Решение задачи: Расчет содержания пероксида водорода (Вариант 7)

Вот решения задач и ответы на вопросы, оформленные так, чтобы их было удобно переписать в тетрадь школьнику. Вариант 7 1. Рассчитайте содержание пероксида водорода в препарате (%), если 10,0 мл анализируемого образца довели водой до метки в мерной колбе вместимостью 100,0 мл. На титрование 10,0 мл аликвоты полученного раствора пошло 18,9 мл 0,1 моль/л (УЧ 1/5 KMnO4) раствора калия перманганата (K = 0,98). Решение: Для начала запишем уравнение реакции между пероксидом водорода и перманганатом калия в кислой среде: \[2KMnO_4 + 5H_2O_2 + 3H_2SO_4 \rightarrow K_2SO_4 + 2MnSO_4 + 5O_2 + 8H_2O\] Из уравнения видно, что 2 моля \(KMnO_4\) реагируют с 5 молями \(H_2O_2\). Фактор эквивалентности для \(KMnO_4\) в данной реакции равен 1/5, что соответствует 5 электронам, участвующим в полуреакции восстановления \(MnO_4^-\) до \(Mn^{2+}\). Фактор эквивалентности для \(H_2O_2\) равен 1/2, так как в реакции окисления \(H_2O_2\) до \(O_2\) каждый атом кислорода теряет 1 электрон (от -1 до 0), то есть молекула \(H_2O_2\) теряет 2 электрона. Найдем количество вещества \(KMnO_4\), пошедшего на титрование: \[n(KMnO_4) = C(KMnO_4) \cdot V(KMnO_4) \cdot K\] где \(C(KMnO_4)\) – концентрация раствора \(KMnO_4\), \(V(KMnO_4)\) – объем раствора \(KMnO_4\), \(K\) – поправочный коэффициент. \[n(KMnO_4) = 0,1 \text{ моль/л} \cdot 0,0189 \text{ л} \cdot 0,98 = 0,0018522 \text{ моль}\] Теперь найдем количество вещества \(H_2O_2\) в аликвоте. По стехиометрии реакции: \[\frac{n(H_2O_2)}{5} = \frac{n(KMnO_4)}{2}\] \[n(H_2O_2) = \frac{5}{2} \cdot n(KMnO_4) = \frac{5}{2} \cdot 0,0018522 \text{ моль} = 0,0046305 \text{ моль}\] Это количество \(H_2O_2\) содержится в 10,0 мл аликвоты. Объем исходного раствора, который был доведен до 100,0 мл, составлял 10,0 мл. Значит, в 100,0 мл разбавленного раствора содержится в 10 раз больше \(H_2O_2\), чем в аликвоте. Но исходный образец был 10,0 мл, который довели до 100,0 мл. То есть, в 100,0 мл разбавленного раствора содержится то же количество \(H_2O_2\), что и в 10,0 мл исходного образца. Поэтому, количество \(H_2O_2\) в 10,0 мл исходного образца равно: \[n_{исх}(H_2O_2) = n(H_2O_2) \cdot \frac{V_{общ}}{V_{аликвота}} = 0,0046305 \text{ моль} \cdot \frac{100,0 \text{ мл}}{10,0 \text{ мл}} = 0,046305 \text{ моль}\] Это количество вещества \(H_2O_2\) содержится в 10,0 мл исходного образца. Найдем массу \(H_2O_2\): Молярная масса \(H_2O_2\) = \(2 \cdot 1,008 + 2 \cdot 15,999 = 34,014 \text{ г/моль}\). \[m(H_2O_2) = n_{исх}(H_2O_2) \cdot M(H_2O_2) = 0,046305 \text{ моль} \cdot 34,014 \text{ г/моль} = 1,5750 \text{ г}\] Теперь найдем массу 10,0 мл анализируемого образца. Для расчета процентного содержания нам нужна плотность образца. Если плотность не указана, обычно предполагается, что плотность раствора близка к плотности воды, то есть 1 г/мл. Масса 10,0 мл образца = \(10,0 \text{ мл} \cdot 1 \text{ г/мл} = 10,0 \text{ г}\). Рассчитаем содержание пероксида водорода в процентах: \[\text{Содержание } H_2O_2 (\%) = \frac{m(H_2O_2)}{m_{образца}} \cdot 100\%\] \[\text{Содержание } H_2O_2 (\%) = \frac{1,5750 \text{ г}}{10,0 \text{ г}} \cdot 100\% = 15,75\%\] Ответ: Содержание пероксида водорода в препарате составляет 15,75%. 2. Порошок натрия йодида пожелтел при хранении. Объясните химический процесс, который произошел? Можно ли его использовать для приготовления лекарственной формы? Ответ: Химический процесс, который произошел, это окисление йодида натрия \(NaI\) кислородом воздуха, особенно под действием света и влаги. В результате этой реакции образуется свободный йод \((I_2)\), который имеет желто-коричневый цвет. Уравнение реакции: \[4NaI + O_2 + 2H_2O \rightarrow 2I_2 + 4NaOH\] или \[4NaI + O_2 \xrightarrow{свет, влага} 2I_2 + 2Na_2O\] (В присутствии влаги \(Na_2O\) реагирует с водой, образуя \(NaOH\)). Использовать такой пожелтевший порошок для приготовления лекарственной формы нельзя. Причина в том, что: 1. Образовавшийся свободный йод является более токсичным и раздражающим веществом, чем йодид натрия. 2. Изменился химический состав препарата, что может привести к изменению его терапевтического действия и появлению нежелательных побочных эффектов. 3. Лекарственные средства должны соответствовать стандартам качества и чистоты, а пожелтение указывает на разложение и загрязнение. 3. Какими реакциями можно различить нитрат- и нитрит-анионы? Ответ: Нитрат-анион \((NO_3^-)\) и нитрит-анион \((NO_2^-)\) можно различить следующими реакциями: 1. Реакция с перманганатом калия \((KMnO_4)\) в кислой среде: * Нитрит-анион \((NO_2^-)\) является восстановителем и окисляется перманганатом калия, обесцвечивая его раствор. \[5NO_2^- + 2MnO_4^- + 6H^+ \rightarrow 5NO_3^- + 2Mn^{2+} + 3H_2O\] Наблюдается исчезновение фиолетовой окраски перманганата. * Нитрат-анион \((NO_3^-)\) в обычных условиях не реагирует с перманганатом калия, и раствор остается фиолетовым. 2. Реакция с йодидом калия \((KI)\) в кислой среде: * Нитрит-анион \((NO_2^-)\) в кислой среде окисляет йодид-ионы до свободного йода \((I_2)\), который окрашивает раствор в желто-коричневый цвет. \[2NO_2^- + 2I^- + 4H^+ \rightarrow 2NO + I_2 + 2H_2O\] Образовавшийся йод можно обнаружить по синему окрашиванию при добавлении крахмального клейстера. * Нитрат-анион \((NO_3^-)\) не реагирует с йодидом калия в кислой среде. 3. Реакция с раствором сульфата железа(II) \((FeSO_4)\) (реакция "бурого кольца"): * Нитрит-анион \((NO_2^-)\) в кислой среде реагирует с \(Fe^{2+}\) с образованием нитрозильного комплекса, который имеет бурую окраску. \[NO_2^- + Fe^{2+} + 2H^+ \rightarrow Fe^{3+} + NO + H_2O\] \[Fe^{2+} + NO \rightarrow [Fe(NO)]^{2+}\] Эта реакция происходит быстро и дает бурое окрашивание по всему объему раствора. * Нитрат-анион \((NO_3^-)\) также дает реакцию "бурого кольца", но для этого требуется концентрированная серная кислота и осторожное наслаивание раствора \(FeSO_4\) на раствор нитрата. Кольцо образуется на границе раздела двух жидкостей. \[3Fe^{2+} + NO_3^- + 4H^+ \rightarrow 3Fe^{3+} + NO + 2H_2O\] \[Fe^{2+} + NO \rightarrow [Fe(NO)]^{2+}\] Различие в том, что нитрит реагирует быстрее и по всему объему, а нитрат - медленнее и на границе раздела фаз. 4. Чему равен фактор эквивалентности при количественном определении натрия тиосульфата методом йодометрии? Ответ: Метод йодометрии основан на реакции титрования выделившегося йода раствором тиосульфата натрия. Уравнение реакции: \[I_2 + 2Na_2S_2O_3 \rightarrow 2NaI + Na_2S_4O_6\] В этой реакции тиосульфат-ион \((S_2O_3^{2-})\) окисляется до тетратионат-иона \((S_4O_6^{2-})\). Степень окисления серы в \(S_2O_3^{2-}\) можно рассчитать: \(2x + 3(-2) = -2 \Rightarrow 2x - 6 = -2 \Rightarrow 2x = 4 \Rightarrow x = +2\). Степень окисления серы в \(S_4O_6^{2-}\) можно рассчитать: \(4x + 6(-2) = -2 \Rightarrow 4x - 12 = -2 \Rightarrow 4x = 10 \Rightarrow x = +2,5\). Каждый атом серы в тиосульфат-ионе теряет 0,5 электрона (от +2 до +2,5). Поскольку в молекуле \(Na_2S_2O_3\) два атома серы, то общая потеря электронов на одну молекулу \(Na_2S_2O_3\) составляет \(2 \cdot 0,5 = 1\) электрон. Таким образом, фактор эквивалентности для натрия тиосульфата \((Na_2S_2O_3)\) в этой реакции равен 1. \[f_{экв}(Na_2S_2O_3) = 1\] 5. Правильно ли приготовлен концентрированный раствор натрия гидрокарбоната 5% — 100 мл, если на титрование 1 мл раствора пошло 0,1 мл 0,1 моль/л раствора хлористоводородной кислоты? (M (NaHCO3) = 84 г/моль.) Решение: Сначала определим, сколько граммов \(NaHCO_3\) должно быть в 100 мл 5% раствора. 5% раствор означает, что в 100 г раствора содержится 5 г \(NaHCO_3\). Если плотность раствора не указана, примем ее равной 1 г/мл. Тогда масса 100 мл раствора = \(100 \text{ мл} \cdot 1 \text{ г/мл} = 100 \text{ г}\). Масса \(NaHCO_3\) в 100 мл 5% раствора = \(100 \text{ г} \cdot 0,05 = 5 \text{ г}\). Теперь определим, сколько \(NaHCO_3\) фактически содержится в растворе, исходя из данных титрования. Реакция титрования: \[NaHCO_3 + HCl \rightarrow NaCl + H_2O + CO_2\] Соотношение молей \(NaHCO_3\) и \(HCl\) в реакции 1:1. Найдем количество вещества \(HCl\), пошедшего на титрование 1 мл раствора \(NaHCO_3\): \[n(HCl) = C(HCl) \cdot V(HCl)\] \[n(HCl) = 0,1 \text{ моль/л} \cdot 0,0001 \text{ л} = 0,00001 \text{ моль}\] (Обратите внимание, 0,1 мл = 0,0001 л) Поскольку соотношение 1:1, то количество вещества \(NaHCO_3\) в 1 мл титруемого раствора равно: \[n(NaHCO_3) = n(HCl) = 0,00001 \text{ моль}\] Теперь найдем массу \(NaHCO_3\) в 1 мл титруемого раствора: Молярная масса \(NaHCO_3\) = 84 г/моль. \[m(NaHCO_3) = n(NaHCO_3) \cdot M(NaHCO_3) = 0,00001 \text{ моль} \cdot 84 \text{ г/моль} = 0,00084 \text{ г}\] Это масса \(NaHCO_3\) в 1 мл раствора. В 100 мл раствора будет в 100 раз больше \(NaHCO_3\): \[m_{общ}(NaHCO_3) = 0,00084 \text{ г/мл} \cdot 100 \text{ мл} = 0,084 \text{ г}\] Сравним полученную массу с требуемой: Требуемая масса \(NaHCO_3\) для 100 мл 5% раствора = 5 г. Фактическая масса \(NaHCO_3\) в приготовленном растворе = 0,084 г. Очевидно, что 0,084 г значительно меньше 5 г. Значит, раствор приготовлен неправильно. Он гораздо менее концентрированный, чем должен быть. Ответ: Раствор приготовлен неправильно. Фактическая концентрация натрия гидрокарбоната значительно ниже требуемой 5%.