21.2. Требования к реакциям, применяемым в та.

Реакции, применяемые в титриметрическом анализе, должны удовлетворять следующим требованиям:

1. Реакция должна протекать количественно, т.е. с большим выходом продукта реакции.

2. Реакция должна протекать с большой скоростью.

3. Реакция не должна осложняться протеканием побочных реакций, т.е. в процессе титрования должно сохраняться определённое соотношение между титрантом и титруемым веществом.

4. Должен существовать способ определения конца реакции.

Если реакция не удовлетворяет хотя бы одному из этих требований, она не может использоваться в титриметрическом анализе.

22. Основные приёмы титрования. Прямое, обратное, косвенное титрование. Примеры.

22.1. Прямое титрование.

Определяемое вещество непосредственно взаимодействует с титрантом. Для проведения анализа достаточно одного рабочего раствора. Пример: титруем щёлочь кислотой.

22.2. Обратное титрование (титрование по остатку).

Используют 2 рабочих раствора: основной и вспомогательный. Например, титрование Cl^- в кислом растворе. К анализируемому раствору сначала добавляют заведомо избыток основного рабочего раствора AgNO₃. При этом происходит реакция образования малорастворимого соединения AgCl. Затем избыток AgNO₃, не вступивший в реакцию с Cl^-, оттитровывают вспомогательным рабочим раствором роданида аммония:

Ag⁺+Cl^-  AgCl

Ag⁺+SCN^-  AgSCN

Индикатор – соль Fe³⁺.

22.3. Косвенное титрование (титрование по замещению).

В этом способе к определяемому веществу добавляют в избыток специальный реагент, вступающий с ним в реакцию. Один из продуктов реакции затем оттитровывают рабочим раствором. Пример: иодометрическое определение Cu²⁺:

2Cu²⁺+4I^-  2CuI+I₂

К анализируемому раствору добавляют избыток KI, выделившийся I₂ оттитровывают тиоцианатом натрия (роданидом натрия) в присутствии краххмала.

23. Расчёты в ТА. Принцип эквивалентности. Понятие об эквиваленте. Молярная масса эквивалента.

24. Расчёты в ТА. Расчёт результатов прямого титрования.

25. Расчёты в ТА. Расчёт результатов обратного титрования.

26. Общая характеристика реакций в растворах. Классификация растворителей (по величине диэлектрической проницаемости ε, электрическому моменту диполя μ).

27. Общая характеристика реакций в растворах. Классификация растворителей по характеру взаимодействия с ионами вещества.

28. Механизм растворения химических веществ. Сольватные комплексы. Ионные ассоциаты, ионные пары.

29. Скорость химических реакций в растворе. Кинетические уравнения. Правило Аррениуса. Катализаторы, ингибиторы, промоторы, каталитические яды.

30. Равновесие химических реакций в растворе. Закон действующих масс. Константа равновесия реакций.

31. Значение закона действующих масс. Термодинамическая и концентрационная константы равновесия реакции.

31.1. Закон действующих масс.

В математической форме установлен Гульдбергом и Вааге в 1867 г.:

aA+bB  cC+dD

v прямой реакции = K₁*C^a_A*C^b_B

v обратной реакции = K₂*C^c_C*C^d_D

Из уравнений равенства v прямой и обратной реакции в момент химического равновесия:

K₁*[A]^a*[B]^b=K₂*[R]^r*[S]^s

([A]^a и [B]^b – концентрация в момент химического равновесия!)

= =K_c

Константа равновесия (K_c) реакции не зависит от концентрации компонентов.

Основное значение закона действующих масс состоит в том, чтобы устанавливать связь между равновесными концентрациями всех компонентов реакции.