Расчеты в объемном анализе. Применение закона эквивалентов

Методы проведения титриметрического анализа

Способы приготовления титрованных растворов

1.Растворы с концентрацией, рассчитанной по точной навеске.

Предварительно рассчитанную навеску отвешивают на аналитических весах, растворяют ее в мерной колбе и доводят объем раствора дистиллированной водой до метки. Титрованные растворы, полученные таким образом, называют стандартными (точными) растворами.

Описанный способ приготовления титрованных растворов применим далеко не всегда. Вещества, из которых готовятся растворы по этому способу, должны удовлетворять следующим требованиям: а) быть химически чистыми; б) иметь состав, соответствующий формуле; в) не изменять состав в твердом или растворенном состоянии

Этот способ не применим для приготовления титрованных растворов таких веществ как HCl и H₂SO₄ (не имеют постоянного состава), щелочей NaOH и KOH (поглощают влагу из воздуха), KMnO₄, Na₂S₂O₃ (первое время после растворения подвергаются процессам окисления-восстановления). Поэтому в этих случаях используют другой способ.

2. Растворы с установленной концентрацией

Сначала готовят раствор вещества приблизительной концентрации. Если растворяют твердые вещества, то их отвешивают на технических весах. Если же растворяют жидкости (серная кислота, соляная кислота), то отмеряют их объем. Точную концентрацию такого раствора устанавливают по имеющемуся стандартному раствору соответствующего реагента титрованием.

3. Использование фиксаналов

По способу проведения анализа различают следующие методы:

Прямое титрование

К раствору определяемого вещества непосредственно добавляют титрант. Например, при работе по этому методу для определения щелочи необходим рабочий раствор кислоты.

Обратное титрование

Определяемое вещество сначала реагирует с точно известным количеством реагента, взятого в избытке. Непрореагирующий избыток титруют рабочим раствором, затем рассчитывают количество реагента, вступившего в реакцию.

Метод замещения

Если непосредственная реакция не удовлетворяет требованиям для аналитического определения, проводят быструю реакцию определяемого вещества с каким-либо реагентом и титруют один из продуктов этой реакции

Объемный анализ основан на законе эквивалентов: эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы.

Для реакции aA + bB = cC + dD в соответствии с законом эквивалентов всегда будет справедливо равенство:

n_eqA = n_eqB = n_eqC = n_eqD

Поэтому, если эквивалентное количество одного из веществ (реагента или продукта) известно, то определены и эквивалентные количества всех остальных веществ, участвующих в данной реакции, а необходимость их расчета отпадает. В этом состоит преимущество проведения стехиометрических расчетов по закону эквивалентов.

Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции – одному электрону.

Например: в реакции:

2NaOH + H₂C₂O₄ = Na₂C₂O₄ + 2H₂O

эквивалентом гидроксида натрия будет молекула гидроксида натрия (NaOH), а эквивалентом щавелевой кислоты 0,5 молекулы щавелевой кислоты(1/2 H₂C₂O₄).

Фактор эквивалентности ¦_ЭКВ представляет число, показывающее какая доля реальной частицы данного вещества эквивалента одному иону водорода в данной конкретной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной конкретной окислительно-восстановительной реакции.

Для данной реакции:

¦_ЭКВ (NaOH) = 1; ¦_ЭКВ (H₂C₂O₄) = 1/2

Количество вещества эквивалента n_eq - это количество данного вещества в моль, в котором частицами являются эквиваленты. 1 моль эквивалента содержит 6,02·10²³ эквивалентов.

Например:

n (NaOH) = 0,1 моль Это означает, что имеется 0,1моль молекул гидроксида натрия (0,1· 6,02 · 10²³ молекул гидроксида натрия).

n (1/2 H₂C₂O₄ ) = 0,5 моль Это означает, что имеется 0,5 моль половинок молекул щавелевой кислоты(0,5·6,02·10²³ половинок молекул щавелевой кислоты).

Молярная масса эквивалента вещества X – это масса 1 моль эквивалента этого вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества: M (¦экв(x) X) = ¦экв(x) M (X),

М(Х) – молярная масса вещества Х (масса 1 моль) численно равная значению относительной молекулярной массы М вещества Х, но в отличие от этой безразмерной величины выражается в г/моль или в кг/моль.

Например:

M(NaOH) = 40г/моль; М (1/2 (H₂C₂O₄)) = 45 г/моль

Молярная концентрация эквивалента – отношение количества вещества эквивалента (в молях) в растворе к объему раствора.

С (¦_ЭКВ(Х)Х) = n_ЭКВ / V

Молярная концентрация эквивалента данного вещества в растворе, имеющая наименование моль эквивалента/л, называется также нормальной концентрацией или нормальностью раствора и обозначается н.

Нормальную концентрацию обычно выражают в моль/л или моль/мл, реже в моль/дм³, моль/см³, моль/м³.

Раствор, содержащий в 1 литре один моль эквивалента вещества, называется однонормальным раствором: n моль эквивалентов вещества – n – нормальным.

Например: если C(NaOH) = 0,1 моль/л, то это означает, что в 1 литре раствора содержится 0,1 моль эквивалентов NaOH и этот раствор называется 0,1 нормальным или децинормальным раствором NaOH – 0,1 н NaOH.

Отношение молярной концентрации к нормальной также называется фактором эквивалентности.

В соответствии с этими определениями, какое-либо число эквивалентов одного вещества n_экв1 должно быть равно числу эквивалентов реагирующего с ним вещества n_экв2 (закон эквивалентов).

Рассмотрим реакцию между серной кислотой и щелочью:

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

В соответствии с законом эквивалентов число эквивалентов кислоты равно числу эквивалентов щелочи n(1/2H₂SO₄) = n(NaOH).

Но С(1/2H₂SO₄) = n(1/2H₂SO₄) / V(H₂SO₄),

а С(NaOH) = n(NaOH) / V(NaOH)

Следовательно, С(1/2H₂SO₄) · V(H₂SO₄) = С (NaOH) ·V(NaOH).

Таким образом, для любой реакции между веществами A и B, где С(A) и С(B)- нормальные концентрации этих веществ, а V(A) и V(B) – объемы растворов этих веществ, закон эквивалентов имеет вид:

С(A) · V(A) = С(B) · V(B).

Дата добавления: 2017-02-01