Курс "Аналитическая химия"

"Аналитическая химия" для студентов БХФ ПО направлению подготовки бакалавров 020400 "Биология"

Курс "Аналитическая химия"

Учебно-методические материалы

Основная литература.

1.  . Курс качественного химического полумикроанализа. – М.: Химия, 1973.

2.  . Количественный анализ. – М.: Химия, 1972.

Дополнительная литература.

3.  , , . Аналитическая химия. – М.: Просвещение, 1979.

4.  . Аналитическая химия. Аналитика. Ч. 1. Общие теоретические вопросы. Качественный анализ. – М.: Высщ. шк., 2005.

5.  . Аналитическая химия. Т. 1, 2. – М.: Высш. шк., 2002.

6.  , , . Аналитическая химия. Лабораторный практикум. – М.: Дрофа, 2004.

7.  . Аналитическая химия. – М.: Высш. шк., 1993.

8.  Основы аналитической химии. / Под ред. . Т. 1, 2. – М.: Высш. шк., 2001.

9.  , . Практикум по аналитической химии. – Воронеж: Воронеж. гос. технол. акад., 2002.

Сборники задач и методических материалов.

10.  и др. Сборник задач и вопросов по аналитической химии. – М.: Высш. шк., 1985.

11.  и др. Сборник задач и упражнений по качественному анализу
. – М.: Просвещение, 1976.

12.  , , . Аналитическая химия. Сборник вопросов, упражнений и задач. – М.: Дрофа, 2004.

План ЗАНЯТИЙ

по курсу "Аналитическая химия"

для студентов БХФ по направлению подготовки бакалавров

020400 "Биология" на 2011/2012 учебный год

КАЧЕСТВЕННЫЙ ХИМИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ

1-я неделя

30 января – 4 февраля 2012 года

Лекционное занятие[1] (4 часа)

1.  Введение в аналитическую химию. Классификация методов аналитической химии.

2.  Качественный химический анализ. Характеристика аналитических реагентов. Чувствительность аналитических реакций. Способы повышения чувствительности аналитических реакций. Дробный и систематический анализ.

3.  Теории кислот и оснований.

4.  Гомогенные химические равновесия.

4.1.  Понятия степени и константы диссоциации, реальные и идеальные системы, активность, коэффициент активности, ионная сила раствора.

4.2.  Ионизация воды. Водородный показатель рН. Расчет pH в водных растворах кислот и оснований. Значение рН в химическом анализе.

4.3.  Буферные растворы, рН буферных растворов, буферная емкость. Значение буферных растворов в химическом анализе.

4.4.  Гидролиз. Количественные характеристики процесса гидролиза: расчет pH в водных растворах гидролизующихся солей, константа и степень гидролиза. Значение гидролиза в химическом анализе.

Лабораторное занятие (1 час)

Повторный инструктаж по технике безопасности при работе в химической лаборатории.

Решение задач (1 час)

Чувствительность аналитических реакций

Аудиторное занятие

1.  Открываемый минимум ионов натрия дигидроантимонатом калия равен 0,3 мкг, минимальный объем исследуемого раствора 9,9×10–4 см3. Вычислите предельное разбавление раствора для этой реакции.

2.  Предельная концентрация катионов калия К+ в растворе для реакции с гексанитрокобальтатом(III) натрия равна 1 : 13000 г/ см3. Какую навеску нитрата калия надо взять для приготовления 1 дм3 этого раствора?

Домашнее задание

3.  Открываемый минимум ионов Ag+ хроматом калия равен 0,15 мкг. Предельное разбавление раствора 6500 мл/г. Вычислить минимальный объем исследуемого раствора.

4.  Микрокристаллоскопическая реакция открытия ионов Ва2+ с раствором серной кислоты удается с раствором объемом 0,001 см3. Предельное разбавление равно 20000 см3/г. Вычислить открываемый минимум.

5.  Для определения чувствительности реакции на ион Pb2+ с иодидом калия был приготовлен раствор нитрата свинца(II), содержащий 1 г Pb2+ в 1 дм3 этого раствора. Было найдено, что при разбавлении этого раствора в 14 раз реакция удается. Определить открываемый минимум и предельное разбавление этой реакции при условии, что она удается с каплей раствора объемом 9,8×1–4 см3.

6.  Для обнаружения ионов свинца Со2+ в растворе используют следующие органические реагенты. Внесите в таблицу недостающие данные и сделайте выводы о сравнительной чувствительности приведенных реакций обнаружения ионов свинца.

Реагент	m, мкг	Clim, г/см3	Vmin, см3
Роданид аммония	3	1 : 1000000	?
1-Нитрозо-2-нафтол	?	1 : 1000000	0,05
Дитиооксамид	0,03	?	0,048

"Сильные и слабые электролиты: равновесия в растворах слабых электролитов,
понятие степени диссоциации, константы диссоциации, понятие активности ионов.
Расчет рН раствора слабого электролита"

Аудиторное занятие

7.  Определить и сопоставить концентрации ионов водорода в растворах 0,01 М HCl и 0,01 М уксусной кислоты.

8.  Определить концентрацию ионов водорода в 0,2 М растворе муравьиной кислоты HCOOH, если
aион = 3%.

9.  Рассчитать, как изменится степень ионизации 0,15 М раствора синильной кислоты при разбавлении его в 2 раза.

Домашнее задание

10.  Определить степень ионизации в 0,12 М растворе азотистой кислоты HNO2.

11.  Определить константу ионизации уксусной кислоты, если степень ионизации в 0,12 моль/дм3 раствора ее равна 1,21%.

12.  Определить степень ионизации гидроксида аммония в 0,1 М растворе.

13.  Вычислить концентрацию ионов водорода в 6%-м растворе соляной кислоты.

14.  Вычислите молярную концентрацию раствора уксусной кислоты, степень диссоциации кислоты в котором составляет 1,86%.

15.  Вычислить, как изменится степень ионизации 0,05 М раствора муравьиной кислоты при разбавлении в 3 раза.

2-я неделя

6-11 февраля 2012 года

Лекционное занятие (2 часа)

4.  Гомогенные химические равновесия.

4.5.  Равновесие в растворах комплексных соединений. Использование комплексных соединений для обнаружения, маскирования, разделения, концентрирования. Константы устойчивости (нестойкости) комплексных соединений. Факторы, влияющие на комплексообразование: концентрация лиганда, pH, наличие постороннего лиганда (конкуренция), растворитель.

5.  Гетерогенные химические равновесия. Понятие растворимости веществ, произведение растворимости. Условия образования осадка. Факторы, влияющие на растворимость: ионная сила, pH, комплексообразование, окисление-восстановление, температура, растворитель. Применение реакций осаждения в химическом анализе.

Лабораторное занятие (4 часа)

Лабораторная работа № 1. Техника выполнения аналитических реакций.

Опыт 1. Реакции окрашивания пламени.

Опыт 2. Реакции в газовой камере.

Опыт 3. Микрокристаллоскопические реакции.

Опыт 4. Капельные реакции.

Опыт 5. Метод растирания порошков.

Лабораторная работа № 2. Дробный и систематический качественный химический анализ.

3-я неделя

13-18 февраля 2012 года

Решение задач (2 часа)

Буферные растворы

Аудиторные занятия

16.  Вычислите рН буферной смеси, содержащей 0,01 моль уксусной кислоты и 0,5 моль ацетата натрия.

17.  При приготовлении формиатной буферной смеси 100 см3 23 н. раствора муравьиной кислоты смешали с 30 см3 15 н. раствора формиата калия. Вычислите рН полученной смеси.

Домашнее задание

18.  Вычислите рОН и рН буферной смеси, содержащей 0,1 моль гидроксида и 0,01 моль хлорида аммония.

19.  Вычислите концентрацию ионов Н+ и рН раствора, полученного путем смешивания 25 см3 0,03 М раствора фтороводородной кислоты и 40 см3 0,2 М раствора фторида калия.

20.  Вычислите необходимое соотношение Ссоли : Скислоты для формиатного буфера, чтобы получить раствор с рН 4,0.

Гидролиз. Количественные характеристики гидролиза.

Аудиторные занятия

21.  Рассчитайте константу гидролиза, степень гидролиза и рН в 0,1 М растворе ацетата натрия.

22.  Рассчитайте константу гидролиза, степень гидролиза и рН в 0,1 М растворе хлорида аммония.

Домашнее задание

23.  Вычислите константу гидролиза, степень гидролиза и рН в 1 М растворе гидросульфита натрия.

24.  Рассчитайте константу гидролиза, степень гидролиза и рН в 0,1 М растворе ацетата аммония.

4-я неделя

20-25 февраля 2012 года

Лекционное занятие (2 часа)

5.  Окислительно-восстановительное равновесие. Стандартные электродные потенциалы. Направление протекания окислительно-восстановительной реакции. Использование ОВР в анализе. Уравнение Нернста. Факторы, влияющие на окислительно-восстановительный потенциал: соотношение концентраций окисленной и восстановленной форм, комплексообразование, осаждение, pH, температура.

Лабораторное занятие (4 часа)

Лабораторная работа № 3. Анализ смеси катионов.

Лабораторная работа № 4. Анализ смеси анионов.

5-я неделя

27 февраля – 3 марта 2012 года

Решение задач (2 часа)

Комплексные соединения.

Аудиторные занятия

25.  Вычислить концентрацию каждого продукта диссоциации в 0,1 М растворе [Zn(NH3)4]Cl2.

26.  Вычислите концентрацию ионов Co2+ в 0,01 М растворе хлорида кобальта(II), содержащем 1 М H3N×H2O.

Домашнее задание

27.  Вычислите концентрацию ионов меди(II), если в 100 см3 раствора содержится 0,16 г CuSO4 и 0,6 г аммиака.

28.  Во сколько раз концентрация ионов серебра в 0,1 М растворе [Ag(NH3)2]+ больше, чем в таком же растворе, но содержащем избыток аммиака в 0,1 М?

Гетерогенные равновесия

Аудиторные занятия

29.  Рассчитать произведение растворимости, если в 100 см3 воды растворимость составляет:

а) 0,058 г Hg2SO4; б) 2,33×10–4 г BaSO4.

30.  Вычислить растворимость Hg2Cl2 в воде по значению его произведения растворимости.

31.  Вычислить и сравнить растворимость (моль/дм3) AgCl в воде и в 0,01 М КCl.

Домашнее задание

32.  Рассчитать произведение растворимости, если в 100 мл воды растворимость составляет:

а) 3,2×10–3 г Ag2СO3; б) 6,8×10–16 г Ag2S.

33.  Вычислить растворимость Ca3(PO4)2 в воде по ПР.

34.  Какая из двух сравниваемых солей более растворима в воде: BaSO4 или СaSO4.

35.  Вычислить и сравнить растворимость (моль/дм3) PbCrO4 в воде, в 0,1 М К2CrO4 и в 0,2 М Pb(NO3)2.

36.  К 10 см3 0,0001 М растворе K[Ag(CN)2] прилили равный объем 0,01 М растворе хромата серебра. Вычислите, выпадет ли осадок хромата серебра.

6-я неделя

5-10 марта 2012 года

КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ ХИМИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ

Лекционное занятие (2 часа)

6.  Количественный химический анализ. Методы количественного анализа. Сущность титриметрического (объемного) анализа. Классификация титриметрических методов анализа: по типу реакции, лежащей в основе определения, по способу фиксирования конечной точки титрования, по способу титрования. Растворы в титриметрическом анализе, их стандартизация. Требования, предъявляемые к реакциям в титриметрии. Расчеты в титриметрии.

7.  Кислотно-основное титрование (протолитометрии). Теоретические и практические возможности метода. Рабочие растворы в кислотно-основном титровании. Индикаторы в методе кислотно-основного титрования, теории индикаторов (ионная, ионно-хромофорная), интервал перехода окраски индикаторов, выбор индикатора. Обратное титрование и титрование заместителя в кислотно-основном титровании.

Лабораторное занятие (4 часа)

Лабораторная работа № 5. Анализ сухих солей.

7-я неделя

12-17 марта 2012 года

Решение задач (2 часа)

Окислительно-восстановительные процессы.

Аудиторные занятия

37.  Определить молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя в реакциях:

а). ; б). .

38.  Вычислить константы равновесия окислительно-восстановительных реакций:

а). ; б). .

39.  Рассчитать окислительно-восстановительный потенциал в растворе, содержащем:

а). [MnO4–] = 1 моль/дм3, [Mn2+] = 0,1 моль/дм3, [H+] = 1·10–3 моль/дм3;

б). [MnO4–] = 0,2 моль/дм3, [Mn2+] = 0,1 моль/дм3, рH = 5.

40.  Вычислить потенциал никелевого электрода в растворе, содержащем 0,1 моль/дм3 хлорида никеля(II) и 2,6 моль/дм3 аммиака.

41.  Вычислить потенциал серебряного электрода в системе, содержащей насыщенный раствор хлорида серебра и 1 М хлорид калия.

Домашнее занятие.

42.  Определить молярную массу эквивалента окислителя и восстановителя в реакциях:

а). ; б). .

43.  Вычислить константы равновесия окислительно-восстановительных реакций:

а). ; б). .

44.  Рассчитать окислительно-восстановительный потенциал в растворе, содержащем:

а). [Cr2O72–]= 1 моль/дм3, [Cr3+] = 0,1 моль/дм3, pH = 2;

б). 0,1 моль/дм3 КMnO4, 0,01 моль/дм3 NaOH и MnO2(тв).

45.  Вычислить потенциал серебряного электрода в растворе, содержащем 17 г/дм3 нитрата серебра и 1,2 моль/дм3 аммиака.

46.  Вычислить потенциал кадмиевого электрода в системе, содержащей CdCO3(тв.) и 56 г/дм3 Na2CO3.

8-я неделя

19-24 марта 2012 года

Лекционное занятие (2 часа)

8.  Комплексометрия. Теоретические и практические возможности метода. Требования, предъявляемые к реакциям в комплексометрии. Комплексонометрия (хелатометрия). Преимущества метода в сравнении с комплексометрическим титрованием. Комплексоны. Этилендиаминтетрауксусная кислота и ее производные как лиганды. Структура омплексных соединений катионов металлов с комплексонами. Влияние кислотности среды на комплексонометрическое титрование. Способы фиксирования конечной точки титрования, индикаторы хелатометрического титрования. Способы хелатометрического титрования. Практическое применение хелатометрии.

Контрольная работа № 1. "Качественный химический анализ" (2 часа)

Отчет по качественному анализу (2 часа)

9-я неделя.

26-31 марта 2012 года

Решение задач (2 часа). "Протолитометрия (кислотно-основное титрование)"[2]

10-я неделя

2-7 апреля 2012 года

Лекционное занятие (2 часа)

9.  Окислительно-восстановительное титрование (редоксметрия). Возможности метода. Требования, предъявляемые к реакциям в редоксметрии. Классификация методов окислительно-восстановительного титрования. Способы фиксирования конечной точки титрования в редоксметрии. Индикаторы окислительно-восстановительного титрования.

9.1.  Перманганатометрия: рабочие растворы, индикаторы в перманганатометрии, установление нормальности и титра перманганата калия по щавелевой кислоте; применение перманганатометрии для определения восстановителей прямым титрованием, окислителей обратным титрованием или титрованием заместителя, индифферентных веществ обратным титрованием или титрованием заместителя.

Лабораторное занятие (4 часа)

Лабораторная работа № 6. Определение кислотности молока.

Лабораторная работа № 7. Определение временной жесткости воды.

11-я неделя.

9-14 апреля 2012 года

Решение задач (2 часа). "Комплексонометрическое титрование"

12-я неделя

16-21 апреля 2012 года

Лекционное занятие (2 часа)

9.  Окислительно-восстановительное титрование (редоксметрия). Возможности метода. Требования, предъявляемые к реакциям в редоксметрии. Классификация методов окислительно-восстановительного титрования. Способы фиксирования конечной точки титрования в редоксметрии. Индикаторы окислительно-восстановительного титрования.

9.2.  Йодометрия: рабочие растворы (растворы йода и тиосульфата натрия), установление титра раствора тиосульфата натрия, индикаторы в йодометрии, практическое применение йодометрии.

10.  Седиметрия. Возможности метода. Требования, предъявляемые к реакциям в седиметрии. Классификация методов. Рабочие растворы в седиметрии. Методы фиксирования конечной точки титрования в осадительном титровании.

Лабораторное занятие (4 часа)

Лабораторная работа № 8. Определение общей жесткости воды.

Лабораторная работа № 9. Определение содержания железа(II) в соли Mора.

13-я неделя.

23-28 апреля 2012 года

Решение задач (2 часа). "Редоксметрия (окислительно-восстановительное титрование)"

14-я неделя

30 апреля – 5 мая 2012 года

Лабораторное занятие (4 часа)

Лабораторная работа № 10. Определение содержания растворенного в воде кислорода.

Лабораторная работа № 11. Определение содержания хлоридов в почве.

15-я неделя.

7-12 мая апреля 2012 года

Решение задач (2 часа). "Седиметрия (осадительное титрование) "

16-я неделя.

7-12 мая апреля 2012 года

Консультация по дисциплине (по расписанию лекции) (2 часа)

Контрольная работа № 2. "Количественный химический анализ" (2 часа)

Отчет по количественному анализу (2 часа)

Таблица 1. Константы диссоциации некоторых слабых электролитов

Формула электролита	Кi	Кd	pКd	Формула электролита	Кi	Кd	pКd
Кислоты	H2CO3	К1	4,5×10–7	6,35
СH3СООН	К1	1,74×10–5	4,76		К2	4,8×10–11	10,32
HСООН	К1	1,78×10–4	3,75	HF	К1	6,8×10–4	3,17
HCN	К1	5,01×10–10	9,30	H2SO3	К1	1,4×10–2	1,85
HNO2	К1	6,90×10–4	3,16	Основания
				NH4OН	К1	1,76×10–5	4,75

Таблица 2. Термодинамические значения произведения растворимости некоторых труднорастворимых электролитов при 25°С

Формула электролита	ПР°	Формула электролита	ПР°	Формула электролита	ПР°
AgBr	5,3010–13	BaSO4	1,10×10–10	Hg2Cl2	1,32×10–18
AgCl	1,78×10–10	СаC2O4	2,29×10–9	Hg2SO4	6,76×10–7
Ag2СO3	8,13×10–12	Ca3(PO4)2	1,00×10–26	PbCrO4	1,18×10–14
Ag2СrO4	1,10×10–12	СaSO4	9,12×10–6	PbSO4	1,60×10–8
Ag2S	6,31×10–50	CdCO3	5,20×10–12

Таблица 3. Стандартные электродные потенциалы по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода при 25°С

Электродный процесс	Е°, В	Электродный процесс	Е°, В
	+0,09		–1,57
	+0,54	Fe3+ + e ® Fe2+	+0,77
	+1,51		+1,33
	+0,94		+0,60
Ni2+ + 2e ® Ni0	–0,23	Cd2+ + 2e ® Cd0	–0,40
Ag+ + e ® Ag0	+0,80		+1,19

Таблица 4. Константы устойчивости комплексных ионов (данные приведены для температур 25-30°С)

Комплексная частица	β	lgβ	Комплексная частица	β	lgβ
[Ag(CN)2]–	7,08×1019	19,85	[Cu(NH3)4]2+	1,07×1012	12,03
[Ag(S2O3)2]3–	2,88×1013	13,46	[Ni(NH3)4]2+	2,95×107	7,47
[Ag(NH3)2]+	1,74×107	7,24	[Zn(NH3)4]2+	3,85×109	9,59
[Co(NH3)4]2+	1,18×105	5,07

[1] Данные теоретические вопросы должны быть изучены студентом до лабораторного занятия. Вопросы, выделенные в тексте курсивом в ходе лекции не рассматриваются и изучаются студентами самостоятельно с использованием литературы, список которой представлен в начале настоящего плана. По этим вопросам в начале лабораторного занятия преподавателем может быть проведена самостоятельная работа для контроля качества подготовки студента к занятию.

[2] , Кропачева химический анализ: учебно-метод. пособие для лабораторных работ. Ижевск: Изд-во «Удмуртский университет», 2011. – с.