Вопросы для самоконтроля

1. В чём сходство и различие между гравиметрическим и титриметрическим методами анализа?

2. Как определяется молярная масса эквивалента вещества в реакциях ионного обмена?

3. Что такое титрованный раствор?

4. Что такое поправочный коэффициент?

5. Что такое титр рабочего раствора? Что такое титр рабочего раствора по определяему веществу?

6. Что такое точка эквивалентности и как она устанавливается при титровании?

7. Как готовят титрованные растворы?

8. В чём заключается сущность титрований:

   1. прямого;

8.2. по остатку;

8.3. методом замещения?

Литература [3], с.92-114.

Методические указания по теме 2.3.1. Метод кислотно-основного титрования

При изучении данной темы необходимо обратить внимание на определение молярной массы эквивалента.

При определении молярной массы эквивалента в методе нейтрализации возникают определенные трудности. Поэтому нужно обязательно записывать уравнения химических реакций.

Так в реакции: Na₂CO₃ + HCI  NaHCO₃ + NaCI

M(f экв.(Na₂CO₃)Na₂CO₃) = M(Nа₂CO₃) г/моль

а в реакции: Na₂CO₃ + 2HCI 2NaCI + H₂CO₃

M(f экв.(Na₂CO₃)Na₂CO₃) = ½ M(Na₂CO₃) = 106/2 = 53 г ⁄ моль

Вопросы для самоконтроля

Какие исходные вещества применяются для определения концентрации соляной кислоты? Их преимущества и недостатки. Химизм процесса.

1. Расчёт рН в точке эквивалентности при определении концентрации соляной кислоты тетраборатом натрия.

2. Обоснуйте выбор индикатора при титровании раствора соляной кислоты раствором тетрабората натрия.

3. В каких случаях проводят анализ смеси NаОН и Nа₂СО₃?

4. Какое значение при титровании NаОН с примесью Nа₂СО₃ имеет температура?

Литература [3], с. 116-124

Методические указания по теме 2.3.2. Метод оксидиметрии

При изучении данной темы необходимо обратить внимание на определение молярной массы эквивалента окислителя и восстановителя.

При изучении окислительно-восстановительных реакций необходимо понять, что такое окисление и восстановление с электронной точки зрения.

Необходимо овладеть методикой составления окислительно-восстановительных реакций.

Подбирая коэффициенты для окислителя и восстановителя, а следовательно и для продуктов реакций, руководствуются правилом электронного баланса, согласно которого число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, принятых окислителем.

Например:

2FeCI₂ + CI₂  2FeCI₃

Fe⁺² –1e  Fe⁺³ 2

CI₂⁰ + 2e  2CI^- 1

В этой реакции (железо +2) отдает один электрон (восстановитель), а хлор принимает один электрон (окислитель).

При составлении окислительно – восстановительных реакций обратите внимание на зависимость процессов от характера среды.

Например: а) в кислой среде:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O

SO₃^2-+ H₂O – 2e  SO₄^2-+ 2H⁺ 5

MnO₄^– + 8H⁺+ 5e  Mn²⁺ + 4H₂O 2

M(f экв(KMnO₄) KMnO₄) = 1/5 M(KMnO₄)

б) в щелочной среде:

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2KOH = Na₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O

SO₃^2-+ 2OН^- – 2e  SO₄^2-+ H₂O 1

MnO₄^- + 1e  MnO₄^2- 2

M(f экв.(KMnO₄)KMnO₄) = M(KMnO₄)

в) в нейтральной среде:

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O = 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH

SO₃^2-+ H₂O – 2e  SO₄^2-+ 2H⁺ 3

MnO₄^- + 2H₂O + 3e  MnO₂ + 4ОН^- 2

M(f (KMnO₄)KMnO₄) = 1/3 M(KMnO₄)

В методе йодометрии могут иметь место такие реакции:

2I^- - 2e = I₂⁰

I₂ + 2e = 2I^-

М(fэкв. (I₂)I₂) = ½ M(I₂) = 127 г/моль

Кроме иода в идометрии стандартным может быть раствор Na₂S₂O₃ · 5H₂O

2Na₂S₂O₃ + I₂ = 2NaI + Na₂S₄O₆

2S₂O₃^2- - 2e = S₄O₆^2- 2

I₂ + 2e = 2I^- 2

Так как два иона S₂O₃^2– теряют два электрона (по одному на каждый ион), то:

M(f экв.(Na₂S₂O₃·5H₂O) Na₂S₂O₃·5H₂O) = M(Na₂S₂O₃·5H₂O) =248,18 г/моль