Кафедра товароведения и экспертизы

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ЗДРАВООХРАНЕНИЮ И СОЦИАЛЬНОМУ РАЗВИТИЮ

КИРОВСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ

КАФЕДРА ТОВАРОВЕДЕНИЯ И ЭКСПЕРТИЗЫ

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

ПО АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

УЧЕБНО- МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

ДЛЯ СТУДЕНТОВ ЗАОЧНОГО ОТДЕЛЕНИЯ

Специальности 351100 «Товароведение и экспертиза товаров

(в сфере производства и обращения сельскохозяйственного сырья

и продовольственных товаров)»

Киров 2005

ББК 24. 4я73

УДК 543 (075.8)

К 65

Печатается по решению редакционно-издательского совета Кировской государственной медицинской академии, протокол №

Контрольная работа по аналитической химии для студентов заочного отделения специальности 351100 «Товароведение и экспертиза товаров (в сфере производства и обращения сельскохозяйственного сырья и продовольственных товаров)» / Сост. к.х.н., доцент Сырчина Н.В. – Киров.- КГМА.-2006.

Содержание контрольной работы разработано в соответствии с требованиями по химии ГОС ВПО специальности 351100 «Товароведение и экспертиза товаров в сфере производства и обращения сельскохозяйственного сырья и продовольственных товаров». Учебно-методическое пособие содержит вопросы и задачи контрольной работы по аналитической химии, а также дидактический материал для ее выполнения. Пособие предназначено для студентов заочной формы обучения факультета Экспертизы и товароведения. Основная цель пособия – повышение эффективности самостоятельной работы студентов в межсессионный период.

Рецензенты:

А.А. Косых, д.м.н., профессор (КГМА)

О.Ю. Попова, кандидат химических наук, доцент (КГМА)

© Кировская государственная медицинская академия

© Сырчина
ОГЛАВЛЕНИЕ

Требования к оформлению и представлению

контрольной работы на проверку …………………………………….. 4

Варианты контрольной работы …………………………………………4

Введение ………………………………………………………………… 5

1. Растворы

1.1 Способы выражения растворенного вещества в растворе ……… 7

2. Качественный анализ ………………………………………………16

2.1 Принципы качественного анализа ……………………………... 16

2.2 Кислотно-щелочная система анализа катионов ……………… 17

2.3 Анализ анионов ………………………………………………… 19

2.4 Чувствительность аналитических реакций ……………………..20

3. Количественный анализ ………………………………………….. 21

3.1 Гравиметрический анализ ……………………………………… 22

3.1.1 Сущность гравиметрического анализа ……………………… 22

3.1.2 Типы гравиметрических определений ………………………. 23

3.1.3 Теория осаждения …………………………………………….. 24

3.1.4 Операции гравиметрического анализа ………………………. 31

3.1.5 Расчеты в гравиметрическом анализе ………………………...38

3.2 Титриметрический анализ ……………………………………… 40

3.2.1 Характеристика титриметрического анализа ……………...…40

3.2.2 Реакции, используемые в титриметрическом анализе ……… 41

3.2.3 Классификация методов титриметрии ………………………. 42

3.2.4. Титр. Расчеты в титриметрии ………………………………... 44

3.2.5. Стандартные растворы. Фиксаналы …………………………. 47

3.2.6 Схема титриметрического определения ………………………48

3.2.7 Установка точки эквивалентности …………………………… 49

3.2.8 Кислотно-основное титрование ………………………………..50

3.2.9 Вычисление концентраций (активностей) ионов Н⁺ и ОН^–.

Определение рН и рОН растворов электролитов ………….............54

3.2.10 Окислительно-восстановительное титрование ……………. 56

3.2.11 Методы осаждения ……………………………………………. 57

3.2.12 Комплексонометрия …………………………………………...58

Справочные материалы ……………………………………………….60

Список использованной литературы …………………………………61

Требования к оформлению и представлению контрольной

Работы на проверку

· Контрольную работу выполняйте в тонкой тетради в клеточку.

· Решение каждой задачи оформляйте на отдельном листе или странице в соответствии с принятыми требованиями (Дано. Решение. Ответ).

· Перед решением обязательно приводите полный текст задачи и указывайте ее номер по методическому руководству.

· Обязательно укажите номер вашей зачетной книжки и номер варианта контрольной работы. Последняя цифра номера зачетной книжки должна совпадать с номером вашего варианта. Номера задач всех вариантов приведены в таблице 1.

· Выполненную контрольную работу следует сдать в деканат ФЭТ (К. Маркса 112 корпус 3, каб. 107) до начала сессии.

Если при выполнении контрольной работы у вас возникнут затруднения, обратитесь за консультацией к ведущему преподавателю на кафедру товароведения и экспертизы.

Индивидуальные консультации проводятся по соответствующему расписанию или по договоренности в удобное для вас время бесплатно.

Варианты контрольной работы

Вариант	Номера заданий
0	1	11	21	31	41	51	61	71	81	91	101	111	121	131	141
1	2	12	22	32	42	52	62	72	82	92	102	112	122	132	142
2	3	13	23	33	43	53	63	73	83	93	103	113	123	133	143
3	4	14	24	34	44	54	64	74	84	94	104	114	124	134	144
4	5	15	25	35	45	55	65	75	85	95	105	115	125	135	145
5	6	16	26	36	46	56	66	76	86	96	106	116	126	136	146
6	7	17	27	37	47	57	67	77	87	97	107	117	127	137	147
7	8	18	28	38	48	58	68	78	88	98	108	118	128	138	148
8	9	19	29	39	49	59	69	79	89	99	109	119	129	139	149
9	10	20	30	40	50	60	70	80	90	100	110	120	130	140	150

ВВЕДЕНИЕ

Аналитическая химия – это наука о методах анализа веществ.

Химический анализ направлен на получение опытным путем данных о качественном и количественном составе вещества.

В зависимости от задач и методов различают качественный и количественный анализ. Цель качественного анализа – определение элементного или изотопного состава вещества. Цель количественного анализа – установление количественного соотношения составных компонентов вещества.

Аналитическая химия имеет большое практическое значение. В настоящее время вопросы контроля состояния окружающей среды, безопасности продовольственных и непродовольственных товаров становятся вопросами выживания человечества и сохранения живой природы. Решение этих вопросов невозможно без самого широкого использования аналитических методов. В условиях производства химический контроль применяется в таких сферах, как:

· определение качества сырья;

· контроль отдельных стадий производственного процесса;

· установление качества выпускаемой продукции;

· анализ отходов производства с целью осуществления их оптимальной утилизации;

· выполнение природоохранных мероприятий.

Надежный аналитический контроль во многих случаях обеспечивает предотвращение аварий, повышение рентабельности производства, высокое качество выпускаемой продукции, охрану здоровья человека.

Изучение основ аналитической химии является важнейшим элементом профессиональной подготовки товароведа-эксперта. Свободное владение теоретическими представлениями аналитики, навыки выполнения качественного и химического анализа, умение выполнять соответствующие расчеты выступают в качестве необходимого условия успешного изучения таких предметов, как товароведение и экспертиза однородных групп товаров, методы оценки качества, экспертиза продовольственных товаров, таможенная экспертиза и др.

В таблице 1 представлена структура изучения курса аналитической химии студентами заочного отделения ФЭТ.

Таблица 1 - Структура курса аналитической химии

	Этап	Цель	Число часов	Форма отчетности
Самостоятельная работа	Аудиторная работа
	Вводные лекции	Сформировать начальные представления о целях, задачах и теоретических основах предмета. Познакомить с содержанием контрольной работы и с требованиями к ее выполнению.			Конспекты лекций
	Самостоятельная работа: изучение теоретического материала согласно программе. Выполнение контрольной работы	Изучение теоретических основ аналитической химии. Приобретение и отработка навыков выполнения химических расчетов. Формирование навыков работы со справочной литературой.			Контрольная работа
	Лабораторный практикум	Закрепление теоретических знаний. Формирование умений и навыков проведения количественного и качественного анализа.			Протоколы выполнения лабораторных работ
	Индивидуальные консультации	Методическая помощь в выполнении контрольной работы и в самостоятельном изучении теоретического материала		0,25 часа
	Зачет	Систематизация полученных знаний. Контроль качества приобретенных знаний и умений			Результаты зачета

РАСТВОРЫ

1.1 СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОДЕРЖАНИЯ РАСТВОРЕННОГО

ВЕЩЕСТВА В РАСТВОРЕ

Растворы имеют первостепенное значение в практике современного химического анализа.

Важнейшей характеристикой любого раствора служит содержание в нем растворенного вещества. Существуют различные способы численного выражения содержания растворенного вещества в растворе. Ниже приведены наиболее употребляемые в аналитической химии способы.

Массовая доля растворенного вещества – отношение массы данного вещества в растворе к общей массе раствора.

w (Х) = m (X) / m, (1)

где w (Х) – массовая доля вещества Х; m (X) – масса вещества Х; m – общая масса раствора (сумма масс растворенного вещества и растворителя).

Массовая доля – безразмерная величина, ее выражают в долях единицы или в процентах.

Например, массовая доля раствора соли, содержащего 50г соли в 500г раствора равна 0,1 или 10%.

Содержание растворенного вещества можно выразить размерными вели­чинами – концентрациями.

Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или в определенном объеме раствора или растворителя.

Молярная концентрация (молярность) -отношение количества растворенного вещества (моль) к объему раствора (л).

С_м (Х) = n(Х)/ V, (2)

где С_м (Х) - молярная концентрация вещества Х (моль/л); n(Х) - количество растворенного вещества Х (моль); V- объем раствора (л).

Для определения количества вещества нужно массу вещества m (г) разделить на молярную массу этого вещества М (г/моль):

n(Х) = m/M,

подставляя это значение в формулу (1), получаем следующее выражение:

С_м (Х) = m/(М×V), (3)

Размерность С_м: моль/л.

Выражение моль/л обычно заменяют символом «М»

Например, С_м = 1,5 М или С_м = 1,5 моль/л.

В химических расчетах часто используют такой способ выражения концентрации растворов, как молярная концентрация эквивалентов (старое название - нормальность).

Обозначение: С_экв или «н».

Размерность: моль_экв/л.

Обозначение «экв.» показывает, что в качестве растворенных частиц рассматриваются эквиваленты вещества.

Устаревшее понятие «нормальность» до сих пор в силу привычки используется в практической деятельности экспертных лабораторий довольно широко, поэтому чтобы избежать путаницы, будем использовать понятия «нормальность» и «молярная концентрация эквивалентов» как синонимы.

Молярная концентрация эквивалентов – это отношение количества вещества эквивалентов к объему раствора.

н = n _экв (Х)/ V, (4)

где н - молярная концентрация эквивалентов вещества Х (нормальность); n_экв(Х) – количество эквивалентов вещества Х (моль); V- объем раствора (л).

Эквивалентомназывается некая реальная или условная частица вещества, которая в кислотно – основной реакции эквивалентна (равносильна) одному иону водорода или в окислительно - восстановительной реакции – одному электрону. Для других типов реакций эквиваленты определяются исходя из стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Так как эквиваленты веществ могут иметь разное значение в зависимости от того, в какой реакции участвует данное вещество, было введено понятие «фактор эквивалентности» f. Фактор эквивалентности – безразмерная величина, равная единице или части единицы (1/z). Число z называют числом эквивалентности. Без указания конкретной реакции понятие «эквивалент» не имеет смысла, так как эквивалент вещества может иметь различное значение в разных реакциях.

Например:

1) H₃PО₄ + 3КОН = К₃РО₄ + 3Н₂О

2) H₃PО₄ + 2КОН = К₂НРО₄ + 2Н₂О

3) H₃PО₄ + КОН = КН₂РО₄ + Н₂О

В первом случае эквивалент фосфорной кислоты составляет (1/3 H₃PО₄), во втором – (1/2 H₃PО₄), в третьем (1 H₃PО₄)

Обычно фактор эквивалентности кислоты принимают равным 1/N (N - основность кислоты, соответствует числу ионов водорода в молекуле кислоты); фактор эквивалентности основания – 1/M (M - кислотность основания, соответствует числу групп ОН); фактор эквивалентности соли – 1/(B×n) (B - валентность атомов металла, n – число атомов металла в формуле соли).

Фактор эквивалентности вещества в окислительно-восстановительной реакции определяется по формуле:

f = 1/n, (5)

где n – число принятых или отданных частицей вещества электронов.

Молярной массой эквивалентов М_экв вещества называют массу одного моля эквивалентов этого вещества, равную произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества.

М_экв = f × М (моль/л) (6)

Для определения количества вещества эквивалентов нужно массу вещества m разделить на молярную массу эквивалентов этого вещества М_экв.

n_экв. = m / М_экв, или n_экв. = m ×z / M

В таблице 2 рассмотрены конкретные примеры эквивалентов различных веществ.

Таблица 2 – Примеры эквивалентов веществ.

Уравнение реакции	Формула вещества	Фактор эквивалентности (f)	Эквивалентное число (z)	Молярная масса вещества (М г/моль)	Молярная масса эквивалентов (Мэкв г/моль)
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O	H2O
H2SO4	1/2
NaOH
Na2SO4	1/2
2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 = 2H2O	H2O
HCl			36,5	36,5
Ca(OH)2	1/2
CaCl2	1/2			55,5
Al2 (SO4)3 + 3BaCl2 = 2AlCl3 +3BaSO4	Al2 (SO4)3	1/6
BaCl2	1/2
AlCl3	1/3		133,5	44,5
BaSO4	1/2			116,5
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
2KmnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 =5Fe2(SO4)3 + mnSO4 + K2SO4 + 8H2O mnO4- + 8H+ + 5е = mn2- + 4H2O Fe2+ - е = Fe3+	KmnO4	1/5			31,6
Fe SO4

Для характеристики состава растворов иногда используют величину, которая получила название «растворимость».

Растворимость вещества измеряется концентра­цией его насыщенного раствора. Обычно раствори­мость твердых веществ и жидкостей выражают зна­чением коэффициента растворимости, т. е. массой вещества, растворяющегося при данных условиях в 100 г растворителя с образованием насыщенного рас­твора. Растворимость вещества зависит от температуры и некоторых других факторов.

Например, растворимость AgCl при 25^оС равна 1,25^.10^-5 моль/л.

Коэффициент растворимости KNO₃ при 60^оС составляет 110г в 100г воды.

Растворимость малорастворимых веществ в чистой воде можно рассчитать, исходя из справочных данных о произведении растворимости (ПР).

Например, ПР (AgCl) = 1,8 ^. 10^-10

Поскольку ПР (AgCl) определяется соотношением [Ag⁺] ^. [Cl^-], то

[Ag⁺] = [Cl^-] = [AgCl] = √1,8 ^. 10^-10 = 1,34^. 10^-5

Таблица 3 - Основные формулы и обозначения, используемые для решения задач по теме «Растворы».

Величина	Обозначение	Размерность	Формула
Массовая доля растворенного вещества	ω	безразмерная величина	ω = m в / mр В расчетах ω выражают в долях единицы
Плотность раствора	ρ	г/мл	ρ(г/мл) = mр (г)/ Vр (мл)
Молярная концентрация (молярность)	СМ	моль/л	СМ = n в/ Vр или СМ = m в/ (Mв.Vр ) так как n в = m в/ Mв
Молярная концентрация эквивалентов (нормальность)	н	мольэкв/л	н = nэкв. в/ Vр н = nв. Z / Vр н = mв.Z/ (Mв.Vр)
Моляльная концентрация (моляльность)	Сm	моль/кгр-ля	Сm = mв(г) / (Mв(г/моль). m s (кг)) Масса растворителя выражается в килограммах!
Молярная масса эквивалентов вещества	Мэкв	г/мольэкв	Мэкв = Мв / Z

Формулы перехода от одного способа выражения концентрации к другому:

1) С_М ↔ н (молярность ↔ нормальность):

н = С_М ^. Z

СМ = н / Z или СМ = н . f

2) С_М ↔ ω (молярность ↔ массовая доля):

С_М = ω ^.ρ(г/мл) ^.1000(мл/л) / М(г/моль)

ω = М^.С_М/(ρ^. 1000)

Примеры решения задач по теме «Растворы»

Для удобства расчетов будем выражать массовые доли растворенных веществ в долях единицы (Например: 96%→0,96; 15%→0,15).

Пример 1. Какой объем 96%-ной серной кислоты (r = 1,84 г/мл) и какую массу воды нужно взять для приготовления 100 мл 15% раствора H₂SO₄ (r = 1,10 г/мл).

Решение.

Расчетные формулы:

а) w (раствора) = m (раств. вещества) / m (раствора);

б) m (раствора) = V (раствора) × r(раствора);

в) m (растворителя) = m (раствора) - m (растворенного вещества).

1) Найдем массу 100 мл 15% раствора H₂SO₄ (формула б).

100мл ×1,10г/мл = 110г.

2) рассчитаем массу «безводной» H₂SO₄, содержащаяся в 110 г этого раствора (формула а).

0,15×110г = 16,5 г.

3) найдем массу 96% раствора, которая содержит 16,5г H₂SO₄

(формула а):

16,5г / 0,96= 17,19г.

4) Рассчитаем объем этого раствора (формула б):

17,19г / 1,84г/мл = 9,34мл.

Следовательно, искомый объем исходного рас­твора H₂SO₄ равен 9,34 мл.

Итак, для приготовления 100 мл 15% раствора H₂S0₄ тре­буется 9,34мл 96% раствора H₂SO₄ и 110г — 16,5г = 93,5г Н₂О.

Пример 2. Какой объем воды нужно прибавить к 200 мл 30% раствора NaOH (p = 1,33 г/мл) для получения 10% рас­твора щелочи?

Решение.

Находим массу 200мл 30% раствора NaOH: 200мл×1,33г/мл = 266г.

Находим массу NaOH в этом растворе: 266г×0,3 = 79,8г.

Находим массу 10% раствора NaOH: 79,8г / 0,1 = 798г.

Находим массу воды в этом растворе: 798г-79,8г = 718,2г.

Поскольку плотность воды при комнатной температуре близка к 1г/мл, объем воды составит 718,2г×1г/мл = 718,2мл.

Пример 3. Найти нормальность и молярность 15% раствора H₂S0₄ (p = 1,10 г/мл).

Решение. По определению массовой доли в 15% растворе на 100 массовых частей раствора приходится 15массовых частей растворенного вещества, следовательно, количество (n) H₂S0₄ в 100г раствора равно 15г / 98г/моль = 0,153моль,

количество эквивалентов H₂S0₄ равно 15г / 49г/моль = 0,306моль,

Рассчитываем молярность и нормальность раствора: объем 100г раствора равен 100г/1,10 г_/ мл = 90,9мл или 0,0909л.

С_м = 0,153моль / 0,0909л = 1,68моль/л.

н = 0,306моль/0,0909л = 3,36моль/л.

Для решения этой задачи можно воспользоваться общей формулой перехода от одного способа выражения состава вещества к другому:

С_М = ω ^.ρ(г/мл) ^.1000(мл/л) / М(г/моль)

Подставляем данные задачи и получаем:

С_М = (0,15 ^. 1,10г/мл ^. 1000мл/л)/98г/моль = 1,68 моль/л

н = 1,68г/мл ^.2 = 3,36 моль_экв/л

Пример 4. Какие объемы 2М и 6 М растворов НС1 нужно смешать для приготовления 500 мл 3 М раствора? Изменением объема при смешивании растворов пренебречь.

Решение. В 500 мл (500мл = 0,5л) 3 М раствора содержится 0,5л×3моль/л = 1,5моль НС1. Обозначим нужный объем 6 М раствора че­рез х, тогда необходимый объем 2М раствора равен (0,5— х) л. В х л 6М раствора содержится 6х моль НС1, а в (0,5—х)л 2М раствора — 2(0,5 —х) моль НС1. Так как общее количество растворенного вещества должно составлять 1,5моль, можно написать:

6х + 2(0,5 —х) =1,5; х = 0,125(л) или 125мл.

Значит, для приготовления требуемого раствора надо взять 125 мл 6 М и 375 мл 2М раствора соляной кислоты НС1.

Пример 5. Для нейтрализации 42 мл раствора H₂SO₄ потребовалось добавить 14мл 0,3н. раствора щелочи. Определить молярность раствора H₂SО₄.

Решение. Поскольку вещества взаимодействуют в экви­валентных количествах, (количества эквивалентов вещества кислоты и щелочи равны) можно написать:

н_к ×V_к = н_щ ×V_щ

где н_к и н_щ — нормальности кислоты и щелочи; V — соответствующие объемы. Следовательно

н(H₂S0₄) × 42мл (H₂S0₄.) = 0,3моль_экв/л(щелочи)×14мл(щелочи)

т.е. молярная концентрация эквивалентов кислоты составляет 0,1моль/л. Фактор эквивалентности серной кислоты ра­вен1/2. Отсюда молярность кислоты = 0,1моль/л × 1/2 = 0,05 моль/л.

Пример 6. При 60^оС насыщенный раствор KNO₃ содержит 52,4% соли. Найти коэффициент растворимости соли при этой температуре.

Решение.

Исходя из определения массовой доли, в 100г 52,4% раствора содержится 52,4г соли и 47,6г растворителя (воды). Коэффициент растворимости находим из соотношения:

на 47,6 г Н₂О приходится 52,4 г KNO₃, следовательно на 100г Н₂О потребуется 100×52,4/47,6 = 110,08(г) KNO_3.

Таким образом, растворимость КNО₃ при 60°С равна 110 г в 100 г Н₂О.

Пример 7. При охлаждении 300 г 15% раствора часть рас­творенного вещества выпала в осадок, и концентрация раствора стала равной 8%. Чему равна масса выпавшего в осадок ве­щества?

Решение. В 300г 15% раствора содержится 45г раство­ренного вещества (300×0,15) и 255 г растворителя (300-45). При охлаждении масса растворителя не изменилась. Содержание растворенного вещества в 255г растворителя находим из соотношения:

если 92г растворителя содержат 8 г растворенного вещества (по определению массовой доли), то в 225г растворителя содержится 255×8/92=22,2(г) растворенного вещества.

Таким образом, при охлаждении раствора в осадок выпало 45—22,2=22,8(г) растворенного вещества.

Пример 8. В каких массовых соотношениях следует смешать 50% и 10% растворы серной кислоты, чтобы получить 20% раствор?

Задачи на смешивание и разбавление растворов удобно решать, используя правило смешения (правило «креста»). Массовые доли исходных растворов записывают друг под другом. Справа между ними (по центру) записывают массовую долю раствора, который следует получить. Затем по диагонали выполняют действия вычитания (из большего значения массовой доли вычитают меньшую), результат операции вычитания, показывает в каком массовом соотношении следует смешивать исходные растворы. Концентрация чистого растворителя, которым разбавляют исходный раствор, принимается равной нулю.

Решение:

Массовые доли исходных растворов	Массовая доля получаемого раствора	Результат операции вычитания
50
	20

Стрелками показаны направления операций вычитания.

Ответ: для приготовления 20% раствора следует смешать 10 массовых частей 50% раствора и 30 массовых частей 10% раствора, или 50% и 10% растворы следует смешать в массовом отношении 1:3.

Пример 9. Сколько мл воды следует прибавить к 100 г 70 % раствора уксуса, чтобы получить 9 % раствор?

Решение по правилу «креста»:

Массовые доли исходных растворов	Массовая доля получаемого раствора	Результат операции вычитания
70
	9

Согласно расчетам, к 9 массовым частям 70% уксусной кислоты следует прибавить 61 массовую часть воды. Поскольку 9 массовых частей по условию задачи составляют 100г (масса исходного раствора кислоты), то масса воды составит (100г/9) ^. 61 = 677,8 г. Объем воды будет равен 677,8г ^. 1г/мл = 677,8 мл

Задачи

1. Выразить в процентах концентрацию раство­ра, содержащего в 250 г воды 10г глюкозы.

2. Сколько граммов Na₂SO₄ потребуется для приготовления 5л 10% раствора (ρ=1,075г/мл)?

3. 4 мл 25% раствора содержат 0,458 г раство­ренного вещества. Какова плотность этого раствора?

4. Из 400 г 40% раствора H₂SO₄ выпариванием удалили 80 г воды. Чему равна массовая доля оставшегося раствора?

5. При 25°С растворимость NaCl равна 36,0г в 100г воды. Выразить в процентах состав насыщенного раствора.

6. Сколько граммов 20% раствора NaCl нужно добавить к 200г воды, чтобы получить 10% раствор соли?

7. В какой массе воды надо растворить 10л НС1 (объем измерен при нормальных условиях), что­бы получить 10% раствор НС1?

8. Какую массу 10% раствора КОН надо до­бавить к 2кг 40% раствора, чтобы получить 30% раствор?

9. Определите массовую долю раствора, полученного смешиванием 300г 25% и 400г 40% растворов.

10. Из 400г 20% раствора при охлаждении выделилось 50г растворенного вещества. Какова массовая доля оставшегося раствора?

11. Какой объем воды надо прибавить к 100мл 20% раствора H₂S0₄ (p=l,14 г/мл), чтобы получить 5% раствор?

12. К 500 мл 32% НNО₃ (р=1,20г/мл) приба­вили 1л воды. Чему равна массовая доля НNО₃ в полученном растворе?

13. До какого объема надо разбавить 500 мл 20% раствора NaCl (ρ = 1,152 г/мл), чтобы получить 4,5% раствор (ρ = 1,029 г/мл)?

14. Найти массовую долю раствора азотной кислоты, в 1 л которого содержится 224г HNO₃ (ρ =1,12 г/мл).

15. Плотность 26% раствора КОН равна 1,24 г/мл. Какое количество (моль) КОН находится в 5л раствора?

16. Для приготовления 5% раствора MgSО₄ взято 400г MgSO₄×7H₂O. Найти массу полученного рас­твора.

17. Определить массовую долю CuSO₄ в растворе, полученном при растворении 50г медного купороса CuSO₄×5H₂O в 450г воды.

18. В какой массе воды нужно растворить 25г CuSO₄×5H₂O, чтобы получить 8% раствор CuS0₄?

19. Сколько граммов Na₂SO₄×10H₂O надо рас­творить в воде, чтобы получить 2л 0,1М раствор Na₂SO₄?

20. Найти массу NaNO₃ необходимую для при­готовления 300 мл 0,2 М раствора.

21. Сколько граммов Na₂CO₃ содержится в 500 мл 0,25н. раствора?

22. В каком объеме 0,1н. раствора содержится 8г CuSO₄?

23. Найти молярность 36,2% раствора НС1, плот­ность которого 1,18 г/мл.

24. В каком объеме 1 М раствора и в каком объеме 1н. раствора содержится 114 г A1₂(SO₄)₃?

25. Сколько миллилитров 96% раствора H₂SO₄ (ρ = 1,84 г/мл) нужно взять для приготовления 1л 0,25н. раствора?

26. Сколько миллилитров 0,5 М раствора H₂SO₄ можно приготовить из 15 мл 2,5 М раствора?

27. Какой объем 0,1 М раствора Н₃РО₄ можно приготовить из 75 мл 0,75 н. раствора?

28. Какой объем 6,0 М раствора НС1 нужно взять для приготовления 250 мл 2,5 М раствора НС1?

29. Вычислить массовую долю 9,28 н. раствора NaOH (ρ = 1,310 г/мл).

30. Плотность 15% раствора H₂SO₄ равна 1,105 г/мл. Вычислить: а) нормальность; б) молярность раствора.

31. Сколько миллилитров 2н. раствора H₂SO₄ по­требуется для приготовления 500 мл 0,5 н. раствора?

32. Какой объем 0,05н. раствора можно получить из 100 мл 1н. раствора?

33. Какой объем 2М раствора Na₂CO₃ надо взять для приготовления 1л 0,25н. раствора?

34. Сколько миллилитров концентрированной со­ляной кислоты (р = 1,19 г/мл), содержащей 38% НС1, нужно взять для приготовления 1л 2н. раствора?

35. К 100 мл 96%-ной H₂SO₄ (плотность 1,84 г/мл) прибавили 400 мл воды. Получился раствор плотно­стью 1,220 г/мл. Вычислить его массовую долю и молярную концентрацию эквивалентов.

36. Рассчитать нормальность концентрированной соляной кислоты (плотность 1,18г/мл), содержащей 36,5% НС1.

2. КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

2.1 ПРИНЦИПЫ КАЧЕСТВЕННОГО АНАЛИЗА

Химические методы качественного анализа основаны на превращении анализируемого вещества в новые соединения, обладающие определенными свойствами, позволяющие произвести идентификацию полученного вещества. В качественном анализе используются только такие реакции, которые сопровождаются определенным хорошо заметным внешним эффектом: изменением окраски раствора, выпадением или растворением осадка, выделением газов, обладающих характерным запахом или цветом. Такие реакции называются реакциями «открытия» того или иного вещества или компонента.

Некоторые соли и оксиды металлов могут растворяться в расплавленном фосфате натрия-аммония NaNH₄HPO₄ ^. 4H₂O или тетраборате натрия Na₂В₄O₇ ^. 10H₂O образуя характерные по внешнему виду стекла (перлы). Соединения хрома дают изумрудно-зеленые перлы, соединения кобальта – синие, соединения марганца – фиолетовые, соединения железа – желто-бурые, соединения никеля – красно-бурые. По окраске перлов можно судить о присутствии того или иного иона в растворе.

В некоторых случаях для открытия ионов можно использовать эффект окрашивания бесцветного пламени, возникающий при внесении в него летучей соли металла (пирохимический анализ). Приемы пирохимического анализа используют в качестве предварительного испытания при анализе смеси сухих веществ или в качестве проверочных реакций. В таблице 4 указаны цвета окрашивания пламени некоторыми катионами металлов.

Некоторые катионы образуют соли и гидроксиды характерного цвета (таблица5). Цвет вещества является дополнительным идентификационным признаком.

Таблица 4 – Окрашивание пламени летучими солями металлов

Катион	Цвет пламени
Натрия	Желтый
Калия	Сиреневый
Рубидия и цезия	Розово-фиолетовая
Лития и стронция	Карминово-красный
Бария	Желто-зеленый
Кальция	Кирпично-красный
Меди	Голубой или зеленый
Свинца, мышьяка, сурьмы	Бледно-голубой

Таблица 5 – Цвет солей и гидроксидов некоторых катионов

Соли (хлориды, сульфаты, нитраты)	Цвет
Меди (II) (гидратированные)	Голубой (оттенки до синевато-зеленых)
Меди (II) (безводные)	Белый
Никеля	Зеленый
Кобальта (безводные)	Синий
Кобальта (водные)	Розовый
Хрома (Сr+3)	Зеленый. Свежеприготовленный раствор -зеленый. С течением времени раствор приобретает фиолетовый оттенок
Марганца (II)	Бледно-розовый (в растворах -бесцветный)
Железа (III)	Желто-бурый (цвет ржавчины)
Сульфиды
Меди (II)	Черно-коричневый
Никеля	Черный
Кобальта (водные)	Черный
Марганца (II)	Телесный
Железа (III)	Черный
Гидроксиды
Меди (II)	Голубой
Никеля	Зеленый
Кобальта (водные)	Розовый. (Обычно при действии щелочей на соли кобальта образуется основные соли синего цвета, при действии избытка щелочи образуется Со(ОН)2 розового цвета)
Хрома (Сr+3)	Серо-зеленый или серо-фиолетовый
Марганца (II)	Белый, на воздухе становится бурым
Железа (III)	Цвет ржавчины

Выполнение качественного анализа сопряжено со многими трудностями. Например, различные ионы с одним и тем же реагентом могут образовывать сходные по внешнему виду продукты, мешая открытию друг друга. Поэтому анализ вещества следует проводить таким образом, чтобы можно было удалить все мешающие ионы, прежде чем открывать нужный. Последовательность реакций, удовлетворяющая этому требованию, называется систематическим ходом анализа. При выполнении систематического анализа катионы удаляют не по одному, а целыми группами с помощью групповых реагентов. Применение групповых реагентов и осаждение катионов целыми группами имеет большое значение, поскольку если катионы какой- либо группы в растворе отсутствуют, групповой реагент укажет на это.

2.2 КИСЛОТНО-ЩЕЛОЧНАЯ СИСТЕМА АНАЛИЗА КАТИОНОВ

В настоящее время разработаны различные системы анализа катионов (сульфидная, аммиачно-фосфатная, кислотно-щелочная). В каждой системе катионы подразделяют на несколько групп. В данном пособии мы будем рассматривать кислотно-