- •Государственное бюджетное образовательное учреждение
- •1. Тематические разделы дисциплины «химия общая и неорганическая»
- •1. 1. Растворы. Способы выражения концентрации растворов
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.2. Введение в титриметрический анализ. Метод нейтрализации
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.3. Оксидиметрия. Перманганатометрия.
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.4. Элементы химической термодинамики
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.5. Энергетика химических процессов
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.6. Коллигативные свойства растворов. Осмос
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.7. Водородный показатель среды растворов – ph
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.8. Буферные системы
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания для самоконтроля
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.9 Строение атома
- •Ядро атома
- •Изотопы
- •Современные представления о строении атома
- •Электронные семейства элементов
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания
- •2) Могут
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.10. Химическая связь
- •1. Ионная связь
- •2. Ковалентная связь
- •3. Координационная связь – (донорно-акцепторная) может рассматриваться, как результат наложения ионных и ковалентных связей
- •4. Металлическая связь
- •5. Водородная связь – одна из разновидностей межмолекулярного взаимодействия
- •6. Межмолекулярное взаимодействие
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания
- •Контрольные задания
- •Литература
- •1.11. Комплексные соединения
- •Контрольные вопросы
- •Типовые задачи
- •Тестовые задания
- •Контрольные задания
- •Литература
- •2. Инструкция по охране труда и пожарной безопасности для студентов при работе в лабораториях кафедры химии
- •2.1. Общие требования безопасности
- •2.2. Требования безопасности перед началом работы
- •2.3. Требования безопасности во время работы
- •2.4. Требования безопасности в аварийных ситуациях
- •2.5. Требования безопасности по окончании работы
- •Заключение
- •Глоссарий
- •Ответы на тестовые задания
- •Приложения
- •1. Основные физико-химические константы
- •2. Важнейшие единицы си и их соотношение с единицами других систем
- •3. Приставки для дольных и кратных единиц си
Контрольные задания
08. В простокваше, йогурте, кефире содержится 0,6 – 1% молочной кислоты, которая обладает противомикробным действием. Вот почему кисломолочные продукты широко рекомендуются для лечебного питания. Рассчитайте молярную концентрацию молочной кислоты в этих продуктах (плотность раствора примите равной 0,99 г/мл).
09. В медицинской практике используют гормональный препарат адреналин в виде растворов. В ампуле содержится 1 мл 0,1%-ного раствора (ρ = 1 г/мл). Вычислите молярную концентрацию этого раствора и массу адреналина в 1 мл раствора, введенного в организм (Мадр = 219,7 г/моль).
10. Хлорид цинка используется в качестве вяжущего и асептического средства. Определите молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, массовую долю и титр раствора, содержащего 5 г ZnCl2 в 100 г раствора (ρ = 1 г/мл).
Литература
1. Общая химия. Учебник для медицинских вузов / В. А. Попков, С. А. Пузаков.–
Москва. : Высшая школа, 2010 г.– С. 66 –73.
2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для студентов медицинских спец. вузов / Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; Под ред. Ю.А. Ершова, В.А. Попкова. – Москва. : Высш. шк., 2008. –
С.5 – 17.
1.2. Введение в титриметрический анализ. Метод нейтрализации
Введение в титриметрический анализ
Аналитическая химия – наука о методах определения качественного и количественного состава вещества или их смесей.
Качественный анализ позволяет определить, какие элементы, группы атомов, ионов, молекул, радикалов входят в состав анализируемого вещества или смеси веществ.
Количественный анализ позволяет установить количественные соотношения компонентов данного соединения или смеси веществ.
Исследуя новое соединение, прежде всего, устанавливают, из каких компонентов оно состоит, а затем находят их количественные соотношения. Поэтому качественный анализ вещества предшествует количественному. Если качественный состав анализируемого материала известен, то приступают к количественному анализу, выбрав наиболее подходящий метод.
В настоящее время аналитическая химия пользуется многочисленными и разнообразными методами, которые подразделяют на физические, физико-химические и химические. Химические методы, в свою очередь, включают гравиметрию (весовой анализ) и титриметрию (объемный анализ). Преимущество титриметрического анализа перед гравиметрическим состоит в быстроте определений.
В клинических лабораториях и лабораториях промсанхимии широкое распространение получил титриметрический анализ, так как для его проведения требуется простейшее лабораторное оборудование, не значительные затраты труда и времени, достаточно большая универсальность и высокая точность.
Титриметрический анализ основан на измерении объема титранта (раствора точно известной концентрации), израсходованного на реакцию с определяемым веществом, при этом вещества должны реагировать в строго эквивалентных количествах.
Процесс постепенного добавления титранта к анализируемому веществу называется титрованием, а момент завершения реакции – моментом эквивалентности.
Титриметрическое определение вещества сводится к проведению химической реакции смешиванием растворов двух реагирующих веществ. Эта операция проводится титрованием – добавлением небольших порций раствора одного из веществ к известному объему раствора второго вещества.
Один из двух растворов содержит вещество с неизвестной концентрацией и представляет собой анализируемый раствор. Второй раствор содержит реагент с точно известной концентрацией и называется рабочим раствором или титрантом.
Для проведения титриметрического анализа необходимо:
знать точную концентрацию титранта;
точно измерить объемы растворов титранта и исследуемого вещества;
точно фиксировать момент эквивалентности.
Для точного измерения объемов растворов реагирующих веществ используют мерную посуду – бюретки, пипетки, мерные колбы и пр.
В процессе титрования достигается точка эквивалентности (момент эквивалентности), т. е. момент, когда количество вещества эквивалента в добавленном растворе титранта становиться равным количеству анализируемого вещества.
Химические вещества реагируют между собой в определенных количественных соотношениях. Уравнение реакции показывает минимальные целочисленные количества химических веществ, вступающих в реакцию, а так же образующихся в результате реакции. В общем случае эти количества различны. Однако для удобства расчетов в химии используют особое понятие – химический эквивалент вещества, дающее возможность выразить количества реагирующих и образующихся веществ одинаковыми числами.
Из самого определения понятия химического эквивалента вытекает, что в химической реакции обязательно участвует равное число эквивалентов двух веществ (кислоты и основания, окислителя и восстановителя и т. д.).
Равными оказываются и количества вещества эквивалента тех же веществ:
n(1/zT) = n(1/zХ)
это равенство представляет собой математическое выражение закона эквивалентов. Выразим количество вещества эквивалента через концентрацию и объем раствора:
n(1/zХ) = С(1/zХ) · Vх
n(1/zT) = С(1/zT) · Vт
С(1/zТ) – молярная концентрация эквивалента титранта, моль/дм3
V(Т) – объем титранта, см3
С(1/zХ) – молярная концентрация эквивалента исследуемого вещества, моль/дм3
V(Х) – объем раствора исследуемого вещества, см3
С(1/zT) ∙ V(T) = C(1/zX) ∙ V(X)
Таким образом, в момент эквивалентности число эквивалентов титранта и анализируемого вещества равны.
По достижении точки эквивалентности титрование обычно заканчивают и отмечают затраченный объем раствора. Следовательно, при выполнении титриметрического анализа необходимо располагать методом определения момента эквивалентности. Для этого используют свойства растворов, которые резко меняются в точке эквивалентности.
Момент эквивалентности определяют:
с помощью индикаторов;
по изменению окраски раствора одного из реагирующих веществ;
по прекращению выпадения осадка или изменению цвета осадка;
с помощью приборов, например, потенциометров, кондуктометров и пр.
Зная точную концентрацию титранта С(1/zТ), объем исследуемого раствора и объем раствора титранта V(Т) в момент эквивалентности, можно легко рассчитать концентрацию раствора исследуемого вещества С(1/zХ):
Из выше указанного уравнения можно определить титр раствора исследуемого вещества t(Х):
В титриметрическом анализе могут использоваться не все химические реакции, а только те, которые отвечают определенным требованиям:
реакция должна быть практически необратимой;
реакция должна протекать быстро, в строгом соответствии с законом эквивалентов, без побочных процессов;
необходимо точно фиксировать момент эквивалентности.
Разнообразные методы титриметрического анализа можно классифицировать в зависимости от характера химической реакции, лежащей в их основе, и по способу проведения анализа.
Используют следующие основные типы химических реакций:
Кислотно-основное титрование — основано на взаимодействии кислот и оснований.
Оксидиметрия — основана на протекании окислительно-восстановительных реакций.
Осадительное титрование — основано на образовании осадков.
Комплексонометрия — основана на реакциях комплексообразования.
Сущность кислотно-основного титрования (метод нейтрализации)
В основе кислотно-основного титрования лежит соединение ионов Н3О+ и гидроксид-ионов ОН – с образованием малодиссоциирующих молекул воды. В упрощенном виде
Н+ + ОН– = Н2О
Метод позволяет определять в растворах не только концентрацию кислот или оснований, но также и концентрацию гидролизующихся солей.
Для определения в растворах концентрации оснований или солей, дающих при протолизе щелочную реакцию, используют в качестве титранта растворы кислот. Эти определения называют ацидиметрией (от лат. аcidum — кислота).
Концентрацию кислот и гидролитически кислых солей определяют с помощью титрантов растворов сильных оснований. Такие определения называют алкалиметрией (от лат. alkali – щелочь).
Поскольку реакция нейтрализации не сопровождается каким-нибудь внешним эффектом, например изменением окраски раствора, точку эквивалентности определяют с помощью индикаторов.
Согласно ионной теории индикаторов Оствальда (1894г.), индикаторы в методе кислотно-основного титрования представляют собой такие слабые органические кислоты или основания, у которых недиссоциированные молекулы и ионы имеют различную окраску.
Индикаторы, обладающие свойством присоединять протоны, называют основными индикаторами и обозначают через IndOH, где Ind+ - катион индикатора. Такие индикаторы диссоциируют по схеме:
Индикаторы, обладающие свойством отдавать протоны, называют кислотными индикаторами и обозначают через HInd. Молекула такого индикатора играет роль донора протона, т. е. дает при диссоциации катион Н+ и анион Ind–:
Все индикаторы изменяют свою окраску плавно в определенном интервале значений рН, называемом интервалом перехода, или зоной перехода окраски индикатора. Внутри зоны перехода имеется такое значение рН, при котором индикатор наиболее резко изменяет свою окраску. В этот момент концентрации молекулярной и ионной форм индикатора равны [HInd] = [Ind–]. Значение рН, при котором индикатор наиболее резко меняет свою окраску, называется показателем титрования (рТ).
В табл. 1 указаны область перехода, показатель титрования, окраска недиссоциированных молекул и анионов некоторых индикаторов.
Таблица1
Характеристики некоторых индикаторов
индикатор |
область перехода рН |
показатель титрования рТ |
окраска недиссоциированных молекул |
окраска анионов |
метилоранж |
3,1 — 4,0 |
4,0 |
красная |
оранжево-желтая |
метилрот |
4,2 — 6,2 |
5,5 |
красная |
желтая |
лакмус |
5,0 — 8,0 |
7,0 |
красная |
синяя |
фенолфталеин |
8,0 — 10,0 |
9,0 |
бесцветная |
малиновая |
Если упрощенно обозначить молекулы фенолфталеина через HInd, а анионы его через Ind–, то уравнение диссоциации будет иметь вид
Достаточно к раствору, содержащему фенолфталеин, прибавить немного щелочи, как введенные ионы ОН– станут связывать протоны с образованием малодиссоциирующих молекул воды. При этом равновесие диссоциации индикатора сместится вправо и накопление анионов Ind– вызовет окрашивание раствора в малиновый цвет.
Наоборот, если к раствору фенолфталеина прилить несколько капель кислоты, то повышение концентрации протонов будет подавлять диссоциацию молекул индикатора. Равновесие сместится влево и раствор обесцветится. Аналогичным образом объясняют поведение лакмуса, молекулы которого окрашены в красный цвет, а анионы в синий; нейтральные растворы лакмуса имеют промежуточную фиолетовую окраску. Это подтверждает, что цвет водного раствора индикатора зависит от соотношения между его молекулярной и ионной формами.
Таким образом, окраска молекул индикаторов, обладающих кислотными свойствами, проявляется в кислой среде, а окраска аниона — в щелочной.
В каждом конкретном случае кислотно-основного титрования индикатор подбирается таким образом, чтобы показатель титрования его как можно точнее совпадал с истинным моментом эквивалентности.
На правильный выбор индикатора влияет гидролиз солей, образующихся в процессе титрования. Различают четыре случая выбора индикаторов.
1. Титрование сильного основания сильной кислотой (или наоборот)
Например: HCl + NaOH = NaCl + H2O
Соли катионов сильных оснований и анионов сильных кислот гидролизу не подвергаются, рН раствора 7, поэтому и момент эквивалентности будет при рН = 7. Для фиксирования момента эквивалентности в этом случае применяются любые индикаторы с рТ = 7 (например, лакмус и др.)
2. Титрование сильной кислотой слабого основания
Например: HCl + NH4OH = NH4Cl + H2O
Образующаяся соль подвергается гидролизу: NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+
Среда раствора кислая, рН < 7, поэтому и момент эквивалентности будет при рН < 7. Для фиксирования момента эквивалентности применимы любые индикаторы с рТ < 7 (например, метилоранж, метилрот и др.).
Титрование слабой кислоты сильным основанием
Например: CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Образующаяся соль подвергается гидролизу: СН3СОО – + Н2О ↔ CH3COOН + OН –
Среда щелочная, рН > 7, поэтому и момент эквивалентности будет при рН > 7. Для фиксирования момента эквивалентности применимы любые индикаторы с рТ > 7 (например, фенолфталеин и др.).
Титрование слабой кислоты слабым основанием (или наоборот)
Например: NH4OH + CH3COOH = CH3COONН4 + H2O
Такое титрование практически не применяется, т.к. соли катионов слабых оснований и анионов слабых кислот в растворах легко гидролизуются:
NH4+ + СН3СОО– + Н2О ↔ NH4OH + CH3COOН
В результате гидролиза образуются слабые электролиты, среда раствора остается практически нейтральной, рН = 7. Так как концентрации ионов Н+ и ОН– в растворе меняются незначительно, то они не оказывают существенного влияния на смещение индикаторного равновесия. В этом случае индикаторы свою окраску не изменяют, следовательно, слабые кислоты слабыми основаниями (или наоборот) точно не титруются.
Более точно выбор индикаторов проводят по кривым титрования.
Кислотно-основное титрование применяется в клинических лабораториях при определении кислотности желудочного сока, буферной емкости крови, спинномозговой жидкости и пр., что используется при постановке диагноза и лечении больных.
С помощью этого метода анализируются лекарственные вещества, устанавливается доброкачественность пищевых продуктов (молока, хлеба, муки и др.). Большое значение метод нейтрализации имеет при санитарно-гигиенической оценке состояния окружающей среды (природных водоемов, почвы, промышленных стоков и др.).