Расчеты в титриметрическом анализе.Способы приготовления растворов.

 

 

1) Эквивалент -реальная или условная частица вещества Х, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции – одному электрону.

 

2)       Фактор эквивалентности – f_экв(Х) – число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.

 

3) Эквивалентная молярная масса вещества

.

Молярная масса эквивалентов вещества — масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества.

 

4) Закон эквивалентности

В результате работ И. В. Рихтера (1792—1800) был открыт закон эквивалентов:

 

-все вещества реагируют и образуются в эквивалентных отношениях.

 

-формула, выражающая Закон эквивалентов: m1Э2=m2Э1

 

5) Массовая доля - количество вещества в 100 г раствора

 

 

6) Молярная концентрация – число моль вещества в 1 л раствора

 

 

7) Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора.

 

 

8)  Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора.

,

где:

· ν — количество растворённого вещества, моль;

· V — общий объём раствора, литров;

· z — число эквивалентности (фактор эквивалентности ).

 

9) Титр раствора Т – число грамм вещества в 1 мл раствора (г/мл).

                                            С_м = 1000 Т/ М

                                              ω% = 100 Т

 

10). Моляльность m - число моль вещества в 1000 г растворителя

 

 

 

 

11)

Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.

,

где: ν_i — количество i -го компонента, моль;

  n — число компонентов;

12) Расчеты в титриметрическом анализе.

В основе количественных расчетов лежат уравнения хи­мических реакций и стехиометрия уравнений реакций. Основ­ной единицей измерения количества вещества является моль. Молярная масса М(А) характеризует массу единицы количества вещества А. Эквивалентом вещества А называют такую условную частицу, которая в данной реакции будет эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Вещества реагируют друг с другом массами, пропорциональными их химическим эквивалентам. Eсли в реакции А + В «С + D

Прореагировало n молей эквивалента вещества А, то и вещества В прореагировало n молей эквивалента и получилось n молей эквивалента каждого из продуктов реакции – С и D.

Химический эквивалент вещества непостоянен, он определяется типом химической реакции и конкретной реакцией. Так, в реакциях кислотно-основного взаимодействия эквивалентом называют такую условную частицу, на которую приходится один принимаемый или отдаваемый протон в данной реакции, например:

H3PO4 + NaOH «NaH2PO4 + H2O fэкв(H3PO4) = 1,

H3PO4 + 2NaOH «NaH2PO4 + 2H2O fэкв(H3PO4) = ,

H3PO4 + 3NaOH «NaH2PO4 + 3H2O fэкв(H3PO4) = .

В реакциях окисления восстановления эквивалентом называют такую условную частицу, на которую приходится один отдаваемый или принимаемый электрон в данной реакции, например:

K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 «Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2 SO4 + 7H2O

fэкв(K2Cr2O7) =

В реакциях осаждения эквивалентом называют условную частицу, на которую приходится одна часть суммарного заряда ионов, например:

K2Cr2O7 + 2BaCl2 + H2O «2BaCrO4 + 2KCl + 2HCl fэкв(K2Cr2O7) =

В реакциях комплексообразования эквивалентом назы­вают условную частицу, на которую приходится один лиганд, например:

AgNO3 + 2KCN «K[Ag(CN)2] + KNO3

fэкв (AgNO3) =

FeCl3 + Na2H2Y «NaFeY + 2HCl + NaCl

fэкв(FeCl3) = 1.

 

 

Кислотно-основного титрование. Основные положения. Применение. Титранты, стандартные и определяемые вещества. Кислотно-основные индикаторы и их характеристики. Теории индикаторов. Кривые кислотно-основного титрования. Ацидиметрия. Алкалиметрия.

1) Основные положения

Бюретка наполнена раствором сильной кислоты (или сильного основания) известной концентрации. Из бюретки в колбу медленно добавляют реагент до тех пор, пока в конечной точке титрования одна капля не заставит индикатор устойчиво изменить окраску. По уровню жидкости в бюретке, соответствующему конечной точке титрования, определяют количество кислоты (или основания), потребовавшееся для нейтрализации анализируемого раствора.     

 

2) Применение

Методы кислотно-основного титрования находят широкое применение в самых разных областях человеческой деятельности. Их используют для контроля технологических процессов в химической, пищевой, текстильной, металлургической и др. промышленности.

В санитарно-гигиенической практике кислотно-основное титрование используют для определения карбонатной жёсткости воды, оценки качества продуктов питания: молока, творога, хлебобулочных изделий, в которых при хранении в результате порчи образуются органические кислоты.

В токсикологии, судебно-медицинской экспертизе этот метод используется для определения NH₃, CH₃COOH, HCN, фенолов, аминов и других ядовитых соединений кислотно-основного характера.

В фармацевтической промышленности, аптеках его применяют для определения концентрации в растворах ряда лекарственных препаратов кислотного или основного характера.

В биохимических исследованиях, клинической практике с помощью кислотно-основного титрования определяют буферную ёмкость биологических жидкостей, щелочной резерв крови и плазмы, кислотность желудочного сока. В последнем случае различают его активную и общую кислотность.

3) Титранты, стандартные и определяемые вещества.

4) Кислотно-основные индикаторы и их характеристики.

Кислотно-основные индикаторы – синтетические органические красители, являющиеся слабыми кислотами или основаниями, меняющие видимую окраску в зависимости от рН раствора.

 

5) Теории индикаторов: Ионная, Хромофорная, Ионно-хромофорная.

Ионная теория Теория предложена В. Оствальдом в 1894 г. и основана на теории электролитической диссоциации С. Арениуса. Кислотно-основные индикаторы рассматриваются как слабые органические кислоты, основания и амфотерные соединения, подвергающиеся ионизации в водных растворах, причем нейтральная и ионизированная формы индикатора обладают различной окраской.

Индикаторы-кислоты диссоциируют по уравнению:

В кислой среде (рН < 7), равновесие в уравнении смещается влево, в сторону кислой формы индикатора НInd, окраска раствора красная.

В щелочной среде (рН > 7), равновесие смещается вправо, в сторону основной формы индикатора Ind–, окраска раствора синяя.

В нейтральной среде (рН = 7) число молекул НInd и ионов Ind–одинаково, смесь красной и синей окраски даст фиолетовый оттенок раствора.

Недостатки ионной теории индикаторов Ионная теория констатирует различие окрасок кислой и основной форм, но не объясняет природы и причины изменения самой окраски. - Ионная теория не связывает окраску индикаторов с их строением. - Ионные реакции являются мгновенными, а изменение окраски во многих случаях протекает сравнительно медленно.

Хромофорная теория Наличие окраски индикаторов, обусловлено присутствием в молекулах органических веществ хромофорных групп и ауксохромных групп.

Хромофорные группы (хромофоры) содержат кратные связи и обеспечивают поглощение видимого света из-за сравнительно легкого возбуждения электронов π -связи.

Ауксохромные группы сами по себе не придают окраску молекуле органического соединения, но влияют на свойства хромофоров (усиливают или ослабляют интенсивность окраски). Ауксохромные группы влияют на распределение электронной плотности в молекуле, что приводит к изменению оттенка или интенсивность окраски. Индикаторы в растворе могут присутствовать в виде разных таутомерных форм, находящихся в равновесии.

Таутомерия (греч. таутис – тот же самый, мерос - мера) - явление обратимой изомерии, при которой два или более изомера легко переходят друг в друга.

Достоинства хромофорной теории Хромофорная теория объясняет наличие окраски разных форм индикаторов и связывает цвет индикатора с его строением. Хромофорная теория объясняет, почему изменение цвета индикатора может происходить не мгновенно, а во времени.

• Таутомерные превращения – это внутримолекулярные перегруппировки, которые протекают с участием молекул, а не ионов, и потому осуществляются медленнее во времени, чем мгновенные ионные реакции.

Недостатки хромофорной теории Хромофорная теория не объясняет, почему таутомерные превращения и изменение окраски индикатора происходят при изменении рН раствора. - Иногда изменение окраски индикатора происходит мгновенно, по типу ионных реакций, что не укладывается в рамки хромофорной теории. - Хромофорная теория не дает количественной оценки процессу изменения окраски.

Ионно-хромофорная теория Теория, созданная Исааком Кольтгофом в 20-х гг. ХХ века, объединила представления ионной и хромофорной теорий.

Кислотно-основные индикаторы – это слабые кислоты и основания, при этом нейтральная молекула индикатора и ее ионизированная форма содержат разные хромофорные группы.Молекулы индикатора в водном растворе способны либо отдавать ионы водорода (индикатор – слабая кислота), либо принимать их (индикатор – слабое основание), подвергаясь при этом таутомерным превращениям.

Индикатор – слабая одноосновная кислота HInd. В водном растворе устанавливается равновесие:

НInd – кислая форма I индикатора, Ind– – анион кислой формы I индикатора,

Изменение окраски кислотно-основных индикаторов происходит не мгновенно, так как переход индикатора из одной таутомерной формы в другую требует времени.

В кислой среде (рН < 7) равновесие смещается влево, в сторону кислой формы I (НInd), раствор принимает окраску молекул НInd.

В щелочной среде (рН > 7) равновесие смещается вправо, в сторону основной формы II (Ind*–) и в щелочной среде раствор принимает окраску анионов (Ind*–).

В интервале рН в районе величины показателя титрования рТ, когда в растворе существуют обе формы I и II, наблюдается переход окраски индикатора из одной формы в другую.

Фенолфталеин.

Фенолфталеин- кислотно-основной индикатор (интервал перехода окраски при рН 8,2-9,8). При растворении фенолфталеина в разб. р-рах щелочей он приобретает пурпурный цвет и обесцвечивается при прибавлении к-ты, а также в сильно щелочном р-ре.

Метиловый Оранжевый.

Применяют как кислотно-основной индикатор при титровании растворами сильных кислот, а также для определения водородного показателя (pH) среды. Переход окраски метилового оранжевого от красной к оранжево-жёлтой наблюдается в интервале значений pH 3,1—4,4

6) Кривые кислотно-основного титрования.

Крива́я титрова́ния — графическое изображение зависимости определяемой в ходе титрования величины от объёма добавленного стандартного раствора титранта. Построение кривых проводится в инструментальных методах аналитической химии, где отсутствует возможность визуального определения точки эквивалентности (например, по индикатору).

 

Ординатой (осью Y) в графике зависимости является параметр, который фиксируется (pH, напряжение, температура раствора и так далее), а абсциссой (независимой переменной, осью X) — количество добавленного титранта. Иногда абсциссой выступает степень оттитрованности (обозначается τ или f) — соотношение количества вещества титранта к количеству определяемого вещества. Это показатель может использоваться или в виде абсолютного значения, или же в процентах.

 

7) Ацидиметрия- так называются операции и приемы количественного химического анализа, при помощи которых определяется содержание свободной кислоты в каком-либо растворе.

Это достигается при помощи следующих трех методов: 1) определяют содержание кислоты, приливая некоторое количество щелочного раствора с определенным содержанием щелочи (определенного титра), достаточное для полной нейтрализации кислоты; 2) к анализируемой жидкости прибавляют определенное количество не растворимой в воде углекислой соли и притом более, чем нужно для нейтрализации кислоты; затем определяют количество не растворившейся углекислой соли; 3) в жидкость вносят избыток двууглекислого натра и определяют вес углекислоты, вытесненной более сильной анализируемой кислотой.

8) Алкалиметрия- аналитические операции и приемы, употребляющиеся для количественного определения (объемным путем) свободных щелочей в щелочных соединениях; в особенности этими приемами приходится пользоваться при определении качества продажного поташа, соды и т. п.

Окислительно-восстановительное титрование. Классификация методов. Индикация точки эквивалентности. Кривые титрования. Факторы эквивалентности окислителей и восстановителей.