Рассчитать T(HCl/CaO);KMnO/Fe

.

 

Рассчитать М_Э [KMnO₄] –(кислой среде

Молярная масса эквивалента соли определяется отношением молярной массы соли к произведению числа атомов металла на его валентность

М(КМnO4)=158г/моль

Мэ (КМnO4)=158 / 1= 158 г/моль

Растворимость осадков и факторы влияющие на растворимость осадков Растворимость осадков зависит от температуры, природы растворителя, ионной силы, наличия одноименных ионов и побочных реакций, а также от структуры осадка и степени его дисперсности. Можно показать графики, иллюстрирующие влияние некоторых факторов на растворимость (рис. VI-5, VI-6). В одном и том же растворителе влияние физических факторов незначительно по сравнению с химическими факторами, главным образом такими, как побочные реакции (комплексообразование, взаимодействие ионов осадка с ионами водорода).

Рис. VI-5. Зависимость растворимости хлорида серебра от концентрации одноименных ионов.

Коэффициент побочной (конкурирующей) реакции комплексообразования с одним из ионов осадка можно рассчитать по формуле:

1

где а — коэффициент побочной реакции; а — равновесная концентрация лиганда; в—суммарная константа устойчивости.

Расчетные формулы гравиметрии

1. Результат гравиметрического анализа рассчитывают по формуле ,

где m_o – масса определяемого вещества; m – масса гравиметрической формы; М(х) и М(г.ф.) – соответственно молярные массы определяемого вещества и гравиметрической формы (г/моль).

Отношение М(х)/М(г.ф.)=Fназывают гравиметрическим фактором (гравиметрическим множителем) или фактором пересчета. Следовательно, x=mF

При вычислении гравиметрического фактора необходимо учитывать стехиометрические коэффициенты в химических формулах определяемого вещества и гравиметрической формы, чтобы число атомов определяемого компонента в числителе и знаменателе дроби было одинаковым:

.

Например, если определяемым веществом является Fe₃O₄, а гравиметрической формой Fe₂O₃, гравиметрический фактор будет равен

.

Числовые значения факторов пересчета для большинства практически важных определений рассчитаны с высокой точностью и приведены в справочниках.

Расчет определяемого вещества в граммах q_A =m_гр.ф∙F (30)

Расчет определяемого вещества в процентах

(31)

Расчет навески определяемого вещества

При определении кристаллических осадков

, (32)

где М_А и М_гр.ф. - молекулярные веса определяемого вещества и гравиметрической формы соответственно;

m,n- стехиометрические коэффициенты.

При определении аморфных осадков

(33)

Опытным путем было найдено, что 0,5 - 0,3 - практически удобная масса весовой формы вещества

для кристаллических осадков (г); 0,1-0,2- практически удобная масса весовой формы вещества

для аморфных осадков(г).

Объем осадителя находим по формуле

, (34)

где 1,5- const- коэффициент, найденный практическим путем

(берется с учетом того, что осадитель по обыкновению

является летучим веществом);

М_В- молекулярный вес осадителя;

М_А- молекулярный вес определяемого вещества;

а- навеска определяемого вещества, г;

С - процентная концентрация;

ρ- плотность г/см³.

Расчетные формулы титриметрии

2. Нормальность (N) раствора- число грамм-эквивалентов вещества, содержащихся в 1 л раствора ,

где а- навеска образца анализируемого вещества, г;

Э- грамм-эквивалент;

n- число грамм-эквивалентов;

V- объем, мл.

Если V=1л, то N · V=a

Молярность (С_м) – число моль(грамм - молекул) растворенного вещества в 1л раствора

где М- масса 1моль растворенного вещества.

Если V=1л, то

, где Т- титр, г/см³, г/мл

Основное расчетное уравнение химического анализа N_AV_A=N_BV_B

В момент эквивалентности химических реакций произведение нормальных концентраций на объемы растворов реагирующих веществ равны друг другу.

При известной нормальной концентрации раствора вещества А можно рассчитать его титр Т_А, перейдя к массе q_А через эквивалентен Э_А.

, где А- определяемое вещество;

q_А- содержание определяемого вещества, г.

Рассчитать количество вещества в граммах можно по формуле: где В–титрант.

С учетом разбавления в мерной колбе V_K и титрования аликвотной части исследуемого раствора V_a.

, где V_К- емкость мерной колбы, мл;

V_а- объем аликвотной части раствора, мл.

Рассчитать количество вещества в процентах можно по формуле

Поправочный коэффициент определяют и рассчитывают следующим образом

,

где К- поправочный коэффициент;

пр- практическое значение;

т- теоретическое значение.

Расчет содержания вещества методом обратного титрования

Расчет содержания вещества обратным титрованием по методу отдельных навесок, %

,

где В –стандартный раствор, взятый с избытком;

В₁ – стандартный раствор, идущий на титрование раствора В.

Расчет содержания вещества обратным титрованием по методу пипетирования, %

Расчет содержания вещества методом обратного титрования по титру, %

Переходные формулы для расчетов концентраций

Формула для перехода от процентной концентрации к нормальной

, где C – процентная концентрация;

Э – эквивалент, грамм – эквивалент; ρ – плотность г/см³.

Формула для перехода от нормальной концентрации к процентной

, где n – число эквивалентов.

Формула для перехода от процентной концентрации к молярной

, где M – молекулярный вес.

Формула для перехода от молярной концентрации к процентной

, где m – число моль.

Расчет ошибок кислотно-основного титрования

Протонную ошибку можно рассчитать ОТ _[Н+] ,%

,

где V- исходный объем определяемого вещества, мл;

V_D- объем добавленного титранта, мл;

рТ- показатель титрования индикатора.

Гидроксидную ошибку можно рассчитать ОТ _[ОН^-_], %

Кислотная ошибка возникает,если при недотитровании слабых кислот в растворе остается небольшое количество кислоты в молекулярной форме (ОТ_А),%

Основная ошибка появляется при недотитровании слабого основания (ОТ_В), %

В точке эквивалентности количество эквивалентов в смеси равно

n + n = n

Реакции титриметрии и требования к ним.

3. В титриметрии применяют различные химические реакции: кислотно-основные, окислительно-восстановительные, комплексообразования, а также так называемые реакции осаждения. приводящие к образованию осадка.

К химической реакции титрования предъявляются следующие требования:

1) строгая стехиометричность, отсутствие побочных реакций;

2) высокая скорость;

3) практическая необратимость (Кр > 107), обеспечивающая количественное превращение реагирующих веществ в продукты реакции;

4) наличие подходящего индикатора или другого способа фиксирования ТЭ.

Окислительно-восстановительное титрование основано на реакциях типа: aOx1 + bRed2 +... bОx2 + aRed1 +..., где Ox1 и Ох2 - окисленные формы соответственно титранта и определяемого вещества, Red1 и Red2 - их восстановленные формы, a, b, a, b-стехиометрические коэффициенты. Окислительно-восстановительные потенциалы, характеризующие титрант и определяемое вещество, соответственно имеют вид:

где и -реальные потенциалы пар соответственно Ox1/Red1 и Ox2/Red2 в данной системе, n-число электронов. участвующих в реакции, F- число Фарадея, R-универсальная газовая постоянная. Титрант действует как окислитель. если >, и как восстановитель, если >. В ходе титрования величина |Е1—Е2| уменьшается, а в точке эквивалентности Е1 = Е2. Титрование эффективно, если при этом отношение [Red2]/[Ox2] (в случае титрования окислителем) или обратное соотношение (в случае титрования восстановителем) мало. Для этого подбирают титрант так, чтобы было достаточно велико. В соответствии с тем, какое вещество служит титрантом, различают перманганатометрию, иодометрию, дихроматометрию. броматометрию и т. д. Конечную точку устанавливают, как правило, потенциометрически или с помощью окислительно-восстановительных индикаторов, а также по появлению или исчезновению окраски титранта или титруемого вещества.

Метод, основанный на образовании устойчивых комплексных соединений катионов металлов с различными лигандами, называют комплексометрией. Конечную точку устанавливают с помощью металлохромных индикаторов или веществ, взаимодействующих с избытком реагента (лиганда). К комплексометрии относятся, в частности, комплексонометрия, методы, основанные на образовании иодидных комплексов Hg, фторидных комплексов Ag и Zr (фториметрия).

Примерами осадительного титрования могут служить методы определения галогенидов с применением солей серебра, а также сульфатов с помощью растворимых солей Ва. В последнем случае осаждение BaSO4 ведут в смеси воды и метанола (1:1); индикатором служит ализариновый красный С, меняющий окраску при адсорбции на поверхности осадка.

Реакция лежащая в основе гравиметрии (пример) В основе гравиметрии лежит реакция осаждения. Осаждение – это одна из основных операций гравиметрического анализа. Цель ее – перевести определяемую часть анализируемого вещества в химическое соединение, удобное для определения весовым способом. Например, барий в хлориде бария определяют в форме сульфата бария,
который осаждают из водного раствора хлорида бария добавлением серной
кислоты. BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓+ 2HCl

Также необходимо чтобы осаждение происходило количественно, т.е. определяемый ион полностью переходил в осадок. Для этого выбранная осаждаемая форма, т.е. соединение, осаждаемое из раствора, должна обладать очень малой растворимостью. Для количественного анализа выбирают соединения, произведение растворимости которых не превышает 10⁸. Исходя из этого, подбирают и реактивы для осаждения.

Осаждение ведут, приливая раствор осадителя в стакан с раствором анализируемого вещества при непрерывном перемешивании стеклянной палочкой. Полноту осаждения определяют после отстаивания осадка и образования над ним прозрачного раствора. К нему осторожно добавляют
несколько капель раствора осадителя – отсутствие помутнения указывает на полноту осаждения.

Редоксиметрия (полу-пара, пример: окислитель - восстановитель). Редокс-потенциал

При титровании в методах окисления-восстановления происходят окислительно-восстановительные реакции.

В качестве рабочих растворов в этих методах применяют растворы самых разнообразных окислителей и восстановителей.

Всего в редоксиметрии известно около 50 методов. Их классифицируют по названию рабочего вещества.
Наиболее распространенными методами являются следующие:

1. Перманганатометрия KMnO₄

2. Йодометрия Na₂S₂O₃ (вспом. в-во KI)

3. Йодиметрия I₂

4. Дихроматометрия (хроматометрия) K₂Cr₂O₇

5. Броматометрия KBrO₃

6. Йодатометрия KIO₃

Окислительно-восстановительный потенциал

Ион, проявляющий в реакции окислительные свойства, присоединив электроны, превращается в свою восстановленную форму:

.
Ион, проявляющий в реакции восстановительные свойства, отдав электроны, превращается в свою окисленную форму:

.

Восстановленных форм у окислителя и окисленных форм у восстановителя может быть несколько. Это определяется природой окислителя и восстановителя и условиями протекания реакции.
Главной характеристикой окислителя и восстановителя является величина их окислительно-восстановительного потенциала. Она позволяет количественно охарактеризовать процесс присоединения или отдачи электронов между конкретными окисленными и восстановленными формами. Это обстоятельство подчеркивается записью символа потенциала. Обозначают окислительно-восстановительный потенциал окислителя и восстановителя одинаково.

Для краткости окислительно-восстановительный потенциал окислителя или восстановителя будем называть потенциалом.
Рассчитать его для конкретных условий можно по уравнению Нернста:
где - потенциал окислителя или восстановителя;
окисл. - окисленная формы окислителя

восст. – восстановленная или восстановителя;

R - газовая константа, равна 8,314 Дж/моль ^. К;

Т - абсолютная температура, К;

n - число присоединяемых или отдаваемых электронов;

F - число Фарадея, равное 96500 Кулонам;

[окисл.] [восст.] - активность (в упрощенном варианте молярная концентрация) окисленной и

восстановленной форм окислителя или восстановителя.

Для расчетов в методах редоксиметрии (например, при построении кривых титрования) используется уравнение Нернста в упрощенном виде. Если температура, при которой производят расчет, составляет 25^оС, то уравнение примет вид:

.
Уравнение Нернста используют еще в одном виде, если температура равна 20-22 ^оС:
.
- стандартный потенциал, его называют также нормальным потенциалом, является постоянной, т.е. табличной величиной, измеренной при стандартных условиях (Т = 298 К, Р = Па, С = 1 моль/дм³).

Редокс-пары-понятие, примеры.

Редокс-пара - это система из окисленной и восстановленной форм данного вещества, в которой окисленная форма (окислитель) является акцептором электронов и восстанавливается, принимая электроны, а восстановленная форма выступает в роли донора электронов и окисляется, отдавая электроны.

Следовательно, любая редокс-пара, потенциал которой при данных условиях лежит в пределах - 0 43 В Е 0 77 В, вызовет восстановление Fe до Fe2, не сопровождающееся образованием элементарного железа.

Для индикации редокс-пары Н / Н2 применяют водородный электрод. Во избежание перенапряжения платинированную платиновую проволоку (или пластину) насыщают очищенным газообразным водородом и помещают в анализируемый раствор.

В качестве эталонной редокс-пары (эталонного электрода) выбран водородный электрод: в его основе лежит обратимая полу - реакция.

 

Окислительно-восстановительный потенциал (редокс-потенциал от англ. redox — reduction-oxidation reaction, Eh или Eh) — мера способности химического вещества присоединять электроны (восстанавливаться[1]). Окислительно-восстановительный потенциал выражают в милливольтах (мВ). Примером окислительно-восстановительного электрода: Pt/Fe3+,Fe2+ Окислительно-восстановительный потенциал определяют как электрический потенциал, устанавливающийся при погружении платины или золота (инертный электрод) в окислительно-восстановительную среду, то есть в раствор, содержащий как восстановленное соединение (Ared), так и окисленное соединение (Aox). Если полуреакцию восстановления представить уравнением:

Aox + n·e− → Ared,

то количественная зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентрации (точнее активностей) реагирующих веществ выражается уравнением Нернста.

Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами с использованием стеклянного электрода с red-ox функцией и выражают в милливольтах (мВ) относительно стандартного водородного электрода в стандартных условиях.