- •Глава 1. Введение в титриметрические методы анализа. Вопросы к занятию:
- •§1. Правила техники безопасности.
- •§2. Понятие о химическом эквиваленте и факторе эквивалентности.
- •Основность кислоты
- •§3. Способы выражения концентрации растворов.
- •§4. Задачи для самостоятельного решения.
- •Глава II. Кислотно-основное титрование. Вопросы к занятию:
- •§1. Введение.
- •§2. Теоретические основы титриметрического метода анализа.
- •§3. Кислотно-основное титрование.
- •§4. Кривые титрования. Выбор индикатора.
- •§5. Вопросы и задачи для самостоятельного решения.
- •§6. Лабораторный практикум.
- •Ход работы.
- •Лабораторная работа № 2 Кислотно – основное титрование
- •§7. Учебно-исследовательская работа студентов (уирс).
- •Глава III. Оксидиметрия Вопросы к занятию:
- •§1. Теоретические основы методов оксидиметрии. Окислительно-восстановительные методы объемного анализа основаны на применении окислительно-восстановительных реакций.
- •§2. Типы окислительно-восстановительных реакций.
- •§3. Перманганатометрия.
- •Приготовление рабочего раствора kMnO4
- •§4. Иодометрия.
- •§5. Лабораторный практикум. Работа 1. Установление нормальности и титра kMnO4 по 0,05н раствору щавелевой кислоты.
- •Работа 2 Установление нормальности и титра раствора тиосульфата натрия по бихромату калия.
- •§6. Задачи для самостоятельного решения.
- •Глава IV. Химическая термодинамика
- •Вопросы к занятию
- •§1. Основные понятия термодинамики.
- •§2. Первый закон термодинамики. Энтальпия.
- •§3. Закон Гесса.
- •§4. Следствия из закона Гесса.
- •Причем следует учесть, что ∆н° образования простых веществ равна нулю.
- •§5. Второй закон термодинамики. Энтропия.
- •Знак неравенства относится к необратимым процессам, а знак равенства - к обратимым процессам.
- •§6. Энергия Гиббса и направление химических реакций.
- •§7. Химическое равновесие.
- •§8. Основы биоэнергетики.
- •§9. Лабораторный практикум.
- •§10. Примеры решения задач.
- •§11. Задачи для самостоятельного решения.
§5. Вопросы и задачи для самостоятельного решения.
1.Титриметрический анализ, его сущность, методы и задачи.
Классификация методов титриметрического анализа.
2. Требования к реакциям, применяемых в титриметрических
методах анализа.
3.Титранты, их приготовление. Стандартные растворы, фиксаналы.
4.Способы титрования.
5. Расчеты, применяемые в титриметрическом анализе.
6. Сущность и методы кислотно-основного титрования. Реакции,
применяемые в кислотно-основном титровании.
7.Точка эквивалентности при кислотно-основном титровании и
способы ее определения.
8. Кислотно-основные индикаторы, принцип их действия. Точка и зона
перехода индикаторов.
9. Кривые кислотно-основного титрования. Выбор индикатора.
10.Сколько грамм буры (Na2B4O7 ∙ 10 Н2 О) следует взять для приготов-
ления 250 мл 0,1 N раствора. Ответ: 4.7675 г.
11.Рассчитайте, какой объем хлороводородной кислоты с плотностью,
равной 1,180 г/мл, потребуется для приготовления 200 мл раствора
с концентрацией кислоты в 0,05 моль/л.
12.На титрование 5,00 мл раствора серной кислоты израсходовано
4,12 мл 0,1020 М раствора NaOH. Вычислите нормальность и рН
раствора кислоты. Ответ: 0,08405 моль/л, рН=1,08
§6. Лабораторный практикум.
Лабораторная работа № 1
Тема: Приготовление исходных рабочих растворов (титрантов).
Стандартизация титрантов.
Цель работы: Научиться готовить растворы титрантов с определяемым титром и приготовленным титром.
Реактивы и оборудование: раствор хлороводородной кислоты 0,1 н концентрации, раствор хлороводородной кислоты (концентрированный), кристаллическая бура (Nа2В4О7 ∙ 10 Н2О) цилиндры на 10, 20 и 200 мл, склянки на 250-300 мл, ареометр.
Задание I. Приготовление 200 мл 0,1 н раствора тетрабората натрия.
Для определения титра раствора хлороводородной кислоты используют раствор тетрабората натрия (бура). Эта соль удовлетворяет всем требованиям, предьявляемым к титрантам, т.к. кристаллы и растворы данной соли устойчивы при хранении, состав вещества соответствует формуле.
Растворы этих веществ получают при растворении точной навески и называются стандартными или с приготовленным титром.
Для приготовления раствора такого типа сначала подсчитывают величину навески вещества с точностью до 0,01г по формуле:
m= M() ∙ CN ∙ V ,
где М- эквивалент вещества (Э); СN - молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация); V - приготовляемый объем.
Взвешивают рассчитанную навеску на технических весах в бюксе и количественно переносят в мерную колбу через воронку, с которой смывают кристаллы аккуратно в колбу. Бюкс с остатками кристаллов снова взвешивают и определяют более точно навеску.
Для растворения соли приливают половину колбы дистиллированной воды, нагревают на водяной бане, перемешивая до полного растворения. Затем охлаждают содержимое колбы до комнатной температуры и доводят до метки сначала небольшими порциями воды, затем по каплям с помощью пипетки. Закрывают колбу пробкой и перемешивают.
Приготовленный раствор переливают в сухую чистую склянку, закрывают пробкой и подписывают.
Концентрацию буры рассчитывают по формуле:
СN = m / Э ∙ V.
Более точную концентрацию определяют по титру по формуле:
Т = m / V ,
где m- навеска вещества, V- объём колбы
Задание 2. Приготовление 200 мл 0,1N раствора хлороводородной кислоты из более концентрированного раствора.