- •Вопросы к коллоквиуму № 1
- •Стандартизация растворов титрантов
- •Основные приемы титрования
- •Расчеты в титриметрическом анализе
- •2.3.1. Химический эквивалент
- •2.3.2. Расчет результата прямого титрования при разных способах выражения концентрации раствора
- •2.3.3. Расчет результата в методах обратного титрования
- •Понятие о кривых титрования
- •2. Кислотно-основное титрование.
- •Рабочие растворы
- •2.7.2. Кривые титрования и выбор индикатора
- •3. Окислительно-восстановительное титрование.
- •Окислительно-восстановительные системы
- •Основные факторы, влияющие на потенциал
- •Константы равновесия окислительно-восстановительных реакций
- •Построение кривой окислительно-восстановительного титрования
- •Влияние условий на ход кривых титрования
- •Определение точки эквивалентности
- •Окислительно-восстановительные индикаторы
- •Перманганатометрия
- •Хроматометрия
- •Иодометрия
- •Вопросы к коллоквиуму № 2
- •1. Комплексонометрическое титрование
- •Понятие о комплексонах
- •Рабочие растворы
- •Индикаторы в комплексонометрии
- •Выполнение комплексонометрических определений
- •Определение жесткости воды
- •Определение кальция и магния в различных растворах и материалах
Расчеты в титриметрическом анализе
2.3.1. Химический эквивалент
Расчет результатов титриметрического анализа основан на принципе эквивалентности, в соответствии с которым вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах.
Если определяемое вещество A реагирует с раствором титранта B по уравнению
νAA + νBB → Продукты реакции,
то эквивалентными массами веществ будут νAM(A) и νBM(B), где M(A) и M(B) – молярные массы веществ A и B, а νA и νB – стехиометрические коэффициенты.
Уравнению реакции можно придать вид
A + (νB/νA)B → Продукты реакции ,
где νA>νB, что означает, что одна частица вещества A будет эквивалентна νB/νA частиц вещества B.
Отношение νB/νA обозначают символом fэ и называют фактором эквивалентности вещества B
fэ(B) = νB/νA..
Фактор эквивалентности является безразмерной величиной, равной или меньшей единицы.
Величину νB/νAB или равную ей fэ(B)B называют эквивалентом вещества B.
Во избежание противоречий необходимо приводить реакции к единой общей основе. Для реакций кислотно-основного взаимодействия такой основой может быть ион водорода. В окислительно-восстановительных реакциях количество реагирующего вещества удобно связывать с числомэлектронов, принимаемых или отдаваемых данным веществом. Это позволяет дать следующее определение.
Эквивалентом называется реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
При использовании термина "эквивалент" всегда необходимо указывать, к какой конкретной реакции он относится.
Под условной частицей понимаются как реально существующие частицы (молекулы, ионы, электроны и т.д.), так и доли таких частиц (например,1/2 иона) или их группы.
Единицей количества вещества эквивалента является моль. Например, в реакции
NaOH + 1/2 H2SO4 → 1/2 Na2SO4 + H2O
fэ(NaOH)=1; fэ(H2SO4)=1/2
Эквивалент серной кислоты в этой реакции будет составлять половину молекулы (условная частица)
fэ(H2SO4) H2SO4 = 1/2 H2SO4
Для реакции
H3PO4 + KOH → KH2PO4 + H2O
fэ(H3PO4)=1; fэ(H3PO4) H3PO4 = H3PO4 ,
а для реакции
H3PO4 + 3 KOH → K3PO4 + 3H2O
fэ(H3PO4)=1/3; fэ(H3PO4) H3PO4 = 1/3 H3PO4.
В полуреакции
MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4 H2O
fэ(KMnO4)=1/5; fэ(KMnO4) KMnO4 = 1/5 KMnO4 ,
но в полуреакции
MnO4- + 4H+ + 3e → MnO2 + 2H2O
fэ(KMnO4)=1/3; fэ(KMnO4) KMnO4 = 1/3 KMnO4.
Фактор эквивалентности и эквивалент данного вещества являются не постоянными величинами, а зависят от стехиометрии реакции, в которой они принимают участие. Таким образом,
Фактор эквивалентности – это число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества X эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в реакции окисления-восстановления.
Важное значение в титриметрическом анализе имеет понятие молярной массы эквивалента.
Молярной массой эквивалента (Mэ) вещества X называют массу одного моля эквивалента этого вещества, равную произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества X. Для молярной массы эквивалента в литературе встречается также термин "эквивалентная масса".
Таким образом, молярная масса эквивалента – это масса авогадрова числа эквивалентов (вообще говоря, условных частиц): Mэ=fэ×M, гдеM – молярная масса вещества (масса авогадрова числа молекул, т.е. реальных частиц). Следовательно, масса вещества может быть выражена из соотношений m=ν×M=ν×Mэ/fэ=n×Mэ, где n=ν/fэ – количество вещества эквивалента.
Отношение количества вещества эквивалента в растворе к объему раствора называется молярной концентрацией эквивалента: C(fэ(X)X)=n(fэ(X)X)/V.
Например, C(1/2 H2SO4) = 0,1 моль/л.
Вместо обозначения единицы измерения моль/л допускается сокращение "н", происхождение которого связано с тем, что молярную концентрацию эквивалента называют также нормальной концентрацией. Например, 1н. H2SO4, т.е. 1 моль эквивалента H2SO4 на литр раствора. При использовании молярной концентрации эквивалента следует указывать реакцию, в которой применяется раствор данной нормальности, или приводить фактор эквивалентности.