Единое окно доступа к образовательным ресурсам

Аналитическая химия: Сборник задач

Голосов: 2

В сборнике задач представлен теоретический и практический материал по основным разделам аналитической химии, который включает методы количественного анализа: нейтрализации, осаждения, комплексонометрии, окисления и восстановления, потенциометрического, электрогравиметрического и оптического. Он составлен по учебной программе дисциплин "Аналитическая химия и физико-химические методы анализа", "Физико-химические методы анализа" для направлений подготовки бакалавров 280700, 022000, 240700, 241000, 260100.

Приведенный ниже текст получен путем автоматического извлечения из оригинального PDF-документа и предназначен для предварительного просмотра.
Изображения (картинки, формулы, графики) отсутствуют.
         286. Вода, содержащая только гидрокарбонат кальция, имеет жёст-
кость 9 мэкв/дм3. Какая масса гидрокарбоната кальция содержится в
500 дм3 воды?
                                                     Ответ: 364,5000 г.
     287. Чему равна жёсткость воды, если для её устранения к 30 дм3 во-
ды потребовалось прибавить карбонат натрия массой 21,2000 г?
                                                     Ответ: 8 мэкв/дм3.
     288. К 1 м3 жёсткой воды прибавили карбонат натрия массой
132,5000 г. На сколько понизилась жёсткость?
                                                    Ответ: 2,5 мэкв/дм3.
     289. Жёсткость воды, в которой растворён только гидрокарбонат
кальция, равна 4 мэкв/дм3. Какой объём 0,1 н. раствора HCl потребуется
для реакции с гидрокарбонатом кальция, содержащимся в 75 см3 этой
воды?
                                                          Ответ: 3 см3.
     290. Вычислите карбонатную жёсткость воды, зная, что для реакции
с гидрокарбонатом кальция, содержащимся в 200 см3 воды, требуется
15 см3 0,08 н. раствора HCl.
                                                     Ответ: 6 мэкв/дм3.
     291. Жёсткость некоторого образца воды обусловливается только
сульфатом магния. При обработке 100 см3 образца воды карбонатом на-
трия в осадок выпал карбонат магния массой 25,2 г. Чему равна жёсткость
воды?
                                                     Ответ: 6 мэкв/дм3.




                                                                     51


         5. МЕТОДЫ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ
     Методы окисления–восстановления – титриметрические методы, ос-
нованные на использовании реакций окисления–восстановления. К ос-
новным достоинствам методов относятся: большая точность, хорошая
воспроизводимость, простота и экспресность, широкий спектр примене-
ния, возможность автоматизации и др.
     Методы окисления–восстановления классифицируются в зависимо-
сти от титранта (стандартного раствора). Например: метод, основанный на
окислении перманганатом калия, называют перманганатометрией; на
окислении йодом – йодометрией; Cr (VI) – хроматометрией и т.д.
     В процессе титрования по методу окисления–восстановления проис-
ходит изменение окислительно-восстановительных потенциалов реаги-
руюших веществ.
     Для обратимой редокс-системы, выражаемой уравнением
                        aОкисл + n е ⇔ bВосст,
величина окислительно–восстановительного потенциала Е определяется
уравнением
                     Е = Е0 + (RT/nF) ln([Окисл]а / [Восст]b,      (5.1)
где Е – окислительно-восстановительный потенциал, В; Е0 – стандартный
окислительно-восстановительный потенциал, В; R – универсальная газо-
вая постоянная, равная 8,31 Дж /(моль⋅град ); Т – абсолютная температу-
ра, К; n – число электронов, участвующих в реакции; F – число Фарадея,
равное 96 500 Кл; [Окисл] – концентрация окисленной формы, моль/дм3;
[Восст] – концентрация восстановленной формы, моль /дм3.
     Если в реакции принимают участие H+-ионы, то значение Е зависит
от [Н+]:
                  Е = Е0 + (RT/nF) ln([Окисл]а [Н+]m/ [Восст]b.    (5.2)
      Если заменить константы их числовыми значениями и перейти от ln
к lg, то при T = 298 K (25 °C) уравнение примет вид
            Е = Е0 + (0,059 /n) lg ([Окисл]а [Н+]m/ [Восст]b       (5.3)
     Таким образом, потенциал окислительно-восстановительной системы
зависит от природы реагирующих веществ (Е0), температуры, концентра-
ции окисленной и восстановленной форм, а также концентрации Н+-ионов.
     При 25 °C коэффициент 0,059; при 30 °C – 0,060, т.е. температура не
очень сильно влияет на потенциал. Более существенно влияние темпера-
туры на энергию активации, скорость и механизм окислительно-восста-
новительной реакции. Бывают реакции, когда Н+-ионы в реакции не уча-
ствуют, а pH влияет на потенциал системы.
     Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциа-
лов приведены в справочных таблицах (табл. 5.1).
52


      Окислитель – вещество с большим значением Е0. Меняя соотноше-
ние концентраций окисленной и восстановленной форм, а также концен-
трацию Н+-ионов, можно изменять Е в широких пределах, а следователь-
но, направить реакцию в нужную нам сторону.
      В ряде случаев окислительно-восстановительного титрования точку
эквивалентности фиксируют по изменению окраски титруемого раствора,
вызываемой избытком окрашенного стандартного раствора. Кроме того,
могут быть использованы в методах окисления–восстановления так назы-
ваемые редокс-индикаторы, которые изменяют окраску в зависимости от
величины Е. Наиболее широко для фиксирования точки эквивалентности
применяют физико-химические методы.
      В качестве стандартного раствора в перманганатометрии применяют
раствор KMnO4, который обладает наиболее высокой окислительной ак-
тивностью в кислой среде (Е = +1,51 В).
      Основным веществом, применяемым в качестве окислителя в йодо-
метрии, является йод (Е0(I2/2I–) = +0,54 В). Йод окисляет все восстанови-
тели, окислительно-восстановительный потенциал которых меньше
Е0(I2/2I–).
      Кристаллический йод малорастворим в воде. Поэтому обычно в ка-
честве стандартного раствора применяют его раствор в KI:
                                      –   –
                                I2 + I ⇔ I3 .
                                                               –    –    –
      Окислительно-восстановительные потенциалы систем I2/2I и [I3]/ I2I
можно практически считать равными.
      Вещества, имеющие окислительно-восстановительные потенциалы
                –
больше Е0(I2/2I ), могут быть определены методами обратного йодомет-
рического титрования или косвенного йодометрического определения.

       5.1. Стандартные электродные потенциалы некоторых
    окислительно-восстановительных систем газ (г), жидкость (ж),
                       твёрдое вещество (тв)
  Окисленная    Восстановленная
                                         Уравнение реакции        Е0, В
    форма            форма
 K+            K(тв)              K+ + e– ↔ K                     –2,92
 Ba2+          Ba(тв)             Ba2+ + 2e– ↔ Ba                 –2,90
 Sr2+          Sr(тв)             Sr2+ + 2e– ↔ Sr                 –2,89
 Ca2+          Ca(тв)             Ca2+ + 2e– ↔ Ca                 –2,87
 Na+           Na(тв)             Na+ + e–↔ Na                    –2,71
 [AlF6]3–      Al+6F–             [AlF6]3– + 3 e– ↔ Al + 6F–      –2,13
 Mg2+          Mg(тв)             Mg2+ + 2e– ↔ Mg                 –2,34
 Be2+          Be                 Be2+ + 2e– ↔ Be                 –1,70
 Al3+          Al(тв)             Al3+ + 3e– ↔ Al                 –1,67

                                                                          53


                                                      Продолжение табл. 5.1
 Окисленная     Восстановленная
                                           Уравнение реакции            Е0, В
   форма             форма
      Mn2+          Mn(тв)                  Mn2+ + 2e– ↔ Mn             –1,05
      SO 3 −
         2
                    S(тв)              SO 3 −
                                          2
                                             + 3H2O ↔ S + 6OH–          –0,90
      SO 2 −
         4          SO 3 −
                       2
                                   SO 2 − + 2e + H2O ↔ SO 3 − + 2OH
                                      4
                                              –           2        –
                                                                        –0,90
       Cr2+         Cr(тв)                      2+    –
                                             Cr + 2e ↔ Cr               –0,86
          −                              −
      NO 3          NO2(г)          NO 3   + e– + H2O ↔ NO2 + 2OH–      –0,85
      2H2O         H2+2OH–               2H2O + 2e– ↔ H2 + 2OH–         –0,83
      Zn2+          Zn(тв)                   Zn2+ + 2e– ↔ Zn            –0,76
       Cr3+         Cr(тв)                    Cr3+ + 3e– ↔ Cr           –0,71
      AsO3−
         4           AsO −
                         2        AsO 3 − + 2e– + 2H2O ↔ AsO − + 4OH–
                                      4                       2         –0,71
      2SO 3 −       S2 O 3 −      2SO 3 − + 4e + 3H2O ↔ S2O3 − + 6OH
          2              2            2       –            2        –
                                                                        –0,58
     Fe(OH)3       Fe(OH)2          Fe(OH)3 + e– ↔ Fe(OH)2 + OH–        –0,56
        S            S2–                      S + 2e– ↔ S2–             –0,48
       Fe2+         Fe(тв)                   Fe2+ + 2e– ↔ Fe            –0,44
       Cd2+         Cd(тв)                  Cd2+ + 2e– ↔ Cd             –0,40
       Co2+         Co(тв)                  Co2+ + 2e– ↔ Co             –0,28
       Ni2+         Ni(тв)                  Ni2+ + 2e– ↔ Ni             –0,25
       NO −
          2          NH3          NO − + 6e– + 6H2O ↔ NH4OH + 7OH–
                                     2                                  –0,16
          −                             −       –                 –
      NO 3           NO             NO 3 + 3e + 2H2O ↔ NO + 4OH         –0,14
         2+
      Sn            Sn(тв)                   Sn2+ + 2e– ↔ Sn            –0,14
      Pb2+          Pb(тв)                   Pb2+ + 2e– ↔ Pb            –0,13
      2H+            H2                      2H+ + 2e– ↔ H2              0,00
      NO 3−
                    NO −2           NO 3 + 2e + H2O ↔ NO − + 2OH
                                       −     –
                                                            2
                                                                –
                                                                        +0,01
      S(тв)          H2S                    S+2e– + 2H+ ↔ H2S           +0,14
       Sn4+          Sn2+                    Sn4+ + 2e– ↔ Sn2+          +0,15
     Co(OH)3       Co(OH)2          Co(OH)3 + 2e– ↔ Co(OH)2 + OH–       +0,20
    SO 2 −           SO 3 −         SO 2 − + 2e + 4H ↔ H2SO3 + H2O
                        2                      –     +
       4                               4                                +0,20
   Hg2Cl2         2Hg(тв)              Hg2Cl2 + 2e– ↔ 2Hg + 2Cl–        +0,27
     Cu2+          Cu(тв)                   Cu2+ + 2e– ↔ Cu             +0,34
 [Ag(NH3)2]+       Ag(тв)            [Ag(NH3)2]+ + e– ↔ Ag + 2NH3       +0,37
     Co3+          Co(тв)                   Co3+ + 3e– ↔ Co             +0,43
    H2SO3           S(тв)            H2SO3 + 4e– + 4H+ ↔ S + 3H2O       +0,45
   Ni(OH)3        Ni(OH)2           Ni(OH)3 + e– ↔ Ni(OH)2 + 2OH–       +0,49
    BrO3–            Br2          2BrO3– + 10e– + 6H2O ↔ Br2 + 12OH–    +0,51
      ClO −                         ClO − + 8e + 4H2O ↔ Cl + 8OH
                                              –            –      –
          4          Cl–                4                               +0,51
      I2             2I–                   I2 + 2e– ↔ 2I–               +0,53
     MnO4–         MnO42–               MnO4– + e– ↔ MnO42–             +0,54
     MnO4–        MnO2(тв)        MnO4 + 2H2O + 3e– ↔ MnO2 + 4OH–
                                      –
                                                                        +0,57

54


                                                      Продолжение табл. 5.1
 Окисленная    Восстановленная
                                         Уравнение реакции             Е0, В
   форма            форма
   MnO42–         MnO2(тв)       MnO42– + 2e– + 2H2O ↔ MnO2 + 4OH–     +0,58
   BrO3–             Br–          BrO3– + 3H2O + 6e– ↔ Br– + 6OH–      +0,60
   HgCl2           Hg2Cl2          2HgCl2 + 2e– ↔ Hg2Cl2 + 2Cl–        +0,62
    PbO2           Pb(тв)          PbO2 + 4e– + 4H+ ↔ Pb + 2H2O        +0,67
     O2             H2O2                O2 + 2e– + 2H+↔ H2O2           +0,68
    Fe3+            Fe2+                   Fe3+ + e– ↔ Fe2+            +0,77
    Ag+            Ag(тв)                   Ag+ + e– ↔ Ag              +0,80
        −                               −    –      +
    NO 3            NO2             NO 3 + e + 2H ↔ NO2 + H2O          +0,81
      2+
    Hg             Hg(ж)                  Hg2+ + 2e– ↔ Hg              +0,86
   HNO2             NН +
                       4          HNO2 + 6e– + 7H+ ↔ NН + + 2H2O
                                                        4              +0,86
      −
    NO3             NН +
                       4
                                    −     –
                                  NO3 + 8e + 10H
                                                 +
                                                     ↔ NН +
                                                          4   + 3H2O   +0,87
       −                             −     –    +
    NO3            NO(г)          NO3 + 3e + 4H ↔ NO(г) + 2H2O         +0,96
   HNO2            NO(г)            HNO2 + e– + H+ ↔ NO + H2O          +0,99
   Br2(ж)           2Br–                  Br2 + 2e– → 2Br–             +1,07
    IO3–             I–             IO3– + 4e– + 6H+ ↔ I– + 3H2O       +1,09
  O2+4H+           2H2O                O2 + 4H+ + 4e– ↔ 2H2O           +1,23
  MnO2(тв)          Mn2+          MnO2 + 2e–+ 4H+ ↔ Mn2+ + 2H2O        +1,28
   ClO−                            ClO − + 8e + 8H ↔ Cl + 4H2O
                                             –      +     –
       4             Cl–               4                               +1,34
   HBrO              Br–             HBrO + 2e– + H+ ↔ Br– + H2O       +1,35
   Cl2(г)           2Cl–                   Cl2 + 2e– → 2Cl–            +1,36
   Cr2 O 7 −                           2−    –       +      3+
         2
                   2Cr3+         Cr2 O 7 + 6e + 14H ↔ 2Cr + 7H2O       +1,36
    Au3+           Au(тв)                 Au3+ + 3e– → Au              +1,42
   BrO3–             Br–           BrO3– + 6e– + 6H+ ↔ Br– + 3H2O      +1,44
        −                             −       –     +    –
    ClO3             Cl–           ClO3 + 6e + 6H ↔ Cl + 3H2O          +1,45
  PbO2(тв)          Pb2+                    –     +     2+
                                   PbO2 + 2e + 4H ↔ Pb + 3H2O          +1,46
   HClO              Cl–            HClO + 2e–+H+ ↔ Cl– + H2O          +1,50
   MnO4–            Mn2+          MnO4– + 8H+ + 5e– ↔ Mn2+ + 4H2O      +1,52


                    5.1. РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ
    При решении задач использовать табл. 5.1.

     Пример 5.1. Рассчитайте кривую титрования 100 см3 0,1 н. раствора
соли железа (II) 0,1 н. раствором дихромата калия в кислой среде, если
[H+] = 1 моль/дм3. Уравнение этой реакции
               6Fe2+ + Cr2 O 7 − + 14H+ → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O.
                             2


                                                                               55


     Решение. В любой момент титрования раствор содержит две окисли-
тельно-восстановительные пары Fe3+/Fe2+ и Cr2 O 7 − /2Cr3+.
                                                   2

     Для расчёта потенциала до точки эквивалентности при избытке
Fe2+-ионов можно использовать уравнение Нернста:
                     Е = 0,77 + 0,059 lg ([Fe3+]/[Fe2+]).           (5.3)
     Расчёт выполнен для точек, соответствующих 50; 90; 99 и 99,9% Fe2+;
для точки эквивалентности и точек, соответствующих добавлению 0,1 и
1,0% избытка дихромата калия.
     При вычислении потенциала в первой точке кривой титрования [Fe3+]
определяют с учётом того, что окислилось 50% Fe (II) т.е. [Fe3+] =
= 0,05 моль/дм3 и [Fe2+] = 0,05 моль/дм3. Соотношение концентраций
равно 1. Следовательно, потенциал в этой точке будет равен 0,770 В.
     Подобным образом рассчитывают Е для других точек:
                 Е = 0,77 + 0,059 lg(0,09/0,01) = 0,825 В;
                Е = 0,77 + 0,059 lg(0,09/0,001) = 0,886 В;
                Е = 0,77 + 0,059 lg(0,09/0,0001) = 0,944 В.
     После точки эквивалентности при избытке Cr2 O 7 − -ионов потенциал
                                                   2

рассчитывают по формуле
                Е = 1,33 + (0,059/6) lg([ Cr2 O 7 − ]/[Cr3+]2).
                                                2

     При добавлении избытка титранта 0,1% [Cr3+] можно принять равной
0,1 моль/дм3; избыточная концентрация Cr2 O 7 − -ионов составит 0,1% от
                                                    2

эквивалентного количества: 0,1 · 0,1 /100 = 10 моль/дм3. Тогда потенциал
                                                  –4

в этой точке будет равен
              Е = 1,33 + (0,059/6) lg(10–4 · 1014/10–2) = 1,310 В.
     Аналогично вычисляют потенциал в точке, соответствующей 1,0%
избытка дихромата калия:
                                 Е = 1,320 В.
     Значение потенциала в точке эквивалентности можно оценить как
среднее арифметическое суммы потенциалов в двух наиболее близких
точках кривой до точки эквивалентности и после нее:
                      Е = (0,944 + 1,310) / 2 = 1,120 В.
     Пример 5.2. Можно ли восстановить Fe3+ раствором SnCl2?
     Решение. Из двух пар Sn4+ / Sn2+ (Е° = 0,15 В) и Fe3+ /Fe2+ (Е° = 0,77 В)
более сильным окислителем будет Fe3+, а более сильным восстановителем
Sn2+. В соответствии с этим реакция пойдёт в сторону более слабого вос-
становителя Fe2+ и окислителя Sn4+, чем исходные. Следовательно, реак-
ция возможна:
                       Sn2+ + 2Fe3+ → Sn4+ + 2Fe2+.
56


     Пример 5.3. Нормальная концентрация раствора KMnO4 равна
0,025 моль/дм3. Определите титры KMnO4 по Fe и Н2О2.
     Решение. При определении указанных веществ методом пермангана-
тометрии происходят следующие превращения:
                            Fe2+ – 1 e → Fe3+;
                           2О–1 – 2 e → О2↑.
     Следовательно, молярная масса эквивалента железа равна М(Fe) =
= 55,85 г/моль, а молярная масса эквивалента Н2О2 равна М(Н2О2) / 2 =
= 17,01 г/моль. Тогда
                           TВ А = Н В M э (А ) 1000 ;            (5.4)
             TKMnO 4   Fe   = 0,025 · 55,85 / 1000 = 0,001396 г/см3;
            TKMnO 4   H 2O 2   = 0,025 · 17,01 /1000 = 0,000425 г/см3.
     Пример 5.4. Навеску руды массой 0,2133 г растворили в серной ки-
слоте; образующийся сульфат железа(II) оттитровали 17,20 см3 0,1117 н
раствором KMnO4. Определите содержание железа в руде (ω, %).
     Решение. Напишем ионно-молекулярное уравнение реакции:
             5Fe2+ + MnO − + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O.
                         4
    Согласно формуле (2.2) табл. 2.2 имеем
                 m(Fe) = н(KMnO4)Mэ(Fe)V(KMnO4)/1000.
     Масса железа составит
                  m(Fe) = 0,1117 · 17,20 · 55,85 = 107,67 мг,
тогда
                               ω(Fe) = 50,50%.
     Пример 5.5. К раствору KClO3 объёмом 2,50 см3 было прибавлено
25,00 см3 0,12 М раствора FeSO4, избыток которого потом оттитровали
5,00 см3 0,11 н. раствора KMnO4. Рассчитайте содержание KClO3 (ω, %) в
растворе, если его плотность равна 1,02 г/см3.
     Решение.
                             −
                 6Fe2+ + ClO3 + 6H+ → 6Fe3+ + Cl– + 3H2O.
     В данной реакции молярная масса эквивалента KClO3 равна М/6 =
= 20,41 г/моль. Согласно формулам (2.12) и (2.17) табл. 2.2 имеем
ω(KClO3) = (25,00 · 0,12 – 5,00 · 0,11)20,41 · 100/1000 · 2,50 · 1,02 = 1,96%.
     Пример 5.6. Для определения содержания меди йодометрически на-
веску меди массой 0,6354 г растворили в азотной кислоте и после соответ-
ствующей обработки перенесли в мерную колбу вместимостью 500 см3.
Раствор доведён дистиллированной водой до метки. Вычислите молярную
концентрацию и титр раствора соли меди.
                                                                            57


       Решение.
                       −
            Cu0 + 2 NO 3 + 4H+ → –2 e → Cu2+ + 2NO2 + 2H2O;
                        2Сu2+ + 2I– → + 2 e → Cu2I2.
       Молярная масса эквивалента меди равна M(Cu) = 63,54 г/моль;
       Согласно формуле (2.1) табл. 2.2 имеем
               с = 0,6354 · 1000 / 500 · 63,54 = 0,020 моль/дм3;
                      Т = 0,6354 / 500 = 0,001271 г/см3.
     Пример 5.7. Какую навеску пиролюзита с массовой долей MnO2 75%
следует взять для анализа, чтобы после реакции её с 30,00 см3 0,1075 н.
раствора H2C2O4 избыток этой кислоты мог быть оттитрован 5,00 см3 рас-
твора KMnO4 (1 см3 раствора KMnO4 эквивалентен 1,025 см3 раствора
H2C2O4).
     Решение.
             MnO2 + C 2 O 2− + 4Н+ → Mn2+ + 2CO2↑ + 2H2O.
                          4
     По формуле (2.5) табл. 2.2 определим нормальную концентрацию
KMnO4:
                       1,025 ⋅ 0,1075
                   н=                 = 0,11 моль/дм3.
                              1
     Используя формулу (2.12) табл. 2.2 находим массу MnO2
                m = (30·0,1075 – 5,0·0,11)·45,50/100 = 0,1217 г.
       Массу навески находим по формуле (2.17) табл. 2.2:
                        1,0217 ⋅100
                    а=              = 0,162 г = 162,0 мг.
                            75
     Пример 5.8. Вычислите содержание железа (ω, %) в руде, если после
растворения руды массой 0,7100 г в растворе H2SO4 на титрование FeSO4
израсходовали 48,06 см3 KMnO4 (1,00 см3 KMnO4 эквивалентен 0,0067 г
H2C2O4). Сколько KMnO4 (г) содержится в 1 см3 раствора?
     Решение. Уравнения реакций:
                       Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2;
     10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 +K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O;
                          Fe+2 – 2 е → 2Fe3+ 5
                          Mn+7 + 5 е → Mn+2 2
      2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 10CO2 + 8H2O;
                          Mn+7 + 5 e → Mn+2 2
                          2C+3 – 2 e → 2C+4     5
58


     Массы эквивалентов равны:
     KMnO4 – 31,61 г/моль; H2C2O4 – 45 г/моль; Fe – 56 г/моль.
     Из условия задачи следует, что определяемое вещество (А) – это же-
лезо, а титр KMnO4 по H2C2O4 будет равен 0,0067 г/см3. Тогда титр
KMnO4 находим по формуле (2.11) табл. 2.2:
                            0,0067 ⋅ 31,61
                 TKMnO 4 =                   = 0,0033 г/см3.
                                   45
     Массу железа определяем по формуле (2.6) табл. 2.2:
                           56 ⋅ 0,0033 ⋅ 48,06
                  m(Fe) =                       = 0,2810 г.
                                  31,61
     Содержание железа (ω, %) находим по формуле (2.17) табл. 2.2:
                      m(Fe )             0,2810
            ω%(Fe) =          100% =             · 100 = 39,59%.
                      mруды              0,7100

     Пример 5.9. Вычислите массу FeSO4 · 7H2O, необходимую для при-
готовления 100 см3 0,05 н. раствора. Титрование проводят раствором
KMnO4 в кислой среде.
     Решение. Определим количество FeSO4 в растворе:
                  v(FeSO4) = нV = 0,05 · 0,1 = 0,005 моль.
    Так как v(FeSO4 · 7H2O) = v(FeSO4), то
   m(FeSO4 · 7H2O) = Mэ(FeSO4 · 7H2O) · v(FeSO4) = 278 · 0,005 = 1,39 г.
    Можно для решения задачи использовать формулу (2.2) табл. 2.2.

        5.2. ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

    • В задачах 292 – 301 вычислите молярные массы эквивалентов ве-
ществ, участвующих в окислительно-восстановительных реакциях.
               −       −
    292. H NO 3 ( NO 3 → NO2).
    293. H2O2 (в реакции с KI).
    294. KMnO4 (в кислой среде).
    295. KMnO4 (в нейтральной среде).
    296. KMnO4 (в щелочной среде).
    297. K2Cr2O7 (в кислой среде).
    298. KBiO3 (в кислой среде).
    299. H2C2O4 ( C 2 O 2− → 2CO 2 ↑ ).
                        4

    300. K2S2O8 (S2 O8 − → 2 SO 2 − ).
                     2
                                4
                   −
    301. HNO3 ( NO 3 → NH3).

                                                                           59


    • В задачах 302 – 306 вычислите молярные массы эквивалентов
окислителей и восстановителей.
    302. Cr2(SO4)3 → H2Cr2O7.
    303. KCl → KClO3.
                   –
    304. Cl2 → 2Cl .
    305. Mn(OH)3 → H2MnO3.
    306. Na2S2O3 → Na2S4O6.

     • В задачах 307 – 335 подберите коэффициенты в уравнениях реак-
ций с использованием метода полуреакций.
     307. Cr3+ + BiO3 + H → Cr2 O 7 − + Bi3+ + H2O.
                    −      +      2


     308. Cr3+ + H2O2 + OH– → CrO 2 − + H2O.
                                  4

     309. MnO − + C 2 O 2− + H+ → Mn2+ + CO2 + H2O.
              4         4

     310. NO 3 + Mg + H+ → NH + + Mg2+ + H2O.
             −
                              4

     311. SO2 + I2 + H2O → SO 2 − + I– + H+.
                              4

     312. AsO3 − + Zn + H+ → AsH3 + Zn2+ + H2O.
             3

     313. S2– + MnO − + H+ → Mn2+ + S0 + H2O.
                    4
             −       –
     314. BrO3 + Br + H+ → Br2 + H2O.
     315. Cr3+ + S2 O8 − + H2O → Cr2 O 7 − + SO 2 − + H+.
                     2                 2
                                                4
     316. SO2 + H2S → S + H2O.
     317. Cr3+ + BiO 3 + H+ → Cr2 O 7 − + Bi3+ + H2O.
                     −              2


     318. Mn2+ + BiO3 + H+ → MnO − + Bi3+ + H2O.
                    −
                                 4

     319. Mn2+ + PbO2 + H2SO4 → MnO − + PbSO4 + H2O.
                                    4
                                           –
     320. Cr3+ + Br2 + OH– → CrO 2 − + Br + H2O.
                                 4

     321. MnO − + SO3 − + H+ → Mn2+ + SO 2 − + H2O.
              4
                    2
                                         4

     322. Cr2 O 7 − + I– + H+ → Cr3+ + I2 + H2O.
                2


     323. Mn2+ + S2 O8 − + H2O → MnO − + SO 2 − + H+.
                     2
                                     4      4
                   −
     324. NiS + NO 3 + H+ → Ni2+ + S + NO + H2O.
     325. H3AsO3 + Al + H2O → AsH3↑ + Al (OH )− + OH–.
                                              4

     326. NO − + I– + H+ → NO + H2O + I2.
              2
     327. Br– + PbO2 + H+ → Br2 + Pb2+ + H2O.

60



    
Яндекс цитирования Яндекс.Метрика