1 курс / Химия / Основные_типы_химических_реакций_и_процессов_в_функционировании

аналогично кривым кислотно-основного титрования. Преимуществом потенциометрического титрования является чувствительность метода, она выше объемного и кондуктометрического титрования.

Кондуктометрический метод. Точку эквивалентности определяют по изменению электрической проводимости раствора. Она зависит от концентрации и природы электролитов. Чем выше подвижность ионов, тем выше электрическая проводимость. Наибольшей подвижность обладают Н+ и ОН- ионы, объясняется это эстафетным механизмом их перемещения. Протоны, находящиеся в водных растворах кислот, не закреплены за определенными молекулами воды, а постоянно перескакивают с одной молекулы на другую. Величина электропроводности является прямолинейной функцией концентраций всех ионов в растворе, поэтому измерение электрической проводимости можно использовать для определения концентраций разбавленных электролитов.

Кондуктометрическое титрование широко применяют не только для количественного определения кислот, оснований, солей в различных жидкостях, но и для измерения константы диссоциации физиологически важных электролитов, изоэлектрической точки аминокислот, пептидов, белков.

Для кондуктометрического титрования требуется прибор для измерения электропроводности, платиновые электроды, стакан для титрования, бюретка и мешалка. По технике выполнения кондуктометрическое титрование напоминает потенциометрическое. Однако, при кондуктометрическом титровании не всегда получают кривую с ясно выраженным переломом в Т.Э. В этом случае Т.Э. определяют нахождением точки пересечения прямолинейных участков кривой до и после Т.Э.

Процесс кондуктометрического титрования основан на реакции нейтрализации, вместо ионов Н+ в растворе накапливаются ионы солей с меньшей подвижностью, а, следовательно, и проводимостью.

Н++Cl-+Na++OH-→H2O+Na++Cl-

В точке эквивалентности электропроводность χ будет минимальна, что показано на рисунке.

Добавление избытка щелочи приводит к появлению очень подвижных ионов OH-. Кривая 1 на графике - титрование сильной кислоты сильным основанием, кривая 2 – титрование слабой кислоты сильным основанием.

51

Определив по графику точку эквивалентности, находят объем щелочи и рассчитывают нормальную концентрацию кислоты:

Nк=Nщ∙Vщ Vк

Лабораторные работы

Работа №1. Определение концентрации раствора KMnO4.

Цель работы: Установление точной концентрации KMnO4 по стандартному раствору щавелевой кислоты

Приборы и оборудование:

1.Бюретка вместимостью 25 мл;

2.Воронка;

3.Пипетки Мора;

4.Колбы конические для титрования вместимостью 100 мл;

5.Стаканчик для слива.

Реактивы:

1.Титрованный раствор щавелевой кислоты;

2.Раствор перманганата калия.

3.Раствор 2н серной кислоты

Определение проводят методом обратного титрования раствора перманганата калия раствором щавелевой кислоты. Титрование основано на реакции:

5H2C2O4+2KMnO4+3H2SO4=2MnSO4+10CO2+K2SO4+8H20

Ход работы

Заполняют бюретку раствором KMnO4. В колбу для титрования отмеряют пипеткой 5мл 0,01N H2C2O4, туда же приливают 4 мл 2N H2SO4 и нагревают содержимое на водяной бане ~3 мин. Горячий раствор сразу титруют раствором KMnO4, прибавляя его по каплям, особенно в начале титрования, и каждый раз тщательно перемешивая. Титрование заканчивают с появлением устойчивого бледно-розового окрашивания (от одной избыточной капли). Титрование проведят до сходимых результатов, не менее 3 раз. Данные записывают в таблицу и рассчитывают нормальность по формуле.

Сн(KMnO4)= V(H2C2O4)∙ Сн(H2C2O4) V (KMnO4)

Т(KMnO4)= Сн(KMnO4)∙Мэкв(KMnO4)

Работа №2. Определение концентрации NaOH по стандартному раствору щавелевой кислоты.

2NaOH+H2C2O4=Na2C2O4+H2O

Ход работы

В колбу для титрования приливают из бюретки 5 мл 0,1N раствора H2C2O4, добавляют 1-2 капли фенолфталеина и титруют раствором NaOH до появления бледно-розовой окраски. Титрование проводят до сходимых результатов, данные записывают в таблицу и рассчитывают нормальность и титр раствора NaOH.

Сн(NaOH)= V(H2C2O4)∙ Сн(H2C2O4) V (NaOH)

Т(NaOH)= Сн(NaOH)∙Мэкв(NaOH) 1000

Работа №3. Определение массы Fe2+ в растворе сульфата железа (II)

Цель работы: Определение массы Fe2+ в растворе сульфата железа (II).

Приборы и оборудование:

1.Бюретка вместимостью 25 мл;

2.Воронка;

3.Пипетки;

4.Колбы конические для титрования вместимостью 100 мл;

5.Стаканчик для слива.

Реактивы:

1.Титрованный раствор перманганата калия;

2.Раствор сульфата железа (II).

3.Раствор 2н серной кислоты.

Определение проводят методом прямого титрования раствора сульфата железа стандартизированным раствором перманганата калия. Титрование основано на реакции:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2O Mэ(Fe2+)=M(Fe2+)=56 г/моль-экв.

Ход работы Готовят бюретку к работе, заполняя ее стандартным раствором

перманганата калия, предварительно оттитрованным щавелевой кислотой. У преподавателя получают задачу (раствор сульфата железа (II)). Доводят содержимое колбы дистиллированной водой до метки и тщательно перемешивают. В коническую колбу для титрования пипеткой отбирают из

53

мерной колбы точно отмеренное количество (5 мл) раствора сульфата железа (II) и такой же объем 2М раствора серной кислоты. Титруют стандартизированным раствором KMnO4 до появления слабо-розовой окраски, не исчезающей в течение 30 секунд. Титрование повторяют три раза. Результаты титрования записывают в таблицу.

По нижеприведенным формулам рассчитывают, нормальную концентрацию сульфата железа (II), титр, а затем массу Fe2+ в растворе:

СN(FeSO4)= V(KMnO4)∙ Сн(KMnO4) V(FeSO4)

Т(Fe2+)= СN(FeSO4)∙Мэкв(Fe2+) 1000

m(Fe2+)=T(Fe2+)∙V(FeSO4), г

Работа 4. Определение массы свинца.

Цель работы: Определение массы свинца в исследуемом растворе.

Реактивы:

1.Титрованный раствор соли ЭДТА;

2.Индикатор ксиленовый оранжевый

3.Ацетатный буферный раствор.

4.Исследуемый раствор соли свинца

Определение основано на титровании свинца стандартным раствором ЭДТА в среде ацетатного буферного раствора в присутствии индикатора ксиленового оранжевого.

Ход работы

где Vк- объем колбы для растворения, Vр- объем раствора свинца, затраченного на титрование раствором ЭДТА.

Работа №5. Комплексонометрическое определение жесткости воды Цель работы: методом комлексонометрического титрования

стандартным раствором ЭДТА определить жесткость воды и установить отклонение от нормы.

Приборы и оборудование:

54

1.Бюретка вместимостью 25 мл, закрепленная в штативе;

2.Воронка;

3.Пипетки Мора;

4.Колбы конические вместимостью 100 мл;

5.Стаканчик для слива.

Реактивы:

1.Титрованный раствор ЭДТА, 0.01М

2.Аммиачный буферный раствор, рН 8-10.

3.Эриохром черный Т

4.Исследуемые растворы - вода различной жесткости.

Жесткость природной воды обусловлена растворенными в ней солями кальция и магния. Жесткость воды количественно выражают числом мг эквивалентов кальция и магния в 1 л воды. В качестве индикатора используют эриохром черный Т.

Ход работы В коническую колбу отбирают пипеткой 20 мл исследуемой воды,

добавляют 10мл буферного раствора, 2-3 капли индикатора и титруют раствором ЭДТА до изменения малиновой окраски раствора в синюю (с зеленоватым оттенком). Титрование повторяют минимум три раза. Результаты титрования записывают в таблицу, определив жесткость по формуле

Ж= V(ЭДТА) CN (ЭДТА)∙1000/V(H2O)

V (ЭДТА) -объем раствора ЭДТА,

CN (ЭДТА) - нормальная концентрация раствора ЭДТА, V (H2O), мл – объем воды, взятой для титрования

Ж- жестокость воды, мг-экв/л

Работа №6. Определение содержания серебра в растворе Цель работы: Определение массы серебра в растворе.

Реактивы:

1.Титрованный 0,05М раствор соли роданида аммония;

2.Насыщенный раствор железоаммонийных квасцов;

3.Исследуемый раствор соли серебра.

Основной реакцией определения ионов серебра является осаждение ионами роданида (метод Фольгарда):

Ag++SCN-=AgSCN↓

Для установления точки эквивалентности индикатором служат железоаммонийные квасцы. При достижении момента эквивалентности,

55

избыточные ионы SCN- начинают реагировать с ионами Fe3+, образуя роданидные комплексы железа красного цвета

Ход работы К пробе раствора нитрата серебра 3мл добавляют 5 капель раствора

железоаммонийных квасцов и титруют до сходимых результатов раствором роданида аммония до появления неисчезающей розовой окраски. Данные анализа записывают в таблицу, расчеты ведут по формуле:

Вопросы для самоконтроля

1.Объѐмный анализ как раздел количественного анализа.

2.Титриметрический анализ; основные понятия и определения: процесс титровавния, точка эквивалентности (или теоретическая точка конца титрования), способы еѐ определения, стандартный раствор.

3.Достоинства титриметрии.

4.Требования, предъявляемые к реакциям, использующимся в титриметрии.

5.Классификация титриметрических методов по химическим процессам: а) методы основанные на реакциях соединения ионов (метод кислотно-основного титрования, методы осадительного титрования, методы комплексиметрического титрования); б) методы, основанные на реакциях, протекающих с переносом электронов.

6.Классификация титриметрических методов по приѐмам титрования: методы прямого, обратного титрования и титрование по остатку.

7.Стандартные растворы, способы их приготовления. Понятия «первичный стандарт» и «вторичный стандарт». Типовые расчѐты по практическому приготовлению растворов.

8.Перманганатометрия: теория метода, приготовление стандартного раствора перманганата калия, определение его точной концентрации по первичному стандарту – раствору щавелевой кислоты. Вычисление концентрации раствора перманганата калия и его титра.

56

9.Определение рН среды раствора: кислотно-основные индикаторы (теория индикаторов Оствальда), их интервалы перехода окраски. Универсальные индикаторы. Понятие о рН-метрии.

10.Требования, предъявляемые к кислотно-основным индикаторам.

11.Три случая титрования, общий вид кривых титрования, точки

эквивалентности при титровании, причины нахождения точек эквивалентности в нейтральной, кислой и основной среде. Скачок титрования и правило выбора индикаторов в каждом случае титрования.

Тесты для самоконтроля

ТЕСТ 1 1. Кривой титрования в методе кислотно-основного титрования является зависимость:

а) рН от объема прилитого титранта; б) СН+ от концентрации титранта; в) концентрации кислоты от концентрации основания; г) рН от

концентрации титранта.

2. Как рассчитывается молярная масса эквивалента в реакциях окислениявосстановления.

а) Мэкв= Мвещества/кислотность; б) Мэкв= Мвещества/ число электронов, участвующих в реакции;

в) Мэкв= Мвещества/ст.ок. Ме·число ат. Ме; г) Мэкв= Мвещества/основность.

3. Раствор точной концентрации можно приготовить из:

а) NaOH, б) НСl, в) Na2CO3, г) H2SO4.

4.Интервал перехода окраски индикатора для кислотно-основных индикаторов это:

а) изменение окраски индикатора вблизи точки нейтральности; б) интервал изменения рН вблизи точки эквивалентности; в) интервал изменения рН вблизи точки нейтральности;

г) интервал изменения рН, который приводит к изменению окраски индикатора.

5.Какова роль H2SO4 для определения сульфата железа (II) в перманганатометрии

а) создает кислую среду, б) связывает в комплексы Mn,

в) катализирует первичную реакцию, г) замедляет реакцию.

ТЕСТ 2

1. Какой индикатор можно применить при титровании CH3COOH+КOH

а) ализариновый желтый (1,9-3,3 рН), б) метиловый красный (3,3-5,5); в) бромтимоловый синий (5,2-6,8рН); г) тимолфталеин (9,3-10,5).

2. Для точного измерения объема неприменима посуда:

а) мерный цилиндр, б) пипетка, в) мерная колба, г) химический стакан.

57

3. Для определения точной концентрации щелочи в растворе используется стандартный раствор:

а) НС1, б) Н2С2О4, в) Na2B4O7, г) H2SO4

4.В каком из титровании точка эквивалентности находится в щелочной среде:

а) KOH+HCl, б)NH4ОН+HCl, в)CH3COOH+NH4ОН, г) CH3COOH+NaOH.

5.В качестве первичного стандарта для кислотно-основного титрования могут быть использованы:

а) КОН, б) H3PO4, в) H2SO4, г) H2C2O4 2H2О.

ТЕСТ 3 1. Стандартный раствор – это раствор:

а) концентрация которого неизвестна, б) концентрация которого известна, в) раствор, который получен при смешивании 2-х других растворов, г) раствор при титровании которого выпадает осадок.

2. Точка эквивалентности соответствует рН = 5 при титровании:

а) NH4 ОН + НCI, б) NaOH + CH3COOH, в) KOH + H2SO4, г) CH3COOH + NH4OH.

3. Какой цвет будет иметь фенолфталеин в точке эквивалентности при титровании H2C2O4 раствором NaOH

а) малиновый, б) розовый, в) красный, г) бесцветный. 4. Точка эквивалентности соответствует рН = 7 при титровании:

а) КОН + НI, б) NaOH + CH3COOH, в) KOH + H2SO4, г)CH3COOH + NH4OH.

5. Кривой титрования в методе кислотно-основного титрования является зависимость:

а) рН от объема прилитого титранта; б) СН+ от концентрации титранта; в) концентрации кислоты от концентрации основания; г) рН от

концентрации титранта.

ТЕСТ 4

1. При титровании раствора НС1 и NaOH нельзя применять индикатор:

а) бромтимоловый синий (3-4 - 6 рН), б) метиловый красный (4,4 – 6,0 рН), в) ализариновый красный (10,2 – 12,0 рН), г) бромтимоловый синий

(5,2 – 6,8 рН).

2. Точка эквивалентности соответствует рН = 9 при титрованииа:

а) КОН + НCI, б) NaOH + CH3COOH, в) KOH + H2SO4, г) CH3COOH + NH4OH.

3. При титровании раствора NH4ОН и HC1 можно применять индикатор:

а) хлорфеноловый красный (5,0 – 6,6 рН), б) метиловый красный (4,4 – 6,0 рН), в) ализариновый желтый (1,9 – 3,3 рН), г) тимолфталеин (9,3 – 10,5 рН).

58

4. Методом точной навески можно приготовить раствор:

а) Na2CO3, б) HCl, в) H2SO4, г) KOH.

5.Точка эквивалентности в перманганатометрии фиксируется:

а) с помощью электроприборов, б) индикатором, в) безиндикаторным способом, г) при выпадении осадка.

ТЕСТ 5

1.В каком из титровании точка эквивалентности находится в щелочной среде:

а) KOH+HCl, б)NH4ОН+HCl, в)CH3COOH+NH4ОН, г) CH3COOH+NaOH.

2.Для точного измерения объема неприменима посуда:

3.Кривой титрования в методе кислотно-основного титрования является зависимость:

а) рН от объема прилитого титранта;б) СН+ от концентрации титранта; в) концентрации кислоты от концентрации основания;г) рН от концентрации титранта.

4.Для определения точной концентрации щелочи в растворе используется стандартный раствор:

а) НС1, б) Н2С2О4, в) Na2B4O7, г) H2SO4

5. При титровании раствора NH4ОН и HC1 можно применять индикатор:

а) хлорфеноловый красный (5,0 – 6,6 рН), б) метиловый красный (4,4 – 6,0 рН), в) ализариновый желтый (1,9 – 3,3 рН), г) тимолфталеин (9,3 – 10,5 рН).

Ответы к тестам для самоконтроля

Занятие 4. Коллигативные свойства растворов

Цель занятия:

Изучение коллигативных свойств растворов

Студент должен знать:

Коллигативные свойства разбавленных растворов не электролитов. Закон Рауля и следствия из него. Осмотическое давление: закон Вант-Гоффа.

59

Студент должен уметь:

решать задачи, определять осмотическое давление раствора

Изменения термодинамических свойств растворов относительно свойств растворителя зависят от: понижения давления пара, повышения температуры кипения, понижения температуры замерзания и осмотического давления. Поскольку такие свойства обусловлены коллективным влиянием растворѐнных частиц, их принято называть коллигативными – от латинского colligatus, что означает собирать.

Разберем этот вопрос подробнее.

При внесении в растворитель некоторого вещества меняются термодинамические свойства не только растворяемого вещества, но и свойства растворителя. Эти изменения связаны с характером взаимодействия молекул вещества и растворителя, а также с уменьшением концентрации молекул растворителя и пропорциональны числу растворенных частиц. Поэтому для свойств растворителя удобно использовать понятие идеального раствора.

Идеальным раствором называется раствор, образование которого не сопровождается химическим взаимодействием, изменением объѐма и

тепловым эффектом (∆Нсмеш. = 0).

Французский ученый Ф. М. Рауль первый сформулировал законы, описывающие влияние растворенного вещества на физические свойства растворителя. Эти законы выведены на основе второго начала термодинамики из условия термодинамического равновесия ∆ G = 0 для физических процессов.

Например, если в замкнутый сосуд поместить чистый растворитель, можно воду, то в этой системе будут протекать два процесса: испарение молекул воды с поверхности жидкости и обратный процесс – конденсация молекул из газовой фазы на поверхности жидкости. Через некоторое время в системе установится динамическое равновесие ∆ G = 0, т.е. такое состояние системы, когда число частиц, испаряющихся с поверхности жидкости за единицу времени, равно числу частиц, переходящих в жидкость из газовой фазы.

Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара р0называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

При данной температуре давление насыщенного пара чистого растворителя – величина постоянная и является термодинамической характеристикой растворителя. При повышении температуры р0 над растворителем возрастает в соответствии с принципом Ле Шателье, так как испарение – процесс эндотермический. (∆Ниспар. => 0).

Если в летучий растворитель (спирт, вода и т. д.) внести нелетучее растворимое вещество, например сахарозу или хлористый натрий, то концентрация растворителя в образовавшемся растворе уменьшится, а

60