- •Методические указания к занятию № 2.
- •Химический эквивалент.
- •Молярная масса эквивалентов вещества
- •Химическое количество эквивалентов вещества
- •Молярная концентрация эквивалентов вещества
- •Закон эквивалентов
- •1. Примеры расчета молярной концентрации эквивалента (нормальной концентрации).
- •2. Контролирующие задания
- •3. Выполнение индивидуальных заданий.
- •Методические указания к занятию № 3
- •Титриметрический анализ. Общая характеристика метода
- •Требования, предъявляемые к реакциям, которые используют в титриметрии
- •Способы титрования
- •Способы приготовления рабочих растворов
- •Правила работы с мерной посудой при проведении аналитических измерений
- •Мерные колбы
- •Пипетки
- •Бюретки
- •Проведение титрования
Методические указания к занятию № 3
Тема: Основы титриметрического анализа.
Цель: Сформировать знания о сути титриметрических методов анализа и освоить основные приемы работы с мерной посудой.
Исходный уровень:
Химическая посуда.
Количественные характеристики растворов: молярная масса эквивалента, молярная концентрация эквивалента, титр раствора.
Закон эквивалентов.
Вопросы для обсуждения:
Общая характеристика методов титриметрического анализа.
Требования к реакциям, используемым в титриметрии.
Способы титрования (прямое, обратное, косвенное).
Способы приготовления рабочих растворов.
Правила работы с мерной посудой при проведении аналитических измерений.
Рекомендуемая литература для подготовки:
1. Барковский Е.В. Введение в химию биогенных элементов и химический анализ. Минск, 1997, с. 90-95, 102-115.
Информационная часть занятия
Титриметрический анализ. Общая характеристика метода
Титриметрия (от франц. titre - качество, характеристика и греч. metrеo – измеряю), совокупность методов количественного анализа, основанных на точном измерении количества реагента, израсходованного на реакцию с определяемым веществом.
Наибольшее применение титриметрия получила для определения концентраций веществ в растворах. В этом случае она называется иначе объёмным анализом. В основе титриметрического (объёмного) анализа лежит закон эквивалентов.
При проведении анализа используют два раствора. Один из них называется анализируемым, или исследуемым. Он содержит в своём составе определяемое вещество Х неизвестной концентрации.
Второй раствор, называемый рабочим раствором, или титрантом, содержит реагент Хт, способный в стехиометрическом соотношении и необратимо взаимодействовать с веществом исследуемого раствора.
Молярная концентрация химического эквивалента вещества в рабочем растворе известна с большой точностью.
В ходе анализа к точно отмеренному объёму одного из растворов (рабочего или исследуемого), содержащему соответствующее число молей химического эквивалента растворённого вещества, с помощью бюретки постепенно (по каплям) добавляют второй раствор. Этот процесс называется иначе титрованием. При этом вещества исследуемого и рабочего растворов начинают друг с другом взаимодействовать, образуя соответствующие конечные продукты.
Добавление второго раствора, или процесс титрования, прекращают, когда исходные вещества расходуются полностью, и в реакционной смеси будут присутствовать только продукты реакции. Суммарный объём добавленного по каплям второго раствора легко определяется по шкале, нанесённой на бюретку. Согласно закону эквивалентов, в нём будет содержаться такое же число молей эквивалентов растворённого вещества, как и в объёме первого раствора. Математически это можно записать следующим образом:
c[1/z*(X1)]·V1 = c[1/z*(X2)]·V2
где V1 и V2 – объёмы исследуемого и рабочего растворов, соответственно; c[1/z*(X1)]·и c[1/z*(X2)] – молярные концентрации эквивалентов веществ исследуемого и рабочего растворов, соответственно.
В приведённом выше уравнении мы не знаем только c[1/z*(X1)], которую можем теперь рассчитать следующим образом:
Момент полного расходования в результате реакции веществ рабочего и исследуемого растворов называется иначе точкой эквивалентности.
На практике во многих случаях определяют не точку эквивалентности, а конечную точку титрования, которая должна максимально совпадать с точкой эквивалентности для получения минимальной погрешности титрования. Определение конечной точки титрования является важнейшей задачей в титриметрии.
Фиксировать её можно визуально по изменению окраски реакционной среды или инструментально по достаточно резкому изменению какой-либо физической характеристики раствора, зависящей от концентрации в нём определяемого вещества, а именно: окислительно-восстановительного потенциала, оптической плотности, электрической проводимости, количества электричества и т.п.
Соответственно, различают потенциометрическое, фотометрическое, кондуктометрическое, кулонометрическое титрования.
Процесс титрования сопровождается изменением в системе концентраций реагента, определяемого вещества и продуктов реакции. Это удобно изобразить графически в виде так называемой кривой титрования в координатах: концентрация определяемого вещества (или пропорциональная ей какая-либо физическая характеристика раствора) – объём добавленного титранта (рис. 1, 2).
Рис. 1. Изменение с(н+) при титровании сильной кислоты сильным основанием
Иногда по оси ординат откладывают значения lg с/(1/z Х) (или величины, пропорциональной ей), получая так называемую логарифмическую кривую титрования (рис. 15)
Кривые титрования строят на основании экспериментально измеренных значений какого-нибудь свойства реакционной системы в зависимости от объёма добавленного титранта. Они служат для определения точки эквивалентности, в области которой измеряемое свойство раствора обычно изменяется резко и скачкообразно.
Рис. 2. Кривая титрования 100,0 мл 0,1 М FeS04 раствором 0,02 М KМnO4 при с(н+) - 1,0 моль/дм3. Е – окислительно-восстановительный потенциал системы
В титриметрическом анализе используют разные виды классификации. Как было показано выше, в зависимости от способа определения точки эквивалентности различают титрование с цветными индикаторами, потенциометрическое, фотометрическое, кондуктометрическое, кулонометрическое, амперометрическое титрования.
В зависимости от типа химической реакции, протекающей между веществами исследуемого и рабочего растворов, различают: кислотно-основное титрование (в основе его лежит реакция нейтрализации, протекающая между соответствующими кислотой и основанием), окислительно-восстановительное титрование, либо оксидиметрия (используется окислительно-восстановительная реакция), комплексонометрическое титрование, или комплексонометрия (основана на реакциях, сопровождающихся образованием малодиссоциирующих комплексных соединений либо ионов), титрование по методу осаждения (используется реакция, сопровождающаяся образованием малорастворимого соединения).
В зависимости от того, какое вещество входит в состав рабочего раствора (титранта), различают: перманганатометрию (KMnO4), иодометрию (I2), дихроматометрию (K2Cr2O7), аргентометрию (AgNO3), меркуриметрию (Hg(NO3)2, ацидиметрию (титрантом является раствор кислоты), алкалиметрию (титрантом является раствор щёлочи).
Титриметрический анализ возник в середине XVIII века сначала как один из методов промышленного контроля, а затем очень быстро развился в самостоятельный раздел химической науки. Он отличается малой трудоемкостью, простотой аппаратурного оформления, высокой точностью и скоростью исполнения. В настоящее время титриметрия широко применяется при контроле технологических процессов, в научных исследованиях, медицине, биохимических и санитарно-гигиенических определениях.
Например, в клинической практике титриметрию используют для определения кислотности желудочного сока и других биологических жидкостей, щелочного резерва крови и плазмы, содержания в тканях и биологических жидкостях ионов металлов: K+, Ca2+, Mg2+ и др.