Аналитическая химия и аналитический контроль

 

(CuOH)2SO4 + 10NH4OH = 2[Cu(NH3)4](OH)2 + (NH4)2SO4 + 8H2O

 

Опыт. Впробиркe поместить по 3 капли раствора соли CuSO4 и прибавить 1-2 капли 2М раствора NH4OH. К полученному осадку прибавить при перемешивании несколько капель концентрированного раствора NH4OH до растворения осадка. 

2. Гексацианоферрат (II) калия K4[Fe(CN)6] осаждает ион Cu2+ в виде гексацианоферрата (II) меди красно-бурого цвета:

 
2CuSO4 + K4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6]↓ + 2K2SO4. 
 
Осадок не растворяется в разбавленных кислотах, но разлагается щелочами с образованием Cu(OH)2. 
Опыт. К 2-3 каплям раствора CuSO4 прибавить 1-2 капли реактива. Осадок разделить на две части. К одной прибавить 2-3 капли 2М раствора HCl, к другой – 2-3 капли 2М раствора NaOH.

3. Щелочи NaOH и KOH образуют с катионами Cu2+ голубой осадок Cu(OH)2, при нагревании разлагающийся с образованием CuO черного цвета:

 
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4, 
 
Cu(OH)2 = CuO↓ + H2O. 
 
Осадок Cu(OH)2 легко растворяется в разбавленных сильных кислотах 
 
Cu(OH)2 + 2HСl = CuCl2 + 2H2O. 
 
и заметно растворим в растворе щелочи с образованием куприт-ионов: 
 
Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2CuO2 + 2H2O. 
 

Опыт. К 4-5 каплям раствора CuSO4 прибавить 3-4 капли 2М раствора NaOH. Осадок разделить на 3 части. Одну прокипятить до появления осадка CuO черного цвета. Ко второй части добавить 2-3 капли 2М раствора HCl, к третьей – 3-4 капли 6М раствора NaOH.

4. Al, Zn, Fe восстанавливают ионы меди до элементной меди:

 
CuSO4 + Zn = Cu↓ + ZnSO4. 
 
Опыт. Зачистить кусочки металла фильтровальной бумагой, смоченной раствором соды, и промыть водой. На поверхность металла нанести каплю раствора соли меди и через несколько минут наблюдать появление коричнево-красной окраски мелкодисперсной меди.

 

 

Общепринятой классификации анионов не существует. Наиболее часто применяема классификация, по которой все анионы делятся на три аналитические группы в зависимости от растворимости их бариевых и серебряных солей. По этой классификации CO32− относится к первой группе. Групповым реагентом является BaCl2, вызывающий выпадение белого нерастворимого в воде осадка:

 

Na2CO3 + BaCl2 = BaC03↓ + 2NaCl

 

CO32- + Ba2+ = BaC03↓

 

Опыт. К 2-3 каплям раствора ВаС12 прибавить равный объем раствора Na2CO3.

 

Вычислите растворимость хлорида серебра в молях и миллиграммах на литр в чистой воде при 200С, если известно, что при этой температуре ПРAgCl = 1,7∙10-10.

 

Уравнение, описывающее равновесие в растворе:

AgCl(тв.) ↔ Ag+ + Cl‾

Произведение растворимости для AgCl:

ПРАgС1 = [Аg+] [Cl‾].

Выразим растворимость AgCl в молях на литр:

SAgC1 =   = 1,304·10-5 моль/л.

Вычислим растворимость AgCl в миллиграммах на литр:

mАgС1 = n(AgCl)·M(AgCl);

M(AgCl) = 143,32г/моль, n(AgCl) = SАgСl;

mАgСI = 1,304·10-5·143,32 = 1,87·10-3 г/л = 1,87 мг/л.

Ответ: 1 л насыщенного при 20ºС раствора хлорида серебра содержит 1,304·10-5 моль/л или 1,87 мг/л этой соли.

 

Вычислите концентрацию ионов водорода, если рН раствора равен 6,0.

 

Концентрацию ионов Н+  найдем из формулы водородного показателя: 
pH = -lg[Н+]

Тогда молярная концентрация ионов Н+в растворе: 
[Н+] = 10-pH = 10-6 = 1,0*10-6моль/л

Ответ:[Н+] = 1,0*10-6 моль/л

 

 

Рассчитайте pH при 250C 0,1М раствора синильной кислоты HCN.

 

Из выражения для константы диссоциации синильной кислоты Kd = 7,2*10-10 = [H+]*]OH-]/[HCN] найдём концентрацию ионов водорода: 
[H+] = √ 7,2*10-10*[1*10-1] = √ 7,2* 10-11= 8,5*10-5 
pH = - lg(8,5) - lg(10-5) = -0,93 + 5 = 4,07 
Ответ:pH = 4,07

 

Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса:

 

Al + H2O → Al(OH)3 + H2

Находим элементы, которые понижают и повышают свои степени окисления:

Al0 → Al3+

H+  →H0

Cоставляемуравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда в каждой полуреакции:

полуреакция окисления   Al0 - 3e−→ Al3+

полуреакция восстановления H+ + 1e−→ H0

Подбираемдополнительные множители для уравнения полуреакций так, чтобы закон сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов в полуреакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в полуреакции окисления:

Al0 - 3e−→ Al3+ * 1

H+ + 1e−→ H0  * 3

Проставляем (по найденным множителям) стехиометрические коэффициенты в схему реакции и уравниваемчисла атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления при протекании реакции:

Al + 3H2O → Al(OH)3 + 3H2.

 

HCl + PbO2 → PbCl2 + Cl2 + H2O

Находим элементы, которые понижают и повышают свои степени окисления:

Cl-→ Cl0

Pb4+ → Pb2+

Cоставляемуравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая законы сохранения числа атомов и заряда в каждой полуреакции:

полуреакция окисления   Cl-- 1e−→ Cl0

полуреакция восстановления Pb4++ 1e−→ Pb2+

Подбираем дополнительные множители для уравнения полуреакций так, чтобы закон сохранения заряда выполнялся для реакции в целом, для чего число принятых электронов в полуреакциях восстановления делают равным числу отданных электронов в полуреакции окисления:

Cl-- 1e−→ Cl0 * 2

Pb4++ 2e−→ Pb2+ * 1

Проставляем (по найденным множителям) стехиометрические коэффициенты в схему реакции и уравниваем числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления при протекании реакции:

4HCl + PbO2 → PbCl2 + Cl2 + 2H2O.

 

 

 

 

Список литературы

 

 

Глубоков Ю.М., Головачева В.А., Ефимова Ю.А. Аналитическая химия: учеб. для студ.сред. проф. образования. – М.:, Академия, 2013.

Жаркова Г.М., Петухова Э.Е. Аналитическая химия: Качественный анализ: Учебник для техникумов. – Л.: Химия, 1993.

Иванова З.И., Савостин А.П.Технический анализ. М.: Металлургия, 1981.

Крешков А.П., Ярославцев А.А. Курс аналитической химии. Качественный анализ. М.: Химия, 1981.

Логинов Н.Я., Воскресенский А.Г., Солодкин И.С. Аналитическая химия. М.: Просвещение, 1979.

Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. М.: Химия, 1979.

Пилипенко А.Т., Пятницкий Н.В. Аналитическая химия. М.: Химия, 1990.

Плинер Ю.М., Кузьмин И.М. Метрологические проблемы аналитического контроля качества металлопродукции. М.: Металлургия, 1989.

Практикум по физико-химическим методам анализа /под ред. О.М. Петрухина. М.: Химия, 1987.

Цитович И.К. Курс аналитической химии. М.: Высшая школа, 1985.