Выберите один правильный ответ
01. МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ ВЕЩЕСТВА В РАСТВОРЕ ПОКАЗЫВАЕТ
1) Отношение массы вещества к объему раствора
2) Отношение количества вещества к массе раствора
3) Отношение количества вещества к объему раствора
4) Объем вещества к объему раствора
02. ТИТР РАСТВОРА ОПРЕДЕЛЯЕТСЯ В РАЗМЕРНОСТИ
1) моль·дм-3
2) г·дм-3
3) г·см-3
4) моль·см-3
03. МАССА СУЛЬФАТА МАГНИЯ, СОДЕРЖАЩАЯСЯ В 500 МЛ РАСТВОРА С МОЛЯРНОЙ КОНЦЕНТРАЦИЕЙ 0,2 МОЛЬ/Л, РАВНА
1) 12
2) 12000
3) 6000
4) 6
Установите соответствие
04. КОНЦЕНТРАЦИОННЫЕ ПОНЯТИЯ И ЕДИНИЦЫ ИЗМЕРЕНИЯ:
| КОНЦЕНТРАЦИОННЫЕ ПОНЯТИЯ | ЕДИНИЦЫ ИЗМЕРЕНИЯ |
| А) Молярная масса вещества | 1) мг, г, кг |
| Б) Молярная концентрация вещества в растворе | 2) безразмерная величина |
| В) Молярная масса эквивалента | 3) г/см3; г/мл |
| Г) Плотность раствора | 4) см3, дм3, м3, мл, л |
| Д) Количество вещества | 5) г/моль |
| Е) Масса вещества | 6) моль·дм-3 |
| Ж) Массовая доля вещества в растворе | 7) % |
| З) Фактор эквивалентности | 8) моль |
05. КОНЦЕНТРАЦИОННАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА РАСТВОРА И СООТВЕТСТВУЮЩЕЕ ЕЙ ОПРЕДЕЛЕНИЕ:
| КОНЦЕНТРАЦИОННАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА | ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИОННОЙ ХАРАКТЕРИСТИКИ |
| А) Химический эквивалент – это … | 1. число моль вещества в одном кубическом дециметре (литре) раствора. |
| Б) Массовая доля растворённого вещества - это … | 2. выражение 1/z, показывающее какая доля реальной частицы вещества соответствует эквиваленту. |
| В) В о/в реакциях число z это … | 3. число отданных или принятых электронов. |
| Г) Фактор эквивалентности – это … | 4. число моль эквивалента вещества в одном кубическом дециметре (литре) раствора. |
| Д) Молярная концентрация – это … | 5. отношение массы растворённого вещества к объёму раствора. |
| Е) Титр – это … | 6. отношение массы растворённого вещества к массе раствора. |
| Ж) В обменных реакциях число z это … | 7. реальная или условная частица вещества, которая в обменной реакции эквивалентна одному протону, а в о/в реакции – одному электрону. |
| З) Молярная концентрация эквивалента вещества – это … | 8. суммарный заряд обменивающихся ионов. |
Дополните высказывание
06. МОЛЯРНАЯ МАССА ЭКВИВАЛЕНТА ОСНОВАНИЯ ЕСТЬ ОТНОШЕНИЕ МОЛЯРНОЙ МАССЫ ОСНОВАНИЯ К ЧИСЛУ _____________УЧАСТВУЮЩИХ В РЕАКЦИИ.
07. ГОМОГЕННЫЕ (ОДНОФАЗНЫЕ) СИСТЕМЫ ПЕРЕМЕННОГО СОСТАВА, СОСТОЯЩИЕ ИЗ ДВУХ ИЛИ БОЛЕЕ КОМПОНЕНТОВ НАЗЫВАЮТСЯ ______.
Контрольные задания
08. В простокваше, йогурте, кефире содержится 0,6 – 1% молочной кислоты, которая обладает противомикробным действием. Вот почему кисломолочные продукты широко рекомендуются для лечебного питания. Рассчитайте молярную концентрацию молочной кислоты в этих продуктах (плотность раствора примите равной 0,99 г/мл).
09. В медицинской практике используют гормональный препарат адреналин в виде растворов. В ампуле содержится 1 мл 0,1%-ного раствора (ρ = 1 г/мл). Вычислите молярную концентрацию этого раствора и массу адреналина в 1 мл раствора, введенного в организм (Мадр = 219,7 г/моль).
10. Хлорид цинка используется в качестве вяжущего и асептического средства. Определите молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, массовую долю и титр раствора, содержащего 5 г ZnCl2 в 100 г раствора (ρ = 1 г/мл).
Литература
1. Общая химия. Учебник для медицинских вузов / В. А. Попков, С. А. Пузаков.–
Москва.: Высшая школа, 2010 г.– С. 66 –73.
2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. пособие для студентов медицинских спец. вузов / Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; Под ред. Ю.А. Ершова, В.А. Попкова. – Москва.: Высш. шк., 2008. –
С.5 – 17.
ВВЕДЕНИЕ В ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ. МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ
Введение в титриметрический анализ
Аналитическая химия – наука о методах определения качественного и количественного состава вещества или их смесей.
Качественный анализ позволяет определить, какие элементы, группы атомов, ионов, молекул, радикалов входят в состав анализируемого вещества или смеси веществ.
Количественный анализ позволяет установить количественные соотношения компонентов данного соединения или смеси веществ.
Исследуя новое соединение, прежде всего, устанавливают, из каких компонентов оно состоит, а затем находят их количественные соотношения. Поэтому качественный анализ вещества предшествует количественному. Если качественный состав анализируемого материала известен, то приступают к количественному анализу, выбрав наиболее подходящий метод.
В настоящее время аналитическая химия пользуется многочисленными и разнообразными методами, которые подразделяют на физические, физико-химические и химические. Химические методы, в свою очередь, включают гравиметрию (весовой анализ) и титриметрию (объемный анализ). Преимущество титриметрического анализа перед гравиметрическим состоит в быстроте определений.
В клинических лабораториях и лабораториях промсанхимии широкое распространение получил титриметрический анализ, так как для его проведения требуется простейшее лабораторное оборудование, не значительные затраты труда и времени, достаточно большая универсальность и высокая точность.
Титриметрический анализ основан на измерении объема титранта (раствора точно известной концентрации), израсходованного на реакцию с определяемым веществом, при этом вещества должны реагировать в строго эквивалентных количествах.
Процесс постепенного добавления титранта к анализируемому веществу называется титрованием, а момент завершения реакции – моментом эквивалентности.
Титриметрическое определение вещества сводится к проведению химической реакции смешиванием растворов двух реагирующих веществ. Эта операция проводится титрованием – добавлением небольших порций раствора одного из веществ к известному объему раствора второго вещества.
Один из двух растворов содержит вещество с неизвестной концентрацией и представляет собой анализируемый раствор. Второй раствор содержит реагент с точно известной концентрацией и называется рабочим раствором или титрантом.
Для проведения титриметрического анализа необходимо:
1) знать точную концентрацию титранта;
2) точно измерить объемы растворов титранта и исследуемого вещества;
3) точно фиксировать момент эквивалентности.
Для точного измерения объемов растворов реагирующих веществ используют мерную посуду – бюретки, пипетки, мерные колбы и пр.
В процессе титрования достигается точка эквивалентности (момент эквивалентности), т. е. момент, когда количество вещества эквивалента в добавленном растворе титранта становиться равным количеству анализируемого вещества.
Химические вещества реагируют между собой в определенных количественных соотношениях. Уравнение реакции показывает минимальные целочисленные количества химических веществ, вступающих в реакцию, а так же образующихся в результате реакции. В общем случае эти количества различны. Однако для удобства расчетов в химии используют особое понятие – химический эквивалент вещества, дающее 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/zT) = n(1/zХ)
это равенство представляет собой математическое выражение закона эквивалентов. Выразим количество вещества эквивалента через концентрацию и объем раствора:
n(1/zХ) = С(1/zХ) · Vх
n(1/zT) = С(1/zT) · Vт
С(1/zТ) – молярная концентрация эквивалента титранта, моль/дм3
V(Т) – объем титранта, см3
С(1/zХ) – молярная концентрация эквивалента исследуемого вещества, моль/дм3
V(Х) – объем раствора исследуемого вещества, см3
С(1/zT) ∙ V(T) = C(1/zX) ∙ V(X)
Таким образом, в момент эквивалентности число эквивалентов титранта и анализируемого вещества равны.
По достижении точки эквивалентности титрование обычно заканчивают и отмечают затраченный объем раствора. Следовательно, при выполнении титриметрического анализа необходимо располагать методом определения момента эквивалентности. Для этого используют свойства растворов, которые резко меняются в точке эквивалентности.
Момент эквивалентности определяют:
1) с помощью индикаторов;
2) по изменению окраски раствора одного из реагирующих веществ;
3) по прекращению выпадения осадка или изменению цвета осадка;
4) с помощью приборов, например, потенциометров, кондуктометров и пр.
Зная точную концентрацию титранта С(1/zТ), объем исследуемого раствора и объем раствора титранта V(Т) в момент эквивалентности, можно легко рассчитать концентрацию раствора исследуемого вещества С(1/zХ):
Из выше указанного уравнения можно определить титр раствора исследуемого вещества t(Х):
В титриметрическом анализе могут использоваться не все химические реакции, а только те, которые отвечают определенным требованиям:
1) реакция должна быть практически необратимой;
2) реакция должна протекать быстро, в строгом соответствии с законом эквивалентов, без побочных процессов;
3) необходимо точно фиксировать момент эквивалентности.
Разнообразные методы титриметрического анализа можно классифицировать в зависимости от характера химической реакции, лежащей в их основе, и по способу проведения анализа.
Используют следующие основные типы химических реакций:
Ø Кислотно-основное титрование — основано на взаимодействии кислот и оснований.
Ø Оксидиметрия — основана на протекании окислительно-восстановительных реакций.
Ø Осадительное титрование — основано на образовании осадков.
Ø Комплексонометрия — основана на реакциях комплексообразования.
Сущность кислотно-основного титрования (метод нейтрализации)
В основе кислотно-основного титрования лежит соединение ионов Н3О+ и гидроксид-ионов ОН – с образованием малодиссоциирующих молекул воды. В упрощенном виде
Н+ + ОН– = Н2О
Метод позволяет определять в растворах не только концентрацию кислот или оснований, но также и концентрацию гидролизующихся солей.
Для определения в растворах концентрации оснований или солей, дающих при протолизе щелочную реакцию, используют в качестве титранта растворы кислот. Эти определения называют ацидиметрией (от лат. аcidum — кислота).
Концентрацию кислот и гидролитически кислых солей определяют с помощью титрантов растворов сильных оснований. Такие определения называют алкалиметрией (от лат. alkali – щелочь).
Поскольку реакция нейтрализации не сопровождается каким-нибудь внешним эффектом, например изменением окраски раствора, точку эквивалентности определяют с помощью индикаторов.
Согласно ионной теории индикаторов Оствальда (1894г.), индикаторы в методе кислотно-основного титрования представляют собой такие слабые органические кислоты или основания, у которых недиссоциированные молекулы и ионы имеют различную окраску.
Индикаторы, обладающие свойством присоединять протоны, называют основными индикаторами и обозначают через IndOH, где Ind+ - катион индикатора. Такие индикаторы диссоциируют по схеме:
Индикаторы, обладающие свойством отдавать протоны, называют кислотными индикаторами и обозначают через HInd. Молекула такого индикатора играет роль донора протона, т. е. дает при диссоциации катион Н+ и анион Ind–:
Все индикаторы изменяют свою окраску плавно в определенном интервале значений рН, называемом интервалом перехода, или зоной перехода окраски индикатора. Внутри зоны перехода имеется такое значение рН, при котором индикатор наиболее резко изменяет свою окраску. В этот момент концентрации молекулярной и ионной форм индикатора равны [HInd] = [Ind–]. Значение рН, при котором индикатор наиболее резко меняет свою окраску, называется показателем титрования (рТ).
В табл. 1 указаны область перехода, показатель титрования, окраска недиссоциированных молекул и анионов некоторых индикаторов.
Таблица1
Характеристики некоторых индикаторов
| индикатор | область перехода рН | показатель титрования рТ | окраска недиссоциированных молекул | окраска анионов |
| метилоранж | 3,1 — 4,0 | 4,0 | красная | оранжево-желтая |
| метилрот | 4,2 — 6,2 | 5,5 | красная | желтая |
| лакмус | 5,0 — 8,0 | 7,0 | красная | синяя |
| фенолфталеин | 8,0 — 10,0 | 9,0 | бесцветная | малиновая |
Если упрощенно обозначить молекулы фенолфталеина через HInd, а анионы его через Ind–, то уравнение диссоциации будет иметь вид
Достаточно к раствору, содержащему фенолфталеин, прибавить немного щелочи, как введенные ионы ОН– станут связывать протоны с образованием малодиссоциирующих молекул воды. При этом равновесие диссоциации индикатора сместится вправо и накопление анионов Ind– вызовет окрашивание раствора в малиновый цвет.
Наоборот, если к раствору фенолфталеина прилить несколько капель кислоты, то повышение концентрации протонов будет подавлять диссоциацию молекул индикатора. Равновесие сместится влево и раствор обесцветится. Аналогичным образом объясняют поведение лакмуса, молекулы которого окрашены в красный цвет, а анионы в синий; нейтральные растворы лакмуса имеют промежуточную фиолетовую окраску. Это подтверждает, что цвет водного раствора индикатора зависит от соотношения между его молекулярной и ионной формами.
Таким образом, окраска молекул индикаторов, обладающих кислотными свойствами, проявляется в кислой среде, а окраска аниона — в щелочной.
В каждом конкретном случае кислотно-основного титрования индикатор подбирается таким образом, чтобы показатель титрования его как можно точнее совпадал с истинным моментом эквивалентности.
На правильный выбор индикатора влияет гидролиз солей, образующихся в процессе титрования. Различают четыре случая выбора индикаторов.
1. Титрование сильного основания сильной кислотой (или наоборот)
Например: HCl + NaOH = NaCl + H2O
Соли катионов сильных оснований и анионов сильных кислот гидролизу не подвергаются, рН раствора 7, поэтому и момент эквивалентности будет при рН = 7. Для фиксирования момента эквивалентности в этом случае применяются любые индикаторы с рТ = 7 (например, лакмус и др.)
2. Титрование сильной кислотой слабого основания
Например: HCl + NH4OH = NH4Cl + H2O
Образующаяся соль подвергается гидролизу: NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+
Среда раствора кислая, рН < 7, поэтому и момент эквивалентности будет при рН < 7. Для фиксирования момента эквивалентности применимы любые индикаторы с рТ < 7 (например, метилоранж, метилрот и др.).
3. Титрование слабой кислоты сильным основанием
Например: CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Образующаяся соль подвергается гидролизу: СН3СОО – + Н2О ↔ CH3COOН + OН –
Среда щелочная, рН > 7, поэтому и момент эквивалентности будет при рН > 7. Для фиксирования момента эквивалентности применимы любые индикаторы с рТ > 7 (например, фенолфталеин и др.).
4. Титрование слабой кислоты слабым основанием (или наоборот)
Например: NH4OH + CH3COOH = CH3COONН4 + H2O
Такое титрование практически не применяется, т.к. соли катионов слабых оснований и анионов слабых кислот в растворах легко гидролизуются:
NH4+ + СН3СОО– + Н2О ↔ NH4OH + CH3COOН
В результате гидролиза образуются слабые электролиты, среда раствора остается практически нейтральной, рН = 7. Так как концентрации ионов Н+ и ОН– в растворе меняются незначительно, то они не оказывают существенного влияния на смещение индикаторного равновесия. В этом случае индикаторы свою окраску не изменяют, следовательно, слабые кислоты слабыми основаниями (или наоборот) точно не титруются.
Более точно выбор индикаторов проводят по кривым титрования.
Кислотно-основное титрование применяется в клинических лабораториях при определении кислотности желудочного сока, буферной емкости крови, спинномозговой жидкости и пр., что используется при постановке диагноза и лечении больных.
С помощью этого метода анализируются лекарственные вещества, устанавливается доброкачественность пищевых продуктов (молока, хлеба, муки и др.). Большое значение метод нейтрализации имеет при санитарно-гигиенической оценке состояния окружающей среды (природных водоемов, почвы, промышленных стоков и др.).
Контрольные вопросы
1. Принципы титриметрического анализа.
2. Классификация методов титриметрического анализа.
3. Титрование, требования к реакциям объемного анализа.
4. Момент эквивалентности реакции, методы фиксирования момента эквивалентности.
5. Закон эквивалентов, количественные расчеты в объемном анализе.
6. Сущность метода нейтрализации. Ацидиметрия. Алкалиметрия. Применение метода в клинических и санитарно-гигиенических анализах.
7. Индикаторы метода нейтрализации. Ионная теория индикаторов Оствальда.
8. Зона перехода окраски индикатора. Показатель титрования, его значение.
Типовые задачи
Задача 1.Рассчитайте объем (см3) раствора серной кислоты с массовой долей 26 % (плотность раствора 1,19 г/см3), необходимого для приготовления 150 см3 раствора серной кислоты с молярной концентрацией 0,2 моль/дм3.
| Дано: | Решение: |
| W(H2SO4) = 26 % | 1. Определить молярную массу серной кислоты: М(H2SO4) = 98 г/моль |
| ρ р(H2SO4) = 1,19 г/см3 | |
| V1(р-ра) = 150 см3 = 0,15 дм3 | 2. Найти массу вещества серной кислоты в 0,15 дм3 раствора с молярной концентрацией 0,2 моль/дм3: |
| С(H2SO4) = 0,2 моль/дм3 | |
| V2(р-ра) =? | m(H2SO4) = C(H2SO4) · M(H2SO4) · V1 = = 0,2 · 98 · 0,15 = 2,94 (г) |
|
3. Найти массу раствора серной кислоты с W (H2SO4) = 26 % m(H2SO4) 2,94 mр = ---------------- · 100 = --------- · 100 = 11,3 (г) W(H2SO4) 26
| |
| 4. Найти требуемый объем (см3) раствора серной кислоты: mр 11,3 V2 = ------- = --------- = 9,5 (см3) ρр 1,19
| |
| Ответ: V(H2SO4) = 9,5 см3 | |
Задача 2. Раствор калия перманганата применяется в медицине как дезинфицирующее средство. Рассчитайте титр раствора KMnO4, содержащего 0,02 моль калия перманганата в 250 см3 раствора.
| Дано: | Решение: |
| n(KMnO4) = 0,02 моль | 1. Определить молярную массу калий перманганата: |
| Vр = 250 см3 | М(KMnO4) = 158 г/моль |
| t(KMnO4) =? | 2. Найти массу вещества калий перманганата: |
| m(KMnO4) = n(KMnO4) · М(KMnO4) = 0,02 · 158 = 3,16 (г) | |
| 3. Определить титр раствора калий перманганата: m(KMnO4) 3,16 t(KMnO4) = ------------------ = -------- = 0,01264 (г/см3) Vр 250 | |
| Ответ: t(KMnO4) = 0,01264 г/см3 | |
Задача 3. Раствор натрия сульфата применяют в медицине перрорально как слабительное средство. Сколько граммов натрий сульфата необходимо для приготовления 200 см3 раствора с молярной концентрацией эквивалента С(½ Na2SO4) = 0,5 моль/дм3?
| Дано: | Решение: |
| С(½ Na2SO4) = 0,5 моль/дм3 | 1. Определить молярную массу эквивалента Na2SO4 |
| V р = 200 см3 = 0,2 дм3 | M (½ Na2SO4) = М(Na2SO4): 2 = 142: 2 = 71 г/моль |
| m(Na2SO4) =? | 2. Найти искомую массу натрия сульфата: |
| m(½ Na2SO4) = C(½ Na2SO4) · M(½ Na2SO4) · Vр = = 0,5 · 71 · 0,2 = 7,1 (г) | |
| Ответ: m(Na2SO4) = 7,1 г | |
Задача 4. Определите титр раствора натрия гидроксида, если на тирование 5 см3 его раствора израсходовано 5,4 см3 раствора Н2SO4, с молярной концентрацией эквивалента С(½ Н2SO4) = 0,5 моль/дм3.
| Дано: | Решение: |
| V(NaOH) = 5 cм3 | 1. Определить молярную концентрацию эквивалента раствора натрий гидроксида, используя закон эквивалентов: С(NaOH) · V(NaOH) = C(½ Н2SO4) · V(½ Н2SO4) |
| V(Н2SO4) = 5,4 см3 | |
| С(½ Н2SO4) = 0,5 моль/дм3 |
C(½ Н2SO4) · V(½ Н2SO4) 0,5 · 5,4 моль С(NaOH) = ---------------------------------- = ---------- = 0,54 ------ V(NaOH) 5 дм3 |
| t(NaOH) =? | |
| 2. Определить титр раствора натрий гидроксида: C(NaOH) · M(NaOH) 0,54 · 40 t(NaOH) = -------------------------------- = ------------- = 0,0216 (г/см3) 1000 1000
| |
| Ответ: t(NaOH) = 0,0216 г/см3 | |
