Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Химия. Оловянникова Р.Я.
Методические указания к лабораторному занятию № 1
для внеаудиторной работы студентов.
Введение в титриметрический анализ
Основные показатели и понятия
m (x) – масса вещества, г;
n (х) – количество вещества, моль.
М (х) – молярная масса вещества, г/моль.
Молярная масса М (х) – это масса одного моль вещества, т.е.
Моль – это количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, радикалов, электронов, а также условных единиц – эквивалентов), сколько атомов содержится в 12 г углерода (изотопа 12С).
Эквивалент – это условная (или реальная) частица, которая «передвигает» (отдает, принимает, замещает) один протон Н+ в кислотно-основных реакциях или один электрон е- в окислительно-восстановительных реакциях.
Существуют разные подходы к понятию «эквивалент», но самым удобным для практики, на наш взгляд, является подход через «условную частицу», чтобы можно было считать эти частицы и применять к ним понятие «количество эквивалентов вещества» и др.
Число протонов Н+ или электронов, которое «передвигается» одной реальной частицей вещества, называется эквивалентным числом и обозначается 𝚭.
Понятно, что это число может относиться не к одной реальной частице, передвигающей протоны, а к одному моль таких частиц, передвигающих, соответственно, определенное количество моль протонов.
Эквивалентное число Z находят из уравнения реакции (или полуреакции) по стехиометрическим коэффициентам. Например, в реакциях:
H2SO4 + 2 NaOH = 2 H2O + Na2SO4 Z(H2SO4)=2, Z(NaOH)=1 (1)
H2SO4 + NaOH = H2O + NaHSO4 Z(H2SO4)=1, Z(NaOH)=1 (2)
В первом случае 1 моль H2SO4 отдает 2 моль Н+ (значит, число Z=2), а во втором случае 1 моль H2SO4 отдает 1 моль Н+(значит, число Z=1). Один моль щелочи в обоих случаях принимает 1 моль Н+. Заметим, что число Z, в общем случае, не является постоянным для данного соединения, а зависит от условий эксперимента.
Величина, обратная Z, т.е. , называется фактором эквивалентности. Это безразмерная величина, которая обозначается ƒэ .
Понятно, что ƒэ также как и число Z, зависит от условий эксперимента.
Фактор эквивалентности не превышает 1 (ƒэ= ≼1) и показывает, какая доля реальной частицы «работает» с одним Н+. А это, по определению, и есть эквивалент.
Таким образом, в реакции (1) эквивалент H2SO4 : ƒэ (H2SO4) = (H2SO4) = ,
а в реакции (2) эквивалент H2SO4 : ƒэ (H2SO4) = (H2SO4) = 1.
Зависимость эквивалентного числа и фактора эквивалентности от условий эксперимента можно продемонстрировать и на примере окислительно-восстановительных реакций. Так, эквивалент окислителя KMnO4 в кислой среде равен , в нейтральной среде – , а в щелочной среде – 1. Это видно из соответствующих полуреакций восстановления для окислителя :
Z(=5
Z(=3
Z(=1
Формулы для расчета эквивалента кислот, оснований, солей в реакциях полного обмена:
Таким образом, мы выходим на новые понятия в химии:
n(x) – количество эквивалентов вещества, моль;
М(x) – эквивалентная молярная масса вещества, или молярная масса эквивалентов вещества, г/моль.
Эквивалентная молярная масса – это масса одного моль эквивалентов вещества. Отсюда,
Взаимосвязь между показателями:
,
Способы выражения концентрации растворов
C%(х) - процентная концентрация раствора, %.
Процентная концентрация – это масса растворённого вещества в 100 граммах раствора. Отсюда – формула:
, %
где ρ – плотность раствора в г/мл, показывающая, сколько грамм весит 1 мл раствора: ρ=.
Рассматривая формулу для как отношение массы компонента к массе всей системы, мы видим, что процентная концентрация показывает массовую долю растворённого вещества, выраженную в процентах.
Молярная концентрация – это количество растворённого вещества в 1литре раствора. Отсюда – формула:
, моль/л
Эквивалентная концентрация – это количество эквивалентов растворённого вещества в 1литре раствора. Отсюда – формула:
, моль/л
Эквивалентная и молярная концентрации связаны между собой через эквивалентное число:
Титр раствора – это масса растворенного вещества в 1 мл раствора его. Отсюда – формула:
, г/мл
# Не путать понятия титр и плотность раствора, которая относится к массе 1 мл раствора, а не к массе растворенного вещества в этом объеме.
Сложный титр, или титр раствора x по определяемому веществу y, обозначается как – это масса определяемого вещества y, которая взаимодействует с 1 мл раствора-определителя x. Отсюда – формула:
, г/мл
Сложный титр можно выразить через простой титр с поправкой на отношение молярных масс эквивалентов определяемого вещества y и растворенного вещества x: .
Взаимосвязь между различными способами выражения концентрации растворов
Алгоритм – «брак по любви»: кто кого любит, тот и рядом находится в формуле (через знак умножения):
Т (x) 1000
Например,
Закон эквивалентов и его следствия
Вещества реагируют между собой или образуются в эквивалентных количествах, т.е.
Следствие 1. Выразим общее количество вещества через единичную характеристику, т.е. концентрацию:
Таким образом, произведения эквивалентной концентрации на объем одинаковы для любой пары участников реакции. Значение этого выражения закона эквивалентов в том, что если из четырех показателей известны три, то легко находится четвертый. В самом деле, эквивалентную концентрацию одного вещества, можно выразить через эквивалентную концентрацию другого вещества, например, стандартного раствора:
, моль/л
Такие расчеты щироко применяются в титриметрическом анализе.
Следствие 2. Выразим общее количества вещества через его общую массу, а затем сгруппируем одноименные показатели в левой и правой части уравнения:
и мы получаем новую формулировку закона эквивалентов: массы реагирующих веществ (или продуктов реакции) пропорциональны молярным массам их эквивалентов. Отсюда, зная массу одного из реагирующих веществ, можно найти массу другого (или продукта реакции):
Расчет рН растворов кислот, оснований и солей
По определению,
при 25℃;
> ; среда кислая
среда еще более кислая
где α – степень диссоциации кислоты
, где рКа – константа диссоциации к-ты
аналогично,
Растворы солей, не подвергающихся гидролизу (а это соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, будем их отмечать сил/сил), остаются нейтральными.
Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (сил/слаб), гидролизуются по аниону и защелачивают среду:
+HOH ⇄ AnH + , где AnH – это слабая кислота.
Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (слаб/сил), гидролизуются по катиону и закисляют среду:
+HOH ⇄ KatOH + , где KatOH – слабое основание.
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (слаб/слаб), гидролизуются по катиону и аниону. В этом случае кислотность среды определяется тем, какой из продуктов гидролиза (слабая кислота или слабое основание) будет сильнее.
Решение учебно-познавательных задач
∆V(H2O)=V(NaOH) -
= 4000 – 200=3800 мл=3,8 л
V(NaOH) (здесь воспользовались законом сохранения количества эквивалентов растворенного вещества при разбавлении раствора)
Краткое изложение задачи: Решение:
∆V(H2O) - ?
(NaOH)=200 мл
(NaOH)=1 моль/л
(NaOH)=0,05 моль/л
Ответ: надо прилить 3,8 л воды
Краткое изложение задачи: Решение:
В два шага: 1) используем закон сохранения количества вещества в получаемом растворе и в исходном растворе (который забираем в пипетку, а его параметры индексируем сверху нуликом «0»);
2) выражаем молярную концентрацию исходного раствора через процентную:
-?
Ответ: надо взять 4,3 мл исходного раствора серной кислоты.
Краткое изложение задачи: Решение:
=
Ответ:
Краткое изложение задачи: Решение:
Ответ: титр раствора HCl по CaO равен
Краткое изложение задачи: Решение:
рН
рН
Ответ: рН 0,05э серной кислоты 1,3
Краткое изложение задачи: Решение:
m (NaOH) = M (NaOH) ∙
=40 ∙
моль/л
m (NaOH) – ?
V(NaOH) = 1 л
рН (NaOH) =12
M (NaOH) = 40 г/моль
Ответ: m (NaOH) = 0,4 г в 1 л раствора
Тестированный контроль