Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Количественный анализ. Учебное пособие
.pdf
8) после окончания работы с пипеткой, её нужно промыть моющей смесью,
водопроводной водой и дистиллированной водой, отмеривание повторить чистой
пипеткой.
а − втяните жидкость выше метки; б − удерживайте уровень жидкости выше
метки указательным пальцем; в − слегка наклоните пипетку и вытрите капли
снаружи; г − дайте жидкости вытечь наружу.
Рисунок 2 - Приемы работы с мерной пипеткой
1.3.3 Бюретки
Бюретки используются для измерения объема раствора, который идет на
титрование или для отмеривания небольших порций растворов в серийных
анализах. Бюретка представляет собой стеклянную трубку одинакового диаметра по
всей длине. Она имеет градуировку, причем нулевое деление находится наверху
бюретки. В макрометоде используют бюретки емкостью 25 – 50 см3. Они снабжены
кранами или затворами из стеклянных шариков. Кроме того, применяются винтовые
и пружинные зажимы. Градуировка наносится так, что между двумя делениями
21
помещается объем, равный 0,1 см3. На глаз можно делать измерения с точностью до
0,02 см3. В полумикрометоде применяют бюретки различной емкостью от 3 до 6 см3.
Правила работы с бюретками:
1) перед началом работы бюретку чисто вымывают и ополаскивают
употребляемым раствором;
2) бюретку укреплять в штативе строго вертикально при помощи
специальных зажимов или металлических лапок;
3) перед каждым титрованием обязательно заполнять бюретку раствором до
нулевого деления. При этом носик бюретки должен быть заполнен, а воронка
убрана. Перед титрованием кончик бюретки снаружи вытирается фильтровальной
бумагой;
4) при всех отсчетах по бюретке глаза наблюдателя располагать строго на
уровне мениска жидкости;
5) раствор из бюретки при титровании приливать по каплям, выливая 1 см3 за
20-25 секунд;
6) титровать на меньше трех раз, для расчётов берут среднее значение
объема.
Кроме мерных пипеток, колб и бюреток в титриметрическом анализе
применяют обычную химическую посуду, а для грубых измерений используют
мерные цилиндры и мензурки.
Мерные цилиндры представляют собой цилиндрические градуированные
стеклянные сосуды и применяются в тех случаях, когда не требуется очень точное
определение объема (рисунок 1). Емкость их может быть от 10 до 2000 см3. При
измерении объема цилиндр следует ставить на ровную поверхность. Нижняя точка
мениска должна совпадать с определённой чертой шкалы и глаз экспериментатора
должен находиться на одном уровне с мениском. В титриметрическом
полумикроанализе для титрования применяются конические колбы на 25-50 см3.
Химические стаканы служат для сливания жидкости из бюретки. Проведение
титрования в химическом стакане не допускается.
22
1.4 Примеры вычисления при приготовлении и разбавлении растворов
)HCl(W
)НСl(m%100
)HCl(m
В титриметрическом анализе приходится проводить различные расчёты для
приготовления или разбавления растворов, перехода от одних способов выражения
их концентраций к другим и т.п. Рассмотрим на примерах.
Пример 1 - Необходимо приготовить 250 см3 0,1000 н. раствора буры в
качестве первичного стандарта. Какую навеску буры Na2B4O
Решение:
1) поскольку 1 моль буры (381,4 г) реагирует с 2 моль соляной кислоты, то
M (½Na2B4O7∙10Н2О) = 381,4 г/моль /2 = 190,7 г/моль
2) для получения 250 см3 0,1000 н. раствора требуется:
m(Na2B4O7∙10Н2О)=M(½Na2B4O
.
10Н2О)∙С(½Na2B4O7∙10Н2О)∙V(Na2B4O7)
7
m(Na2B4O7∙10Н2О)=190,7 г/моль∙ 0,1 моль/ дм3∙0,25 дм3 = 4,7675 г
Ответ: m(Na2B4O7∙10Н2О) = 4,7675 г.
Пример 2 - Сколько мл концентрированной соляной кислоты необходимо для
приготовления 0,5 дм3 0,1 н. раствора (пл. 1,19 г/см3) ?
Решение:
1) используя таблицы, находим, что кислота имеет 38,32 %-ную
.
10Н2О надо взять?
7
концентрацию, а для приготовления 0,5 дм3 0,1 М раствора необходимо взять
m (НCl) = V (НCl)∙C(HCl) .M(HCl)
m (НCl) = 0,5 дм3∙0,1 моль/ дм3∙36,5 г/моль = 1,825 г.
Массу соляной кислоты вычисляем по формуле:
т.е. масса соляной кислоты составит
m (НCl) = 100∙1,825 г /38,32 % = 4,7625 г.
2) перейдя к объему, получаем
V (HCl) = 4,7625 г /1,19 г/см3 = 4,0 см3.
Ответ: V(HCl) = 4 см3.
23
Пример 3 – Рассчитать молярную концентрацию хлористоводородной
)SOH(M
10w
)SOH(C
42
42
%38
см/г29,110
моль/г08,98л/моль5
)SOH(W
10
)SOH(M)SOH(C
)SOH(W
3
42
4242
42
кислоты, если в 200 см3 её раствора содержится 0,1000 моль НCl.
Решение:
C (HCl) = ν (HCl) /V (HCl)
C(HCl) = 0,1000 моль/0,2 дм3 = 0,5 моль/дм
3
Ответ: C(HCl) = 0,5 моль/дм3.
Пример 4 – Какова массовая доля (%) серной кислоты в 5,0 М растворе
плотностью 1,29 г/см3?
Решение:
1) воспользуемся формулой, которая связывает молярную концентрацию,
плотность раствора и массовую долю растворенного вещества (в процентах):
;
2) выразим массовую долю растворённого вещества:
Ответ: W (H2SO4) = 38 %.
Пример 5 – Вычислить молярную и нормальную концентрацию раствора
серной кислоты, если плотность его 1,22 г/см3 и массовая доля растворенного
вещества 30 %.
Решение:
1) молярная масса и молярная масса эквивалента серной кислоты равны:
M (Н2SО4) = 98,08 г/моль; M (½Н2SО4) = 49,04 г/моль
24
2) вычисляем молярную концентрацию серной кислоты:
3
42
42
дм/моль73,3
08,98
22,11030
)SOH(M
10w
)SOH(C
3
42
42
дм/моль46,7
04,49
22,11030
)SOH
2
1
(M
10w
)SOH
2
1
(C
3) вычисляем нормальную концентрацию серной кислоты:
Ответ: С(Н2SO4) = 3,73 моль/дм3.
C (½H2SO4) = 7,46 моль/дм3.
Контрольные вопросы
1 Какие методы титриметрического анализа вам известны? Назовите четыре
типа реакций, применяемых в титриметрии.
2 Как классифицируют методы титриметрического анализа по способу
титрования? Приведите примеры определений, используя обратное титрование,
титрование заместителя (косвенное титрование).
3 Изложите сущность метода пипетирования и метода отдельных навесок. Как
рассчитать результаты титрования в этих методах?
4 Как рассчитать нормальную концентрацию рaствора (молярную
концентрацию эквивалентов) по его титру? Как рассчитать нормaльную
концентрацию и титр раствора, если известна навеска вещества m (г), содержащаяся
в данном объеме раствора V (мл)? Дайте определение титрa стандартного раствора
А по определяемому веществу Х.
5 Дайте логический вывод формулы, связывающей титр стандартного
раствора Т(А) и титр стандартного раствора по определяемому веществу Т(А/Х).
25
Когда удобно выражать концентрацию стандартного раствора титром по
определяемому веществу?
6 Дайте вывод формулы для вычисления содержания определяемого
вещества, если известен титр стандартного рaствора по определяемому веществу и
объем стандартного раствора, пошедшего на титрование.
7 Напишите формулы для расчета содержания определяемого вещества по
результатам косвенного титрования, обратного титрования, если концентрация
стандартного раствора выраженa молярной концентрацией эквивалентов.
8 Какие растворы называют стандартными. Что такое первичные и вторичные
стандарты, требования, предъявляемые к ним. Что такое фиксанал.
9 Посуда и оборудование. Реактивы и реагенты, их маркировка.
10 Растворы в титриметрическом анализе, их классификация, способы
выражения и расчёта концентрации.
Контрольные задачи
1 Для приготовления титрованного раствора серной кислоты 2,9 см3
концентрированной (~96 %) серной кислоты (=1,84 г/см3) разбавили водой до
объема 1 дм3. Можно ли на основании этих данных определить титр полученного
раствора?
2 Выразить концентрацию 3 н. раствора H2SO4 в г/дм3 и в моль/дм3.
3 Сколько граммов H2SO4 содержится в 1 дм3 0,15 н. раствора?
4 В 200 см3 раствора серной кислоты содержится 2,45 г H2SO4. Вычислите
молярную и нормальную концентрацию раствора.
5 В 400 см3 раствора содержится 5,30 г безводного карбоната натрия.
Вычислите нормальную концентрацию раствора.
6 Вычислите титр 0,1 н. растворов следующих веществ: а) HCl, б) H2SO4,
в) Na2B4O7∙10Н2О, г) Н2С2О4∙2Н2О.
26
7 Вычислите титр 0,1 н. раствораH2SO4 по а) NaOH , б)Na2CO3,
в) NaHCO3, г) CaO.
8 Вычислите величину навески, необходимой для приготовления 2,5 дм3
0,5 н. раствора каждого из следующих веществ: а) KNO3 , б) Na2SO4,
в) Ca(OH)2.
9 Какую навеску тетрабората натрия Na2B4O
.
10Н2О необходимо взять для
7
приготовления 200 см3 0,1000 н. раствора?
10 В мерной колбе емкостью 500 мл приготовлен раствор из 5,30 г х.ч.
Н2С2О4∙2Н2О. Определить нормальную концентрацию полученного раствора.
11 Сколько мл воды требуется прибавить к 1 дм3 0,2500 М раствора HCl,
чтобы получить 0,2000 М раствор?
12 Сколько мл воды следует прибавить к 1 дм3 0,16 М раствора HCl, чтобы
получить 0,10 М раствор HCl?
13 Сколько мл 6 н. раствора H2SO4 потребуется, чтобы после разбавления
его водой получить 160 см3 2 н. раствора?
14 Сколько мл 12 М соляной кислоты требуется для приготовления 1 дм3
3 М раствора кислоты?
15 Какой объем H2SO4 (ρ=1,202 г/см3) необходим для приготовления 3 дм3
0,1 н. раствора кислоты?
2 Метод кислотно-основного титрования
Кислотно-основное титрование или метод нейтрализации это один из методов
титриметрического химического количественного анализа aнaлитической химии.
Основaн на применении реакций нейтрализации в целях анализa. В основу метода
положены следующие реакции:
Н+ + ОН- ↔ Н2О
Н3О+ + ОН- ↔ 2 Н2О
27
Кислотно-основное титрование имеет два основных метода:
1) алкалиметрия – это определение веществ титрованием стандартным
раствором сильного основания;
2) ацидиметрия – это определение веществ титрованием стандартным
раствором кислоты.
В качестве рабочих растворов используют чаще всего растворы кислот
соляной и серной, растворы гидроксидов NaOH и KOH. Поскольку эти кислоты и
гидроксиды не могут быть использованы как исходные вещества для приготовления
титрованных растворов, то сначала готовят растворы примерной концентрации, а
точный титр и нормальность их устанавливают по исходным веществам. Чаще всего
применяют 0,1 – 0,5 н. растворы.
В качестве исходных веществ для установления титра растворов кислот
используют тетраборат натрия или карбонат натрия безводный, а для установления
титра растворов щелочей – щавелевую Н2С2О4∙2Н2О или янтарную Н2С4Н4О4
кислоту. Все эти вещества весьма удобны для работы и дают хорошие результаты
при титровании.
Так как реакции нейтрализации обычно не сопровождаются каким-либо
внешним эффектом, точку эквивалентности при титровании фиксируют на глаз по
изменению цвета добавленного к титруемому раствору индикатора. В этом методе
применяются кислотно-основные индикаторы, изменение цветa которых происходит
при изменении реакции среды. Наиболее распространенные индикаторы методa
нейтрализации приведены в таблице 1.
Теория индикаторов по Оствальду. Индикаторами называются вещества,
способные менять свой цвет в зависимости от изменения концентрации ионов
водорода в растворе. Существует несколько теорий, объясняющих механизм
действия индикаторов. Наиболее распространена из них теория Оствальда,
основанная на электролитической диссоциации.
Таблица 1 – Кислотно-основные индикаторы
28
Индикатор
Интервал
перехода pH
Окраска
молекулярн
ой формы
Окраска ионной
формы
Окраска в
интервале
перехода
Метиловый
оранжевый
3,1 – 4,4
красная
желтая
оранжевая
Метиловый
красный
4,4 – 6,2
красная
желтая
оранжевая
Фенолфталеин
8,0 – 10,0
бесцветная
малиновая
бесцветная –
бледно-розовая
Лакмус
5,0 – 8,0
красная
синяя
фиолетовая
Сущность этой теории заключается в том, что каждый индикатор представляет
собой слабую органическую кислоту или слабое органическое основание, молекулы
и ионы которых окрашены в различный цвет. Индикаторы бывают одноцветные и
двухцветные. К одноцветным индикаторам принадлежат фенолфталеин,
тимолфталеин и др., к двухцветным – лакмус, метилоранж и др. Фенолфталеин – это
слабая органическая кислота, молекулы которой бесцветны, а ионы окрашены в
малиновый цвет. Обозначим его молекулу через HInd и напишем уравнение
электролитической диссоциации:
HInd H+ + Ind-,
где - Ind- обозначает анион индикатора.
Фенолфталеин – слабый электролит, поэтому равновесие диссоциации
смещено в сторону образования бесцветных молекул индикатора. Степень его
диссоциации настолько мала и концентрация окрашенных анионов Ind- в растворе
столь незначительна, что простым глазом нельзя заметить окраски раствора. В
кислой среде диссоциация подавляется присутствующими в растворе
одноимёнными ионами H+, и равновесие смещается в сторону образования
бесцветных молекул HInd. Даже в слабокислой среде фенолфталеин находится в
недиссоциированном состоянии и раствор его бесцветен. Цвет раствора в кислой и
29
нейтральной среде соответствует недиссоциированной форме HInd, которая
называется кислотной формой индикатора.
Если прибавить фенолфталеин к раствору щелочи, которая почти полностью
диссоциирована на ионы, то гидроксильные ионы свяжут ионы водорода,
получающиеся при диссоциации индикатора. Равновесие диссоциации индикатора
сместится слева направо – в сторону пополнения убывающих ионов водорода,
анионы Ind- будут непрерывно накапливаться в растворе и придадут ему
малиновую окраску (цвет 1):
В данном случае окраска раствора соответствует ионизированной форме Ind-,
которая называется щелочной формой индикатора.
Таким образом, окраска индикатора в растворе определяется соотношением
концентраций ионов и недиссоциированных молекул индикатора, или
соотношением щелочной и кислотной форм индикатора:
Ind-/ HInd
В растворе всегда имеется щелочная и кислотная формы индикатора.
От преобладания одной формы над другой зависит окраска раствора
индикатора. Практически установлено, что окраска одной из форм заметна в том
случае, когда концентрация её достигает 0,1 величины концентрации
преобладающей формы индикатора. Например, если отношение [Ind-]:[HInd] =0,1, то
преобладает кислотная форма, которая и определяет окраску раствора индикатора.
По мере увеличения концентрации щелочной формы (Ind-) и соответственного
уменьшения концентрации кислотной формы (HInd) окраска раствора постепенно
изменяется. Между щелочной и кислотной формами наступает отношение [Ind-]:
[HInd] = 10; в этом случае окраска раствора будет обусловлена щелочной формой
30
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]