1. Классификация методов количественного анализа

Методы количественного анализа можно разделить на химиче­ские и физико-химические.

Химические методы анализа основаны на проведении химических реакций между анализируемым веществом и специально подобранными реактивами. По количеству затраченных реактивов или по количеству полученных продуктов реакции рассчитывают состав анализируемо­го образца. Различают гравиметрический и титриметрический (объём­ный) химический анализ.

Гравиметрический анализ основан на полном (количественном) выделении какого-либо компонента из анализируемого образца в виде осадка постоянного, точно известного состава. Полученный осадок высушивают, точно взвешивают и, зная массу осадка, по его химической формуле определяют, сколько в нем содержится искомой составной части. Гравиметрический анализ дает точные результаты, но он очень трудоемок и длителен, поэтому все более вытесняется другими методами анализа.

Титриметрический анализ заключается в точном определении объема раствора химического реактива с известной концентрацией, который необходим для полного протекания реакции с данным объемом анализируемого раствора.

Физико-химические методы анализа связаны с применением сложной и чувствительной аппаратуры. Достоинствами этих методов являются их объективность, возможность автоматизации и быстрота получения результатов. В зависимости от использования того или иного физико-химического свойства анализируемого компонента разли­чают оптические и электрометрические методы анализа. В качестве примера электрометрического метода можно привести потенциометрическое определение рН раствора с помощью электроизмерительных прибо­ров – потенциометров. Из оптических методов наиболее распростране­на колориметрия, основанная на измерении интенсивности поглощения света растворенным веществом. Интенсивность поглощения зависит от концентрации вещества.

2. Теоретические основы титриметрического анализа

Химические вещества реагируют между собой в определенных количественных соотношениях. Уравнение реакции показывает мини­мальные целочисленные количества химических веществ, вступающих в реакцию, а также образующихся в результате реакции. В общем случае эти количества различны. Использование понятия – химический экви­валент вещества, дает 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/z₁ X₁) = n(¹/z₂ X₂)

Это равенство представляет собой математическое выражение закона эквивалентов. Выразим количество вещества эквивалента че­рез концентрацию и объем раствора:

n(¹/z X) = C(¹/z X) × V

Тогда получим закон эквивалентов в виде формулы, наиболее употребительной для расчетов в титриметрическом анализе:

C(¹/z₁ X₁) × V₁ = C(¹/z₂ X₂) × V₂

Зная объемы растворов, содержащих равные количества веще­ства эквивалента, концентрацию одного из них, рассчитывают концен­трацию другого раствора:

(¹/z₂ X₂) × V₂

C(¹/z₁ X₁) = ———————

V₁

Пример. Для полной нейтрализации 5 мл раствора серной ки­слоты потребовалось добавить 4.67 мл раствора гидроксида натрия с концентрацией C(NaOH) = 0.1012 моль/л. Рассчитайте молярную кон­центрацию эквивалента серной кислоты.

Решение. Для определения фактора эквивалентности напишем уравнение реакции

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

Исходя из уравнения реакции, фактор эк­вивалентности для серной кислоты равен ½, а для гидроксида натрия — 1.

C(NaOH) ×V(NaOH) 0.1012 моль/л × 4.67 мл

C(½ H₂SO₄) = ————————— = —————————— = 0.0945 моль/л

V(H₂SO₄) 5.0 мл

Примечание. В общем случае объёмы должны быть выражены в литрах. Однако когда берется отношение объёмов, как в этом приме­ре, они могут быть выражены и в других, но одинаковых единицах.