Головна |
Теоретичні основи титриметрического аналізуХімічні речовини реагують між собою в певних кількісних співвідношеннях. Рівняння реакції показує мінімальні цілочисельні кількості хімічних речовин, що вступають в реакцію, а також утворюються в результаті реакції. У загальному випадку ці кількості різні. Використання поняття - хімічний еквівалент речовини, дає можливість висловити кількості реагуючих і виникають речовин однаковими числами. З самого визначення поняття хімічного еквівалента випливає, що в хімічній реакції обов'язково бере участь рівна кількість еквівалентів двох речовин (кислоти і підстави, окислювача і відновлювача і т.д.). Рівними виявляються і кількості речовини еквівалента тих же речовин: n (1/ z1 X1) = N (1/ z2 X2) Це рівність є математичний вираз закону еквівалентів. Висловимо кількість речовини еквівалента через концентрацію і об'єм розчину: n (1/ Z X) = C (1/ Z X) ? V Тоді отримаємо закон еквівалентів у вигляді формули, найбільш вживаною для розрахунків в титриметричному аналізі: C (1/ z1 X1) ? V1 = C (1/ z2 X2) ? V2 Знаючи обсяги розчинів, що містять рівні кількості речовини еквівалента, концентрацію одного з них, розраховують концентрацію іншого розчину: (1/ z2 X2) ? V2 C (1/ z1 X1) = --- V1 Приклад. Для повної нейтралізації 5 мл розчину сірчаної кислоти потрібно додати 4.67 мл розчину гідроксиду натрію з концентрацією C (NaOH) = 0.1012 моль / л. Розрахуйте молярну концентрацію еквівалента сірчаної кислоти. Рішення. Для визначення фактора еквівалентності напишемо рівняння реакції H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O Виходячи з рівняння реакції, фактор еквівалентності для сірчаної кислоти дорівнює ?, а для гідроксиду натрію - 1. C (NaOH) ? V (NaOH) 0.1012 моль / л ? 4.67 мл C (? H2SO4) = --- = --- = 0.0945 моль / л V (H2SO4) 5.0 мл Примітка. У загальному випадку обсяги повинні бути виражені в літрах. Однак коли береться відношення обсягів, як в цьому прикладі, вони можуть бути виражені і в інших, але однакових одиницях. Сутність і основні поняття титриметрического аналізу У титриметричному аналізі до точно відміряному об'єму розчину одного речовини повільно, невеликими порціями, доливають розчин іншої речовини до повного закінчення реакції. Цей процес називається титруванням, А момент завершення реакції - точкою еквівалентності. Один з двох розчинів містить речовину з невідомої концентрацією і являє собою аналізований розчин. Інший розчин містить реагент з точно відомою концентрацією і називається робочим розчином або титрантом. У точці еквівалентності кількість речовини еквівалента в доданому робочому розчині стає рівною кількості аналізованого речовини. Після досягнення точки еквівалентності титрування закінчують і фіксують витрачений об'єм робочого розчину. На підставі закону еквівалентів розраховують концентрацію речовини в аналізованому розчині. Таким чином, для успішного проведення титриметрического аналізу необхідно: а) знати точну концентрацію робочого розчину; б) точно виміряти обсяги розчинів обох реагуючих речовин; в) надійно фіксувати точку еквівалентності. У титриметричному аналізі можуть використовуватися не всі хімічні реакції, а тільки ті, які відповідають наступним вимогам: а) реакція повинна бути практично незворотною; б) реакція повинна протікати в суворій відповідності з рівнянням, без побічних продуктів (це вимога часто формулюється як "стехіометрічность процесу"); в) реакція повинна протікати досить швидко; г) для використовуваної реакції повинен існувати спосіб фіксування точки еквівалентності. Для визначення кінця реакції титрування проводять в присутності допоміжних реактивів - індикаторів. індикатори - Це речовини, здатні в точці еквівалентності змінювати своє забарвлення. У деяких випадках індикатором є одне з реагуючих речовин. Якщо ця речовина забарвлене, а продукти реакції безбарвні або мають інше забарвлення, то в точці еквівалентності відбувається зміна забарвлення розчину. До лабораторно-практичних занять з загальної хімії | Методичні рекомендації до лабораторно-практичних занять з загальної хімії | ПРАВИЛА ТЕХНІКИ БЕЗПЕКИ ПРИ РОБОТІ СТУДЕНТІВ У лабораторні практикуми СГМУ | Заняття 2. Будова атома. Хімічна зв'язок і будова молекул | Заняття 3. Комплексні сполуки та їх властивості | Заняття 7. Перше ПОЧАТОК (Перший закон) термодинаміки. термохімія | Заняття 8. Друге ПОЧАТОК (другий закон) термодинаміки. ТЕРМОДИНАМІЧНІ ПОТЕНЦІАЛИ | Заняття 9. Хімічна кінетика. Каталозі. хімічна рівновага | Заняття 11. Вчення про розчини. Властивості розчинів електролітів | Заняття 12. колігативні властивості. Осмос та осмотичний тиск | |