Размещено на http://www.allbest.ru

Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

"Томский политехнический университет"

Юргинский технологический институт

Аналитическая химия и физико-химические методы анализа

Задания для самостоятельной работы студентов специальности "инженерная защита окружающей среды"

Заочной формы обучения

В.Ф. Торосян

Издательство

Юргинского технологического института (филиала)

Томского политехнического университета

Юрга 2008

ББК 74.202.5

УДК 546

Т 61

Т 61 Аналитическая химия и Физико-химические методы анализа. Задания для самостоятельной работы студентов заочной формы обучения - Юрга: Изд-во Юргинского технологического института (филиала) Томского политехнического университета, 2008. - 73 с.

В методических указаниях по всем разделам курса имеются задачи, упражнения и примеры их решения. Задания составлены с использованием известной учебной и учебно-методической литературы и предназначены для самостоятельного выполнения и для подготовки к сдаче экзамена.

Рецензент:

Кандидат химических наук С.С.Рогачева

Введение

Аналитическая химия, являясь одной из общеобразовательных дисциплин, закладывает теоретические основы изучения специальных дисциплин, важнейших в системе образования специалиста-фармацевта, таких как фармацевтическая и токсикологическая химии, фармакогнозия, технология лекарств и т.д.

Курс аналитической химии дает теоретическую и практическую подготовку студента, предполагает получение им знаний и навыков, необходимых для решения задач по установке качественного, количественного и структурного состава лекарственных препаратов. Аналитическая химия как наука в последнее время претерпела существенные изменения. Значительно расширился круг объектов исследования, среди которых особая роль принадлежит многочисленным органическим соединениям. Развитие биологии, биохимии, химии природных и синтетических биологически активных веществ потребовало совершенствования методов разделения и анализа сложных смесей. Все более актуальным становится исследование структуры и межмолекулярной взаимосвязи веществ. В связи с этим преподавание аналитической химии изменяется в сторону теоретизации, повышения удельного веса инструментальных методов анализа. Не случайно данное издание включает в себя не только классические химические методы определения подлинности препаратов и их количественного содержания (гравиметрия, титриметрия), но в нем также широко представлены современные инструментальные методы анализа - электрохимические (потенциометрия, ионометрия, полярография, амперометрия), спектральные и оптические (фотометрия, флуориметрия, рефрактометрия, ЯМР, ИК и атомно-абсорбционная спектроскопия), хроматографические (тонкослойная, ионообменная, газовая, высокоэффективная жидкостная).

Цель преподавания дисциплины заключается в обучении студентов теоретическим основам аналитической химии и приобретению ими навыков практического применения методов качественного и количественного анализа для определения соединений неорганической и органической природы, активному использованию этих методов правильной оценке полученных результатов. Изучение курса "Аналитическая химия" основывается на базе курса "Неорганическая химия". Предполагается, что студент умеет выполнять частные реакции открытия катионов и анионов, может рассчитать концентрации Н+, ОН ионов имеет представление о гидролизе солей различного типа, о комплексных соединениях, о малорастворимых соединениях и может на основании ПР вычислить концентрации ионов в растворе (и наоборот); умеет уравнивать окислительно-восстановительные реакции и т.д.

В процессе изучения аналитической химии должны быть поставлены и успешно решены конкретные задачи по усвоению студентами дисциплины.

Студент должен знать:

1. Теоретические основы аналитической химии.

2. Принципы и методы химического качественного анализа (дробный и систематический)

3. Принципы и методы химического количественного анализа (гравиметрия и титриметрия).

4. Теоретические основы физико-химических (инструментальных) методов анализа, их применение для определения качественного и количественного состава анализируемых объектов.

Студент должен уметь:

1. Самостоятельно работать с учебной, справочной и методической литературой по аналитической химии.

2. Правильно выбирать метод анализа в соответствии с поставленной аналитической задачей и заданной точностью определения.

3. Владеть техникой и осуществлять различные гравиметрические и титриметрические определения.

4. Правильно выполнять расчеты результатов анализа и оценивать их с помощью методов математической обработки.

5. Работать с приборами - аналитическими весами, рн-метрами, иономерами, установками для электрохимических методов анализа, фотоэлектроколориметрами и спектрофотометрами, газожидкостными и жидкостными хроматографами.

6. Применять полученные знания для анализа различных объектов.

В лекционный курс включены три основные раздела - введение и теоретические основы аналитической химии, количественный химический анализ и физико-химические (инструментальные) методы анализа.

Лабораторный практикум включает работы по качественному анализу смесей ионов, количественному определению веществ химическими титриметрическими и физико-химическими методами анализа. Лабораторные работы выполняются студентами индивидуально и самостоятельно под контролем преподавателя.

Основной вид работы студента заочного отделения - самостоятельное изучение курса аналитической химии по указанной литературе. Помощь в изучении курса могут оказать методические указания к темам курса, где отражены основные вопросы и даны примеры решения задач.

Студент делает одну контрольную работу.

Работа должна быть представлена в установленный срок.

Контрольная работа включает качественный анализ, количественный анализ (методы кислотно-основного титрования, окисления-восстановления, осаждения, комплексообразования и гравиметрии) и инструментальные методы анализа.

Оформление контрольной работы:

1.На обложке тетради написать: Аналитическая химия

Контрольная работа №... студента II-го курса заочного отделения факультета Экономики и Менеджмента ЮТИ ТПУ

Фамилия, имя, отчество

Домашний адрес

Дата

Подпись

2. Переписать текст задания, сохраняя такую же нумерацию, как и в "Методических указаниях". После каждого задания привести ответ на него. Для замечаний по работе необходимо оставить на каждом листе поля 4-5 см. Если контрольная работа не зачтена, то она возвращается студенту с замечаниями преподавателя. В этом случае студент представляет работу на повторную проверку. Если контрольная работа зачтена, но имеются отдельные замечания преподавателей, то правильные ответы по этим вопросам следует прислать с работой.

При всех неясностях, возникающих при выполнении контрольной работы, студент может обратиться за разъяснением непосредственно к рецензенту. Номер варианта контрольной работы определяется шифром - последней цифрой номера зачетной книжки студента.

Например: последняя цифра "0" указывает на выполнение заданий с 1 по 10, "1" - с 11 по 20 и т.д. "9" - с 91 по 100.

Программа по аналитической химии с курсом инструментальных методов анализа для специальности "инженерная защита окружающей среды" заочной формы обучения

Предмет и задачи аналитической химии. Качественный, количественный и структурный анализ. Химический, инструментальный (физический и физико-химический) и биологический методы анализа.

Основные этапы химического анализа - пробоотбор, растворение, разделение и концентрирование, конечное определение, обработка результатов.

Качественный анализ - дробный и систематический, чувствительность и специфичность реакций. Количественный анализ - классификация методов: газовый, гравиметрический (весовой), титриметрический (объёмный).

Инструментальные методы и их классификация

реакция анион карбонат

1. Понятие об аналитическом сигнале как основе анализа

Метрологическая характеристика методов анализа. Сравнительная характеристика методов. Выбор метода анализа.

2. Теоретические основы аналитической химии

Гомогенные равновесия и теория электролитической диссоциации. Химическое равновесие и закон действующих масс (ЗДМ). Общая (аналитическая) и активная концентрация, ионная сила и коэффициент активности ионов. Термодинамическая, концентрационная и условная константа равновесия, их показатели (рк).

Применение ЗДМ к диссоциации воды. Шкала рн как мера кислотности среды. Расчет рн в растворах сильных и слабых кислот и оснований, включая многоосновные кислоты. Буферные растворы и механизм их действия. Расчет рн буферных растворов и буферная ёмкость. Применение в анализе.

Протолитические равновесия в растворах. Степень и константа гидролиза. Расчет рн гидролизуемых солей. Протолитическая теория кислот и оснований. Константы кислотности и основности.

Гетерогенные равновесия в аналитической химии. Произведение растворимости. Условия образования осадков. Влияние на полноту осаждения одноименного иона, кислотности (рн) среды, постороннего электролита ("солевой эффект"). Применение процессов осаждения и растворения в анализе.

Комплексные соединения и их аналитические свойства. Равновесия в растворах комплексных соединений, константы устойчивости (образования) и нестойкости. Влияние избытка лиганда на разрушение комплексов. Применение комплексообразования для разделения, маскировки и обнаружения ионов. Влияние комплексообразования на растворимость осадков.

Применение ЗДМ к окислительно-восстановительным реакциям. Стандартный и реальный окислительно-восстановительный потенциал. Уравнение Нернста. Влияние рн, комплексообразования и осаждения на величину окислительно-восстановительного потенциала. Направление, последовательность протекания и константа равновесия окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители, применяемые в химическом анализе.

3. Количественный химический анализ

Гравиметрический метод анализа. Основные этапы метода. Осаждаемая и весовая формы. Требования к ним. Расчеты в гравиметрическом анализе. Факторы пересчета. Сущность титриметрических методов. Классификация по типу реакций. Требования к реакциям, применяемым в титриметрии. Способы выражения концентраций, их взаимосвязь. Основные приемы (методы) титрования - прямое, по остатку (обратное). Закон эквивалентов. Расчеты в титриметрическом методе анализа.

Кислотно-основное титрование (КОТ). Рабочие растворы. Их приготовление и стандартизация. Определение конечной точки титрования. Расчет кривых титрования сильных и слабых кислот и оснований. Индикаторы, погрешность титрования. Титрование многоосновных кислот и оснований. Титрование солей. Практическое применение КОТ при анализе фармацевтических препаратов.

Окислительно-восстановительное титрование (ОВТ). Индикаторы. Расчет кривых ОВТ. Основные методы окислительно-восстановительного титрования.

Комплексометрическое титрование (КТ). Общая характеристика. Метод меркуриметрии, комплексонометрия. Взаимодействие катионов металлов с комплексонами, прочность образующихся комплексов и влияние на неё кислотности среды. Условная константа устойчивости (образования). Расчет кривых комплексонометрического титрования. Металлохромные индикаторы и механизм их действия. Применение метода КТ - определение катионов металлов, жёсткости воды и т. Д.

Осадительное титрование (ОТ). Аргентометрия: методы Мора, Фаянса и Фольгарда, их сравнительная характеристика.

Меркурометрия. Достоинства и недостатки.

Расчет, построение и анализ кривых титрования в методе ОТ.

Практическое применение методов титрования в фармации.

4. Физико-химические (инструментальные) методы анализа

Общая характеристика методов: применение в качественном и количественном анализе. Методы прямых определений и основанные на титровании. Основные методы прямых количественных определений - калибровочного графика, стандарта, добавок. Сравнительная характеристика методов, достоинства и недостатки.

Электрохимические методы анализа. Потенциометрия - теоретические основы метода. Электроды сравнения и индикаторные, их характеристика. Выбор индикаторного электрода в зависимости от природы и свойств анализируемого вещества. Прямая потенциометрия и потенциометрическое титрование. Способы нахождения конечной точки титрования.

Полярография. Теоретические основы метода. Условия полярографического определения. Механизм возникновения полярографической волны. Диффузионный ток и его связь с концентрацией. Потенциал полуволны как основа качественного анализа. Влияние процессов осаждения и комплексообразования на потенциал полуволны. Уравнение Ильковича. Количественное полярографическое определение. Особенности полярографии органических соединений.

Амперометрическое титрование с одним индикаторным электродом. Выбор рабочего потенциала и виды кривых титрования. Область применения метода, преимущества и недостатки. Кулонометрия. Теоретические основы метода, законы Фарадея. Кулонометрическое титрование, определение конечной точки титрования. Применение.

Спектральные методы анализа. Основные характеристики электромагнитного излучения. Классификация спектральных методов. Абсорбционная молекулярная спектроскопия. Основной закон светопоглощения Бугера-Ламберта-Бера. Физический смысл входящих в него величин. Отклонения от основного закона и их причины.

Основы фотометрического качественного и количественного анализа. Графические и расчетные методы определения концентрации веществ. Дифференциальная фотометрия. Фотометрическое титрование, виды кривых титрования.

Хроматографические методы анализа. Классификация по механизму сорбции. Основные виды хроматографии - в тонком слое, бумажная, осадочная, ионнообменная и газовая. Их характеристики, требования к подвижной и неподвижной фазам. Методы качественного и количественного анализа.

Методические указания. Теоретические основы аналитической химии и качественный анализ

Тема 1. Качественный анализ - дробный и систематический

При выполнении задания по этой теме необходимо знать сероводородную (сульфидную) и кислотно-основную классификации катионов на аналитические группы и групповые реагенты, уметь писать уравнения реакций в ионном виде катионов металлов соответствующих групп с этими реагентами. При написании реакций обнаружения катионов обратить особое внимание на условия их выполнения и мешающее действие других ионов.

В данных методических указаниях и методических указаниях кафедры "Качественный анализ катионов", изучение свойств катионов основано на сульфидной классификации катионов, согласно которой необходимо выполнять задание по составлению хода анализа.

Таблица 1

Сульфидная классификация катионов

Группа	Катионы	Групповой реагент	Растворимость соединений
I	K+, Na+, NH4+, Mg2+	Нет	Сульфиды, карбонаты, хлориды растворимы в воде
II	Ba2+, Sr2+, Ca2+	(NH4)2CO3, рh=9,2	Карбонаты не растворимы в воде
III	Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+, Mn2+, Zn2+, Al3+, Cr3+	(NH4)2S, ph=9,2	Сульфиды растворимы в разбавленных кислотах
IV	Cu2+, Bi3+, Cd2+, Hg2+, Sn2+, Sn4+, Sb3+,Sb5+, Aso43 , aso33-	H2S, ph=0,5	Сульфиды нерастворимы в разбавленных кислотах
V	Ag+, Hg22+, Pb2+	HCI	Хлориды нерастворимы в воде и разбавленных кислотах

Таблица 2

Кислотно-основная классификация катионов

Группа	Катионы	Групповой реагент	Растворимость соединений
I	Na+, K+, NH4+	Нет	Хлориды, сульфаты, гидроксиды растворимы в воде
II	Ag+, Pb2+, Hg22+	HCI	Хлориды нерастворимы в воде и разбавленных кислотах
III	Ba2+, Sr2+, Ca2+	Н2SO4+C2H5OH	Сульфаты нерастворимы в воде и кислотах
IV	Cr3+, AI3+, Zn2+, Sn2+, Sn4+, aso43-, aso33-	Naoh (избыток)	Гидроксиды растворимы в избытке щелочей
V	Fe2+, Fe3+, Mn2+, Mg2+, Bi3+, Sb3+, Sb5+	Naoh (NH4OH)	Гидроксиды нерастворимы в избытке щелочей и аммиаке
VI	Cu2+, Co2+, Ni2+, Hg2+, Cd2+	NH4OH (избыток)	Гидроксиды растворимы в избытке аммиака

Пример: Смесь сухих солей: карбонат натрия (избыток), хлорид бария, хлорид хрома(III), нитрат никеля, нитрат серебра, арсенат натрия, нитрат меди, хлорид калия растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему анализа.

Решение

Рассмотрим, какие ионы находятся в растворе при диссоциации взятых солей:

Рассмотрим возможные взаимодействия между ионами, приводящие к образованию осадков:

Выпадение в осадок Ag2CO3 маловероятно, так как растворимость agcl меньше (см. Пример к теме 3).

В осадке могут быть также nico3 и (cuoh)2CO3. После составления схемы анализа необходимо написать реакции разделения, реакции перевода осадков в раствор и реакции обнаружения в ионном виде присутствующих в смеси катионов. Окислительно-восстановительные реакции необходимо составлять электронно-ионным методом.

Тема 2. Гомогенные равновесия. Теория электролитической диссоциации. Расчет рн в растворах сильных и слабых кислот и оснований. Химическое равновесие Закон действующих масс. Буферные растворы, расчет рн в буферных растворах

При выполнении задания по этой теме важно правильно применять основные положения теории электролитической диссоциации для написания уравнений диссоциации сильных и слабых электролитов. Используя константы кислотности (Ка) и основности (Кв) необходимо уметь выводить формулы для расчета [H+], [OH-] и рн, рон в растворах слабых кислот и оснований, а также в присутствии их солей. Следует изучить механизм действия буферных растворов и использование их в систематическом ходе анализа.

Пример 1. Рассчитать рн в 0,025 М растворе хлороводородной кислоты

Решение

Пример 2. Рассчитать рн 0,015 М раствора муравьиной кислоты. Как изменится рн, если к 20 мл этого раствора прибавить 25 мл 0,01 М раствора формиата натрия? Решение: HCOOH->НСОО- + Н+

Рассчитаем концентрации муравьиной кислоты и формиата натрия после смешивания растворов

При добавлении формиата натрия диссоциация муравьиной кислоты подавлена, следовательно [HCOO-]=c(hcoona)=0,0055 моль/л



рн=3,67

При добавлении формиата натрия рн раствора повышается за счет подавления диссоциации муравьиной кислоты в присутствии одноименного иона.

Тема 3. Протолитические равновесия в растворах солей. Степень и константа гидролиза. Расчет рн в растворах гидролизующихся солей

В водных растворах соли, содержащие катионы слабых оснований, и анионы слабых кислот подвергаются гидролизу, то есть взаимодействуют с протонами или гидроксильными группами нейтральных молекул воды. В растворах устанавливается гидролитическое равновесие, которое характеризуется константой гидролиза (Кh). При изучении этой темы необходимо обратить внимание на правильное написание уравнений реакций гидролиза в ионном виде и выражение константы гидролиза. Уметь выводить расчетные формулы степени гидролиза (h) и рн растворов гидролизующихся солей, знать факторы, влияющие на гидролиз. Особое внимание обратить на реакции гидролиза карбоната аммония и сульфида аммония, которые являются групповыми реагентами и используются для отделения катионов II и III аналитических групп.

Пример 1. Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза и рн 0,05 М раствора цианида калия ().

Решение

Если степень гидролиза соли меньше 10 %, то можно принять, что [CN-]=c(KCN). Подставим значения равновесных концентраций в уравнение константы гидролиза:

Степень гидролиза меньше 10 %, следовательно, наше допущение справедливо.

Тема 4. Гетерогенные равновесия в аналитической химии. Произведение растворимости (константа растворимости). Условия образования осадков. Влияние на полноту осаждения одноименного иона, рн раствора, постороннего электролита ("солевой эффект")

Гетерогенные равновесия устанавливаются на границе раздела фаз (осадок - насыщенный раствор над осадком). Данное равновесие характеризует константа растворимости (Ks) или произведение растворимости (ПР). Используя значения ПР (Ks) необходимо уметь рассчитывать молярные (моль/л) и массовые (г/л) концентрации ионов в растворе малорастворимого соединения в воде и в присутствии одноименных ионов. Следует знать условие образования осадков и уметь решать вопрос о возможности их образования при смешивании растворов.

Пример 1. Рассчитать молярную (моль/л) и массовую (г/л) растворимость сульфата кальция, если ПР(caso4)=2,5*10-5

Решение

Запишем равновесие в рассматриваемой системе

caso4 ->Ca2+ + SO42-

Обозначим молярную концентрацию соли в насыщенном растворе (растворимость) - s ( моль/л), тогда

[Ca2+] = [SO42-] = s

Запишем выражение ПР

Массовая растворимость сульфата кальция будет равна:

S(г/л)=s(моль/л)*М(саso4)=5*10-3*136=0,68 г/л

Пример 2. Смешали 500 мл 0,002 М раствора хлорида бария и 500 мл 0,001 М раствора сульфата калия. Выпадет ли в этих условиях осадок сульфата бария? ПР(ваso4)=1,1*10^-10

Условие образования осадков: произведение концентрации ионов должно быть больше произведения растворимости

ПКИ>ПР

ПКИ=с(Ва2+)*с(SO42-)

При смешивании равных объемов растворов, концентрации ионов уменьшаются в 2 раза, следовательно

[Ba2+]=c(bacl2)=0.001 моль/л

[SO42-]=c(K2SO4)=0.0005 моль/л

ПКИ=0,001*0,0005=5*10^-5 ПКИ>ПР, осадок выпадает.

Пример 3. Рассчитать растворимость фосфата серебра в 0,02 М растворе фосфата натрия

ПР(Ag3PO4)=1,3*10^-20.

Решение

Запишем уравнения равновесий для данной системы

Обозначим растворимость фосфата серебра в насыщенном растворе через s, тогда [Ag+]=3s,в присутствии одноименного иона растворимость фосфата серебра понижается, поэтому равновесная концентрация фосфат-иона будет определяться концентрацией фосфата натрия [PO43-]=c(Na3PO4)=0,02 моль/л. Подставим эти обозначения в выражение ПР

Тема 5. Равновесия в растворах комплексных соединений. Константы устойчивости и нестойкости. Влияние избытка лиганда, разрушение комплексных соединений

В водных растворах комплексных соединений устанавливается равновесие, которое характеризуется константой устойчивости (Куст.) Или величиной обратной ей, константой нестойкости (Kн). Пользуясь величиной соответствующей константы необходимо уметь рассчитывать равновесные концентрации ионов в растворе комплексных соединений в присутствии избытка лиганда и без избытка лиганда. Следует знать способы разрушения комплексов и уметь проводить расчеты, связанные с разрушением комплексов за счет образования малорастворимых соединений.

Пример 1. Рассчитать равновесную концентрацию ионов Zn2+ в 1 М растворе [Zn(NH3)4]Cl2.lgkуст.=8,7

Решение

Обозначим [Zn2+]=x моль/л, тогда [NH3]=4x моль/л Величина х<<1, ею можно пренебречь, поэтому равновесная концентрация

[Zn(NH3)4]2+=c([Zn(NH3)4]2+)=1 моль/л

Подставим равновесные концентрации ионов в выражение константы устойчивости



Пример 2. Будет ли выпадать осадок оксалата цинка при добавлении к 0,001 М раствору [Zn(NH3)4]2+ 0,1 моль/л оксалата натрия, если равновесная концентрация аммиака в растворе составляет 0,1моль/л

Решение

Осадок будет образовываться, если выполняется условие: ПКИ>ПР

Равновесную концентрацию ионов цинка рассчитаем из константы устойчивости аммиакатного комплекса цинка

В растворе присутствует избыток аммиака, следовательно, равновесие сдвинуто в сторону образования комплекса, диссоциация комплекса подавлена [NH3]=0,1 моль/л.

ПКИ<ПР, осадок в данных условиях не образуется.

Тема 6. Окислительно-восстановительные системы. Стандартный и реальный окислительно-восстановительные потенциалы. Уравнение Нернста. Влияние рн. Комплексообразования и осаждения на величину окислительно-восстановительного потенциала. Направление, последовательность протекания и константа равновесия окислительно-восстановительных реакций

Количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности редокс-пары являются значения стандартного и реального окислительно-восстановительного потенциала. Реальный окислительно-восстановительный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста. При изучении этой темы следует обратить внимание на правильное написание уравнения Нернста для различных случаев окислительно-восстановительных систем: с участием твердых веществ, с участием ионов водорода и гидроксид-ионов и т. Д., а также на расчет потенциала с учетом равновесных концентраций. Уравнения окислительно-восстановительных реакций необходимо составлять электронно-ионным методом. Молекулярные уравнения составлять не следует. На основании стандартных окислительно-восстановительных потенциалов уметь определять направление протекания реакций. Обратить особое внимание как меняется величина потенциала системы при образовании комплексного и малорастворимого соединения.

Пример 1. Составить уравнение реакции между перманганат-ионом и пероксидом водорода в кислой среде электронно-ионным методом и записать уравнения Нернста для окислительно-восстановительных систем.

Решение

Составляем уравнения Нернста для окислительно-восстановительных систем:

Пример 2. Можно ли в кислой среде действием дихромата калия окислить: а) Fe2+ до Fe3+; б) Mn2+ до mno4-?

Решение

Для решения вопроса необходимо сравнить стандартные окислительно-восстановительные потенциалы окислительно-восстановительных систем. Более сильным окислителем будет окисленная форма той системы стандартный окислительно-восстановительный потенциал, которой больше.

Потенциал системы Cr2O72-/Cr3+, больше, чем потенциал системы Fe3+/Fe2+ и меньше, чем потенциал системы mno4-/Mn2+, следовательно, Fe2+ можно окислить до Fe3+ действием дихромата калия, а Mn2+ до mno4- не окисляется.

Контрольные задания по теме: "Теоретические основы аналитической химии и качественный анализ"

1. На раствор, содержащий нитрит и нитрат ионы подействовали а) алюминиевой пылью в присутствии гидроксида натрия, б) иодидом калия в присутствии уксусной кислоты. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным методом.

2. Смесь сухих солей: нитрат серебра, арсенат натрия, хлорид калия, хлорид аммония растворили в воде. В виде какого соединения выпадет в осадок ион серебра? Составьте схему хода анализа, напишите уравнения реакций в ионном виде разделения, растворения, образующихся осадков, и обнаружения присутствующих в растворе катионов.

3. Рассчитать рн и степень диссоциации 1М раствора гидроксида аммония. Как изменится рн и степень гидролиза этого раствора после добавления к нему сухого хлорида аммония до концентрации 0,2 моль/л?

4. Сколько грамм формиата калия нужно прибавить к 1 литру 2н. Раствора муравьиной кислоты, чтобы получилась буферная смесь с рн равным 2.

5. Рассчитать значение рн в растворе, полученном при сливании 40 мл 0,05 М раствора уксусной кислоты и 20 мл 0,1М раствора гидроксида калия. Какова степень гидролиза соли в полученном растворе?

6. Рассчитать растворимость фосфата серебра в 0,05 М растворе нитрата калия.

7. Образуется ли осадок сульфата стронция, если к 0,2 М раствору хлорида стронция прибавить равный объем насыщенного раствора сульфата кальция.

8. Написать уравнения диссоциации комплексных ионов и рассчитать равновесную концентрацию ионов цинка в 0,01 М растворе [Zn(NH3)4]2+ и в 0,1 М растворе [Zn(CN)4]2+. В каком растворе концентрация ионов цинка будет больше?

9. Рассчитать концентрацию бромид-ионов в 0,002 М растворе аммиачного комплекса серебра [Ag(NH3)2]+,содержащем 0,005 моль/л аммиака, которую надо создать, чтобы образовался осадок бромида серебра.
10. Рассчитать, как изменится потенциал системы Hg2+/Нg0, если к раствору, содержащему 0,1 моль/л ионов ртути (II),добавить твердый иодид калия до концентрации 0,015 моль/л.

11. При анализе на раствор, содержащий Co2+, Cr3+, Al3+, Mn2+ подействовали избытком гидроксида калия в присутствии пероксида водорода. Составить уравнения окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным методом.

12. Составить схему хода анализа, напишите уравнения реакций в ионном виде разделения, растворения образующихся осадков и обнаружения катионов в растворе, содержащем Fe3+, Co2+, aso43-, Mg2+, Bi3+.

13. К 20 мл 0,1 М раствору аммиака прибавили 10 мл 1 М раствора гидроксида натрия. Рассчитать рн полученного раствора.

14. Буферный раствор содержит 0,5 моль/л уксусной кислоты и 0,25 моль/л ацетата натрия. Рассчитать рн раствора. Как измениться рн при добавлении к 1 литру этого раствора 0,25 моль хлороводородной кислоты?

15. Рассчитать степень гидролиза и рн 0,06 М раствора карбоната натрия.

16. Рассчитать молярную (моль/л) и массовую (г/л)растворимость сульфата кальция.

17. Образуется ли осадок гидроксида магния, если к 20 мл 0,05 М раствору хлорида магния прибавить аммиак до концентрации 0,3 моль/л и 8 г хлорида аммония.

18. Рассчитать равновесную концентрацию ионов меди, если в 100 мл раствора содержится 0,16 г сульфата меди(II) 0,6 г аммиака.

19. При какой концентрации гидроксид-ионов будет образовываться осадок гидроксида меди(II) из 0,001 М раствора [Cu(NH3)4]2+.

20. К 0,1 М раствору нитрата серебра, являющемуся одним из электролитов в гальваническом элементе, который состоит из пары Ag+/Ag и стандартного водородного электрода, прибавили эквивалентное количество сульфида аммония. Учитывая ПP(Ag2S), решите, будет ли происходить изменение направления тока в элементе?

21. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным методом, если на раствор содержащий а) ионы Cr3+ подействовать пероксидом водорода в щелочной среде, б) ионы Cr2O7 2- подействовать пероксидом водорода в кислой среде.

22. Смесь сухих солей: нитрат марганца(II),нитрат висмута, хлорид калия, нитрат ртути(I),нитрат стронция растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему хода анализа, напишите уравнения реакций в ионном виде для разделения, растворения, образующихся осадков и обнаружения катионов в смеси.

23. К 0,5 М раствору уксусной кислоты добавлена хлороводородная кислота до рн=0,5. Рассчитать степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ацетат-ионов в полученном растворе.

24. Буферный раствор содержит 0,5 моль/л гидроксида аммония и 0,25 моль/л нитрата аммония. Рассчитать рн раствора. Как изменится рн этого раствора при добавлении 1 л а) 0,2 моль хлороводородной кислоты, б)0,25 моль гидроксида натрия?

25. Рассчитать для 0,1 М раствора бензоата натрия константу гидролиза, рн и степень гидролиза.

26. Рассчитать сколько молей серебра находится в 500 мл насыщенного раствора хромата серебра.

27. Выпадет ли осадок сульфата бария, если смешать 0,15 мл 0,1 М раствора сульфата натрия и 2 мл 0,001 М раствора хлорида бария.

28. Сколько моль/л аммиака необходимо добавить к 1 л 0,02 М раствору нитрата серебра, чтобы понизить равновесную концентрацию ионов серебра до 10-7 моль/л.

29. При какой концентрации сульфид-иона начнется выпадение осадка сульфида кадмия из раствора, содержащего 0,05 моль/л [Cd(CN)4]2- и 0,1 моль/л цианида калия.

30. Рассчитать окислительно-восстановительный потенциал системы Cr2O72-/Cr3+ при концентрации ионов водорода, равной а) 1 моль/л, б) 0,1 моль/л. Возможно ли окислить хлорид-ион и бромид-ион до свободных галогенов при этих значениях кислотности?

31. На сульфид ртути подействовали: а) смесью концентрированных азотной и соляной кислот, б) сульфидом натрия. Составьте уравнения реакций в ионном виде.

32. Смесь сухих солей: нитрат серебра, хлорид бария, нитрат хрома(III),хлорид сурьмы(III) растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему хода анализа, уравнения реакций в ионном виде для разделения, растворения, образующихся осадков, и обнаружения присутствующих в смеси катионов.

33. Рассчитать рн раствора, полученного при добавлении к 500 мл 0,1 М раствора хлороводородной кислоты 8,2 г кристаллического ацетата натрия.

34. Рассчитать рн буферного раствора, полученного при сливании 1 л 0,5 М раствора гидроксида аммония и 1 л 0,5 М раствора хлорида аммония. Как изменится рн раствора при добавлении 5 мл 0,5 М раствора хлороводородной кислоты к 50 мл буферной смеси.

35. Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза и рн в 0,09 М растворе бромида аммония. Выведите формулы для расчета.

36. Рассчитать молярную растворимость (моль/л) и массовую растворимость (г/л) фосфата бария в 0,025 М растворе фосфата натрия.

37. Образуется ли осадок сульфата свинца, если к насыщенному раствору хлорида свинца прибавить равный объем 0,2 М раствора серной кислоты.

38. Рассчитать равновесную концентрацию ионов серебра в растворе, содержащем 0,001 моль/л нитрата серебра и 0,102 цианида калия.

39. Будет ли образовываться осадок иодида серебра при добавлении твердого иодида калия до концентрации 0,25 моль/л к 0,002 М раствору цианидного комплекса серебра [Ag(CN)2]-, если равновесная концентрация цианид-иона 0,01 моль/л.

40. Рассчитать равновесный потенциал системы SO42- / SO32-при концентрации гидроксид-ионов а)10 моль/л, б)10 моль/л. Для расчета принять [SO42-]=[SO32-].Как влияет на восстановительные свойства сульфита увеличение концентрации гидроксид-ионов.

41. Составьте уравнения реакций в ионном виде, происходящие при действии иодида калия на раствор, содержащий: а) Bi(NO3)3, б) cuci2, в) Na2HAsO4.

42. Смесь сухих солей: нитрат серебра, нитрат ртути (II), хлорид хрома(III), нитрат марганца(II), нитрат свинца растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему хода анализа, уравнения реакций в ионном виде для разделения, растворения, образующихся осадков, и обнаружения присутствующих в смеси катионов.

43. К 50 мл 0,4 М раствора гидроксида аммония добавили 50 мл 0,6 М раствора нитрата аммония. Рассчитать рн раствора и степень диссоциации гидроксида аммония.

44. Как изменится рн 0,1 М формиатной буферной смеси при добавлении к 1 л этого раствора а) 0,05 моль HCI, б) 0,05 моль КОН,

45. К 20 мл 0,1 М раствора уксусной кислоты добавили 40 мл 0,05 М раствора гидроксида аммония. Рассчитать рн полученного раствора.

46. В насыщенном растворе иодида свинца концентрацию иодид-ионов увеличили в 10 раз. Рассчитать концентрацию ионов свинца в полученном растворе.

47. В 12 л воды растворили 0,01 г бромида калия и прибавили 1 мл 0,1 раствора нитрата серебра. Будет ли образовываться осадок бромида серебра?

48. Смешаны равные объемы 0,02 М раствора нитрата серебра и 0,04 М раствора аммиака. Рассчитать равновесную концентрацию ионов серебра в полученном растворе.

49. При какой концентрации гидроксид-ионов будет образовываться осадок гидроксида кадмия в 0,005 М растворе [Cd(NH3)4]2+, если равновесная концентрация аммиака равна 0,1 моль/л.

50. Рассчитайте окислительно-восстановительный потенциал системы bro3-/Br- при концентрации ионов водорода равной: а) 1 моль/л, б) 0,001 моль/л. Для расчета принять [bro3-]=[Br-].Возможно ли окислить хлорид-ионы броматом до свободного хлора при этих концентрациях ионов водорода?

51. Составьте уравнения реакций в ионном виде, если на раствор, содержащий ионы: Pb2+, Sn2+, Al3+, Zn2+, Cd2+, Sb3+ подействовали: а) избытком гидроксида натрия, б) избытком раствора аммиака.

52. Переведите в раствор осадок из сульфидов висмута, мышьяка (III), кобальта (II), железа (III). Составьте схему хода анализа, уравнения реакций в ионном виде разделения, растворения осадков, и обнаружения присутствующих в растворе катионов.

53. Рассчитать значения рн раствора, полученного при сливании 40 мл 0,2 М раствора уксусной кислоты и 20 мл 0,1 М раствора гидроксида натрия.

54. Смешаны равные объемы 0,4 М раствора гидроксида аммония и 0,4 М раствора нитрата аммония. Рассчитать рн этого раствора. Как изменится рн раствора после добавления к нему 0,05 моль/л хлороводородной кислоты.

55. Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза и рн раствора ацетата аммония. Выведите формулы для расчета.

56. Рассчитать концентрацию ионов магния в растворе, если к 100 мл насыщенного раствора гидроксида магния добавлено 10 мл 0,5 М раствора гидроксида натрия.

57. При какой концентрации хромат-ионов начнется образование осадка хромата свинца из 0,08 М раствора нитрата свинца.

58. Рассчитать равновесную концентрацию ионов меди в 0,01 М растворе [Cu(CNS)4]2-, содержащего избыток роданид-ионов 1 моль/л.

59. Рассчитать концентрацию тиосульфат-ионов, которую необходимо создать в растворе для маскировки ионов серебра в 0,001 М растворе нитрата серебра, в который добавлен 0,1 моль/л хлорид калия. В указанных условиях может образоваться комплекс [Ag(S2O3)2]3-.

60. Чему равен окислительно-восстановительный потенциал пары h3aso4/haso2 при: а) [H+]=1 моль/л, б) рн=8. Для расчета принять [h3aso4]=[haso2]. В каком случае пойдет реакция окисления иодид-ионов до свободного иода, и в каком - восстановления свободного иода.

61. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным методом, если на раствор, содержащий ион марганца (II), подействовали: а) висмутатом натрия в присутствии азотной кислоты, б) пероксидисульфатом аммония, в) оксидом свинца (IV).

62. Смесь сухих солей: нитрат ртути (I), хлорид хрома (III), нитрат цинка растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему хода анализа, уравнения реакций в ионном виде для разделения, растворения, образующихся осадков, и обнаружения присутствующих в растворе катионов.

63. Рассчитать концентрацию ионов водорода, рн, степень диссоциации в растворе: а) 0,2 М уксусной кислоты, б) 0,2 М уксусной кислоты в присутствии 1 М ацетата натрия.

64. Рассчитать рн раствора, содержащего 0,015 моль/л гидроксида натрия и 0,01 моль/л хлорида аммония. Как изменится рн этого раствора, если к 1 л его прибавить 0,001 моль гидроксида натрия.

65. Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза и рн 0,2 М раствора формиата натрия. Выведите формулы для расчета.

66. Рассчитать молярную (моль/л) и массовую (г/л) растворимость хлорида серебра в 0,15 М растворе хлорида калия.

67. При каком значении рн начнет выпадать осадок гидроксида магния из 0,02 М раствора хлорида магния.

68. К 25 мл 0,02 М раствору хлорида ртути (II) добавили 0,73 г хлорида натрия. Рассчитать равновесную концентрацию ионов ртути в растворе.

69. Сколько граммов бромида калия необходимо добавить к 100 мл 0,002 М раствору [Ag(NH3)2]+, котором равновесная концентрация аммиака равна 0,5 моль/л, чтобы образовался осадок бромида серебра.

70. К раствору, содержащему ионы aso43-и SO32- в кислой среде добавили пероксид водорода. Какой из этих анионов будет окисляться в первую очередь? Написать реакции окисления-восстановления и уравнять их электронно-ионным методом.

71. Составьте уравнения реакций в ионном виде, если на смесь, содержащую (mgoh)2CO3, Sn(OH)2, Al(OH)3, подействовали: а) избытком соли аммония, б) избытком гидроксида натрия.

72. Смесь сухих солей: хлорид сурьмы (III), нитрат висмута, нитрат свинца (II), хлорид марганца (II), хлорид никеля растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему хода анализа и уравнения реакций в ионном виде для разделения, растворения образующихся осадков, и обнаружения присутствующих в смеси катионов.

73. Какова должна быть концентрация хлорида аммония в растворе, содержащем 0,5 моль/л аммиака, чтобы концентрация гидроксид-ионов стала 0,0005 моль/л? Концентрацию хлорида аммония выразите в моль/л и г/л.

74. Как изменится рн при добавлении к 1 л буферной смеси, состоящей из 0,2 М раствора ацетата натрия и 0,2 М раствора уксусной кислоты: а) 0,02 моль хлороводородной кислоты, б) 0,02 моль гидроксида натрия, в) при разбавлении водой в 100 раз.

75. Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза, рн в 0,3 М растворе сульфита натрия. Выведите расчетные формулы.

76. Рассчитать растворимость роданида серебра в 002 М растворе роданида аммония. Во сколько раз растворимость этой соли по сравнению с растворимостью в воде.

77. Образуется ли осадок гидроксида железа (II), если к 20 мл 0,005 М раствору сульфата железа (II) прибавить 10 мл 0,5 М раствора аммиака.

78. Рассчитать равновесную концентрацию ионов никеля, если к 0,02 М раствору сульфата никеля добавить равный объем 3 М раствора аммиака. Считать, что в растворе образуются ионы [Ni(NH3)6]2+.

79. Будет ли выпадать осадок сульфида ртути (II), если к 0,01 М раствору [hgi4]2-,в котором равновесная концентрация иодид-ионов равна 1 моль/л, добавить 0,1 моль/л сульфида натрия.

80. Рассчитать константу равновесия окислительно-восстановительной реакции. Решите вопрос о возможности течения реакции.

HNO3+NH4+=N2+H++2H2O

81. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций электронно-ионным методом, если на раствор, содержащий ионы хрома (III), подействовали: а) раствором перманганата калия в кислой среде, б) бромом в щелочной среде.

82. Смесь сухих солей: карбонат натрия (избыток), хлорид хрома (III), нитрат никеля, хлорид железа (III), сульфат калия растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему хода анализа, уравнения реакций в ионном виде разделения, растворения, образующихся осадков, и обнаружения присутствующих в смеси катионов.

83. Чему равна концентрация ионов водорода в 0,05 М бензойной кислоты? Во сколько раз присутствие 0,1 М бензоата натрия понижает эту концентрацию.

84. Сколько граммов хлорида аммония нужно добавить к 500 мл 0,137 М раствора гидроксида натрия, чтобы получить раствор с рн 10,3?

85. Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза и рн 0,05 М раствора ацетата натрия. Выведите формулы для расчета.

86. Сколько граммов фосфата бария растворится в 100 мл 0,2 М раствора фосфата натрия.

87. Будет ли образовываться осадок сульфата кальция, если к 0,1 М раствору хлорида кальция добавить равный объем 0,1 М раствора серной кислоты.

88. Рассчитать равновесную концентрацию ионов висмута в растворе комплекса [bii6]3- с концентрацией 0,1 моль/л, содержащем иодид калия с концентрацией 0,1 моль/л.

89. При какой концентрации аммиака не будет образовываться осадок хлорида серебра, если к 0,005 М раствору нитрата серебра добавить 0,1 моль/л хлорида калия.

90. Можно ли действием дихромата калия в кислой среде окислить Fe2+ до Fe3+, aso2- до aso43-, Mn2+ до mno4-, SO32- до SO42-, SO42- до S2O82-. Написать уравнения протекающих реакций с помощью электронно-ионного метода.

91. На смесь, состоящую из Fe2S3, nis, zns, mno(OH)2, подействовали 2 М раствором хлороводородной кислоты при нагревании. Определите, в каких случаях произойдет растворение осадков. Составьте уравнения реакций в ионном виде. Для окислительно-восстановительных реакций составьте уравнения реакций электронно-ионным методом.

92. Смесь сухих солей: сульфат калия (недостаток), хлорид аммония, нитрат стронция, хлорид кальция, хлорид бария растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему хода анализа, уравнения реакций в ионном виде разделения, растворения образующихся осадков, и обнаружения присутствующих в смеси катионов.

93. Какова должна быть концентрация ацетата натрия в растворе, содержащем 2 моль/л уксусной кислоты, чтобы рн этого раствора был равен 4.

94. Раствор содержит 0,056 моль/л гидроксида аммония и 0,1 моль/л хлорида аммония. Рассчитать рн раствора. Как изменится рн, если 1 л этого раствора прибавить 0,001 моль гидроксида натрия.

95. Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза и рн 0,075 М раствора цианида калия.

96. В 1 л воды растворяется 0,04892 г иодата серебра. Рассчитать ПР иодата серебра.

97. Образуется ли осадок гидроксида кадмия в растворе, содержащем 0,0015 моль/л хлорида кадмия и 5*10-5 моль/ гидроксида натрия.
98. Во сколько раз уменьшится концентрация ионов серебра в 0,1 М растворе комплекса [Ag(CN)2]-, если к этому раствору добавить цианид калия до концентрации 0,1 моль/л.

99. Образуется ли осадок сульфата свинца, если к 0,002 М раствору нитрата свинца, содержащему 1 моль/л ацетата натрия, добавить 0,1 моль/л сульфата натрия. В указанных условиях существует комплекс состава [Pb(CH3COO)4]2-.

100. В каком направлении будет протекать реакция между арсенатом натрия и иодидом калия: а) при концентрации ионов водорода 10 моль/л, б) при рн равном 8,3. Концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л.

Методические указания. Количественный анализ

Тема 1. Классификация методов анализа. Метрологические характеристики методов анализа. Погрешности: абсолютная и относительная, их классификация. Правильность, сходимость, воспроизводимость и точность результатов анализа

При аналитических определениях исследователь всегда допускает определенные погрешности. Случайные и систематические погрешности можно объяснить следующими причинами:

1. Исследуемые вещества неоднородны. Отдельные небольшие части пробы могут иметь неодинаковый состав. Следует уметь правильно взять среднюю пробу.

2. Все необходимые для анализа величины, например, массу осадка, объем титранта, оптическую плотность и т. Д. Можно измерить только с ограниченной точностью.

3. В процессе анализа исследуемые пробы подвергаются химической обработке. Как правило, все химические реакции считаются равновесными и несмотря на то, что исследователи стараются выбрать реакции, практически смещенные в сторону продуктов, все же всегда имеют место явления, создающие случайные и систематические погрешности. Например, это могут быть различные солевые эффекты, явления соосаждения и другие, препятствующие полноте протекания реакций.

Существует два фактора, по которым аналитик судит о своих результатах:

1) воспроизводимость полученных результатов;

2) соответствие их содержанию в пробе (правильность результатов).

Воспроизводимость зависит от случайной погрешности, правильность - от систематической погрешности.

Погрешность титриметрического метода анализа определяется в основном погрешностью измерения объема и непосредственно зависит от величины капли, объем которой составляет в среднем 0,04 мл. При тщательном титровании можно снимать доли капли, например половину, тогда абсолютная погрешность измерения объема составит ± 0,02 мл, а относительная (при объеме, пошедшем на титрование, 20 мл):

Поэтому, чтобы не снижать точность результатов, расчеты следует производить с ошибкой, не превышающей 0,1 %. Для этого все численные величины при расчетах (объемы раствора, молекулярные массы, эквиваленты, навески и т. Д.) Должны быть выражены четырьмя значащими цифрами.

Например:

1) V = 19,53, а не 19,5 мл.

2) С(H2SO4) = 0,1010, а не 0,101 моль/л.

3) Т(H2SO4) = 0,004900, а не 0,0049 г/мл.

4) 1/2М(H2SO4) = 49,04, а не 49 г/моль.

Общую погрешность метода можно оценить только с привлечением методов математической статистики. Эти методы исходят из идеализированного представления о бесконечно большом числе измерений. Исследователь же имеет дело с небольшим числом измерений, они называются выборкой. При оценке результатов анализа часто пользуются средним арифметическим значением. Прежде чем рассчитать среднее арифметическое значение результатов, они должны быть оценены на предмет выявления промахов, т. Е. Грубых отклонений. Нельзя без предварительной оценки отбросить кажущиеся неподходящими значения. Промахи или грубые отклонения устанавливаются по "размаху варьирования".

Размах варьирования - это разница между двумя крайними значениями - максимальным и минимальным. Далее вычисляют Q критерий, который определяется отношением:



где Х1 - подозрительно выделяющееся значение,

Х2 - значение, ближайшее по величине к подозрительному.

Вычисленную величину Q сопоставляют с табличным значением (таблицы обычно приведены в учебниках). Наличие грубого промаха доказано, если Q>Qтабл, при данном числе определений n и выбранной доверительной вероятности P.

Доверительная вероятность (Р) - это соответствие экспериментального результата истинной величине и обычно принимается равной 95 %.

Для систематической обработки определяют ряд метрологических характеристик:

Среднее арифметическое - Х.

Эта величина при большом числе определений наиболее соответствует истинному значению.

1. Для ограниченного числа измерений истинное значение определяемой величины находится в пределах определенного интервала от среднего арифметического ДХ, т.е. В пределах Х±ДХ Этот интервал называют доверительным и рассчитывают по методу, известному как метод Стьюдента.

2. Им предложено простое уравнение, связывающее доверительную вероятность (Р) и число определений (n) с доверительным интервалом.

где: t - коэффициент Стьюдента для заданных n и Р.Эта величина берется из справочных таблиц.

S(Х) - функция от среднего арифметического значения, - среднее квадратичное отклонение среднего арифметического.

3. Среднее квадратичное отклонение среднего арифметического.

4. Эта метрологическая характеристика, используемая для расчета доверительного интервала, связана со среднем квадратичным отклонением отдельного результата и числом определений n соотношением:

где: S(X) - среднее квадратичное отклонение отдельного результата

n - число определений.

5. Среднее квадратичное отклонение отдельного результата рассчитывают по формуле:

где: Хi - отдельный результат

Х- среднее арифметическое значение n определений

n - число определений.

Пример расчета

Данные определения действующей субстанции в пробе лекарственного препарата представлены в таблице.

№	Х(%)	Хi - Х	(Х - Х )2
1	96,6	+0,6	0,36
2	95,4	-0,6	0,36
3	95,5	-0,5	0,25
4	96,5	+0,5	0,25
5	96,1	+0,1	0,01
6	95,9	-0,1	0,01
7	94,1



Проверим на промах величину, наиболее отличающуюся от результатов всей серии - 94,1%.

Табличные значения Q для n = 7 и Р = 95 % - 0,480, следовательно это значение является промахом и не включается в расчет среднего арифметического значения.

Тема 2. Титриметрический анализ. Классификация методов. Способы выражения концентрации растворов и их взаимосвязь. Приемы и способы титрования: прямое, по остатку, обратное. Закон эквивалентов. Расчеты в титриметрическом методе анализа

При изучении данной темы основное внимание следует обратить на классификацию методов объемного анализа по типу химической реакции, лежащей в основе титрования, не путать реакцию, определяющую титрование и лежащую в основе пробоподготовки. Так как в титриметрии используют стандартные растворы титрантов с известной концентрацией, важно твердо знать способы выражения концентраций и уметь делать пересчеты концентраций и расчеты, связанные с приготовлением стандартных растворов и их разбавлением. В аналитической химии используют следующие способы выражения концентраций: молярная, молярная концентрация эквивалента, титр и титр по определяемому веществу. В таблице 1 приведены основные способы выражения концентраций, их обозначения и пересчеты одной концентрации в другую.

Способы выражения концентрации растворов в аналитической химии и их взаимосвязь

(объем раствора v в мл; масса вещества m в г)

Наименование концентрации	Обозначение	Единица измерения	Формула для расчета концентрации	Расчет количества вещества эквивалента, моль
Массовая доля	Wa	%
Молярная	С(А)	Моль/л (ммоль/мл)
Молярная концентрация эквивалента	С(fэквa)	Моль/л
Титр	Т(А)	Г/мл
Титр по определяемому веществу	Т(А/В)	Г/мл

В основе всех количественных расчетов результатов анализа лежит закон эквивалентов. Число молей эквивалентов определяемого вещества равно числу молей эквивалентов титранта. Важно правильно определять фактор эквивалентности веществ, реагирующих в процессе титрования, так как условия титрования могут быть различными. Например, в кислотно-основном методе фактор эквивалентности может определяться используемым индикатором. Следует различать какой метод - прямого титрования или титрования по избытку используется в данном определении. В прямом титровании всегда используют один стандартный раствор - титрант, в методе обратного титрования - два титранта. Определив способ титрования, соответствующим образом составляется выражение закона эквивалентов. Число молей эквивалентов титранта целесообразно определять, используя заданную концентрацию титранта, титр или титр по определяемому веществу, не проводя лишних пересчетов от одной концентрации к другой. Все расчеты в объемном анализе проводят с точностью в четыре значащие цифры.

...