21. Перманганатомерия; иодометрия: определение концентрации н2о2 и активного хлора в хлорной извести. Эквивалент в овр.

Перманганатометрия – относится к ОВ методам титрования. Титрантом метода является перманганат калия – KMnO4 – сильный окислитель и вступает в реакции со многими восстановителями. Определение проводится в кислой среде, в щелочной и нейтральной.

MnO4 (роз – чисто фиолет) => (pH<7) H+ Mn²⁺ (бесцв), … =>(pH=0, H2O) MnO2 (бурый), … => (pH>7) MnO4^2- (зел)

Одним из преимуществ перманганатометрии является титр – возможность фиксирования точки эквивалентности без использования индикатора (розовая окраска проходит в конце титрования – избыточная капля). Прямым перма. Методом можно определить большинство восстановителей. Определение солей железа 2

5Fe²⁺ + MnO₄^- + 8H⁺ => 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O

Йодометрия. Косвенно для определения индифферентных в ОВ плане веществ: Ca²⁺ + C₂O₄^2- => CaC₂O₄↓

Косвенный метод – в котором в качестве вспомогательного реагента применяется иодид калия, а титрантом является Na2S2O3.

Йодометрический метод – основан на ОВ процессах, связанных с реакцией восстановления J₂ + 2e => J^- или с реакцией окисления 2J^- - 2e => J₂

Иодометрия используется для:

1)определения восстановителей окислением их раствором иода:

2Na₂S₂O₃ + J2 => 2NaJ + Na₂S₄O₆

2S₂O₃^2- - 2e => S₄O₆^2-

J₂ + 2e =>2J^-

2) для определения окислителей восстановлением иодид-ионами

2KMnO4 + 10KJ + 8H2SO4 => 5J2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

3) для определения кислот (косв мет титр)

HCI + KJ + KJO3 => J2 + H2O + KCI

2JO3^- + 12H⁺ + 10e => J2⁰ + 6H2O

2J^- - 2e => J2⁰

JO3^- + 5J^- + 6H⁺ => 3J2 + 3H2O

Определение активного хлора в хлорной извести. Белильная известь – один из самых сильных окислителей. Представляет собой смесь хлоридов (CaOCI2). В кислой среде она выделяет свободный активный хлор, который при обработке белильной извести KJ окисляет иодид ионы.

CaOCI₂ + 2H⁺ => Ca²⁺ + CI₂ + H₂O

CI₂ + 2J^- => 2CI^- + J₂

Количество выделившегося йода эквивалентно количество и активного хлора: выделившийся йод затем оттитровывают тиосульфатом натрия:

J₂ + 2S₂O₃ => 2J^- + S₄O₆^2-

Затраченное количество тиосульфата натрия косвенно эквивалентно количеству активного хлора.

n(CI2)=n(J2)=n(Na2S2O3)

Эквивалент ОВР: М ок-вос делить на число принятых или отданных е

Cu + 2H2SO4 => CuSO4 + SO2 + 2H2O Э(Cu) = M/2 = 32г/экв

Сu0 – 2e => Cu2+, SO4 + 4H+ + 2e => SO2 + 2H2O Э(H2SO4) = M/2=49г/экв

22.Растворы, их классификация. Способы выражения концентрации растворов, массовая доля, норм концентрация, молярная концентрация, титр. Коэффициент растворимости, зависимость от температуры для твердых веществ и газов.

Раствор - однородная смесь, состоящая из частиц растворенного вещества ,растворителя и продуктов их взаимодействия.

Классификация растворов:

-по агрегатному состоянию – твердые, жидкие, газообразные.

-по размеру частиц – коллоидные и истинные. В истинных растворах размер частиц менее 1·10⁻⁹ м, частицы в таких растворах невозможно обнаружить оптическими методами; в то время как в коллоидных растворах размер частиц 1·10⁻⁹ м — 5·10⁻⁷ м, частицы в таких растворах можно обнаружить при помощи ультрамикроскопа.

- По наличию или отсутствию электролитической диссоциации растворы подразделяют на два класса – растворы электролитов и неэлектролитов.

Растворы электролитов – растворы диссоциирующих на ионы солей, кислот, оснований.

Электрическая проводимость растворов электролитов выше, чем растворителя.

Растворы неэлектролитов – растворы веществ, практически не диссоциирующих в воде. Например, растворы сахарозы, глюкозы, мочевины. Электрическая проводимость растворов неэлектролитов мало отличается от растворителя.

Концентрацию веществ можно выразить различными способами. Наиболее часто встречается массовая доля растворенного вещества, нормальная (эквивалентная) , молярная и моляльная концентрации.

Массовая доля - безразмерная величина, характеризующая отношение растворенного вещества к общей массе раствора. Находится по формуле –

Нормальная концентрация - количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль - экв. /л или г - экв./л (имеется в виду моль эквивалентов).Эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции (не ОВР!) эквивалента одному иону водорода.

Молярная концентрация - количество растворённого вещества (число моль) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л .Находим по формуле - .

Моляльная концентрация — количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя. Измеряется в моль/кг. Находится по формуле .

Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора. Находится по формуле – .

Коэффициент растворимости – отношение массы безводного растворенного вещества к массе воды. Находится по формуле - .

Растворимость вещества имеет непосредственную зависимость от температуры. Как правило, растворение твердых тел сопровождается поглощением теплоты (т.к. необходимо затратить энергию на разрыв связей в кристалле). Поэтому при повышении температуры растворимость возрастает.

Растворение газа в жидкости можно формально представить уравнением "реакции":  газ + жидкость = жидкий раствор + Q . Применяя к нему принцип Ле Шателье, который говорит что, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса (в данном случае влево). Т.е. при повышении температуры растворимость газа уменьшается.