после проверки, должны внимательно ознакомиться с рецензией и, с учетом замечаний и рекомендаций преподавателя, доработать отдельные вопросы.

Неудовлетворительная работа выполняется повторно по варианту, указанному преподавателем, и сдается на проверку вместе с незачтенной работой.

Работа, выполненная не по своему варианту, не засчитывается и возвращается без проверки.

ПРОГРАММА:

Введение

 Предмет аналитической химии.  Качественный и количественный анализ. История развития аналитической химии, современных методов анализа и их классификация. Значение аналитической химии и химического контроля.

Раздел 1. Качественный анализ.

Тема 2.1. Теоретические основы качественного анализа. История развития аналитической химии.

Краткая характеристика методов качественного анализа. Чувствительность аналитических реакций. Условия проведения аналитических реакций. Специфичность и избирательность аналитических реакций. Растворы. Способы выражения концентрации растворов. Закон действующих масс как основа качественного анализа

Тема 1. 2. Основные положения теории электролитической диссоциации. Водородный показатель среды. Буферные растворы.

Основные положения ТЭД. Сильные и слабые электролиты. Теории С.Аррениуса, Бренстеда-Лоури, теория Льюиса. Водородный показатель среды. Индикаторы. Буферные растворы.

Тема 1.3. Равновесие в гетерогенных системах.

 Равновесие в гетерогенных системах. Произведение растворимости. Условия полного осаждения ионов. Солевой эффект. Условия сдвига равновесия.

Тема 1.4. Гидролиз солей. Амфотерность гидроксидов

Гидролиз солей. Ионное и молекулярные уравнения гидролиза солей. Степень гидролиза, расчет. Амфотерность гидроксидов – двойственность свойств.

Тема 1.5. Окислительно-восстановительные реакции  ОВР.

Степень окисления элементов в химических соединениях. Окислительно-восстановительные реакции, типы ОВР. Составление ОВР методом электронного баланса.

Тема 1.6. Комплексные соединения

Комплексные или координационные соединения. Понятия центрального атома, лиганда, координационного числа. Классификация комплексных соединений. Составление и номенклатура

Раздел 2. Классификация катионов и анионов.

Тема 2.1. Классификация катионов и анионов

Тема 2.2. Общая характеристика катионов 1 аналитической группы. Значение катионов 1 аналитической группы в осуществлении химико-технологического контроля. Частные реакции катионов 1 аналитической группы.

Тема 2.3. Общая характеристика катионов 2 аналитической группы. Значение катионов 2 аналитической группы в осуществлении химико-технологического контроля. Частные реакции и действия группового реагента на катионы 2 аналитической группы.

Тема 2.3. Общая характеристика катионов 3 аналитической группы. Значение катионов 3 аналитической группы в осуществлении химико-технологического контроля. Групповой реактив и условия его применения. Частные реакции катионов 3 аналитической группы.

Тема 2.4. Систематический ход анализа смеси катионов 1,2,3 групп.

Тема 2.5. Общая характеристика катионов 4 аналитической группы. Значение катионов 4 аналитической группы в осуществлении химико-технологического контроля. Групповой реактивы и условия их применения. Частные реакции катионов 4 аналитической группы.

Тема 2.6. Общая характеристика катионов 5 аналитической группы. Значение катионов 5 аналитической группы в осуществлении химико-технологического контроля. Групповой реактивы и условия их применения. Частные реакции катионов 5 аналитической группы.

Тема 2.7. Общая характеристика катионов 6 аналитической группы. Значение катионов 6 аналитической группы в осуществлении химико-технологического контроля. Групповой реактивы и условия их применения. Частные реакции катионов 6 аналитической группы.

Тема 2.8. Систематический ход анализа смеси катионов 4,5,6 групп.

Тема 2.9. Анионы. Классификация анионов. Значение анионов в осуществлении химико-технологического контроля. Частные реакции анионов 1 группы. Частные реакции анионов 2 группы. Частные реакции анионов 3 группы.

Тема 2.10 Анализ сухой соли. Систематический ход анализа соли.

Раздел 3. Количественный анализ

Тема 3.1. Гравиметрический (весовой) метод анализа

Сущность гравиметрического анализа. Техника выполнения гравиметрического анализа. Основные операции гравиметрического анализа: отбор средней пробы, взятие навески, её растворение, осаждение, фильтрование промывание, высушивание, прокаливание и взвешивание.

Тема 4.3. Титриметрический (объемный) метод анализа.

Сущность и расчеты в титриметрическом методе анализа. Закон эквивалентов. Химические индикаторы для установления точки эквивалентности.

Кислотно-основное титрование.  Сущность анализа условия выполнения и требование к реакциям. Рабочие растворы и способы их приготовления. Окислительно-восстановительное титрование. Осадительное титрование.

Комплексонометрия. Сущность методов осаждения. Аргентометрия (метод Мора), условия применения метода и его значение в проведении химико-технологического контроля. Сущность метода комплексообразования и его значение в осуществлении химико-технологического контроля.

Раздел 4. Физико-химические методы анализа.

Сущность физико-химического метода анализа и их особенности (спектральные, хроматографические и электрохимические методы); применение этих методов в химико-технологическом контроле.

МЕТОДИЧЕСКИЕ СОВЕТЫ ПО ИЗУЧЕНИЮ ОТДЕЛЬНЫХ ТЕМ ДИСЦИПЛИНЫ

Чувствительность

Предел обнаружения Сmin (Спред) (г/мл) – минимальная или предельная концентрация; это наименьшая концентрация иона или вещества (далее – компонента) в растворе, при которой он может быть обнаружен с помощью данной аналитической реакции с заданной доверительной вероятностью.

Предел обнаружения m (мкг) – открываемый минимум; это наименьшая масса определяемого компонента, с заданной доверительной вероятностью обнаруживаемая данной аналитической реакцией в минимальном объеме предельно разбавленного раствора.

Предельное разбавление, Vпред (мл/г) – максимальный объем раствора, в котором обнаруживается 1 г компонента с помощью данной реакции.

 Минимальный объем предельно разбавленного раствора, Vmin (мл) – наименьший объем анализируемого раствора, необходимый для обнаружения компонента в данной аналитической реакции.

Требуемые величины вычисляют по формулам:

               (1)

=    (2)

Cmin=                        (3)

Пример 1. Предельное разбавление ионов Al3+ при обнаружении микрокристаллоскопической реакцией равно 150000 мл/г, Vmin исследуемого раствора составляет 0,06 мл. Вычислить открываемый минимум.

 Р е ш е н и е . По формуле (2) находим:

m= = =0,4 мкг

Закон действующих масс (ЗДМ)

Константа химического равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, причем значение каждой концентрации вводится в степень, равную стехиометрическому коэффициенту перед формулой вещества в химическом уравнении.

        Если в уравнении реакции имеются стехиометрические коэффициенты, например, m, n, p,d:

mА + nВ  pС + dD,      (4)

то выражение для константы равновесия принимает вид                                                                                                                                                                                                                                        

Кр =      (5)

Пример 1.  Равновесные концентрации водорода, иода и иодоводорода в реакции  Н2 + I2 →2H I  при некоторой температуре  составляют по 0,03 моль/л, 0,03 моль/ли 0,04 моль/л соответственно. Вычислить константу этой реакции.

Решение:

Согласно ЗДМ  Креакции = =  =1,77

Ответ: Константа этой реакции  Кр= 1,77

Основные положения теории электролитической  диссоциации. Водородный показатель.

Вещества по способности проводить электрический ток в расплавленном и растворенном состоянии делятся на:

Электролиты – вещества, способные проводить электрический ток (соли, кислоты, основания).

Неэлектролиты – вещества, не способные проводить электрический ток (органические соединения, сахар, глюкоза).

Электропроводность электролитов объясняется тем, что их молекулы в растворах и расплавах распадаются на ионы (положительно и отрицательно заряженные).

Молекулы неэлектролитов на ионы не распадаются, поэтому их растворы не проводят электрический ток.

Электролиты обладают различной способностью к диссоциации, поэтому различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют полностью.

В растворе слабого электролита идут одновременно два процесса:

- диссоциация (распад молекул на ионы);

- ассоциация (соединение ионов в молекулы).

К сильным электролитам относятся почти все соли; многие минеральные кислоты, например H2SO4, HNO3, НСl, , НСlО4; гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (щелочи) NaOH, KOH.

Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы. В отличие от сильных электролитов их диссоциация протекает обратимо с установлением равновесия: 

КА↔К++А- 

К слабым электролитам относятся органические кислоты, многие минеральные кислоты, например HCN, Н2СО3, H2SO3, H2S, HNO2, H2Si03, все гидроксиды, за исключением щелочей, амфотерные гидроксиды, например, Zn(OH)2, A1(OH)3, Sn(OH)2, Be(OH)2.

Сущность теории электролитической диссоциации по Аррениусу:

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные частицы (ионы).

2. При прохождении электролитического тока через раствор или расплав электролита положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, отрицательно заряженные ионы (анионы) – к аноду. У электродов ионы разряжаются и превращаются в атомы или молекулы.

3. Степень распада зависит от природы электролита, его концентрации, температуры, от характера растворителя.

4. Процесс электролитической диссоциации обратим.

Диссоциация кислот, оснований и солей

Диссоциация кислот. Согласно теории электролитической  диссоциации кислотами называют вещества, которые в водных  растворах образуют в качестве катионов ионы водорода Н+.Одноосновная кислота диссоциирует на ионы в одну ступень. Например:

HCl→H+ + Cl-

Двухосновные кислоты распадаются на ионы в две ступени:

H2SO4→ H+ +HSO4-

HSO4-→ H+ +SO42-

Первая ступень диссоциации, как правило, осуществляется в большей степени, чем вторая. Из уравнений диссоциации видно, что в растворе серной кислоты имеются три вида ионов: Н+, HSO4- и SO42- 

Трехосновные кислоты диссоциируют по трем ступеням: по  первой ступени в большей степени, чем по второй, а по второй — в  большей, чем по третьей. Например, диссоциация фосфорной кислоты протекает по схемам:

Водный раствор фосфорной кислоты содержит ионы водорода Н+, дигидрофосфата Н2РО4-, гидрофосфата НРО4-| и фосфата РО43-, причем ионов Н2РО4- больше, чем НРО4-|, а последних больше, чем РО43- .Количество ионов РО43- ничтожно мало.

Диссоциация оснований. По теории электролитической  диссоциации основаниями называют вещества, которые в водных  растворах в качестве анионов содержат только ионы гидроксила ОН-.

Диссоциацию оснований можно выразить, например, следующими уравнениями:

NaOH→Na+ + OH-

Ba(OH)2 → Ba2+ +2OH-

Вещества, которые диссоциируют и как кислоты и как  основания, называются амфотерными соединениями или амфолитами. К ним относятся гидроксиды некоторых металлов. Например,  

Следовательно, в растворе амфотерного соединения содержатся ионы металла, гидроксид-ионы, ионы водорода и кислотного  остатка.

Вода диссоциирует по уравнению

Следовательно, вода также проявляет свойства кислоты,  образуя ионы Н+, и свойства основания, образуя ионы ОН-.

Диссоциация солей. Диссоциация нормальной соли.  Нормальная соль диссоциирует на ион металла и ион кислотного остатка:

KNO3  →K+  +NO3-

Диссоциация кислой соли. В данном случае диссоциация  протекает по нескольким ступеням. Например, KHSO4 диссоциирует по двум ступеням:

Как видно, раствор кислой соли содержит катионы водорода (как результат диссоциации по второй ступени) и металла (в  отличие от кислоты, содержащей только ионы водорода).

Степень диссоциации.

Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован рядом величин и, в частности, степенью электролитической диссоциации. Степень диссоциации α представляет собой отношение числа распавшихся на ионы молекул п к общему числу растворенных молекул N:

             (9)

 Степень диссоциации электролита определяется экспериментально и выражается в долях единицы или процентах. Если α=0, то диссоциация отсутствует, а если α=1 или 100%, то электролит диссоциирован полностью. Если же, например, α=20%, то это означает, что из каждых 100 растворенных молекул 20 диссоциированы на ионы.

 Константа диссоциации 

Диссоциация электролита — процесс обратимый. В растворе между концентрацией недиссоциированных молекул и  концентрацией ионов существует определенная зависимость. Например, в растворе уксусной кислоты, диссоциирующей согласно уравнению  

      СН3СООН Н+ + СН3СОО- 

находятся недиссоциированные молекулы СНзСООН, ионы Н+ и СН3СОО-. Обозначив равновесные концентрации ионов водорода и ацетат-ионов через [Н+] и [СН3СОО~], равновесную концентрацию  недиссоциированных молекул в моль/л через [СНзСООН] и применив закон  действия масс к процессу диссоциации, получим следующее выражение константы равновесия, которая называется константой  диссоциации:

           (10)

Константа диссоциации данного электролита равна отношению произведения концентрации ионов в растворе к концентрации  недиссоциированных молекул этого электролита. Если в растворе СН3СООН изменить концентрацию ионов Н+ или СНзСОО-, соответственно изменится и концентрация недиссоциированных молекул СНзСООН, то отношение  при данной температуре останется неизменным.

При данной температуре для одного и того же электролита  константа диссоциации остается постоянной. Это пpавило применимо только к разбавленным растворам слабых электролитов.

Константу диссоциации можно рассчитать зная степень диссоциации слабого электролита:

         (11)

Уравнение (11) выражает закон разбавления Оствальда. Он устанавливает зависимость между степенью диссоциации и концентрацией слабого электролита. С увеличением концентрации слабого электролита степень диссоциации его уменьшается, с уменьшением  концентрации степень диссоциации возрастает. Для весьма слабых  электролитов, степень диссоциации которых очень мала, знаменатель в уравнении (11) может быть принят равным единице. Тогда

                (12)

Водородный показатель рН

        Чистая вода очень плохо, но проводит электрический ток, что объясняется небольшой диссоциации воды на ионы  Н+  и  ОН- :   Н2О Н+ + ОН-. Концентрация ионов водорода равна концентрации ионов гидроксида: [H+] = [OH-]. По закону действующих масс константа диссоциации воды

К =         (13)

   или  К[H2O] = [H+] [OH-]     (14)

где К – константа электролитической диссоциации;

при 240Сона равна 1,8 . 10-16. Произведение  К[H2O]  при данной температуре постоянно и равно 1. 10-14.

К обозначают через Кн2о.                    

Кн2о = [H+] [OH-] – это произведение называется ионным произведением воды.

Или  [H+] [OH-]=10-14     (15)

    Обычно реакцию среды выражают через водородный показатель рН. Водородный показатель – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:

рН = - lg[H+].     (16)

Тогда уравнение (15) запишется как

рН +рОН = 14      (17)

При  рН = 7 среда нейтральная,

при рН < 7 среда кислая,

 при рН > 7 среда щелочная.

Пример 1.  Вычислите  [ОН-], определите рН раствора и характер среды, если  [Н+] равна 1 ∙ 10-4 моль/л.

Дано:                                                         Решение:

[Н+] = 1 ∙ 10-4 моль/л       1. Напишем выражение ионного произведения воды:

 [ОН-] = ?                             [Н+] ∙ [ОН-]  = 1 ∙ 10-14     

   рН = ?                            2. Вычислим [ОН-]:

                                                      1 ∙ 10-14     1 ∙ 10-14

 [ОН-] = --------- = ---------- = 1 ∙ 10-10 (моль/л)

                                                       [Н+]       1 ∙ 10-4

                3. Найдем значение рН:

                 рН = - lg [Н+] = - lg (1 ∙ 10-4) = 4

Ответ:  [ОН-] =  1 ∙ 10-10 моль/л

              рН = 4, раствор имеет кислую среду.

Пример 2.  Вычислите [Н+], определите рН 0,05 н. раствора HCl.

    Дано:                                         Решение:

Сн.(HCl) = 0,05 н.    1. Составим уравнение диссоциации раствора HCl:

                                        HCl ↔ Н+ + Cl- 

[ОН-] = ?                             1 моль     1 моль   1 моль

рН = ?                 2. Находим [Н+], т.к. при диссоциации 1 моль  HCl образуется  

                                 1 моль  Н+, то концентрация ионов Н+ равна:

                                  [Н+] = 0,05 = 5 ∙ 10-2 (моль/л)

      3. Найдем значение рН:

          рН = - lg [Н+] = - lg (5 ∙ 10-2) = - (lg 5+ lg 10-2) = - (0,699 + 2) = 1,3

Ответ: [Н+] = 5 ∙ 10-2 моль/л; рН = 1,3, среда раствора кислая.

Гидролиз солей.

    Гидролизом называется взаимодействие ионов растворённой в воде соли с ионами воды, вызывающее обычно изменение концентрации ионов  Н+  и  ОН-. Хотя  [H+] и [OH-] в воде очень незначительны (10-7моль/л), но эти ионы находятся в динамическом равновесии с огромным числом недиссоциированных молекул воды. Связывание одного из них (Н+ или ОН-) ионами соли сопровождается нарушением равновесия и вызывает диссоциацию новых молекул воды.  В результате накапливаются в растворе значительные количества ОН- или Н+, вследствие чего раствор приобретает щелочную или кислую среду.

    Гидролиз –обратимая реакция. . Причиной его является образование малодиссоциированных молекул кислоты или основания, или то и другое вместе.

1. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.

СН3СООNa – уксуснокислый натрий (или ацетат натрия). При растворении в воде полностью диссоциирует на ионы  Na+ и СН3СОО-. Гидролиз протекает по уравнению:

                           СН3СООNa + НОН СН3СООН + NaOH

или в ионной форме:

                            СН3СОО- + НОН  СН3СООН + ОН-

В растворе образуется избыток ОН- ионов, создаётся щелочная среда рН>7.

     2.  Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и сильными   кислотами.

При растворении в воде таких солей, например, хлористого аммония NH4CI, в воде наступает равновесие

NH4CI+НОН NH4OH+HCI

или в ионной форме:

NH4++HOH  NH4OH+H+

В растворе накапливаются ионы Н+, создается кислая среда: рН<7.

    3.  Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами идет до конца

 Например, уксусный аммоний СН3СООNH4. Её гидролиз протекает по уравнению:

                                           СН3СООNH4 + НОН CН3СООН + NH4OH

 или в ионной форме:

           СН3СОО- + NH4+ + HOH  CH3COOH + NH4OH

 Происходит образование двух слабых электролитов: уксусной кислоты и гидроокиси аммония.

Реакция раствора подобных солей зависит от относительной силы образующихся кислоты и основания. Если константа диссоциации основания равна диссоциации кислоты (как в данном случае), то реакция раствора будет нейтральной  рН = 7. Если константа диссоциации кислоты превышает константу диссоциации основания, то раствор соли имеет слабокислую среду и, наоборот, будет иметь слабощелочную среду, если константа диссоциации основания больше константы диссоциации кислоты.

     Соли, образованные слабыми многоосновными кислотами или слабыми многоатомными основаниями, гидролизуются в несколько ступеней. Например: Na2CO3 гидролизуется в две ступени.

Первая ступень:  

                            Na2CO3 + HOH NaHCO3 + NaOH

Или в ионной форме:

                            СО32- + НОН НСО3- + ОН-

Вторая ступень:

                            NaHCO3 + HOH H2CO3 + NaOH

Или в ионной форме:

                            НСО3- + НОН Н2СО3 + ОН-

   4. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются: водные растворы таких солей, например NaCl или KCl, имеют нейтральную реакцию рН = 7.

Равновесие в гетерогенных системах

В насыщенном растворе малорастворимого электролита состава MmAnравновесное состояние можно схематически представить следующим образом:

MmAn ↔ mMn+ + nAm–.

Константа растворимости:

Kc = [Mn+]m · [Am–]n = ПР(MmAn).          (27)

Например, для PbCl2 Kc = [Pb2+] · [Cl–]2= ПР(PbCl2).

Связь растворимости, выраженной в моль/дм3, с ПР при малом значении ионной силы описывается уравнением:

     (28)

В присутствии избытка электролита с одноименным ионом, например с

     (29) 

Пример 1. Растворимость Ag2CO3 при 200С равна 3,17 ∙ 10-2 г/л. Вычислите ПР Ag2CO3.

Дано:                                                         Решение:

Р (Ag2CO3) = 3,17 ∙ 10-2 г/л             1. Напишем уравнение диссоциации Ag2CO3:

                                                 Ag2CO3 ↔ 2Ag+ + CO32- 

ПР Ag2CO3 = ?                        1 моль       2 моль   1 моль

2. Вычислим молекулярную массу Ag2CO3

     М Ag2CO3 = 108∙2+12+16∙3 = 276 (г/моль)

         3. Вычислим молярную концентрацию насыщенного раствора Ag2CO3 по формуле:

                       m       3,17 ∙ 10-2

            См = ----- = ------------- = 1,15 ∙ 10-4 (моль/л)

                      MV     276 ∙ 1

         4. Определим концентрации Ag+ и CO32-  в растворе:

             Из уравнения диссоциации следует, что при диссоциации 1 моль Ag2CO3  образуется 2 моль ионов Ag+ и 1 моль ионов CO32-, т.е.

            [Ag+] = 2 ∙ 1,15 ∙ 10-4 = 2,3 ∙ 10-4 (моль/л)

            [CO32-] = 1,15 ∙ 10-4 (моль/л)

        5. Вычислим произведение растворимости Ag2CO3:

             ПР (Ag2CO3) = [Ag+]2 ∙ [CO32-] = (2,3 ∙ 10-4)2 ∙ 1,15 ∙ 10-4 = 6,08 ∙ 10-12

        Ответ: ПР Ag2CO3 = 6,08 ∙ 10-12

Пример 2.  Вычислить растворимость BaSO4 при 250С (в моль/л и г/л), если ПР BaSO4 = 1,1 ∙ 10-10.

Дано:                                                         Решение:

ПР BaSO4 = 1,1 ∙ 10-10    1. Напишем уравнение диссоциации BaSO4:

                                          BaSO4 ↔ Ba2+ + SO42-

Р BaSO4 (в моль/л) = ?  

Р BaSO4 (в г/л) = ?          2. Обозначим концентрацию BaSO4 через х (моль/л), тогда [Ba2+] = х  моль/л; [SO42-] = х  моль/л., т.е. концентрации этих ионов в растворе равны.

3. Вычислим растворимость BaSO4 в моль/л (См):

                ПР BaSO4 = [Ba2+] ∙ [SO42-] = 1,1 ∙ 10-10 

               Подставим в это выражение значение концентраций ионов в растворе:

                  х ∙ х = 1,1 ∙ 10-10 или х2 = 1,1 ∙ 10-10 (моль/л), отсюда

                 х = √ 1,1 ∙ 10-10 = 1,05 ∙ 10-5 (моль/л)

4. Вычислим молекулярную массу BaSO4:

                 М BaSO4 = 137 + 32 + 16∙4 = 233 (г/моль)

5. Вычислим растворимость BaSO4 в г/л, используя формулу m = См ∙ М ∙ V

               m (BaSO4) = 1,05 ∙ 10-5 ∙ 233 ∙ 1 = 2,45 ∙ 10-5 (г/л)

Ответ: Р BaSO4 (в моль/л) =  1,05 ∙ 10-5 моль/л (См);

            Р BaSO4 (в г/л) = 2,45 ∙ 10-5 г/л (m в 1 л).

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

          Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, при протекании которых происходит изменение степени окисления химических элементов, входящих в состав реагентов.

          Степень окисления – условный (формальный) заряд атома в химическом соединении, который находят, считая химические связи в соединении чисто ионными.

             Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода подбора коэффициентов: электронного баланса и электронно-ионного баланса.

           Напишем уравнение реакции между алюминием и кислородом:

Al + O2 = Al2O3

           Баланс – это равенство. Поэтому следует сделать одинаковым количество электронов, которые отдает один элемент и принимает другой элемент в данной реакции. Первоначально это количество выглядит разным, что видно из разных степеней окисления алюминия и кислорода:

          Алюминий отдает электроны (приобретает положительную степень окисления), а кислород – принимает электроны (приобретает отрицательную степень окисления). Чтобы получить степень окисления +3, атом алюминия должен отдать 3 электрона. Молекула кислорода, чтобы превратиться в кислородные атомы со степенью окисления -2, должна принять 4 электрона:

          Чтобы количество отданных и принятых электронов выровнялось, первое уравнение надо умножить на 4, а второе – на 3. Для этого достаточно переместить числа отданных и принятых электронов против верхней и нижней строчки так, как показано на схеме вверху.

             Если теперь в уравнении перед восстановителем (Al) мы поставим найденный нами коэффициент 4, а перед окислителем (O2) – найденный нами коэффициент 3, то количество отданных и принятых электронов выравнивается и становится равным 12. Электронный баланс достигнут. Видно, что перед продуктом реакции Al2O3 необходим коэффициент 2. Теперь уравнение окислительно-восстановительной реакции уравнено:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Комплексные соединения

        Комплексное соединение, состоит из внутренней и внешней сферы. Центральная частица, вокруг которой расположены окружающие ее лиганды, называется комплексообразователем. Число лигандов комплексообразователя называется координационным числом.

Номенклатура комплексных соединений

Комплексное соединение может состоять из комплексного катиона, комплексного аниона или может быть нейтральным.

Соединения с комплексными катионами. Вначале называют внешнесферный анион, затем перечисляют лиганды, затем называют комплексообразователь в родительном падеже (ему дается русское название данного элемента). После названия комплексообразователя в скобках римской цифрой указывается его степень окисления.

К латинскому названию анионного лиганда добавляется окончание “о” (F- - фторо, Cl- -хлоро, ОН- - гидроксо, CN- - циано и т.д). Аммиак обозначают термином “аммин”, СО – карбонил, NO – нитрозил, H2O – аква.

Число одинаковых лигандов называют греческим числительным: 2 –ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса, 7 – гепта и т.д.

[Cu(NH3)4]SO4 – сульфат тетраамминмеди (II),

[Ni(H2O)6]Cl2 – хлорид гексаакваникеля (II).

Вначале перечисляют лиганды анионные, затем нейтральные, затем катионные.

[Pt(NH3)5Cl]Cl3 – хлорид хлоропентаамминплатины (IV) .

Если в комплексе имеются несколько лигандов одинакового знака заряда, то они называются в алфавитном порядке:

[CoCl2(H2O)(NH3)3]Cl – хлорид дихлороакватриамминкобальта (III).

           Соединения с комплексными анионами. Вначале называют комплексный анион в именительном падеже: перечисляют лиганды, затем комплексообразователь (ему дается латинское название и к названию добавляется окончание “ат”). После названия комплексообразователя указывается его степень окисления. Затем в родительном падеже называется внешнесферный катион.

Na2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат (II) натрия;

K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия;

K2[СuCl4] – тетрахлорокупрат (II) калия.

Соединения без внешней сферы. Вначале называют лиганды, затем комплексообразователь в именительном падеже с указанием его степени окисления. Все название пишется слитно.

[Ni(CО)4] – тетракарбонилникель (0);

[Pt(NH3)2Cl4] – тетрахлородиамминплатина (IV).

Диссоциация комплексных соединений

Комплексные соединения в водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы. В то же время комплексный ион диссоциирует в незначительной степени как ассоциированный электролит. Количественной характеристикой диссоциации внутренней сферы в растворе является константа нестойкости, представляющая собой константу равновесия процесса диссоциации комплексного иона.

Например, в растворе комплексное соединение [Ni(NH3)6]SO4 диссоциирует следующим образом:

[Ni(NH3)6]SO4 → [Ni(NH3)6]2+ + SO42-.

Для комплексного иона [Ni(NH3)6]2+, диссоциирующего по уравнению

[Ni(NH3)6]2+  Ni2+ + 6NH3 ,

константа равновесия процесса диссоциации носит название константы нестойкости Кн. Для рассматриваемого процесса Кн равна

Величина, обратная Кн, называется константой устойчивости:

Ку = 1/Кн .                     (17.2)

Она представляет собой константу равновесия процесса образования комплексного иона:

Ni2+ + 6NH3  [Ni(NH3)6]2+.

Пример.   а) Дайте названия комплексным соединениям: [Ni(NH3)6]Cl2 , Na2[Zn(OH)4];

б) Составьте формулу комплексного соединения по его названию: гексацианоферрат (II) калия;  гексатиоцианоферрат (III) калия.

Для (а) и (б) укажите центральный атом, лиганды, внутреннюю координационную сферу, внешнюю сферу. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах и выражения для констант нестойкости.

Решение

Уравнения диссоциации и выражения для расчета константы нестойкости:

1)    [Ni(NH3)6]Cl2  → [Ni(NH3)6]2+        +  2Cl-

        [Ni(NH3)6]2+   Ni2+     +   6NH30

                           [Ni2+] ∙[ NH30 ] 6  

     Кнест. =     ------------------------

                         [ [Ni(NH3)6]2+ ]

АНАЛИТИЧЕСКАЯ КЛАССИФИКАЦИЯ  КАТИОНОВ

В качественном химическом анализе преимущественно имеют дело с водными растворами электролитов, поэтому аналитическими   реакциями  открывают  образующиеся    при  диссоциации катионы и анионы. В форме катионов существуют элементы различных групп периодической системы (I A, I B, II А, III В, III A, IV A, VIII), поэтому и аналитические свойства катионов различны. Однако с помощью групповых реактивов из общей смеси катионов можно выделить отдельные группы катионов со сходными аналитическими свойствами – аналитические группы. Групповые реактивы могут быть осадителями, избирательно осаждающими катионы определенной группы в виде различных соединений (карбонатов, сульфидов, хлоридов, сульфатов, фосфатов, гидроксидов и др.), или реагентами, селективно выделяющими из смеси труднорастворимых веществ группу растворимых соединений (растворимых комплексов и амфотерных гидроксидов и т. д.). Применение разнообразных групповых реактивов позволило разработать различные аналитические классификации катионов (и анионов). Наибольшее распространение получили сульфидная, кислотно-основная и аммиачно-фосфатная классификации.

Сульфидная классификация, предложенная еще Н. А. Меншуткиным, основана на различной растворимости сульфидов, карбонатов и хлоридов. По этой классификации все катионы делят на пять аналитических групп. Сероводородный метод анализа, основанный на сульфидной классификации, имеет два основных недостатка: токсичность сероводорода требует специально оборудованных химических лабораторий; выполнение анализа отнимает много времени.

Кислотно-основная классификация основана на различной растворимости гидроксидов, хлоридов, сульфатов. Групповыми реактивами этого метода являются растворы кислот и оснований. По кислотно-основной классификации катионы делят на шесть аналитических групп (табл. 1).

Таблица 1

Кислотно-основная классификация катионов

Выполнение анализа по кислотно-основной схеме имеет определенные преимущества:

•  используются кислотно-основные свойства элементов, способность к комплексообразованию, амфотерность гидроксидов, что обусловлено их положением в периодической системе элементов Д. И. Менделеева;
•  исключается токсичное действие сероводорода;
•  сокращаются затраты времени на анализ.

Недостатком этой классификации является некоторая нечеткость в разделении катионов на аналитические группы. Так, ионы Рb2+, относящиеся к I группе, осаждаются групповым реактивом в виде РbС12 не полностью вследствие его значительной растворимости. Поэтому эти ионы частично переходят во II группу и осаждаются в виде PbSO4. Некоторые операции этого метода достаточно трудоемки, например перевод сульфатов BaSO4, SrSO4, CaSO4 в соответствующие карбонаты. Кислотно-основный метод (как и сероводородный) значительно осложняется присутствием РО43– –иона, поэтому при наличии этого иона приобретает определенные преимущества аммиачно-фосфатный метод.

Общая характеристика анионов.

Анионы по элементарному составу, как правило, сложнее, чем катионы, но анализ осуществляется проще, так как они не мешают открытию друг друга. Поэтому анализ можно выполнить дробным методом в отдельной порции исследуемого раствора, не соблюдая строгой последовательности в их обнаружении.

Классификация анионов основана на различном отношении их к двум реактивам BaCl2 и AgNO3. Данные реактивы используются для открытия группы анионов.

Первая аналитическая группа анионов: SO42-, SO32-, S2O32-, CO32-.

Анионы этой группы осаждаются групповым реактивом BaCl2 только в нейтральной и слабощелочной среде.

Вторая аналитическая группа: Cl--, S2—

Анионы второй группы образуют с катионами Ag+ осадки, нерастворимые в воде и азотной кислоте. Групповым реактивом на анионы этой группы служит реактив AgNO3. Бариевые соли анионов второй группы растворяются в воде.

Третья аналитическая группа NO3-, NO2-

Анионы третьей группы не дают осадков с BaCl2 и AgNO3 и, следовательно, группового реактива не имеют.

Пример 1.  Приведите уравнения  реакций обнаружения нитрата серебра. (Учитывать только кислотно – основную классификацию)  Укажите, что происходит в результате реакций, и при каких условиях протекают эти реакции. К каким аналитическим группам относятся катион и анион, входящие в состав соли? Укажите групповой реагент,  что происходит при действии группового реагента.

Согласно кислотно-основной классификации катион бария относится ко второй группе катионов. Эти катионы образуют нерастворимые в воде хлориды, поэтому групповым реактивом II группы является хлороводородная кислота НСl

Ag+ + Cl–   → AgCl ↓;

Обнаружение катионов Ag+ проводим c хромат-ионами в нейтральной среде (рН « 6,5-7,5) выделяется осадок хромата серебра Ag2CrO4 кирпично-красного цвета:

              2 АgNO3 +K2СrО4 →  Ag2СrО4 ↓ +2 KNO3

                   2 Аg+ + СrО42– →  Ag2СrО4 ↓

Нитрат – анион относится к 3 группе анионов. Группового реагента на анионы 3 группы нет. Сульфат железа FeSO4 восстанавливает  соли  азотной кислоты до оксида азота NO:

2 NaNO3 + 6 FeSO4 + 4 H2SO4 = 3 Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2 NO ↑ + 4 H2O

выделяющийся оксид азота образует с FeSO4 непрочное комплексное соединение [Fe(NO)]SO4 бурого цвета.

Приведите схему разделения смеси, содержащей катионы никеля, серебра, аммония, марганца

Анализируемая смесь представлена катионами  6, 2, 1 и 5 соответственно.

1. Осаждаем катион аммония с помощью реакции с реактивом Несслера K2[HgI4] +KOH образует с катионом NH4+ бурый аморфный осадок иодида оксодимеркураммония [NH2Hg2O]I:

NH4C1 + 2K2[HgI4] + 4КОН  →  [NH2Hg2O]I↓ + 7KI + КС1 + ЗН2О,

NH4++ 2HgI42– + 4OH–   →   [NH2Hg2O]I↓ + 7I– + ЗН2О.

2) Осаждаем серебро соляной кислотой.

Ag+ + Cl–   → AgCl ↓;

 В растворе остается никель и марганец.

3)  к смеси добавляем аммиак, образуются осадки.

Mn2+ + 2OH– → Mn(OH)2↓,

2NiSO4 + 2NH4OH → (NiOH)2SO4↓ + (NH4)2SO4,

               светло-зеленый

 Действуем избытком амиака, никель переходит в раствор, а гидроксид марганца не растворяется

          (NiOH)2SO4 + 12NH4OH  → 2Ni(NH3)62+ + SO42–  + 2OH– + 12H2O,

Колличественный анализ.

 Расчеты в гравиметрических методах анализа

Основные расчетные формулы в гравиметрических методах анализа.

Содержание определяемого вещества обычно вычисляют в граммах или процентах. Расчет ведут с помощью аналитического фактора (Фактор пересчета) F  рассчитывается как отношение молярной массы определяемого вещества к молярной массе гравиметрической формы с учетом стехиометрических коэффициентов схемы анализа.

 ,

где а и b – числа, необходимые для уравнивания числа молей определяемого вещества в числителе и знаменателе (или стехиометрические коэффициенты схемы анализа).

Пример 1 :Вычислить фактор пересчета при определении Fe3O4, если гравиметрической формой является Fe2O3.

Решение. Составим соотношение между определяемым компонентом и гравиметрической формой с учетом стехиометрических коэффициентов:

2Fe3O4 →3Fe2O3. Из двух молей Fe3O4 образуется три моля Fe2O3. Фактор пересчета равен:

 .

Пример 2. Вычислить фактор пересчета, если при определении мышьяка (III) сначала осадили As2S3, затем окислили серу до сульфат-ионов, которые осадили хлоридом бария и взвесили в виде BaSO4.

Решение. Составим схему определения мышьяка с учетом стехиометрических коэффициентов:

Из схемы видно, что из двух молей ионов мышьяка образуется три моля BaSO4. Фактор пересчета равен:

 .

Титриметрический( объемный) метод анализа. Способы выражения концентрации.

Концентрацией раствора называется количество растворённого вещества, содержащегося в определённом весовом или объёмном количестве раствора или растворителя. Концентрации растворов выражают разными способами.

   1. Весовые проценты означают число граммов растворённого вещества в 100г раствора. Например, в 100г  20%-ного раствора NaCl содержится 20г соли и 80г воды.

Процентная концентрация раствора показывает, сколько % составляет масса растворённого вещества от массы раствора. Эту величину называют массовой долей – w.                                              

w = mв-ва / mр-ра  100%,

где  mв-ва – масса растворённого вещества; mр-ра – масса раствора.

    2. молярная концентрация раствора ( моль/л)– отношение количества растворённого вещества к объёму раствора (количество молей растворённого вещества в литре раствора) –С(Х).

С(Х) = m∙  / М V,

где m – масса растворённого вещества, г;

      М – молярная масса, г/моль;

      V – объём, л.

    3. Молярная концентрация эквивалента  ( моль/л)– отношение количества вещества эквивалента в растворе к объёму этого раствора или количество молей эквивалента вещества в  1л раствора – С(f экв ( Х))

С(f экв Х ( Х))  = m  / Мэкв(Х) V  

Молярная масса эквивалента вещества равна произведению фактора эквивалентности fэкв(Х) на молярную массу вещества М(Х)

Мэкв(Х) = fэк(Х) • М(Х).

Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, соответствующая в реакциях обмена одному атому или иону водорода (Н или Н+), а в окислительно-восстановительных реакциях – одному электрону.

Фактор эквивалентности – число, показывающее, какую часть от реальной частицы (молекулы, атома, иона и т.д.) вещества составляет эквивалент этого вещества.

 fэк(Х) = 1/ число ктионов* валентность 

Например, для Na3PO4 заряд катиона Na+ равен 1, число катионов – 3, тогда

Закон эквивалентов.

    Растворы одинаковой нормальности  реагируют между собой всегда равными объёмами. Например, на титрование 10мл  0,1Н раствора КОН пойдёт такой же объём 0,1Н раствора  Н2SO4. Если нормальность растворов неодинакова, то раствора, нормальность которого меньше, при титровании будет израсходовано  в соответствующее число раз больше по объёму.

    Таким образом, объёмы растворов, количественно реагирующие между собой, обратно пропорциональны их нормальностям.

   или   С(f экв ( Х1))  V1 = С(f экв ( Х2))  V2,

где V1  и N1 – объём и нормальность одного из реагирующих растворов;

V2  и  N2 – объём и нормальность второго раствора.

    4. Титр – масса вещества, г, содержащаяся в 1мл раствора – Т(г/мл).

Т = m / V

    Титр связан с молярной и нормальной концентрацией уравнением

Т = См М /1000 = Сн Э / 1000

   (нормальная концентрация – Сн еще обозначается N)

    Титр является частным случаем массовой концентрации – массы вещества, г в 1л раствора:

а = Т 1000 = m 1000 / V, г/л

Примеры:

  Задача 1.  Вычислить молярную и молярную концентрацию эквивалента  20%-ного раствора гидроксида натрия, плотность которого при н.у. равна 1,219г/мл.

Решение:

    1) Весовые проценты показывают число граммов растворённого вещества в 100г раствора, следовательно, исходя из условия задачи, в 100г раcтвора содержится 20г NaОН и 80г Н2О.

     2) Рассчитаем объём NaOH:

        V =   , где  p – плотность                       V =  = 16,4(мл)

     3) Рассчитаем объём раствора:

         80 + 16,4 = 96,4(мл)

     4) Рассчитаем молярную концентрацию эквивалента раствора:

С(f экв Х (NaOH))  = m 1000 / Мэкв(NaOH) V  

Мэкв (NaOH) = 40 г/ моль;                      

С(f экв Х (NaOH))  =  = 5,19 моль /л

     5) Рассчитаем молярную концентрацию раствора:

        С (NaOH) = ;            М(NaOH) = 40г/ моль;            

  С(NaOH)  =  = 5,19 (моль/л)

Ответ: С(f экв  (NaOH))  =5,19 моль /л ; С(NaOH)  = 5,19 (моль/л)

Пример 2. Какую массу навески фосфорной кислоты H3PO4 необходимо взять для приготовления 2 л 0,06 н. раствора H3PO4?

Дано:                                 Решение:

V H3PO4 = 2 л                    1. Вычислим молярную массу М (H3PO4) и  

С(f экв (H3PO4))  = 0,06 н.       молярную массу эквивалентаH3PO4 (Мэкв H3PO4):

        m H3PO4 = ?                      М( H3PO4 )= 1∙3 + 31 + 16∙4 = 98 (г/моль)

                                         Мэ (H3PO4) = М(H3PO4)/3= 98/3 = 32,7 (г/моль)

         Массу навески также можно рассчитать по формуле:

             m =   С(f экв (H3PO4))  ∙ Мэкв (H3PO4) ∙ V= 0,06 моль/ л ∙32,7 (г/моль) ∙2 л = 3,92 г

      Ответ: масса навески H3PO4 равна 3,92 г.

Пример 3.. Вычислите титр раствора, если в 25,00 мл содержится 0,5 г NaOH.

             Дано:                                        Решение:

            V(NaOH) = 25,00 мл            Титр раствора находим по формуле:  

            m(NaOH) = 0,5 г                          m        0,5

        T = ------ = ------- = 0,02 (г/мл)      

        T NaOH = ?                                 V      25,00                                                                                                      

        Ответ: Т NaOH = 0,02 г/мл

        Пример 4.. Вычислите молярную концентрацию эквивалента раствора H2SO4, если на нейтрализацию 24,50 мл его израсходовано 23,00 мл 0,15 н.раствора КОН.

        Дано:                                         Решение:

           V H2SO4 = 24,50 мл                      

        V КОН = 23,00 мл                            

            С(f экв (H3PO4)) =0,15н                      

        С(f экв(H2SO4))  = ?                                                  

1.Составим уравнение реакции нейтрализации:

                                    H2SO4 + 2 КОН = К2 SO4 + 2 H2O

2. Вычислим нормальную концентрацию H2SO4:

                                                    на основании закона эквивалентов:

                       С(f экв(КОН))  ∙ V( КОН)            0,15 ∙ 23,00

С(f экв(H2SO4))  = ------------------------------------ = --------------- = 0, 14 (моль/л)

                                    V H2SO4                                       24,50

 Ответ: N H2SO4 = 0, 14 моль/л

Пример 5.. Навеска Ba(OH)2 растворена в мерной колбе на 250,00 мл. Объем раствора доведен до метки. На титрование 25,00 мл полученного раствора израсходовано 23,00 мл 0,09908 н. раствора HCl. Вычислите, сколько граммов Ba(OH)2 содержится в навеске.

Дано:                                                         Решение:

V р-ра = 250,00 мл                1. Составим уравнение реакции нейтрализации:

V Ba(OH)2 = 25,00 мл            Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2Н2О

V HCl = 23,00 мл                2. Вычислим молярную концентрациюэквивалента

 С(f экв(HCl)  = 0,09908 н.            Ba(OH)2, используя закон эквивалентов:

         m (Ba(OH)2) = ?                                      

                                   С(f экв(HCl)  ∙ V (HC)l     0,09908 ∙ 23,00                        

С(f экв(Ba(OH)2))   = ----------------------------- = --------------- = 0,091 (моль/л)

                                                 V Ba(OH)2                25,00

2. Вычислим молярную массу Ba(OH)2 и молярную массу эквивалента Ba(OH)2

    Мr Ba(OH)2 = 137 + (16 + 1) ∙ 2 = 171 (г/моль)

    Мэкв (Ba(OH)2) = М( Ba(OH)2 )/2 = 171/2 = 85,5 (г/моль)

 3.. Вычислим навеску Ba(OH)2 по формуле:

                                 С(f экв(Ba(OH)2) ∙ Мэкв (Ba(OH)2)  ∙ V        0,091∙85,5∙250,00

           m (Ba(OH)2) = --------------------------------------------------- = ----------------------- = 1,95 (г)

                                         1000                 1000

        Ответ:           m (Ba(OH)2)

Пример 6.. На титрование 0,2650 г щавелевой кислоты H2C2O4 ∙ 2 H2O, растворенной в произвольном объеме воды, израсходовано 49,20 мл раствора щелочи NaOH. Определите  молярную концентрацию эквивалента и титр раствора NaOH.

 Дано:                                                          Решение:

 M(H2C2O4 ∙ 2 H2O) = 0,2650 г      1. Составим уравнение реакции полной

 V NaOH  = 49,20 мл                       нейтрализации:

                                                2 NaOH + H2C2O4 = Na2C2O4 + 4 H2O

 С(f экв(NaOH) = ?                                2 моль   1 моль

Т NaOH = ?                              

 2. Вычислим молярную массу М NaOH  и молярную массу H2C2O4 ∙ 2 H2O =

и молярную массу эквивалента Мэкв (NaOH):

           М (NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 (г/моль)

           М (H2C2O4 ∙ 2 H2O) = 1∙2+12∙2+16∙4+2 (1∙2+16) = 126 (г/моль)

     Мэкв (NaOH):  = М (NaOH) /1 = 40 (г/моль)

   3. Вычислим массу NaOH содержащуюся в 49,20 мл раствора:

     По уравнению реакции масса 1 моль H2C2O4 ∙ 2 H2O эквивалентна массе 2 моль NaOH, а навеска 0,2650 г H2C2O4 ∙ 2 H2O эквивалентна массе NaOH , содержащегося в 49,20 мл раствора NaOH. Составим пропорцию:

              2 ∙ 40 г NaOH  соответствует    126 г H2C2O4 ∙ 2 H2O

                    х г NaOH         -----            0,2650 г H2C2O4 ∙ 2 H2O

                          2 ∙ 40 ∙ 0,2650

                    х = ------------------ = 0,17 (г)

                                 126

     В 49,20 мл раствора NaOH содержится 0,17 г.

1. Вычислим титр раствора NaOH:

m        0,17

Т =---- = -------- = 0,0034 (г/мл)

                V      49,20

2. Вычислим молярную концентрацию эквивалента  раствора NaOH, используя формулу:        
3. С(f экв Х (NaOH))  = m  / Мэкв(NaOH) V  =0,17 г/ 40 г/моль ∙49,20 мл = 0,02 моль/ л

Ответ: С(f экв Х (NaOH))  = 0,02 моль/л;

            Т NaOH = 0,0034 г/мл

ВЫБОР ВАРИАНТА КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ:

Вариант контрольной работы определяется по таблице  

Будьте внимательны при выборе варианта контрольной работы!

Индивидуальное задание № 1

1. Обнаруживаемый минимум реакции иона аммония с реактивом Несслера  равен 0,05 мкг при минимальном объеме предельно разбавленного раствора 0,06 мл. Определите предельное разбавление для данной реакции и предельную концентрацию.
2. Предельное разбавление реакции открытия Al3+ с помощью алюминона 107 см3/г. Каков открываемый минимум реакции, если минимальный объём 0,05 см3?
3. Предельная концентрация открытия ионов Cl- в реакции с AgNO3 равна 1:500000 г/см3. Каков открываемый минимум реакции, если она удаётся с каплей объёмом 1 см3?
4. Предельная концентрация ионов Ca2+ в реакции с оксалатом аммония равна 1:20000 г/см3. Минимальный объём равен 1,0·10-3 см3. Вычислить открываемый минимум Ca2+ в данной реакции
5. Предельная концентрация ионов Mg2+ в реакции с магнезоном равна 1:2000000 г/см3. Минимальный объём равен 1 см3. Каков открываемый минимум ионов Mg2+ в этой реакции?
6. Сколько нужно взять нитрата калия для приготовления 3 кг раствора с массовой долей соли 8%.
7. Требуется приготовить 500 г раствора с массовой долей хлорида калия 14 %. Рассчитайте массу требуемых хлорида калия и воды?
8. В 200 г  воды растворили 6,37 г MgCl2. Определите молярную концентрацию раствора.
9. Сколько граммов кристаллической соды Na2CO3 *10 H2O нужно взять для приготовления 2 л раствора с концентрацией  0,2 моль/л .
10. В 500 мл растворили соль NaCl  массой 10 г. Рассчитать концентрацию полученного раствора.
11. Вычислите молярную концентрацию 20,8%-ного раствора HNO3 плотностью 1,12 г/мл.
12. Вычислите молярную концентрацию 20%-ного раствора хлорида кальция плотностью 1,178 г/мл.
13. Вычислите молярную концентрации 16%-ного раствора хлорида алюминия плотностью 1,149 г/см3.
14. Сколько мл 20%-ного раствора соляной кислоты потребуется для приготовления 3 л  раствора с концентрацией 0,15 моль/ л.  
15. Сколько мл 38 %-ного  раствора HCl  плотностью 1,18 г / мл необходимо для приготовления раствора с концентрацией 0,5 моль/л
16.  Какой объем 50%-ного раствора КОН (плотностью 1,538 г/мл) требуется для приготовления 3 л 6%-ного раствора (плотностью  1,048 г/мл).
17. К 3 л 10%-ного раствора HNO3 плотностью 1,054 г/см3 прибавили 5 л 2%-ного раствора той же кислоты плотностью 1,009 г/см3. Вычислите массовую (процентную) и молярную концентрации полученного раствора, объем которого равен 8 л.
18. Какой объем 20,01%-ного раствора НС1 (плотность 1,100 г/мл) требуется для приготовления 1 л 10,17%-ного раствора (плотность 1,050 г/мл ) ?
19. Какой объем 10%-ного раствора карбоната натрия Na2CO3 (плотность 1,105 г/мл) требуется для приготовления 5 л 2%-ного раствора (плотность 1,02 г/мл).
20. Сколько мл 74% -ной  серной кислоты ( плотность 1,664 г /мл) потребуется для приготовления 250 г 20%-ного раствора H2SO4.

Индивидуальное задание № 2

1. Определение электролитов и неэлектролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации, факторы, влияющие на степень диссоциации слабых электролитов.
2. Кислоты, основания и соли в свете теории электролитической диссоциации Определение константы диссоциации.
3. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Значение рН в кислой, щелочной и нейтральной средах.
4. Буферные системы и их свойства. Вычисление значений рН ацетатного буфера. Вычисление значений рН аммиачного буфера.
5. Теории С.Аррениуса, Бренстеда-Лоури, теория Льюиса.
6. Составьте уравнения диссоциации следующих веществ, напишите выражение константы химического равновесия для  этих уравнений:

1) сульфата аммония

2) бромоводородной кислоты

3) гидроксида кальция

4) гидрокарбоната натрия

7. Составьте уравнения диссоциации следующих веществ, напишите выражение константы химического равновесия для  этих уравнений:

1) гидроксида бария

2) ортофосфорной кислоты

3) хлорида кальция

4) нитрата натрия

8. Составьте уравнения диссоциации следующих веществ, напишите выражение константы химического равновесия для  этих уравнений:

1) сульфата железа

2) сахара

3) нитрата кобальта

4) сернистой кислоты

9. Составьте уравнения диссоциации следующих веществ, напишите выражение константы химического равновесия для  этих уравнений:

1) воды

2) гидроксида цинка

3) карбоната кальция

4) хлорида алюминия

10. Составьте уравнения диссоциации следующих веществ, напишите выражение константы химического равновесия для  этих уравнений:

1) нитрата цинка  

2) азотистой кислоты

3) гидроксида меди

4) крахмала

11. Вычислить рН 0,001М растворов HС1.
12. Вычислить рН 0,001М растворов КОН.
13. Рассчитайте рН 0,005 моль/л раствора серной кислоты H2SO4.
14.  Вычислите [H+], определите рН среды и изменение окраски фенолфталеина, если [OH-] = 1∙10-5 моль/л 
15. Определите рН 0,15 М раствора гидроксида бария Ва(OH)2.
16. Вычислить рН   0,1M раствора HNO2 , если К═6,9 · 10-4
17. Вычислить рН 0.2M раствора HCN , если К═ 5 · 10-10.
18. Вычислить рН 0,01M раствора HCOOH, если К═1,8·10-4
19. Вычислить рН 0,02M раствора CH3COOH,если К═1,74·10-5
20. Вычислить рН 0,5M раствора NH4OH, если К═1,76·10-5.
21. Определить рН  буферного раствора, который получится при  смешивании 20 мл  0,052 моль/л раствора азотистой кислоты НNO2 и 42 мл  2,0 моль/л нитрита калия КNO2.  Ккис = 6,9.10-4
22. Рассчитайте рН буферного раствора, полученного смешиванием 50 мл 0,1 моль/л раствора уксусной кислоты CH3COOH и 100 мл 0,2 моль/л раствора ацетата натрия CH3COONa. Кд(CH3CОOH) = 1,75·10–5
23. Рассчитайте рН буферного раствора, полученного смешиванием 100 мл 0,1 моль/л раствора аммиака NH4OH и 50 мл раствора хлорида аммония NH4Cl  с концентрацией 0.93 моль/л. Кд(NH4OH) = 1,76·10–5.
24. Рассчитайте рН  буферного раствора, если к 50 мл 0,02 моль/л раствора гидроксида аммония  NH4OH добавили 100 мл 0,05 моль/л  раствора хлорида аммония. NH4Cl/Кд(NH4OH) = 1,76·10–5
25. Вычислить рН буферной смеси, состоящей из 0,01 М раствора уксусной кислоты CH3COOH и 0,1 М раствора ее калиевой соли CH3COOK. Кд(CH3CОOH) = 1,75·10–5

Индивидуальное задание № 3

1. Способы выражения растворимости малорастворимых электролитов (массовая растворимость, молярная растворимость).
2. Произведение растворимости, определение, расчет.
3. Условия образования и растворения осадков. Применение процессов осаждения в анализе.
4. Факторы, влияющие на смещение гетерогенного равновесия.
5. Дробное осаждение.
6. Рассчитать произведение растворимости бромида серебра AgBr, если его растворимость равна 3.8*10-11 г/л.
7.  Вычислить произведения растворимости малорастворимого электролита Ag3PO4, если его растворимость в воде при 20ºС равна 0,0065 г/л.
8. Рассчитать произведение растворимости фосфата бария Ba3(PO4)2, если его растворимость  равна 8,9*10-9 моль/л
9. При некоторой температуре растворимость серебра Ag2CO3  равна 10-4 моль/л. Рассчитайте ПР этой         соли.
10. Рассчитать произведение растворимости карбоната стронция если его растворимость  равна 1,05*10-5 моль/л.
11. Рассчитайте растворимость сульфида меди (моль/л и г/л), если его произведение растворимости 6,3 * 10-36
12. Рассчитайте растворимость бария сульфата (моль/л и г/л), если его произведение растворимости  1,1 * 10-10.
13. Рассчитайте растворимость бария сульфата (моль/л и г/л), если его произведение растворимости  1,1 * 10-10.
14. Рассчитайте растворимость сульфата кальция  (моль/л и г/л), если его произведение растворимости 9,1 * 10-6.
15. Рассчитайте растворимость фосфата серебра (моль/л и г/л), если его произведение растворимости 1,3 * 10-20.
16. Какой осадок выпадет первым, если к раствору, содержащему 0,02 моль нитрата бария и 0,01 моль  нитрата кальция прибавить избыток раствора серной кислоты?
17. Какой осадок выпадет первым, если к раствору, содержащему по  0,05 моль  хлорида меди и хлорида бария, добавили избыток карбоната натрия?
18. Какой осадок выпадет первым, если к  раствору, содержащму по  0,1 моль  нитрата меди и нитрата бария, добавили избыток карбоната натрия?
19. Какой осадок выпадет первым, если к  раствору, содержащему 0,1 моль бромида натрия и 0,05 моль иодида калия прибавить избыток раствора серебра нитрата.
20. Какой осадок выпадет первым, если к раствору, содержащему по 0,1 моль сульфата магния и карбоната натрия прибавить избыток раствора  хлорида бария?
21. Смешали 150 мл 0,1 н раствора FeCl2 и 350 мл 0,01 М раствора NaOH. Выпадет ли осадок Fe(OH)2, если ПР(Fe(OH)2) = 1,6× 10–15.
22. Выпадет ли осадок, если к 100 мл 3% раствора магния сульфата (ρ = 1 г/мл) прибавить 50 мл 0,1 моль/л раствора бария хлорида?
23. Как повлияет на растворимость гидроксида цинка Zn(OH)2 присутствие в растворе избытка гидроксида калия KOH в концентрации 0,01М? ПР Zn(OH)2 =1,2·10-17.
24. Вычислить растворимость AgCl в 0.1 моль/л растворе KNO3?ПР (AgCl) =1.78 *10-10.
25. Выпадет ли осадок сульфата бария при смешении одинаковых 20 мл 0,002 моль/л   раствора сульфата натрия (Na2SO4) и и 15 мл 0.002 моль/л раствора хлорида бария (BaCl2).

Индивидуальное задание № 4

1. Гидролиз. Типы солей, подвергающихся гидролизу (привести пример).
2. Ионное и молекулярные уравнения гидролиза солей.
3. Степень гидролиза, расчет
4. Смещение равновесия при гидролизе. Факторы, влияющие на степень гидролиза. Усиление и подавление гидролиза
5. Амфотерные основания. Приведите примеры амфотерных оснований.
6.  Составить уравнения гидролиза солей, определить среду их раствора (рН): КNO3, FeJ2, Li2CO3
7. Составить уравнения гидролиза солей, определить среду их раствора (рН): NaCl, NaNO2, CuSO4
8. Составить уравнения гидролиза солей, определить среду их раствора (рН): Zn(NO3)2, LiBr, K2SiO3
9. Составить уравнения гидролиза солей, определить среду их раствора (рН): RbCl, Mg(NO3)2, K2CO3
10. Составить уравнения гидролиза солей, определить среду их раствора (рН): AlCl3, BaBr2, Na2SiO3
11. Составьте уравнения реакций, подтверждающие амфотерные свойства Zn(OH)2
12. Составьте уравнения реакций, подтверждающие амфотерные свойства Аl(OH)3.
13. Составьте уравнения реакций, подтверждающие амфотерные свойства Fe(OH)2
14. Составьте уравнения реакций, подтверждающие амфотерные свойства Sn(OH)2.
15. Составьте уравнения реакций, подтверждающие амфотерные свойства Cr(OH)3

Индивидуальное задание № 5

1. Дать определение понятиям: окислитель, восстановитель, окисление, восстановление, степень окисления).
2. Типы ОВР.

Задания 3-12 : Составить электронные уравнения. Расставить коэффициенты методом электронного баланса. Указать, какое вещество является окислителем и какое восстановителем; какое вещество окисляется, и какое восстанавливается.

3. N2 + O2→ NO
4. FeCl2 + Cl2  FeCl3
5. H2O2 → H2O + O2
6. N2 + O2 → NH3
7. AgNO3 + Zn → Ag + ZnNO3
8.  Zn + H2SO4  ZnSO4 + S + H2O
9. Na2SO3 + J2 + H2O Na2SO4 +HJ
10. FeCl3 + KJ  FeCl2 + J2 +  KCl
11. Fe(OH)2 + O2 + H2O  Fe(OH)3
12. Ag    +    HNOз(разб)   →    AgNO3   +    NO   +     H2O

Индивидуальное задание № 6

Задания 1-15 .Написать координационные формулы следующих соединений:

1. гексагидроксохромат (III) бария,
2. хлорид нитритопентаамминхрома (III),
3. гексафтороалюминат (III) натрия,
4. тиоцианатотрицианокупрат (II) бария,
5. дихлородиамминплатина,
6. дисульфатоферрат (II) аммония,
7. гексацианокобальтат (III) калия,
8. гексацианоферрат (III) водорода,
9. гексафторосиликат (IV) водорода,
10. гидроксид гексаамминкобальта (П),
11. пентакарбонилжелезо,
12. тетратиоцианатогидраргират (II) калия,
13. бромид цианотетраамминаквакобальта (III),
14. хлорид гексааквахрома (III),
15. гексацианоферрат (П) гексаамминникеля (II),

Задания 16-13 Назвать следующие комплексные соединения. укажите центральный атом, лиганды, внутреннюю координационную сферу, внешнюю сферу. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах и выражения для констант нестойкости

16. Na2[Pt(CN)4Cl2],

17. [Cu(NH3)4](NO3)2

18. [Cu(H2O)4]SO4

19. K4[Fe(CN)6]

20. K3[Fe(CN)6]

21. K2[HgI4]

22. [Cu(NH3)4]Cl2

23. [Ni(NH3)6]Cl2

24. Na3[Al(OH)6]

25. Na2[Zn(OH)4]

26. [Cr(H2O)6]Cl3

  27. [Co(C2O4)3];

        28. [Co(NH3)3(NO2)3]

              29. [Pt(NH3)2Br4]

       30. H2[SiF6];

Индивидуальное задание № 7

Задания 1-15 .Вычислить фактор  пересчета

Определяемое вещество                                            Гравиметрическая форма

1. Ba                                                                BaSO4
2. Al                                                                Al2O3
3. Na2O                                                                NaCl
4. CaCО3                                                                     CaSO4
5. CaO                                                                CaCO3
6. Ca3(PО4)2                                                        CaO
7. FeO                                                                Fe2O3
8. FeSO4                                                                     Fe2O3
9. H3PO4                                                                  Mg2P2O7
10. Pb3O4                                                                  PbSO4
11. Fe3O4                                                                  Fe2O3
12. Ag2O                                                                AgCl                                                        
13. K                                                                K2SO4
14. MgO                                                                             Mg2P2O7
15. PbO2                                                                                PbSO4                
16.    Определите навеску молотового кофе до высушивания, если после удаления влаги масса стала 2,7852 г. Влажность данного образца молотового кофе равна 3,8%.
17.  Навеска сахара массой 2,6248 г после высушивания до постоянной массы стала весить 2,5420 г. Определите массовую долю влаги в образце.
18.  Определить влажность муки в образце, если до высушивания его масса была 3,4589 г, а после высушивания – 2,9747 г
19. Масса тигля = 13,1200 г, масса с навеской до прокаливания 15,6363 г, масса тигля с навеской после прокаливания – 15,2254 г. Определите массовую долю воды.
20. Определить навеску муки до высушивания, если после удаления влаги масса стала 2,8835 г. Влажность составила 4,4 %.                
21. Какой должна быть навеска чугуна с массовой долей серы 2%, если для ее гравиметрического определения в виде сульфата бария, чтобы получить можно было при анализе 0,5 г. осадка?.
22. Вычислить массовую долю меди в образце руды, если из 0,4320 г. пробы получено 0,1985 г. Cu(SCN)2.
23. При гравиметрическом определении свинца из 2,000 г. сплава получено 0,6048 г.  PbSO4. Вычислить массовую долю свинца в сплаве.
24. Какую навеску FeSO4∙7H2O нужно взять для определения в нем  железа в виде окиси железа, если максимальный вес весовой формы 0,1 г.?
25. Какую навеску соли, содержащей по массе 85%  Al2(SO4)3·18H2O надо взять, чтобы получить в качестве гравиметрической формы не более 0,15 г Al2O3?

Индивидуальное задание № 8

1. Сколько граммов щелочи, содержащей 92 % NaOH, следует взять, чтобы приготовить 2 л 10,10 % раствора.
2. Сколько мл  20%-ного раствора соляной кислоты потребуется для приготовления  3л  0,15 моль/л раствора?
3.  Сколько миллилитров 2,00 моль/л. раствора HNO взять для приготовления 3л 0,1000 моль/л раствора?
4. Сколько миллилитров 20%-го раствора HCl (плотностью 1,098 г/см) нужно взять для приготовления 5 л 0,1 моль/л  раствора.
5. Сколько миллилитров 10%-го раствора HCl (плотностью 1,047 г/см) нужно прибавить к 50мл. 37,23%-го раствора плотностью 1,19 г/см, чтобы получить 25%-ый раствор HCl?
6. К 50,00 мл фильтрата вытяжки из хлебобулочных изделий добавили 2 – 3 капли 1%-го спиртового раствора фенолфталеина и титровали 0,1 н. раствором щелочи до слабо-розового окрашивания. На титрование израсходовано 10,00 мл раствора NaOH. Определите титр раствора NaOH.
7. Сколько мл 0,0200 н. раствора KMnO4 потребуется на титрование 20,00 мл 0,0300 н. раствора FeSO4.
8. Какой объём 0,05н.  НСl потребуется для титрования  20,00мл  0,1н. раствора КОН.
9. На нейтрализацию 40,00 мл раствора серной кислоты израсходовано 24,00 мл 0,2 н.

раствора щелочи NaOH. Какое количество H2SO4 содержится во взятом объеме раствора

10. Определить молярную концентрацию эквивалента раствора КОН, если на титрование 15 мл его израсходовано 18,70 мл раствора HCl (T=0,002864 г/мл).
11. На титрование раствора, содержащего 2,2525 г NaOH, израсходовано 20,05 мл раствора соляной кислоты с титром, равным 0,03885 г/мл. Вычислить массовую долю (%) гидроксида натрия в образце.
12.  Сколько процентов HNO3 содержит концентрированная азотная кислота, если после растворения 9,7770 г её в мерной колбе на 1 л на титрование 25,00 мл 0,1040 моль/л раствора NaOH израсходовано 25,45 мл полученного раствора HNO3.
13. Вычислите нормальную концентрацию и титр раствора H2SO4, если на титрование 50,00 мл раствора Na2CO3, полученного растворением 0,50 г Na2CO3 в мерной колбе объемом 200 мл, израсходовано 24,00 мл раствора H2SO4.
14. До какого объема нужно довести раствор, в котором содержится 1,530 г NaOH, чтобы на титрование 20,00 мл раствора израсходовать 14,70 мл HCl (T=0,00380).
15. Навеску 2,000 г неизвестного вещества  растворили в мерной колбе ёмкостью 100,00 мл. На титрование 25,00 мл раствора израсходовано 20,00 мл 0,4455 н. HCl. Определить что входило в состав анализируемого вещества: КОН или NaOH.
16. Навеску 0,3251 г технической гидроксида натрия растворили в мерной колбе ёмкостью 100,00 мл. На титрование 25,00 мл раствора фенолфталеином израсходовано 18,40 мл 0,1000 н. HCl, метиловым оранжевым 18,80 мл кислоты. Вычислить процентное содержание NaOH в образце.
17. На титрование раствора, содержащего 3,1580 г технического КОН, израсходовано 27,45 мл раствора HCl (T=0,07862 г/мл). Вычислить процентное содержание КОН в образце
18. Вычислить молярную концентрацию эквивалента и титр раствора HCl, если на титрование 0,4217 г буры израсходовано 17,50 мл этой кислоты?
19. Навеску 0,6000 г Н2С2О4·2Н2О растворили в мерной колбе емкостью 100 мл на титрование 20,00 мл полученного раствора израсходовано 18,34 мл NaOH. Определить молярную концентрацию раствора NaOH.
20. Сколько граммов NaCl содержится в 250,00 мл раствора, если на титрование 10,00 мл этого раствора израсходовано 20,40 мл 0,05 н. раствора AgNO3? Составьте уравнение реакции, которое происходит при титровании

ЛИТЕРАТУРА:

Основная:

1. Аналитическая химия: учебник для средних профессиональных учебных заведений / О.Е. Соенко. - Ростов – на –Дону: Феникс, 2009. – 309 с.

Дополнительная: 

2. Барсукова З.А. Аналитическая химия, 1990.-320 с.
3. Воскресенский А.Г., Солодкин И.С., Семиколенов Г.Ф. Сборник задач и упражнений по аналитической химии, 1985.-173 с.
4. Глинка Н.Л. Общая химия, 1988. - 272 с.
5. Жванко Ю.Н., Панкратова Г.В., Мамедова З.И. Аналитическая химия и технохимический контроль в общественном питании. – М.: Высшая школа, 1988.-270 с.
6. Лурье Ю. Ю. Справочник по аналитической химии / Ю. Ю. Лурье. – М.: Химия, 1989. – 448 с.
7. Пилипенко А. Т. Аналитическая химия Т. 1–2 / А. Т. Пилипенко, И. В. Пятницкий. – М.: Химия, 1990. – Т. 1. – 479 с., Т. 2. – 845 с.
8. Хомченко И.Г. Общая химия. Сборник задач и упражнений, 2003. -256 с.
9. Шапиро С.А., Шапиро М.А. Аналитическая химия. – М.: Высшая школа, 1979

Приложение

Константы диссоциации слабых электролитов ( при 250 С)

Таблица произведения растворимости