Назовите комплексные соединения. Приведите схемы диссоциации и выражения констант нестойкости комплексных ионов. Определите степень окисления комплексообразователей

Решение.

В целом, комплексное соединение нейтрально. Составим уравнение, в котором заряд иона кобальта обозначим через x:

[Co(H₂O)₆)]Cl₂

x + 6·0 + 2·(-1) = 0

x = +2

Co⁺²

[Co(NH₃)₆]Cl₃

x + 6·0 + 3·(-1) = 0

x = +3

Co⁺³

Координационное число в обоих соединениях равно к.ч. = 6

Задача 2. Приведите схемы диссоциации и выражения констант нестойкости следующих комплексных ионов:

а) [Fe(CN)₆]^4-; б) [Ag(NH₃)(H₂O)]⁺; в) [Cr(H₂O)₆]³⁺.

Определите степень окисления указанных комплексообразователей.

Решение.

Обозначим степень окисления центрального атома через х:

а) [Fe(CN)₆]^4-;

х + 6(-1) = -4

х = +2

[Fe(CN)₆]^4- = Fe²⁺ + 6CN^—

K_н = ([Fe²⁺]· [CN^—]⁶)/ [[Fe(CN)₆]^4-]

б) [Ag(NH₃)(H₂O)]⁺;

х + 0 + 0 = +1

х = +1

[Ag(NH₃)(H₂O)]⁺ = Ag⁺ + NH₃ + H₂O

K_н = ([Ag⁺]·[NH₃]·[H₂O])/ [[Ag(NH₃)(H₂O)]⁺]

в) [Cr(H₂O)₆]³⁺

х + 6(0) = +3

х = +3

[Cr(H₂O)₆]³⁺ = Cr³⁺ + 6H₂O

K_н = ([Cr³⁺]· [H₂O]⁶)/ [[Cr(H₂O)₆]³⁺]

Задача 3. Укажите названия соединений, определите степень окисления комплексообразователя:

а) [Cr(NH₃)₆]Cl₃; б) [Cu(NH₃)₄]SO₄; в) K₄[Fe(CN)₆]; г) Na₂[Be(OH)₄]; д) [Co(NH₃)₃Cl₃];

е )K[Pt(NH₃)Cl₃].

Составьте уравнения электролитической диссоциации перечисленных веществ и запишите соответствующие им выражения констант нестойкости комплексных ионов.

Решение.

Чтобы определить степень окисления центрального атома, необходимо решить простое уравнение, обозначив через х степень окисления комплексообразователя:

а) [Cr(NH₃)₆]Cl₃ – хлорид гексаамминхрома (III)

х + 6·0 + 3·(-1) = 0

х = +3

[Cr(NH₃)₆]Cl₃ = [Cr(NH₃)₆]³⁺ + 3Cl^—

[Cr(NH₃)₆]³⁺ = Cr³⁺ + 6NH₃

K_н = ([Cr³⁺]·[NH₃]⁶)/[[Cr(NH₃)₆]³⁺]

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

х + 4·0 + 1·(-2) = 0

х = +2

[Cu(NH₃)₄]SO₄ = [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2-

[Cu(NH₃)₄]²⁺ = Cu²⁺ + 4NH₃

K_н = ([Cu²⁺]·[NH₃]⁴)/[[Cu(NH₃)₄]²⁺]

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

4·1 + х + 6·(-1) = 0

х = +2

K₄[Fe(CN)₆] = 4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4-

[Fe(CN)₆]^4- = Fe²⁺ + 6CN^—

K_н = ([Fe²⁺]·[CN]⁶)/[[Fe(CN)₆]^4-]

г) Na₂[Be(OH)₄] – тетрагидроксоберрилат(II) натрия

2·1 + х + 4·(-1) = 0

х = +2

Na₂[Be(OH)₄] = 2Na⁺+ [Be(OH)₄]^2-

[Be(OH)₄]^2- = Be²⁺ + 4OH^—

K_н = ([Be²⁺]·[OH^—]⁴)/[[Be(OH)₄]^2-]

д) [Co(NH₃)₃Cl₃] – триамминтрихлорокобальтат(III)

х + 3·0 + 3·(-1) = 0

х = +3

[Co(NH₃)₃Cl₃] = Co³⁺ + 3NH₃ + 3Cl^—

K_н = ([Co³⁺]·[NH₃]³·[Cl^—]³)/[[Co(NH₃)₃Cl₃]]

е) K[Pt(NH₃)Cl₃] – амминтрихлороплатинат(II) калия

1·1 + х + 1·0 + 3·(-1) = 0

х = +2

K[Pt(NH₃)Cl₃] = K⁺ + [Pt(NH₃)Cl₃]^—

[Pt(NH₃)Cl₃]^— = Pt²⁺ + NH₃ + 3Cl^—

K_н = ([Pt²⁺]·[NH₃]·[Cl^—]³)/[[Pt(NH₃)Cl₃]^—]

Задача 4. Напишите формулы комплексных соединений по указанным названиям:

А) хлорид тетраамминцинка (II), б) тетраиодокобальтат (III) натрия.

Решение.

а) хлорид тетраамминцинка (II) – [Zn(NH₃)₄]Cl₂

б) тетраиодокобальтат (III) натрия — Na[CoI₄]

II. Выполнение контрольного задания

Назовите комплексные соединения. Приведите схемы диссоциации и выражения констант нестойкости комплексных ионов. Определите степень окисления комплексообразователей.

Вариант 1 Вариант 2

а) K[AuBr₄] a) K[Pt(NH₃)Cl₅]

б) [Cd(NH₃)](OH)₂ б) H[Co(CN)₄(H₂O)₂]

в) Na₃[Ag(S₂O₃)₂] в) Cu₂[Fe(CN)₆]

Практическая работа

РАССТАНОВКА КОЭФФИЦИЕНТОВ В ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЯХ МЕТОДОМ ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

Цель: научиться расставлять коэффициенты методом электронного баланса

Оборудование: инструкции к практической работе, периодическая система Д.И.Менделеева, таблица растворимости кислот, оснований и солей в воде

Ход работы

1. Основные теоретические положения

В основе метода электронного баланса лежитследующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомами-восстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомы-окислители.

В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

1.Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄^— восстанавливается до Mn²⁺:

Na₂SO₃+ KMnO₄+ H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2.Далее определим какие из соединений являются окислителем и восстановителем; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:

Na₂S⁺⁴O₃+ KMn⁺⁷O₄+ H₂SO₄ = Na₂S⁺⁶O₄ + Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6, таким образом, S⁺⁴ отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn⁺⁷ принимает 5 электронов и является окислителем.

3.Составим электронные уравнения и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S⁺⁴ – 2e^— = S⁺⁶ ¦ 5 восстановитель, процесс окисления

Mn⁺⁷ +5e^— = Mn⁺² ¦ 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.

Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn⁺⁷, ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S⁺⁴ коэффициентом перед окислителем:

5Na₂S⁺⁴O₃+ 2KMn⁺⁷O₄+ H₂SO₄ = 5Na₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

4.Далее надо уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления, в такой последовательности: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды.

Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают.

По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты.

В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO₄^2-, из которых 5 – за счет превращения 5SO₃^2-→ 5SO₄^2-, а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO₄^2-— 5SO₄^2- = 3SO₄^2-.

Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы:

5Na₂SO₃+ 2KMnO₄+ 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

5.Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты

6H⁺ + 3O^-2= 3H₂O

Окончательный вид уравнения следующий:

5Na₂SO₃+ 2KMnO₄+ 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения.

2. Решение типовых задач

Задание 1

а) Реакция изображена схемой: H₂S + Cℓ₂ + H₂O → H₂SO₄ + HCℓ

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое восстанавливается.

Решение

H₂S + Cℓ₂ + H₂O → H₂SO₄ + HCℓ

S^2—8e→S⁺⁶ 8 1-процесс окисления

Cℓ₂+2e→2 Cℓ^-2 4-процесс восстановления

H₂S + 4Cℓ₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCℓ

H₂S-восстановитель, окисляется; Cℓ₂-окислитель, восстанавливается

б) H₂S + Сl₂ + Н₂О → H₂SO₄ + HCl

в) К₂Сr₂О₇ + HCl → Cl₂ + CrCl₃ + KCl + H₂O

г) Р + HClO₃ + Н₂О → Н₃РО₄ + HCl

д) FeS + HNO₃ → Fe(NO₃)₂ + S + NO + H₂O

е) KClO₃ + Na₂SO₃ → KCl + Na₂SO₄

ж) Cr₂O₃ + KClO₃ + KOH → K₂CrO₄ + KCl + H₂O

з) HNO₃ + Zn → N₂O + Zn(NO₃)₂ + H₂O

_и)KCℓO₃ + Na₂SO₃ → KCℓ + Na₂SO₄

к) KМnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O

3.Выполнение контрольного задания

Вариант 1

Реакция изображена схемой:

а) I₂ + Cl₂ + H₂O → HIO₃ + HCl

б) Na₂SO₃ + KIO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + I₂ + K₂SO₄ + H₂O

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Укажите, каное вещество является окислителем, какое - восстановителем; каное вещество окисляется, каное восстанавливается.

Вариант 2

Реакция изображена схемой:

а) H₂SO₃ + HClO₃ → H₂SO₄ + HCl

б) SO₂ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ +H₂O

Практическая работа

РАССТАНОВКА КОЭФФИЦИЕНТОВ В ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЯХ МЕТОДОМ ПОЛУРЕАКЦИЙ

Цель: научиться расставлять коэффициенты методом электронного баланса

Ход работы

1.Основные теоретические положения

Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления. При написании ионно-молекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде). В ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы: H⁺ — кислая среда, OH^— — щелочная среда и H₂O – нейтральная среда.

Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде.

Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции:

Na₂SO₃+ KMnO₄+ H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Запишем уравнение в ионном виде, сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления:

SO₃^2- + MnO₄^— + 2H⁺ = Mn²⁺+ SO₄^2- + H₂O

Далее определим окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления.

В приведенной реакции окислитель — MnO₄^— принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn²⁺. При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO₄^—, который, соединяясь с H⁺, образует воду:

MnO₄^— + 8H⁺ + 5e^— = Mn²⁺+ 4H₂O

Восстановитель SO₃^2- — окисляется до SO₄^2-, отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO₄^2- содержит больше кислорода, чем исходный SO₃^2-. Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H⁺:

SO₃^2- + H₂O — 2e^— = SO₄^2- + 2H⁺

Находим коэффициент для окислителя и восстановителя, учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окисления-восстановления:

MnO₄^— + 8H⁺ + 5e^— = Mn²⁺+ 4H₂O ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO₃^2- + H₂O — 2e^— = SO₄^2- + 2H⁺ ¦5 восстановитель, процесс окисления

Затем необходимо просуммировать обе полуреакции, предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем:

2MnO₄^— + 16H⁺ + 5SO₃^2- + 5H₂O = 2Mn²⁺+ 8H₂O + 5SO₄^2- + 10H⁺

Сократив подобные члены, находим ионное уравнение:

2MnO₄^— + 5SO₃^2- + 6H⁺ = 2Mn²⁺+ 5SO₄^2- + 3H₂O

Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид:

5Na₂SO₃+ 2KMnO₄+ 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде.

Na₂SO₃+ KMnO₄+ H₂O = Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO₃^2- + MnO₄^— + H₂O = MnO₂ + SO₄^2- + OH^—

Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO₄^—, а восстановителем SO₃^2-.

В нейтральной и слабощелочной среде MnO₄^— принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО₂. SO₃^2-— окисляется до SO₄^2-, отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄^— + 2H₂O + 3e^— = MnО₂ + 4OH^— ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO₃^2- + 2OH^—— 2e^— = SO₄^2- + H₂O ¦3 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

3SO₃^2- + 2MnO₄^— + H₂O =2 MnO₂ + 3SO₄^2- + 2OH^—

3Na₂SO₃+ 2KMnO₄+ H₂O = 2MnO₂+ 3Na₂SO₄ + 2KOH

И еще один пример — составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде.

Na₂SO₃+ KMnO₄+ KOH = Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O

В ионном виде уравнение принимает вид:

SO₃^2- + MnO₄^— + OH^— = MnO₂ + SO₄^2- + H₂O

В щелочной среде окислитель MnO₄^— принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО₄^2-. Восстановитель SO₃^2-— окисляется до SO₄^2-, отдав 2 электрона.

Полуреакции имеют следующий вид:

MnO₄^— + e^— = MnО₂ ¦2 окислитель, процесс восстановления

SO₃^2- + 2OH^—— 2e^— = SO₄^2- + H₂O ¦1 восстановитель, процесс окисления

Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе:

SO₃^2- + 2MnO₄^— + 2OH^— = 2MnО₄^2-+ SO₄^2- + H₂O

Na₂SO₃+ 2KMnO₄+ H₂O = 2K₂MnO₄+ 3Na₂SO₄ + 2KOH

2.Решение типовых задач

Задание 1

а) Реакция изображена схемой: H₂S + Cℓ₂ + H₂O → H₂SO₄ + HCℓ

Составьте ионно-электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое восстанавливается.

б) FeSO₄ + KClO₃ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + KCl + H₂O.

в) FeSО₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄→ Fe₂(SO₄)₃ + Cr2(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

г) КМnO₄ + Na₂SO₃ + KOH → К₂МnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

д) Cr₂O₃+ KNO₃+ KOH→K₂CrO₄+KNO₂+H₂O

е) Na₂SO₃+ КМnO₄+ H₂O → Na₂SO₄+ MnO₂+ KOH

ж) MnSO₄ + PbO₂ + HNO₃ → HMnO₄ + Pb(NO₃)₂ + PbSO₄ + H₂O.

з) K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ → S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

3.Выполнение контрольного задания

Вариант 1

Реакция изображена схемой:

K₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ → S + K₂SO₄ + MnSO₄ +H₂O

Вариант 2

Реакция изображена схемой:

K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ → S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O Составьте ионно-электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции. Укажите, какое вещество является окислителем, какое - восстановителем; какое вещество окисляется, какое восстанавливается.

Практическая работа

ВЫЧИСЛЕНИЯ ВЕСОВОГО АНАЛИЗА

Цель: научиться проводить расчеты при определениях весового анализа

Ход работы

1. Основные теоретические положения

Осаждаемая форма – соединение, в виде которого определяемый компонент осаждают в анализируемом растворе

Гравиметрическая (весовая) форма – соединение, которое взвешивают для получения конечного результата анализа.

Расчет результатов гравиметрического анализа выполняют по формуле:

m_{определяемого вещества} = m_грав.ф· F, где F-гравиметрический фактор

Гравиметрический фактор (F) – отношение молярной массы определяемого компонента к молярной массе гравиметрической формы.

F =

Массовая доля (w, %) определяемого вещества рассчитывается по формуле:

ω = m_грав.ф.· F · , где m_нав.-масса навески анализируемого образца

Если навеска образца растворяется в колбе вместимостью V_к, то на одно определение берется пипеткой аликвота раствора V_п, то:

W = m_грав.ф. · F · ·

2. Решение типовых задач

1) Рассчитать гравиметрический фактор в следующих определениях

Вариант	а	б	в
Определяемое вещество	Bi	Mg	К₃РО₄
Гравиметрическая форма	Bi₂О₃	Mg₂Р₂О₇	К₂РtCl₆

Решение

а)F = ;б)F = ; в)F = ;

2) Определить массовую долю магния в сплаве с алюминием, исходя из таких данных: навеска сплава 2,0270 г; состав весовой формы-Mg₂P₂O₇, масса весовой формы – 0,2855 г;

Решение:

ω(Mg) = m_грав.ф·F · = m(Mg₂P₂O₇) · F · ;

F = = = 0,2162

ω(Mg) = 0, 2855 · 0,2162 · = 3,045 %

Ответ: 3,045%

3) Навеску алюминиевого сплава массой 0,1425 г растворили в колбе вместимостью 200,0 мл. Из 20,00 мл этого раствора получили осадок Al(C₉H₆ON)₃ массой 0,2012 г. Рассчитать массовую долю алюминия в сплаве.

Решение

ω(Al) = m_грав.ф.· F · · ; F = = = 0,0588

ω(Al) = 0,2012 · 0,0588 · · = 82,91 %

Ответ: 82,91%

3. Выполнение контрольного задания

Вариант 1

1) Рассчитать гравиметрический фактор, если определяемое вещество - Аl, а гравиметрическая форма –Al₂O₃.

2) Определить массовую долю серы в природном гипсе, исходя из таких данных: навека гипса 0,5025 г; состав весовой формы -BaSO₄, масса весовой формы – 0,6375 г.

3) Навеску криолита массой 0,4525 г растворили в колбе вместимостью 250 мл. Из 25,00 мл этого раствора получили осадок Al₂O₃ массой 0,0809 г. Рассчитать массовую долю алюминия в криолите.

Вариант 2

1) Рассчитать гравиметрический фактор, если определяемое вещество –

Na₂S₂O₃, а гравиметрическая форма – BaSO₄.

2) Определить массовую долю алюминия в боксите, если для анализа взяли навеску 0,3115 г; состав весовой формы - Al₂O₃, масса весовой формы – 0,2213 г.

3) Навеску сплава массой 0,2100 г растворили в колбе вместимостью 250 мл. Из 25,00 мл этого раствора получили осадок Cо₃O₄ массой 0,1012 г. Определить массовую долю кобальта в сплаве.

Практическая работа

ВЫЧИСЛЕНИЯ В ТИТРИМЕТРИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ

Цель: научиться проводить расчеты при определениях методами титриметрического анализа

Ход работы

1. Основные теоретические положения

а) С_Н _{изготовленного раствора} =

б) Согласно закону эквивалентов, в точке эквивалентности число эквивалентов одного вещества равно числу эквивалентов другого вещества. Поэтому объемы реагирующих растворов, обратно пропорциональны их нормальностям: =

2. Решение типовых задач:

1) Вычислить навеску для изготовления 250 мл 0,1 Н раствора буры.

Решение

𝒎_{навески} = С_Н · 𝒎_э· V · 0,001

V_раств= 250 мл Ε (Na₂B₄O₇ · 10H₂O) = моль

С_Н =0,1 моль/л m_e (Na₂B₄O₇ · 10H₂O) = = = 190,5г

𝒎 навески -? m_{навески}= 0,1 моль/л · 190,5г · 250мл ·0,001 =

= 4,7625 г

Ответ: 4,7625 г

2)Определить нормальность раствора соляной кислоты, если на титрование 25 мл 0,1082 Н раствора буры истрачено 24,72 мл раствора соляной кислоты

Решение:

V(HCl) = 24,72 мл Согласно закону эквивалентов:

V(буры) = 25мл =

C_H(буры) = 0.1082моль/л тому

C_H (HCl) -? С_Н(HCl) =

C_H(HCl) = = 0,1094 моль/л

Ответ:0,1094 Н.

3)Определить нормальность раствора гидроксида натрия, если на титрование 25 мл 0,1094 Н раствора соляной кислоты истрачено 28,75 мл раствора гидроксида натрия.

Решение:

V(HCl) = 25мл По закону эквивалентов

C_H(HCl) = 0.1094 моль / л = поэтому

V(NaOH) = 28.75мл Сн(NaOH) = = =

C_H(NaOH) -? = 0.0951 моль / л

Ответ: 0,0951 моль/л

3.Выполнение контрольного задания.

Вариант 1.

1) Вычислить навеску для изготовления 250 мл 0,1Н раствора питьевой соды (NaHCO₃)

2) Вычислить нормальность раствора гидроксида натрия, если на титрование 25 мл 0,1235Н раствора щавелевой кислоты истрачено 26,55 мл гидроксида натрия.

Вариант 2.

1) Вычислить навеску для приготовления 250 мл 0,1Н раствора щавелевой кислоты (H₂C₂O₄ · 2H₂O)

2) Определить нормальность раствора соды (NaHCO₃), если на титрование 25 мл раствора соды истрачено 22,45 мл 0,1155Н раствора соляной кислоты.

Практическая работа

ПОСТРОЕНИЕ КРИВЫХ ТИТРОВАНИЯ

Цель: научиться строить кривые титрования и выбирать индикаторы

Оборудование: инструкции к практической работе, карандаш, линейка

Ход работы

1. Основные теоретические положения

Для того, чтобы правильно выбрать индикатор, необходимо знать, как изменяется рН в процессе титрования вблизи точки эквивалентности, какое значение рН имеет раствор в точке эквивалентности. Чтобы ответить на эти вопросы, рассчитывают и строят кривые титрования.

Кривые титрования в методе нейтрализации – это графическое изображение изменения рН раствора при постепенном добавлении рабочего раствора к определенному количеству исследуемого раствора.

Кривая титрования характеризуется резким изменением рН вблизи точки эквивалентности, которое называют скачком титрования. Чем больше скачок, тем точнее возможно оттитровать определяемое вещество. Наличие скачка рН вблизи точки эквивалентности имеет большое значение при выборе индикатора. Для установления конечной точки титрования применяют индикаторы, которые изменяют окраску в определенном интервале рН.

Если бы скачок титрования отсутствовал, то окрашивание раствора изменялось бы медленно, и было бы неизвестно, в какой момент завершить титрование, то есть точное титрование было бы невозможно.

Основное правило выбора индикатора: для каждого данного титрования возможно использовать лишь такие индикаторы, которые изменяют окрашивание в границах скачка на кривой титрования, то есть интервал перехода индикатора должен быть расположен в границах скачка рН на кривой титрования.

Вывод: для установления точки эквивалентности при титровании 100 мл 0,1 М раствора HCl 0,1М раствором NaOH в качестве индикаторов возможно использовать фенолфталеин и метиловый оранжевый, потому что их интервал перехода лежит в границах скачка на кривой титрования.

2. Решение типовых задач

Построить кривую титрования 100 мл 0,1 М раствора HCl 0,1М раствором NaOH (сильной кислоты раствором щелочи).

Решение

Рассчитаем величину рН в разные моменты титрования:

а) Начальный момент титрования: в растворе присутствует HCl 0,1М концентрации

б) Любой момент титрования до точки эквивалентности:

- к 100 мл 0,1м раствора добавлено 90 мл раствора NaOH, то в данный момент титрования не нейтрализовано 10 мл 0,1М HCl, которые находятся в общем объеме 100 мл, то есть концентрация HCl уменьшилась в 10 раз и составила 0,01М; рН=2

- аналогично можно рассчитать, что, когда добавлено 99 мл 0,1М NaOH, рН=3; когда добавлено 99,9 мл 0,1М NaOH, рН=4

в) в момент эквивалентности к 100 мл HCl добавлено 100 мл NaOH; в этот момент раствор содержит только соль NaCl, не подвергающуюся гидролизу, рН=7

г) после точки эквивалентности:

- к 100 мл 0,1М раствора HCl добавлено 100,1 мл 0,1М раствора NaOH; избыточное количество раствора NaOH составляет0,1 мл, что создает концентрацию ОН^- в этот момент титрования 10^-4 моль/л, рН=10

- аналогично можно рассчитать, что при добавлении 101 мл 0,1М раствора NaOH рН=11, 110 мл 0,1М NaOH: рН=12; 200 мл: рН=13

Полученные результаты представлены в таблице 1 и на рисунке 1.

Таблица 1

Добавлено NaOH, мл	С HCl, моль/ л	С NaOH, моль/л	[ H⁺ ]	[ OH ]	pH
0	0,1	-	10^-1	10^-13	1
90	0,01	-	10^-2	10^-12	2
99	0,001	-	10^-3	10^-11	3
99,9	0,0001	-	10^-4	10^-10	4
100	-	-	10^-7	10^-7	7
100,1	-	0,0001	10^-10	10^-4	10
101,0	-	0,001	10^-11	10^-3	11
110	-	0,01	10^-12	10^-2	12
200	-	0,1	10^-13	10^-1	13

Рис. 1. Кривая титрования 0,1М раствора HCl 0,1М раствором NaOH

Практическая работа

ВЫЧИСЛЕНИЯ МЕТОДА НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Цель: научиться проводить расчеты при определениях методом нейтрализации

Ход работы

I. Решение типовых задач

1) Рассчитать нормальность и титр раствора HCl, если на титрование 2,0 мл исследуемого раствора истрачено 3,0 мл 0,02 Н раствора NaOH.

Решение

V(NaOH) = 3,0 мл По закону эквивалентов:

Сн(NaOH) = 0,02моль/л = , поэтому

V(HCl) = 2,0 мл Сн(HCl) = =

Сн(HCl) -? = = 0,03 моль/л

T(HCl) -? T = або T = Сн · m_э

m_э(HCl) = M · Э =36,5 г/моль · моль = 36,5 г

Т = 0,03 · 36,5 = 1,095 г/л

Ответ: 0,03 Н; 1,095г/л

2) Определить массу буры (Na₂B₄O₇·10H₂O), если на титрование ее раствора истрачено 15,1 мл соляной кислоты с концентрацией 0,103М

Решение

V(HCl) = 15,1мл В титриметрическом анализе концентрацию титран-

Сн(HCl) = 0,103моль/л та соляной кислоты устанавливают по буре:

m(Na₂B₄O₇ · 10H₂O) -? Na₂B₄O₇ + 2HCl + 5H₂O → 2NaCl + 4H₃BO₃

По закону эквивалентов:

= , то есть V(HCl) · Сн(HCl) = Сн(буры) · Сн(буры)

Сн = , поэтому V(HCl) · Сн(HCl) = · V(буры) = nэкв.(буры) =

= .

mэ(буры) = M · Э; Э(Na₂B₄O₇ · 10H₂O) = моль

M(Na₂B₄O₇ · 10H₂O) = 382г/моль

mэ(буры) = 382 · = 191г

Сн(HCl) = См(HCl) = 0,103моль/л, потому что Э(HCl) = моль

m(буры) = V(HCl) · Сн(HCl) · mэ(буры) = 15,1 · 10^-3 · 0,103 · 191 = 0,297 г

Ответ: 0,297 г.

3) Проба муравьиной кислоты массой 2,32 г розбавлена водой в мерной колбе вместимостью 100 мл. На титрование 10,0 мл разбавленного раствора страчено 7,2 мл титр анта с концентрацией КOH 0,150 М. Рассчитать массовую долю муравьиной кислоты в исходном растворе.

Решение

m _проби(HCOOH) = 2.32г По закону эквивалентов

V_K = 100 мл =

Vn = 10,0мл Сн(HCOOH) = См(KOH),

V(KOH) = 7,2мл Э(KOH) = моль

C_M(KOH) = 0,150моль/л Сн(HCOOH) = = =

w(HCOOH) -? = = 0,108 моль/л

Сн(НСООН) = См(НСООН), потому что

Э(НСООН) = моль; См(НСООН) =

n(HCOOH) = См(HCOOH) · V_K; n = , поэтому = См · V_K;

m(HCOOH) = C_M · V_K · M(HCOOH); m(HCOOH) = 0,108 · 100 · 10^-3 · 46 = 0,4968г

W(HCOOH) = · 100%

W(HCOOH) = · 100% = 21,41%

Ответ: 21,41%

II. Выполнение контрольного задания

Вариант 1.

1) Рассчитайте нормальность и титр раствора HCl, если на титрование 3,0 мл исследуемого раствора истрачено 4,5 мл 0,15Н раствора NaOH

2) Рассчитайте массу уксусной кислоты в исследуемом растворе, если на титрование пробы этого раствора было истрачено 20,5 мл раствора с молярной концентрацией NaOH 0,1145 моль/л

3) Навеску H₂C₂O₄ · 2H₂O массой 0,6 г растворили в мерной колбе вместимостью 100 мл. На титрование 20,00мл полученного раствора истратили 18,34 мл NaOH с концентрацией NaOH 0,1038М. Рассчитать массовую долю щавелевой кислоты в растворе.

Вариант 2.

1) Рассчитайте нормальность и титр раствора HCl, если на титрование 5,0 мл исследуемого раствора истрачено 9,5 мл 0,25Н раствора NaOH

2) Рассчитайте массу ортофосфорной кислоты в исследуемом растворе, если на титрование пробы этого раствора было истрачено 22,5 мл раствора с молярной концентрацией NaOH 0,1235 моль/л

3) Навеску NaOH массой 0,5341 г растворили в мерной колбе вместимостью 100 мл. На титрование 15,00мл полученного раствора истратили 19,5 мл раствора HCl с концентрацией 0,0945М. Рассчитать массовую долю NaOH в исходном растворе.

Практическая работа

ВЫЧИСЛЕНИЯ МЕТОДА ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИИ

Цель: научиться проводить расчеты при определениях методом перманганатометрии

Ход работы

I. Решение типовых задач

1) Молярная концентрация окислителя в растворе равна 0,02 моль/л. Определите молярную концентрацию эквивалента окислителя, учитывая химизм:

KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + ………

Решение

+7 -1

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5O₂ + K₂SO₄ + 8H₂О

Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺² 5 2

2O^-2 – 2ē → O₂⁰ 2 5

KMnO₄–окислитель; Э(KMnO₄) = моль

Сн = См · ; Сн(KMnO₄) = 0,02 · 5 = 0,1 моль/л

Ответ: 0,1 Н.

2) Навеску H₂O₂ растворили в мерной колбе вместимостью 100 мл. На титрование 10 мл полученного раствора стратили 9,8 мл 0,02М раствора KMnO₄ в сильно кислой среде. Определите массу навески.

Решение

V_K = 100мл

Vn = 10мл При перманганатометричному титруванні

V(KMnO₄) = 9,8мл пероксиду водню перебігає реакція:

C_M(KMnO₄) = 0,02моль/л 5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄→5O₂ + 2MnSO₄ +

m(H₂O₂) -? + K₂SO₄ + 8H₂O

Mn⁺⁷ + 5ē → Mn⁺² 5 2

2O^-1 - 2ē → O₂⁰ 2 5

Э(H₂O₂) = моль; Э(KMnO₄) = моль

Маса навески H₂O₂ определяется по формуле:

m _н(H₂O₂)= V(KMnO₄) · C_H(KMnO₄) · mэ(H₂O₂) · ;

C_H(KMnO₄) = C_М(KMnO₄) · = C_м(KMnO₄) · 5 = 0,02 · 5 = 0,1моль/л

mэ(H₂O₂) = M(H₂O₂) · Э = 34 · = 17г

m _н(H₂O₂)= 9.8 · 10^-3· 0.1 · 17 · = 0,167г

Ответ: 0,167 г.

II. Выполнение контрольного задания

Вариант 1

1) Молярная концентрация окислителя в растворе составляет 0,15 моль/л. Определите молярную концентрацию эквивалента окислителя, учитывая химизм:

2KMnO₄ + 3K₂SO₃+ H₂O → 2MnO₂ + 3K₂SO₄ + 2KOH

2) Навеску H₂O₂ растворили в мерной колбе вместимостью 100 мл. На титрование 10 мл полученного раствора истратили 14,50 мл 0,04М раствора KMnO₄ в сильно кислой среде. Определите массу навески.

Вариант 2

1) Молярная концентрация окислителя в растворе составляет 0,04 моль/л. Определите молярную концентрацию эквивалента окислителя, учитывая химизм:

5HAsO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 2H₂O → 5H₃AsO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄

2) Навеску H₂O₂ растворили в мерной колбе вместимостью 100 мл. На титрование 10 мл полученного раствора истратили 14,50 мл 0,15М раствора KMnO₄ в сильно кислой среде. Определите массу навески.

Практическая работа

ВЫЧИСЛЕНИЯ МЕТОДА ИОДОМЕТРИИ

Цель: научиться проводить расчеты при определениях методом иодометрии

Ход работы

I. Решение типовых задач

1) Рассчитать молярную массу эквивалента свинца при его иодометрическом определении по схеме:

Pb²⁺ + CrO₄^2-→ PbCrO₄(т) (1)

2PbCrO₄(т) +2H⁺ → 2Pb²⁺ +CrO₇^2- + H₂O(2)

Cr₂O₇^2- + 6I^- + 14H⁺→ 3I₂ + 2Cr³⁺ + 7H₂O (3)

I₂ + 2S₂O₃^2-→ 2I^-+ S₄O₆^2- (4)

Решение:

Реакции (1) и (2) не когут бать использованы для определения молярной массы эквивалента свинца, так как ни свинец, ни хром не изменяют степени окисления, то есть эти процессы взаимодействия частиц не сопровождаются передачей электронов. По реакции (3):

Cr₂O₇^2- + 6I^- + 14H⁺→ 3I₂+ 2Cr³⁺+ 7H₂O

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6ē→ 2Cr³⁺ + 7H₂O

Поэтому Э(Cr₂O₇^2-) = моль. С учетом коэффициентов в уравнениях

2PbCrO₄ (т) + 2H⁺→2Pb²⁺ + Cr₂O₇^2- +H₂O (2)

Pb²⁺+ CrO₄^2-→PbCrO₄(т) (1)

Э(Pb²⁺) = моль

mэ = M ·Э; поэтому mэ(Pb²⁺) = 207 · = 69г

Ответ: 69 г.

2) Определить массу эквивалента окислителя и восстановителя в реакциях:

а) I₂ + 2S₂O₃^2-→ 2I^- + S₄O₆^2-

б) H₂S + I₂→ S_(m) + 2I^- +2H⁺

Решение:

а)I₂ + 2S₂O₃^2-→2I^- + S₄O₆^2-

окислитель I₂⁰ + 2e → 2I^-1

восстановитель 2S₂O₃^2- - 2e →S₄O₆^2- 1

Э(I₂) = моль; mэ(I₂) = 254 · = 127 г

Э(S₂O₃^2-) = моль; mэ(S₂O₃^2-) = 112 г.

Ответ: 127 г и 112 г.

б) H₂S + I₂→ S(m) + 2I^-+ 2H⁺

восстановитель S^2- - 2e → S⁰ 1

окислитель I₂⁰ + 2e → 2I^- 1

Э(S^2-) = моль; mэ(H₂S) = 34 · = 17 г

Э(I₂) = моль; mэ(I₂) = 254 · = 127 г

Ответ: 127 г и 17 г.

3) Рассчитать массовую долю меди в природной руде, если из навески руды массой 0,6215 г медь перевели в раствор в виде Cu²⁺ и при добавлении к этому раствору КІ, иод, который выделился, оттитрорвали 18,23 мл раствора тиосульфата натрия с Т (Na₂S₂O₃) = 0,01545г/мл

m_H = 0,6215 г Решение:

V(Na₂S₂O₃) = 18,23мл Сущность иодометрического определения

T(Na₂S₂O₃) = 0,01545 г/мл описывается следующими реакциями:

2Cu²⁺ + 4I^- →I₂ + Cu₂I₂ ↓

W(Cu) -? I₂ + 2S₂O₃^2-→ 2I^- + S₄O₆^2-

Cu₂I₂ + 2SCN^-→ 2I^-+ S₄O₆^2-

Формула для расчета имеет вид:

W(Cu) = · mэ(Cu) · ;

Cu²⁺ + 1ē → Cu⁺¹, поэтому

Э(Cu ²⁺) = моль; mэ(Cu²⁺) = 63,5г

2S₂O₃^2-- 2ē→ S₄O₆^2-, поэтому

Э(S₂O₃^2-) = моль

mэ(Na₂S₂O₃) = 158 г

W(Cu) = · 63,5 · = 18,22%

Ответ: 18,22 %.

4) Навеску K₂Cr₂O₇ массой 0,2940 г растворили в мерной колбе вместимостью 100,0 мл. На 25,00 мл полученного раствора подействовали раствором KI. На титрование выделившегося иода истратили 20,00 мл раствора Na₂S₂O₃. Рассчитать T(Na₂S₂O₃).

mн= 0,2940г Решение:

V_K = 100,00мл Запишем уравнения химических реакций,

Vn = 25,00мл которые отображают сущность метода:

V(Na₂S₂O₃) = 20,00мл Cr₂O₇^2- + 6I^-+ 14H⁺→ 3I₂ + 2Cr³⁺ + 7H₂O

I₂ + 2S₂O₃^2-→ 2I₂ + S₄O^2- (3)

T(Na₂S₂O₃) -? Э(Cr₂O₇^2-) = моль

mэ(K₂Cr₂O₇) = 294 · = 49 г

Э(S₂O₃^2-) = моль

mэ(Na₂S₂O₃) = 158 г

По закону эквивалентов:

T(Na₂S₂O₃)= =

= = 0,01185 г/мл

Ответ: 0,01185 г/мл

II. Выполнение контрольного задания

Вариант 1

1)Определить эквивалентную массу окислителя и восстановителя в реакции:

H₂SO₃ + I₂ + H₂O→ SO₄^2- + 2I^- + 4H⁺

3) Рассчитать массовую долю меди в природной руде, если из навески руды массой 0,6125 г медь перевели в раствор в виде Cu²⁺ и при добавлении к этому раствору KI выделившийся иод оттитровали 19,25 мл раствора тиосульфата натрия с T(Na₂S₂O₃) = 0,01435 г/мл.

Вариант 2

1) Определить эквивалентную массу окислителя и восстановителя в реакции:

MnO₂(m) + 2I^-+ 4H⁺→ Mn²⁺ + I₂ + 2H₂O

2) Навеску K₂Cr₂O₇ массой 0,1939 г растворили в мерной колбе вместимостью 200,00 мл. На 25,00 мл полученного раствора подействовали раствором KI. На титрование выделившегося иода истратили 25,00 мл раствора Na₂S₂O₃. Рассчитать титр Na₂S₂O₃.

Практическая работа

ВЫЧИСЛЕНИЯ МЕТОДА ОСАЖДЕНИЯ

Цель: научиться проводить расчеты при определениях методом осаждения

Ход работы

I. Решение типовых задач

1) Какая масса соли, формула которой указана в таблице, необходима для изготовления V(мл) растора с молярной концентрацией эквивалента, указанной в таблице:

Вариант	Формула соли	V,мл	Сн, моль/л
а)	KCl	250	0.05
б)	Hg₂(NO₃)₂ · 2H₂O	500	0.05

а) C_H = 0,05моль/л Решение:

Vр-ра = 250мл Сн = См ·Э;Э(KCl) = моль, поэтому

m(KCl) -? Сн = См = 0,05 моль/л

См = ; n = См · V;

n(KCl) = 0,05моль/л· 0,25л = 0,0125 моль

m(KCl) = n · M = 0,0125моль· 74,5г/моль = 0,93 г

Ответ: 0,93 г.

б)Сн = 0,05 моль/л Розв’язок:

Vр-ра = 500мл Сн = См ·Э; Э(Hg₂(NO₃)₂) = моль

m(Hg₂(NO₃)₂ ·2H₂O) -? См = = 0,05моль/л · 2 = 0,1моль/л

n= См · V;

n(Hg₂(NO₃)₂) = 0,1моль/л · 0,5л = 0,05 моль

m(Hg₂(NO₃)₂ · 2H₂O) = n ·M =

=0,05моль· (201 · 2 + 14 · 2 + 16 · 6 + 2 · 18)г/моль = 0,05 моль · 564 г/моль = =28,2 г

Ответ: 28,2 г

2) Чему равна молярная маса эквивалента K₄[Fe(CN)₆] при тировании Zn²⁺ по реакции

3Zn²⁺ + 2K⁺ + 2[Fe(CN)₆]^4-→ K₂Zn₃[Fe(CN)₆]₂↓

Решение:

E(Zn²⁺) = моль. Если разделить обе части уравнения на 6

Zn²⁺ + [Fe(CN)₆]^4-→ K₂Zn₃[Fe(CN)₆]₂↓, то очевидно, что с эквивалентом цинка ( моль) взаимодействует моль[Fe(CN)₆]^4-. Из этого следует, что Э(K₄[Fe(CN)₆] = моль.