Вопросы и задачи

1. В чем заключается сущность титриметрического анализа?

2. Чем отличается титриметрической метод от гравиметрического?

3. Что такое точка эквивалентности и как ее определяют?

4. Перечислите методы титриметрического анализа?

5. Как выражают концентрацию вещества в титриметрическом анализе?

6. Какой раствор называется титрованным?

7. В чем заключается операция стандартизации титранта?

8. Какие вещества называют первичными стандартами и какие требования к ним предъявляются?

9. Какие требования предъявляют к реакциям титриметрического анализа?

10. Как проводят обратное титрование и титрование по замещению?

11. Чем отличается способ отдельных навесок от способа пипетирования?

12. Что называют фактором эквивалентности?

13. Как определяют фактор эквивалентности в реакциях кислотно-основного и окислительно-восстановительного взаимодействия?

14. Что такое титр раствора?

15. Какую величину называют титром по определяемому веществу (условным титром)?

16. Как связана молярная концентрация эквивалента с титром раствора?

17. Как связаны титр раствора титранта с его титром по определяемому веществу?

18. Титр раствора HCl равен 0,003592 г/мл. Какова молярная концентрация эквивалента этого раствора?

Ответ: 0,09858 моль/л.

19. На титрование 20,00 мл раствора HNO₃ затрачено 15,00 мл 0,1200 М раствора NaОН. Вычислите молярную концентрацию эквивалента, титр и массу HNO₃ в 250 мл раствора.

Ответ: 0,0900 М; Т = 0,005672 г/мл; m = 1,418 г.

20. Чему равна молярная концентрация эквивалента раствора Н₂С₂О₄·2Н₂О, полученного растворением 1,7334 г ее в мерной колбе вместимостью 250 мл?

Ответ: 0,1100 моль/л.

21. Какой объем 0,1500 М раствора NaOH пойдет на титрование: а) 21,00 мл 0,1133 М раствора HCl; б) 21,00 мл раствора HCl с титром 0,003810 г/мл?

Ответ: а) 15,85 мл; б) 14,63 мл.

Глава 6. Реакции кислотно-основного взаимодействия

6.1. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури

Классические представления о кислотах и основаниях базируются на теории электролитической диссоциации С. Аррениуса. Кислоты по этой теории – это вещества, которые при растворении в воде диссоциируют с образованием иона Н⁺, а основания – вещества, которые диссоциируют с образованием иона ОН^–. Однако теория электролитической диссоциации не объясняет кислотные или основные свойства некоторых органических соединений, например, аминов, амидов и др. Неясно также, какие вещества считать кислотами и основаниями в неводных растворителях.

Более общей теорией кислот и оснований явилась протолитическая теория Бренстеда-Лоури (1923).

В протолитической теории кислотами называют вещества, способные отдавать протон другому веществу, а основаниями – вещества, способные принимать протон.

По этому определению круг веществ, называемых кислотами и основаниями, расширился. К кислотам стали также относить такие частицы как NH₄⁺, HSO₄^–, а к основаниям – СО₃^2–, NH₃ и т.д. Все реакции кислотно-основного взаимодействия состоят по этой теории в обратимом переносе протона (иона Н⁺) от кислоты к основанию. В результате образуется пара новых частиц, одна из которых опять способна отдавать протон, а другая его присоединять. Таким образом, кислота оказывается в паре с сопряженным основанием, а основание – с сопряженной кислотой:

НА + В ↔ НВ⁺ + А^–.

кислота основание сопряженная сопряженное

кислота основание

Например:

HCN + OH^– ↔ HOH + CN^–.

кислота основание сопряженная сопряженное

кислота основание

Cоединения, которые могут и отдавать, и присоединять протон, называются амфипротными или амфолитами. Амфолитом является, например вода, кислотные остатки:

НСО₃^– ↔ Н⁺ + СО₃^2– (НСО₃^– – кислота);

НСО₃^– + Н⁺ ↔ Н₂СО₃ (НСО₃^– – основание).

Важное место в протолитической теории занимает такое явление как автопротолиз растворителей. Было показано, что вода диссоциирует по схеме

Н₂О + Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^–,

то есть одна молекула воды является кислотой, другая – основанием. В результате образуется новая кислота Н₃О⁺ и новое основание ОН^–.

Неводные растворители, так же как и вода протолизируют на сольватированный протон и анион:

2СН₃ОН → СН₃ОН₂⁺ + СН₃О^–.

Существенным достоинством протолитической теории является учет влияния растворителя на процесс кислотно-основного взаимодействия. Диссоциацию кислоты НА в растворителе Solv можно представить схемой

НА + Solv ↔ HSOlv⁺ + A^–.

Состояние этого равновесия зависит как от способности кислоты НА отдавать протон, так и от способности растворителя его принимать. Учет подобных взаимодействий важен при рассмотрении кислотно-основных реакций в неводных средах.

Однако протолитическая теория не объясняет кислотно-основные свойства соединений не взаимодействующих с протонами. Так, жидкий SO₂ подвергается самоионизации, хотя протоны в реакции не участвуют, и в нем может проходить типичная кислотно-основная реакция с выделением молекулы растворителя:

2SO₂ ↔ SO²⁺ + SO₃^2–;

SOCl₂ + Na₂SO₃ ↔ 2 NaCl + 2SO₂.

В связи с этим был создан ряд более общих теорий, из которых наиболее известна электронная теория Г. Льюиса.