Аналитическая химия
Методическое пособие - Химия
Другие методички по предмету Химия
ства) всей системы, термин концентрация не употребляют, а говорят о доле - массовой, объемной или молярной, и выражают эту долю либо дробью, либо в процентах, принимая систему за 1 или за 100%. Все виды долей в отличие от видов концентрации представляют собой безразмерные величины.
Для обозначения доли компонента приняты следующие греческие буквы: массовая доля ? (омега), объемная доля ? (фи), мольная доля ? (хи), причем: ?((Х)=m(Х)/m, ?(Х)=V(Х)/V, ?(Х) =n(Х)/?n, где m(Х), m - массы компонента и всей системы соответственно; V(Х), V - объемы компонента и всей системы; n(Х), ?n - количество вещества компонента и всей системы. Следует говорить: Раствор с массовой долей растворенного вещества 20%. Моляльность раствора - количество вещества (в молях), растворенное в 1 кг растворителя, обозначается Сm(Х) и рассчитывается как отношение количества вещества (Х) к массе растворителя в килограммах: Сm(Х)= n (Х)/m(?)=m(Х)/M(Х).m?. Титр - ранее использовавшийся способ выражения состава раствора - показывает число граммов растворенного вещества в 1мл раствора.
Раствор точно известной концентрации называется стандартным раствором или титрантом, а процесс постепенного добавления его к анализируемой пробе - титрованием. Момент завершения реакции между титрантом и определяемым веществом называется точкой стехиометричности (точкой эквивалентности).
К реакциям, протекающим в стехиометрических отношениях, применим закон эквивалентов. Поэтому, если реакция проведена до конца, число эквивалентов определяемого компонента равно числу эквивалентов реагента. Т. е. моль эквивалента любой кислоты способен нейтрализовать моль эквивалента любого основания. Таким образом, и при титровании, поскольку его заканчивают в точке эквивалентности, всегда затрачиваются одинаковые количества эквивалента титруемого и титрующего веществ. Например, в точке эквивалентности титрования раствора Н2SО4 раствором щелочи (Н2SО4 +2NаОН =Nа2SО4 +2Н2О) количества эквивалентов Н2SО4 и NаОН равны между собой: n(1/2Н2SО4=n(NаОН).
Методы титриметрического анализа.
В точке эквивалентности количество вещества щелочи, израсходованное на реакцию, всегда точно равно количеству вещества кислоты в анализируемом растворе, например: n(NаОН)=n(НСl) или в общем виде, для любых реагирующих веществ по закону эквивалентов: n1=n2. Для понимания сущности титриметрического анализа и связанных с ним расчетов важное значение имеет уравнение: с(NаОН)V(NаОН)=с(НС1)V(НС1), где с -нормальные концентрации растворов; V - их объемы. Общее уравнение имеет вид с1V1=с2 V2. Если известен объем одного из растворов, то из этого уравнения можно вычислить его концентрацию: с1=с2V2/V1 или с2=с1V1/ V2.Точку эквивалентности обычно устанавливают по изменению окраски индикатора (индикаторный способ), но иногда прибегают к измерению электрической проводимости или других свойств раствора (физико-химические) способы. Достигнув точки эквивалентности, титрование прекращают. По затраченному объему титранта и его концентрации вычисляют результаты анализа. Предположим, необходимо определить содержание гидроксида натрия в растворе. Для этого отмеряем в коническую колбу точный объем анализируемого раствора (например, 10,00 мл) и титруем из бюретки титрантом - титрованным раствором НС1. В примере титр кислоты равен 0,002302г/мл и до достижения точки эквивалентности добавили 17,50 мл раствора кислоты. Следовательно, на реакцию израсходовали 17,50.0)002302=0,04029 г НС1. По уравнению реакции нетрудно вычислить какой массе NаОН, находящегося в растворе, соответствует эта масса кислоты: 40 г - 36,5, а 0,04029 - х, получится 0,03676 г. Преимущество титриметрического анализа перед гравиметрическим состоит в скорости, т. е. быстроте определения. В гравиметрическом анализе осаждение (выполнение реакции) для получения осаждаемой формы является лишь началом определения, в титриметрическом анализе выполнение реакции (титрование) и заканчивает определение. Практически одинакова и точность этих анализов. В титриметрическом анализе применяются химические реакции различных типов и в различных практических областях в агрохимии, в пищевых лабораториях, в фармацевтических и различных производственных лабораториях. По типу используемых химических реакций методы титриметрического анализа разделяют на три группы: 1. методы, основанные реакциях соединения ионов; 2. реакциях окисления-восстановления; 3 на реакциях комплексообразования. К 1-ой группе относят методы кислотно-основного и осадительного титрования, ко второй - различные методы окислительно-восстановительного титрования и к 3-ей - методы комплексометрического (хелатометрического) титрования.
Метод кислотно-основного титрования (нейтрализации) основан на взаимодействии кислот с основаниями или на взаимодействии протонов с гидроксидионами: Н+ + ОН- = Н2О +57,32Дж. Метод позволяет определять в растворах не только концентрацию кислот и оснований, но и концентрацию гидролизующихся солей. Для определения в растворах концентрации оснований или солей, дающих при протолизе щелочную реакцию, используют титрованные растворы кислот - ацидиметрию. Концентрацию кислот или гидролитически кислых солей определяют с помощью титрованных растворов сильных оснований - алкалиметрия. Точку эквивалентности при нейтрализации определяют по изменению окраски индикатора. Метод осадительного титрования - определяемый элемент при взаимодействии с титрованным раствором, может осаждаться в виде малорастворимого соединения. Последнее, изменяя свойства среды, позволяет тем или иным способом определи?/p>