Т А Пальчевська - Аналітична хімія та інструменентальні методи аналізу - страница 37

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46 

1.   речовин, які утворюють нерозчинні сполуки.Визначте фактори які впливають на рухомість іона у розчині: а) концентрація іона; б) природа іона; в) температура; г) наявність фонового електроліта; д) швидкість перемішування розчину.

2.   Як впливають природа речовини, концентрація іонів та їх швидкість руху, температура та тиск на електропровідність електролітів?

3.   В яких розчинах: а) NaOH + NH4OH; б) NaOH + KOH; в) NaOH + ШСІ можна визначити вміст обох компонентів методом кондуктометричного титрування розчином HCl? Схематично зобразіть наведені криві кондуктометричного титрування.

4.   В яких розчинах: а) HCl + H2SO4; б) HCl + CH3COOH; в) H2SO4 + Q1SO4; г) H2SO4 + Na2SO4 можна визначити вміст обох компонентів методом кондуктометричного титрування розчином NaOH? Схематично зобразіть наведені криві кондуктометричного титрування.

5.   Шведіть криві кондуктометричного титрування у реакціях: а) нейтралізації; б) осадження; в) комплексоутворення; г) окиснення-відновлення.

6.   Молярна еквівалентна електропровідність 0,01 н. розчину BaCl2 в кондуктометричній комірці з електродами площею 0,865 см на відстані 0,258 см дорівнює 123,94 Смсм2/мольекв. Визначте опір розчину BaCl2.

7.   Опір 10%-го розчину сульфатної кислоти (р=1,070 г/см3) в кондуктометричній комірці з електродами площею 5,25 см на відстані 0,65 см дорівнює 0,342 Ом. Визначте питому та молярну еквівалентну електропровідності розчину H2SO4.

8.   Молярна еквівалентна електропровідність 1,03 10   н. розчину оцтової

0 2

кислоти при 250С дорівнює 48,15 См см /моль-екв. Визначте константу дисоціації оцтової кислоти, якщо електропровідність оцтової кислоти при бескінченному розведенні дорівнює 390,6 См-см /моль-екв. Визначте опір

розчину ai3raoH.

9.   Опір 5%-го розчину K2SO4 в кондуктометричній комірці з електродами площею 2,54 см2 на відстані 0,65 см дорівнює 5,61 Ом. Визначте питому та молярну еквівалентну електропровідності розчину. Вважати, що густина розчину дорівнює одиниці.

 

10.   Питома та еквівалентна електропровідності водного розчину CH3COOH при 250С відповідно дорівнюють: 5,75-10 5 См/см та 42,215 См-см2/моль. Визначте молярну концентрацію оцтової кислоти в досліджуваному розчині.

11.  Питома та еквівалентна електропровідності водного розчину BaCl2 при 250С відповідно дорівнюють: 1,191-10_3 См/см та 119,1 См-см2/моль. Визначте молярну та нормальну концентрації барію хлориду в досліджуваному розчині.Питома електропровідність водного розчину етиламіну C2H5NH2, отриманого розчиненням 1 моль сполуки в 16 л води, дорівнює 1,31210  См/см. Визначте константу дисоціації етиламіну.

12.  Питома електропровідність насиченого розчину аргентум хлориду AgCl при 250С дорівнює 3,41 10_6 См/см; питома електропровідність чистої води за тих же умов %(Н2О) = 1,6-10_6 См/см. Визначте розчинність (моль/л) та добуток розчинності AgCl при 250С, якщо граничні рухливості іонів дорівнюють: 10(Ag+) = 62,2 См-см2/моль; 10(Cl_)= 76,4 См-см2/моль.

13.  Визначте розчинність (моль/л) та добуток розчинності насиченого розчину барію сульфату при 250С, якщо граничні рухливості іонів дорівнюють: 1 (Ва ) = 127,3 См-см /моль; 1 (SO4 _)= 160,1 См-см /моль, а питомий опір розчину   дорівнює   0,417-106   Ом-см   (питомий   опір   чистої води

р H52°O = 1,21 -106 Ом-см).

15.  Визначте розчинність (моль/л) та добуток розчинності насиченого розчину кальцію оксалату при 250С, якщо граничні рухливості іонів дорівнюють:

0      2+                             2                0          2 2

1 (Са ) = 119,06 См-см /моль; 1 (С204 _)= 148 См-см /моль, а питомий опір розчину   дорівнює   0,104-106   Ом-см   (питомий   опір   чистої води

р H5200 = 1,21 -106 Ом-см).

16.  Визначте розчинність (моль/л) та добуток розчинності насиченого розчину кальцію фториду при 250С, якщо граничні рухливості іонів дорівнюють:

0       2+                                    2                 0    _ 2

1 (Са ) = 119,06 См-см/моль; 1 (F_)= 55,4 См-см/моль, а питомий опір розчину   дорівнює   0,0217-106   Ом-см   (питомий   опір   чистої води


р H5200 = 1,21 -106 Ом-см).

17.  Кодеїн масою 20 мг розчинили у 25,0 см льодяної оцтової кислоти. Опір R одержаного розчину в кондуктометричній комірці з електродами площею 4 см2 на відстані 0,65 см дорівнює 1920 Ом. Визначте, чи містяться у кодеїні домішки (сторонні солі)?

При кондуктометричному титруванні 100,0 см розчину оцтової кислоти 0,5 н. розчином NaOH було одержано такі дані:
Побудувати криву титрування та визначити вміст (у г) HCl та CH3COOH в досліджуваному розчині.


23. Наважку технічного фенолу масою 2,604 г після відповідної обробки розчином NaOH перенесли в колбу об'ємом 100 см3 і розбавили водою до відмітки. При високочастотному кондуктометричному титруванні 1,0 см досліджуваного розчину 0,1180 М розчином НСІ одержали такі дані:

24. Наважку органічної речовини масою 0,9982 мг спалили в кисні. Діоксид карбону, що утворився, пропустили в електрохімічній комірці крізь розчин Ва(ОН)2. В тих самих умовах обробили стандартні зразки, що містили від 200 до 1000 мкг Карбону, і одержали такі значення опору розчинів:

 

Вміст Карбону, мкг

200

400

600

800

1000

AR -10"6, Ом

80

150

220

285

355

Побудувати калібрувальний графік та визначити вміст (у %) Карбону в наважці органічної речовини, якщо опір досліджуваного розчину ARX = 115-10"6 Ом.Потенціометричний метод аналізу

Теоретичні основи потенціометричного аналізу. Теорія виникнення електродного потенціалу та електрорушійної сили. Електроди, їх характеристика та класифікація. Рівняння Нернста. Потенціал (змішаний, рівноважний, граничний). Дифузійний потенціал. Стандартний електродний потенціал, методика вимірювання. Значення стандартних електродних потенціалів та їх використання в аналітичній хімії. Стандартний гальванічний елемент. Система електродів: індикаторні електроди і електроди порівняння.

Пряма потенціометрія і потенціометричне титрування. Криві потенціометричного титрування. Вимоги до реакцій та умов проведення потенціометричного титрування. Методи визначення точки еквівалентності за графіками в координатах: E=/(V), dE/dV=/(V), за методом Грана dV/dE=/(V) та розрахунки в потенціометричному аналізі. Обладнання та прилади, які застосовуються при потенціометричних визначеннях: потенціометр, іономір, рН-метр, їх принципові схеми та області застосування.

Потенціометричний метод аналізу заснований на вимірюванні електродних потенціалів та електрорушійних сил (ЕРС) у розчинах електролітів. Потенціометричні методи аналізу поділяють на:

>       пряму потенціометрію, або іонометрію;

>       потенціометричне титрування.

Пряма потенціометрія використовується для безпосереднього визначення активності (а) іонів у розчині за умови оборотності електродного процесу (відбування процесу на поверхні електроду). Якщо відомі індивідуальні коефіцієнти активності компонентів (/), то можна визначити

а

безпосередньо концентрацію (С) компонента: С = у.

Електродний потенціал на границі розділу фаз «електрод-розчин» пов'язаний із встановленням рівноваги в системі:

Ме0 - ж =*=^ Men+.

Подвійний електричний шар, який утворюється на границі розділу «електрод-розчин», обумовлює стрибок потенціалу. Величина електродного потенціалу описується рівнянням Нернста:

Е = Е 0 + RT ln 4, nF    а 0

де, Е - потенціал при певній температурі та концентрації;

Е° - стандартний електродний потенціал (наведений в ряду напруг); а+, а0 - активності іона Меп+ та молекул (атомів) електрода у розчині; R - універсальна газова стала (8,313 Дж); Т - абсолютна температура (2930С); F - стала Фарадея (96 500 К)

n - заряд іона (кількість електронів, які приймають участь у процесі).

При 250С  — = 0,059,     тому     Е = Е0 + ^lg ^.

F                                                          па0

За стандартний електродний потенціал приймають потенціал певного електрода відносно водневого електрода, зануреного у розчин з одиничною концентрацією іонів Н+.В потенціометричних методах аналізу використовуються електрохімічні кола, що складаються з двох електродів: індикаторного та електрода порівняння. В аналізі використовують два типи електродів:

електроди, на міжфазних межах яких відбуваються реакції за участю електронів. Такі електроди називають електроно-обмінними, або окисно-відновними. В аналітичній практиці найбільше застосування знайшов платиновий точковий електрод;

електроди, на міжфазних межах яких відбуваються реакції обміну іонів. Такі електроди називають іонообмінними, мембранними або іонселективними.

Іони, від концентрації яких безпосередньо залежить потенціал електрода, називають потенціалвизначаючими для даного електрода.

За природою потенціалвизначаючих іонів електроди поділяють на:

>       електроди I роду;

>       електроди II роду; редокс-електроди (окисно-відновні);

>       мембранні електроди.

Якщо стрибок електродного потенціалу є функцією концентрації катіона в розчині, то такі електроди називаються електродами І роду (металічні, амальгамні та газові). Вони є оборотними відносно катіонів. Електроди I роду найчастіше використовують як індикаторні.

Індикаторним називають електрод, потенціал якого залежить від концентрації досліджуваного розчину у відповідності з рівнянням Нернста.

Металічні електроди складаються з металу, зануреного в розчин, що містить його іони. Їх можна представити у вигляді схеми: Me+/Me, наприклад Hg2+/Hg. Їм відповідає оборотний редоксиперехід: Me+ + т ■* ** Me.

У відповідності до рівняння, враховуючи, що активність твердої фази при певній температурі дорівнює одиниці, електродний потенціал системи можна представити у наступному вигляді:

RT

Е   n+,   = Е0 „+,   +             lna(Men+ ).

Men+IMe Men+IMe nF

Амальгамні електроди складаються з амальгами металу, який контактує з

+ 2+

розчином, що містить іони цього металу: Ме / Ме(Щ), наприклад Cd /Cd(Hg):

Е                       = Е°                      + RT ln a(Men+)

Men+/Me(Hg)     Men+Me(Hg)    nF    a(Me(Hg))'

Газові електроди складаються з інертного металу (найчастіше платини), який контактує одночасно з газом і з розчином, що містить іони цієї газоподібної речовини. Наприклад, водневий електрод.

Якщо стрибок електродного потенціалу залежить від концентрації аніонів, то такі електроди називаються електродами ІІ роду. Електроди II роду широко застосовуються як еталонні (електроди порівняння), тому що їх потенціал має стале значення у часі і добре відтворюється, якщо концентрацію аніона підтримувати постійної.Електроди II роду виготовлені за принципом - метал (Ag, Hg) занурений у розчин, насичений відносно його малорозчинної солі (AgCl, Hg2Cl2) -найчастіше ці солі наносять безпосередньо на метал і отримані в такий спосіб електроди занурюють у буферний розчин (насичений розчин KCl). Вони є оборотними відносно аніонів, наприклад Аи- / MeA, Me:

MA + ng =*=^ Me + An-, оскільки а (MеA) = а       = 1, то

RT

Е    ,        = Е0 _,        +      ln а(А n_).

Ап /МєА,Ме        An /MeA,Ме nF

Найбільш розповсюдженими із електродів порівняння є каломельний та хлорсрібний електроди.

Каломельний електрод складається зі ртуті покритої пастою, що містить каломель (Hg2Cl2), зануреної у розчин розчин KCl (0,1 М; 1М або насичений):

Cl- / Hg2Cl2, Hg; 1/2Hg2Cl2 + g =я=й: Hg + Cl-;

Е   ,                  = 0,2678 _ 0,0257ln а7 _), при 298 К.

Cl /Hg2Cl2,Hg                                          v      ' r

Хлорсрібний електрод - срібна пластинка, покрита AgCl і занурена в
розчин
KCl:                                                   Cl- / AgCl, Ag;

AgCl + g =*=^ Ag + Cl-;

Е _,        = 0,2224 _ 0,0257ln а(С1"),   при 298 К.

Cl IAgCl, Ag

Окисно-відновні (редокс-) електроди складаються з інертного металу (наприклад, Pt), зануреного у розчин, що містить як окиснену (Ох), так і відновлену (Red) форми речовини: Ох, Red/Pt;

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46 


Похожие статьи

Т А Пальчевська - Аналітична хімія та інструменентальні методи аналізу