Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Введение в титриметрический анализ. Метод нейтрализацииСтр 1 из 11Следующая ⇒
Введение в титриметрический анализ Аналитическая химия – наука о методах определения качественного и количественного состава вещества или их смесей. Качественный анализ позволяет определить, какие элементы, группы атомов, ионов, молекул, радикалов входят в состав анализируемого вещества или смеси веществ. Количественный анализ позволяет установить количественные соотношения компонентов данного соединения или смеси веществ. Исследуя новое соединение, прежде всего, устанавливают, из каких компонентов оно состоит, а затем находят их количественные соотношения. Поэтому качественный анализ вещества предшествует количественному. Если качественный состав анализируемого материала известен, то приступают к количественному анализу, выбрав наиболее подходящий метод. В настоящее время аналитическая химия пользуется многочисленными и разнообразными методами, которые подразделяют на физические, физико-химические и химические. Химические методы, в свою очередь, включают гравиметрию (весовой анализ) и титриметрию (объемный анализ). Преимущество титриметрического анализа перед гравиметрическим состоит в быстроте определений. В клинических лабораториях и лабораториях промсанхимии широкое распространение получил титриметрический анализ, так как для его проведения требуется простейшее лабораторное оборудование, не значительные затраты труда и времени, достаточно большая универсальность и высокая точность. Титриметрический анализ основан на измерении объема титранта (раствора точно известной концентрации), израсходованного на реакцию с определяемым веществом, при этом вещества должны реагировать в строго эквивалентных количествах. Процесс постепенного добавления титранта к анализируемому веществу называется титрованием, а момент завершения реакции – моментом эквивалентности. Титриметрическое определение вещества сводится к проведению химической реакции смешиванием растворов двух реагирующих веществ. Эта операция проводится титрованием – добавлением небольших порций раствора одного из веществ к известному объему раствора второго вещества. Один из двух растворов содержит вещество с неизвестной концентрацией и представляет собой анализируемый раствор. Второй раствор содержит реагент с точно известной концентрацией и называется рабочим раствором или титрантом.
Для проведения титриметрического анализа необходимо: 1) знать точную концентрацию титранта; 2) точно измерить объемы растворов титранта и исследуемого вещества; 3) точно фиксировать момент эквивалентности. Для точного измерения объемов растворов реагирующих веществ используют мерную посуду – бюретки, пипетки, мерные колбы и пр. В процессе титрования достигается точка эквивалентности (момент эквивалентности), т. е. момент, когда количество вещества эквивалента в добавленном растворе титранта становиться равным количеству анализируемого вещества. Химические вещества реагируют между собой в определенных количественных соотношениях. Уравнение реакции показывает минимальные целочисленные количества химических веществ, вступающих в реакцию, а так же образующихся в результате реакции. В общем случае эти количества различны. Однако для удобства расчетов в химии используют особое понятие – химический эквивалент вещества, дающее возможность выразить количества реагирующих и образующихся веществ одинаковыми числами. Из самого определения понятия химического эквивалента вытекает, что в химической реакции обязательно участвует равное число эквивалентов двух веществ (кислоты и основания, окислителя и восстановителя и т. д.). Равными оказываются и количества вещества эквивалента тех же веществ: n(1/zT) = n(1/zХ) это равенство представляет собой математическое выражение закона эквивалентов. Выразим количество вещества эквивалента через концентрацию и объем раствора: n(1/zХ) = С(1/zХ) · Vх n(1/zT) = С(1/zT) · Vт С(1/zТ) – молярная концентрация эквивалента титранта, моль/дм3 V(Т) – объем титранта, см3 С(1/zХ) – молярная концентрация эквивалента исследуемого вещества, моль/дм3 V(Х) – объем раствора исследуемого вещества, см3 (1/zT) ∙ V(T) = C(1/zX) ∙ V(X) Таким образом, в момент эквивалентности число эквивалентов титранта и анализируемого вещества равны. По достижении точки эквивалентности титрование обычно заканчивают и отмечают затраченный объем раствора. Следовательно, при выполнении титриметрического анализа необходимо располагать методом определения момента эквивалентности. Для этого используют свойства растворов, которые резко меняются в точке эквивалентности.
Момент эквивалентности определяют: 1) с помощью индикаторов; 2) по изменению окраски раствора одного из реагирующих веществ; 3) по прекращению выпадения осадка или изменению цвета осадка; 4) с помощью приборов, например, потенциометров, кондуктометров и пр. Зная точную концентрацию титранта С(1/zТ), объем исследуемого раствора и объем раствора титранта V(Т) в момент эквивалентности, можно легко рассчитать концентрацию раствора исследуемого вещества С(1/zХ): Из выше указанного уравнения можно определить титр раствора исследуемого вещества t(Х): В титриметрическом анализе могут использоваться не все химические реакции, а только те, которые отвечают определенным требованиям: 1) реакция должна быть практически необратимой; 2) реакция должна протекать быстро, в строгом соответствии с законом эквивалентов, без побочных процессов; 3) необходимо точно фиксировать момент эквивалентности. Разнообразные методы титриметрического анализа можно классифицировать в зависимости от характера химической реакции, лежащей в их основе, и по способу проведения анализа. Используют следующие основные типы химических реакций: Ø Кислотно-основное титрование — основано на взаимодействии кислот и оснований. Ø Оксидиметрия — основана на протекании окислительно-восстановительных реакций. Ø Осадительное титрование — основано на образовании осадков. Ø Комплексонометрия — основана на реакциях комплексообразования.
Сущность кислотно-основного титрования (метод нейтрализации) В основе кислотно-основного титрования лежит соединение ионов Н3О+ и гидроксид-ионов ОН – с образованием малодиссоциирующих молекул воды. В упрощенном виде Н+ + ОН– = Н2О Метод позволяет определять в растворах не только концентрацию кислот или оснований, но также и концентрацию гидролизующихся солей. Для определения в растворах концентрации оснований или солей, дающих при протолизе щелочную реакцию, используют в качестве титранта растворы кислот. Эти определения называют ацидиметрией (от лат. аcidum — кислота). Концентрацию кислот и гидролитически кислых солей определяют с помощью титрантов растворов сильных оснований. Такие определения называют алкалиметрией (от лат. alkali – щелочь). Поскольку реакция нейтрализации не сопровождается каким-нибудь внешним эффектом, например изменением окраски раствора, точку эквивалентности определяют с помощью индикаторов. Согласно ионной теории индикаторов Оствальда (1894г.), индикаторы в методе кислотно-основного титрования представляют собой такие слабые органические кислоты или основания, у которых недиссоциированные молекулы и ионы имеют различную окраску. Индикаторы, обладающие свойством присоединять протоны, называют основными индикаторами и обозначают через IndOH, где Ind+ - катион индикатора. Такие индикаторы диссоциируют по схеме:
Индикаторы, обладающие свойством отдавать протоны, называют кислотными индикаторами и обозначают через HInd. Молекула такого индикатора играет роль донора протона, т. е. дает при диссоциации катион Н+ и анион Ind–:
Все индикаторы изменяют свою окраску плавно в определенном интервале значений рН, называемом интервалом перехода, или зоной перехода окраски индикатора. Внутри зоны перехода имеется такое значение рН, при котором индикатор наиболее резко изменяет свою окраску. В этот момент концентрации молекулярной и ионной форм индикатора равны [HInd] = [Ind–]. Значение рН, при котором индикатор наиболее резко меняет свою окраску, называется показателем титрования (рТ). В табл. 1 указаны область перехода, показатель титрования, окраска недиссоциированных молекул и анионов некоторых индикаторов. Таблица1 Характеристики некоторых индикаторов
Если упрощенно обозначить молекулы фенолфталеина через HInd, а анионы его через Ind–, то уравнение диссоциации будет иметь вид
Достаточно к раствору, содержащему фенолфталеин, прибавить немного щелочи, как введенные ионы ОН– станут связывать протоны с образованием малодиссоциирующих молекул воды. При этом равновесие диссоциации индикатора сместится вправо и накопление анионов Ind– вызовет окрашивание раствора в малиновый цвет. Наоборот, если к раствору фенолфталеина прилить несколько капель кислоты, то повышение концентрации протонов будет подавлять диссоциацию молекул индикатора. Равновесие сместится влево и раствор обесцветится. Аналогичным образом объясняют поведение лакмуса, молекулы которого окрашены в красный цвет, а анионы в синий; нейтральные растворы лакмуса имеют промежуточную фиолетовую окраску. Это подтверждает, что цвет водного раствора индикатора зависит от соотношения между его молекулярной и ионной формами. Таким образом, окраска молекул индикаторов, обладающих кислотными свойствами, проявляется в кислой среде, а окраска аниона — в щелочной. В каждом конкретном случае кислотно-основного титрования индикатор подбирается таким образом, чтобы показатель титрования его как можно точнее совпадал с истинным моментом эквивалентности.
На правильный выбор индикатора влияет гидролиз солей, образующихся в процессе титрования. Различают четыре случая выбора индикаторов.
1. Титрование сильного основания сильной кислотой (или наоборот)
Например: HCl + NaOH = NaCl + H2O
Соли катионов сильных оснований и анионов сильных кислот гидролизу не подвергаются, рН раствора 7, поэтому и момент эквивалентности будет при рН = 7. Для фиксирования момента эквивалентности в этом случае применяются любые индикаторы с рТ = 7 (например, лакмус и др.)
2. Титрование сильной кислотой слабого основания
Например: HCl + NH4OH = NH4Cl + H2O
Образующаяся соль подвергается гидролизу: NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+ Среда раствора кислая, рН < 7, поэтому и момент эквивалентности будет при рН < 7. Для фиксирования момента эквивалентности применимы любые индикаторы с рТ < 7 (например, метилоранж, метилрот и др.).
3. Титрование слабой кислоты сильным основанием
Например: CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Образующаяся соль подвергается гидролизу: СН3СОО – + Н2О ↔ CH3COOН + OН – Среда щелочная, рН > 7, поэтому и момент эквивалентности будет при рН > 7. Для фиксирования момента эквивалентности применимы любые индикаторы с рТ > 7 (например, фенолфталеин и др.). 4. Титрование слабой кислоты слабым основанием (или наоборот)
Например: NH4OH + CH3COOH = CH3COONН4 + H2O
Такое титрование практически не применяется, т.к. соли катионов слабых оснований и анионов слабых кислот в растворах легко гидролизуются: NH4+ + СН3СОО– + Н2О ↔ NH4OH + CH3COOН
В результате гидролиза образуются слабые электролиты, среда раствора остается практически нейтральной, рН = 7. Так как концентрации ионов Н+ и ОН– в растворе меняются незначительно, то они не оказывают существенного влияния на смещение индикаторного равновесия. В этом случае индикаторы свою окраску не изменяют, следовательно, слабые кислоты слабыми основаниями (или наоборот) точно не титруются. Более точно выбор индикаторов проводят по кривым титрования.
Кислотно-основное титрование применяется в клинических лабораториях при определении кислотности желудочного сока, буферной емкости крови, спинномозговой жидкости и пр., что используется при постановке диагноза и лечении больных. С помощью этого метода анализируются лекарственные вещества, устанавливается доброкачественность пищевых продуктов (молока, хлеба, муки и др.). Большое значение метод нейтрализации имеет при санитарно-гигиенической оценке состояния окружающей среды (природных водоемов, почвы, промышленных стоков и др.). Контрольные вопросы 1. Принципы титриметрического анализа. 2. Классификация методов титриметрического анализа. 3. Титрование, требования к реакциям объемного анализа. 4. Момент эквивалентности реакции, методы фиксирования момента эквивалентности. 5. Закон эквивалентов, количественные расчеты в объемном анализе. 6. Сущность метода нейтрализации. Ацидиметрия. Алкалиметрия. Применение метода в клинических и санитарно-гигиенических анализах.
7. Индикаторы метода нейтрализации. Ионная теория индикаторов Оствальда. 8. Зона перехода окраски индикатора. Показатель титрования, его значение.
Типовые задачи Задача 1.Рассчитайте объем (см3) раствора серной кислоты с массовой долей 26 % (плотность раствора 1,19 г/см3), необходимого для приготовления 150 см3 раствора серной кислоты с молярной концентрацией 0,2 моль/дм3.
Задача 2. Раствор калия перманганата применяется в медицине как дезинфицирующее средство. Рассчитайте титр раствора KMnO4, содержащего 0,02 моль калия перманганата в 250 см3 раствора.
Задача 3. Раствор натрия сульфата применяют в медицине перрорально как слабительное средство. Сколько граммов натрий сульфата необходимо для приготовления 200 см3 раствора с молярной концентрацией эквивалента С(½ Na2SO4) = 0,5 моль/дм3?
Задача 4. Определите титр раствора натрия гидроксида, если на тирование 5 см3 его раствора израсходовано 5,4 см3 раствора Н2SO4, с молярной концентрацией эквивалента С(½ Н2SO4) = 0,5 моль/дм3.
Тестовые задания для самоконтроля
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-12-15; просмотров: 410; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.223.21.5 (0.061 с.) |