Ациди- и алкалиметрия (метод нейтрализации)

Этот метод позволяет решать многие задачи, возникающие при клини­ческом анализе биологических жидкостей, как при постановке диагноза, так и при лечении больных. Определение кислотности желудочного сока, буферной емкости крови, исследование спинномозговой жидкости - примеры использо­вания ациди- и алкалиметрии.

С помощью этого метода можно анализировать лекарственные вещест­ва, устанавливать доброкачественность продуктов питания (например, моло­ка). Большое значение имеет рассматриваемый метод и при санитарно-гигиенической оценке объектов окружающей среды (контроль закисления или защелачивания природных водоёмов и почвы).

Ацидиметрия - титрование с помощью кислот.

Алкалиметрия - титро­вание с помощью оснований.

Реакции между кислотами и основаниями не сопровождаются, как пра­вило, какими-либо внешними эффектами (реагирует бесцветная кислота с бесцветным основанием, при этом получается бесцветная соль и вода), поэтому для фиксирования точки эвивалентности приходится использовать специальные вещества - индика­торы.

Кислотно-основные индикаторы - слабые кислоты или основания, сте­пень диссоциации которых определяется концентрацией протонов (Н⁺) в растворе и особенностью ионизационных индикаторов является то, что их молекулы и ионы имеют различную окраску.

 

Таблица. Свойства индикаторов.

Название индикатора	интервал изменения окраски	в кислой среде	в щелочной среде	рКинд
Метилоранжевый	3,1-- 4,4	Красная	Желтая	3,75
Нейтральный Красный (нейтральрот)	6,8 -- 8,0	То же	То же	7,4
Лакмус	5,0 -- 8,0	То же	Синяя	6,5
Фенолфталеин	8,0 – 9,8	Бесцветная	Красная	9,0
Тимолфталеин	9,3 -- 10,5	То же	Синяя	9,9
Метилкрасный (метилрот)	4,4 – 6,2	Красная	Желтая	5,3

Лабораторные работы, выполняемые на занятии.

 

УСТАНОВЛЕНИЕ НОРМАЛЬНОСТИ И ТИТРА РАСТВОРА СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ ПО ТИТРОВАННОМУ РАСТВОРУ СОДЫ.

Принцип метода: в основе данного определения лежит реакция между раствором соды и соляной кислоты. Сода (Na₂C0₃), обра­зованная сильным основанием и слабой кислотой, водный раствор которой в результате гидролиза имеет щелочную среду и поэтому хорошо титруется раствором кислоты:

 

Na₂CО₃ + 2HC1 2NaCl + Н₂СО₃

М Na₂CО₃ = 106 г/моль; М HC1= 36,5 г/моль

Ход работы

1. Приготовление мерной посуды для титрования:

a) Бюретки. Воду да бюретки слить, бюретку промыть 2-3 раза небольшими порциями соляной кислоты, заполнить бюретку раствором кислоты выше нулевой отметки, заполнить раствором кончик бюретки и установить уровень раствора в бюретке на нуле по нижнему мениску;

b) Пипетки. Пипетку промыть водопроводной, затем дистиллированной водой и 2-3 раза небольшими порциями титрованного раствора из ста­канчика, предварительно ополоснутого этим раствором;

c) Конические колбы для титрования. Колбу промывают водопроводной водой, а затем дистиллированной 2-3 раза.

 

2. Титрование

В коническую колбу для титрования из стаканчика, ополоснутого раствором соды, отмерить пипеткой точный объем титрованного раствора соды (v Na₂C0₃, N Na₂C0₃) и добавить 2-3 капли индикатора метилоранжа. Раствор соляной кислоты прибавлять по каплям из бюретки(процесс титрования). Изменение цвета индикатора - от желтого в растворе соды до оранжевого - свидетельствует о достижении точки эквивалентности. Записать результаты титрования по бюретке (с точно­стью до 0,02-0,03 мл). После этого прибавить еще одну, контрольную каплю раствора соляной кислоты из бюретки. Если при этом раствор изменит свою окраску на розовую, то точка эквивалентности была определена вер­но. Титрование повторить до получения трех сходящих результатов.

 

3. Запись результатов титрования:

На титрование vсоды (мл) пошло_____(мл) соляной кислоты

На титрование vсоды (мл) пошло_____(мл) соляной кислоты

На титрование vсоды (мл) пошло_____(мл) соляной кислоты

vср кислоты = (v₁+v₂+v₃)/3

 

4. Расчет концентраций (N и Т) раствора соляной кислоты

5. Вывод по лабораторной работе

Задачи для самостоятельной работы:

1. Какое значение рН в точке эквивалентности реакции нейтрализации NH₄OH соляной кислотой?

2. Какую окраску имеет индикатор метил-оранжевый при значениях рН: 3; 4; 7?

3. Какой объем 28%-раствора едкого натра (ρ =1,31 г/мл) надо взять для приготовления 3 литров 0,2Н раствора едкого натра.

4. Сколько граммов буры (Na₂B₄O_7*10H₂O) содержится в колбе на 200 мл, если на титрование 3 мл этого раствора пошло 2,4 мл раствора соляной кислоты с концентрацией 0,1 экв/л.

5. На нейтрализацию 20 мл раствора, содержащего в одном литре

20 г ще­лочи, было израсходовано 24 мл 0,25 Н раствора кислоты. Рассчитать эквивалент щелочи.

6. Определить титр 1 Н раствора соды (M Na₂СО₃ =106 г/моль).

7. 1 литр раствора соляной кислоты содержит 0,1243 экв НСl. Какой объем 1 Н и раствора КОН потребуется для нейтрализации 100 мл этого раство­ра?

8. Сколько граммов буры (Na₂B₄O_7*10H₂O) содержит 1 литр 0,1 Н раствора (М буры=380,6 г/моль).

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

 

Занятие №3

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ОКСИДИМЕТРИЯ

Цель занятия:

Изучить теоретические основы перманганатометрии (части оксидиметрии).

План занятия

1. Разбор и закрепление теоретического материала.

2. Выполнение лабораторных работ:

а) Приготовление титрованного раствора оксалата натрия (Na₂C₂0₄).

б) Установление нормальности и титра рабочего раствора перманганата

калия (КМп0₄).

в) Определение содержания железа (II) в соединениях железа.

3. Решение задач по теме занятия.

4. Отчет по выполненной работе.

5. Программированный контроль по теме: «Титриметрический анализ».

Основные вопросы, разбираемые на занятии:

1. Отличие методов оксидиметрии от метода нейтрализации и их классифи­кация.

2. Понятие эквивалента окислителя и восстановителя.

3. Сущность метода перманганатометрии. Рабочие растворы. Техника вы­полнения.

Ключевые вопросы темы

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе многих важнейших процессов в живой природе. Количественное определение окислите­лей и восстановителей является задачей оксидиметрии. В клинических и биохимических исследованиях оксидиметрически оп­ределяют содержание ферментов, (каталазы, пероксидазы), аскорбиновой кислоты, сахара в крови, мочевой кислоты в моче, ионов Ca²⁺ в сыворотке крови и т.д.

В санитарно-технических исследованиях оксидиметрически определя­ют содержание активного хлора в питьевой воде, природных водоемов и т.д.

В зависимости от применяемых титрантов оксидиметрию разделяют на перманганатометрию (титрант - перманганат калия), йодометрию (титрант -йод и тиосульфат натрия), броматометрию (титрант - бромат калия), нитритометрию (титрант - нитрит натрия). Особенно широко в медицине и биологии применяют перманганатометрию и йодометрию.

 

СУЩНОСТЬ МЕТОДА ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИИ

Перманганат калия является сильным окислителем (в кислой среде) и вступает в реакцию со многими восстановителями, на чем основано прямое перманганатометрическое титрование. В кислой среде КМnO₄ восстанавливается до соединений двухвалентного марганца, т.е. Мn⁺⁷ переходит в Мn²⁺, и каждая молекула КМnO₄ приобретает пять электронов.

158,15

Э КМnO₄= = 31,6 (г/экв)

В нейтральной или щелочной среде КМn0₄ восстанавливается до МnO₂, т.к. Мn⁷⁺ переходит в Mn⁴⁺,принимая три электрона.

158,15

Э КМnO₄= = 52,1 (г/экв)

В то же время этим методом можно определять и окислители, добав­ляя к ним известный избыток раствора восстановителя, например оксалата натрия, а затем определяя не вступивший в реакцию остаток (обратное перманганатометрическое титрование).

Одним из преимуществ перманганатометрического титрования являет­ся возможность фиксирования точки эквивалентности без использования индикатора, т.к. первая избыточная капля титранта окрашивает титруемый раствор в розовый цвет.

Особенностью перманганатометрического титрования является то, что

практически все реакции с участием иона (МnО₄)^¯ в кислой среде ускоряются

ионами Mn⁺², т.е. продуктом реакции (так называемые автокаталитические реакции).

 

Задачи для самостоятельной работы

1. Составить молекулярное уравнение и электронный баланс реакции, протекающей между перманганатом калия и оксалатом натрия. Указать условия, при которых протекает эта реакция. Рассчитайте эквивалентную массу окислителя и восстановителя в данной реакции.

2. Составить молекулярное уравнение и электронный баланс реакции, протекающей между парманганатом калия и сульфатом железа (II). Указать условия, необходимые для протекания этой реакции. Рассчитайте эквивалентные массы окислителя и восстановителя.

3. Определить нормальность и титр кислого раствора КМn0₄, если в одном литре этого раствора содержится 0,3161 г чистого КМn0₄.

4. На титрование одного мл раствора щавелевой кислоты, титр которого равен 0,0069 г/мл, пошло 1,2 мл раствора КМn0₄. Определить нормаль­ность раствора окислителя.

5. Какую навеску щавелевой кислоты надо растворить в колбе на 200 мл, чтобы приготовить 0,02 Н раствор.

6. Какой объем раствора, содержащего 0,556 г FeS0_4*7H₂0 в 500 мл, может быть окислен 10 мл 0,02 Н раствора КМп0₄?

7. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию:

KN0₂ + KMn0₄ + H₂S0₄ КN0_з + MnS0₄ + K₂S0₄ + Н₂0

Определить эквивалент окислителя и восстановителя.

8. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию:

Na₂S0₃ + KMn0₄ + Н₂0 Na₂S0₄ + Mn0₂ + К0Н

Определить эквивалент окислителя и восстановителя.

9. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию:

Н₂0₂ + КМn0₄ + H₂S0₄ 0₂ + MnS0₄ + Н₂0 + K₂S0₄

Определить эквивалент окислителя и восстановителя.

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

 

Занятие №4

ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ

ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ