Репетиционные тесты по аналитической химии и физико-химическим методам анализа (стр. 2 )

O3S + : OH2 = O3S : OH2.

Как видно из примера, в качестве кислоты выступают молекулы BCl3 и SO3, а в качестве оснований – молекулы аммиака и воды.

Редокс-реакции сопровождаются изменением степеней окисления реагирующих веществ вследствие переноса электронов от восстановителя (отдаёт электроны) к окислителю (принимает электроны). При окислении степень окисления повышается, при восстановлении – понижается.

Например: K2Mn+6O4 + 8HCl– = 2KCl + Mn+2Cl2 + Cl+ 4H2O

MnO4 + 8H+ + 4ē → Mn+2 + 4H2O – восстановление

(MnO– окислитель)

2Cl– – 2ē → Cl– окисление (Cl– – восстановитель).

Интенсивность присоединения или отдачи электронов различными ионами (молекулами) определяется окислительно-восстановительным (редокс) потенциалом. Величину реального редокс-потенциала рассчитывают по уравнению Нернста:

Е = Е0 +

где Е – реальный (равновесный редокс-потенциал, В);

Е0 – стандартный редокс-потенциал, В;

n – число электронов, участвующих в полуреакции;

[Ox], [Red] – равновесные концентрации окисленной и восстановленной форм, моль/л;

а, b – стехиометрические коэффициенты.

Константа равновесия связана со стандартными редокс-потенциалами окислителя и восстановителя:

lgK =

Демо-тест 3

Величина формального редокс-потенциала системы NO + 2H+ + 1ē → → NO2 + H2O при pH = 1 равна … В (E↛= 0,81 В):

а) 1,032;

б) 0,928;

в) 0,692;

г) 0,810.

Формальным называют потенциал полуреакции окисленной и восстановленной форм, равный 1 моль/л, а концентрации посторонних ионов известны.

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

Формальный редокс-потенциал в данном случае рассчитывается по формуле:

Е red/ox =

(концентрация ионов водорода в квадрате, т. к. в уравнении полуреакции стехиометрический коэффициент перед [H+] равен двум).

Е red/ox = 0,81+ = 0,81 – 2·0,059 =0,81 –0,118 = 0,692 В.

Вывод: верный ответ в).

Реакции комплексообразования – химические реакции, в которых в качестве реагентов участвуют комплексные соединения (например, Na3[CO(No3)3]) или образуются комплексные соединения (например, комплекс ализарина с катионом алюминия).

Согласно координационной теории А. Вернера (1893 г.) комплексные (координационные) соединения – это сложные молекулы, состоящие из центрального атома (комплексообразователя) и лигандного окружения и имеющие внешнюю и внутреннюю сферы. Центральный атом – чаще всего катион металла. Лигандами могут являться:

– анионы (например, NO, CN–, Cl– );

– молекулы (например, H2O, NH3), а также циклоообразующие (хелатирующие и макроциклические) комплексные соединения.

В комплексе Na2Pb[Сu(NO2)6] внутренняя сфера [Cu(NO2)6]4–, центральный ион – Cu+2, лиганды – NO, ионы внешней сферы – Na+1, Pb+2.

Демо-тест 4

Общая константа нестойкости [Сu(NO2)6]4– имеет вид:

а) Кн =

б) Кн =

в) Кн =

г) Кн =

Применяя закон действующих масс, общая константа нестойкости комплексного иона [Сu(NO2)6]4– имеет вид:

Кн =

так как полная диссоциация комплексного иона идёт по уравнению

[Cu(NO2)6]4– ⇄ Cu2+ + 6NO.

Чем больше константа нестойкости, тем легче проходит процесс диссоциации комплексного иона.

Вывод: верный ответ в).

Реакции осаждения сопровождаются образованием новой твёрдой фазы – осадка и широко используются в качественном и количественном анализе. Фаза представляет собой часть системы, отделённую от других частей поверхностностью раздела. В результате процессов осаждения и растворения между осадком и его растворенной частью наступает динамическое равновесие:

осадок ↔ раствор.

Произведением растворимости (ПР) малорастворимого электролита называется произведение концентрации (активности) ионов насыщенного раствора при постоянной температуре и давлении. ПР – величина постоянная при заданной температуре.

AmBn ⇄ mAn+ + nBm–

ПP = [An+]m ·[Bm–]n,

где [An+], [Bm–] – равновесные концентрации ионов малорастворимого вещества в растворе.

Чем меньше величина ПР, тем менее растворимо данное соединение.

Растворимостью (Р) малорастворимого соединения называют концентрацию его ионов в растворе над осадком и рассчитывают в г/л.

Осадок малорастворимого вещества образуется только в том случае, когда произведение концентрации его ионов в растворе превышает величину произведения растворимости этого соединения.

Таблица 4

Условия образования и растворения осадка

Соотношение П и ПР*	Характеристика раствора	Состояние твёрдой фазы
П < ПР	Не насыщен	Растворяется
П = ПР	Насыщен	Равновесие с раствором
П > ПР	Перенасыщен	Осаждается

П – произведение концентраций ионов малорастворимого вещества, ПР – его произведений растворимости.

Демо-тест 5

Растворимость CaCrO4 в воде равна … г/л (ПР= 7,1·10–4, М= = 156 г/моль).

а) 2,60·10–2;

б) 7,10·10–4;

в) 4,15·10–2;

г) 4,15.

Р= = = 2,66·10–2

Т. к. М= 156 г/моль, следовательно, Р= 2,6·10–2 ·156 = 4,15 г/л.

Вывод: верный ответ г).

Таблица 5

Виды качественного химического анализа

Название метода	Сущность метода	Примеры
Элементный	Какие элементы входят в состав анализируемого объекта	Определение наличия тяжёлых металлов в сточных водах
Изотопный	Определение изотопов в смесях при исследовании искусственных элементов	Определение дейтерированной воды в обычной воде
Молекулярный	Определение молекул химических соединений в газовых смесях	Определение в воздухе азота, СО2, озона
Структурно-групповой	Определение функциональных групп органических соединений	Определение –СООН, –NH2, –SH и проч. групп в синтетических органических молекулах
Фазовый	Определение наличия отдельных фаз в твёрдых объектах	Определение содержания углерода в сплавах в виде угля и карбидов железа

Анализ химического соединения (и его составных частей: молекул, группировок атомов, ионов) возможен благодаря совокупности присущих ему свойств (физических, физико-химических и химических). Важнейшими аналитическими свойствами веществ являются:

– агрегатное состояние (характеристики: температура затвердевания, температура плавления, температура кипения, температура возгонки, плотность, показатель преломления);

– цвет (причины возникновения окраски);

– растворимость;

– химические свойства (кислотно-основные, окислительно-восстанови-тельные и т. д.).

Появление и изменение окраски веществ в ходе химической реакции является важнейшим аналитическим признаком, особенно в качественном анализе. Цвет органических молекул обусловлен наличием хромофорных групп (несущих цвет) и ауксохромных групп (усиливающих цвет).

Таблица 6

Виды хромофорных и ауксохромных групп

Название группы

Примеры

Хромофоры

–N = N– – азогруппа

>С = N– – азометиновая группа

>С = NH – карбаминовая группа

–NO2 – нитрогруппа

–NO – нитрозогруппа

Ауксохромы

–OH, –NH2, –SH, –OCH3, –NHCH3, –N(CH3)2, –COCH3