Способы определения объема химикатов

ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЕ (ОБЪЕМНЫЕ) МЕТОДЫ АНАЛИЗА, точное измерение объемов веществ

ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЕ (ОБЪЕМНЫЕ) МЕТОДЫ АНАЛИЗА, точное измерение объемов веществТЕМА 8

Титриметрический метод основан на точном измерении объемов веществ, вступающих в химическую реакцию. В этом методе используют растворы реактивов точно известной концентрации — титранты. Процесс медленного прибавления титранта к раствору исследуемого вещества называется титрованием. Момент титрования, когда количество прибавленного титранта становится эквивалентным количеству определяемого вещества, называется эквивалентной точкой титрования или точкой эквивалентности. Её находят с помощью индикаторов или по изменению физико-химических характеристик титруемого раствора. Титриметрический анализ отличается быстротой и точностью полученных результатов.

Техника выполнения титриметрического анализа.

Приготовление раствора по точной навеске вещества. Молярные растворы.

Для приготовления 1 л 1 М раствора вещества подсчитывают его молекулярную массу и вычисляют массу навески по формуле: g = ММ₁V/1000, где g — навеска вещества, г; М — молекулярная масса, г; М₁ — требуемая молярность раствора; V — вместимость мерной колбы, мл. Нормальные растворы. Навеску вычисляют по формуле g = ЭNV / 1000, где Э — эквивалентная масса вещества, г; N -требуемая нормальность раствора; V — вместимость мерной колбы, мл. Установка титра раствора.

Для установки титра растворов, приготовленных по точной навеске, применяют 2-ва способа: отдельных навесок и пипетирования. Более точный, но требующий большего времени для выполнения — способ отдельных навесок. Для его выполнения вычисляют навеску установочного вещества по формуле (см. выше). При этом объем V обычно составляет 25 мл.

Затем на аналитических весах взвешивают три навески (равные вычисленной массе) с точностью до 0,0001 г. Эти навески переносят в чистые колбы и растворяют в дистиллированной воде (по 0,25 мл) или в отдельных случаях в кислоте. После полного растворения навески растворы титруют раствором титранта, титр которого необходимо установить.

Расчет титра раствора титранта (Т_т) проводят по формуле

• где Э_т — эквивалентная масса титранта,
• Э_у.в.-эквивалентная масса установочного вещества,
• g_у.в.-навеска установочного вещества,
• V_т объем титранта, затраченного на титрование навески, мл.

В 3-х опытах титр рассчитывают для каждой навески отдельно и по найденным значениям определяют его среднее значение и по полученной величине находят среднее значение нормальности N_пр и коэффициента нормальности К титранта по формулам

где N_теор — расчетная нормальность титранта. В способе пипетирования предварительно рассчитывают навеску установочного вещества по формуле g = ЭNV / 1000, приняв V = 250 мл. Навеску установочного вещества взвешивают на аналитических весах с точностью до 0,0001 г, переводят в мерную колбу вместимостью 250 мл, растворяют. Доводят водой до метки водой и тщательно перемешивают. Помещают в колбу для титрования 25 мл раствора, добавляют индикатор и титруют раствором титранта до изменения окраски индикатора.

Нормальность рассчитывают по формуле

где N_у.в.— нормальность раствора установочного вещества; V_т — объем титранта, мл. Перечень веществ, применяемых для установки титра важнейших титрантов, и их характеристики приводятся в методических инструкциях и в табл.

113 Справочного руководства по химии, А. И. Артеменко. — М., Высшая школа, 2002 г. Установочные вещества необходимо брать в виде препаратов марки «ХЧ» после их перекристаллизации из воды.

При установке титра способом пипетирования целесообразно использовать в качестве установочного вещества фиксанал соответствующего реагента. Метод нейтрализации применяется для определения содержания различных кислот, оснований, кислых и гидролизующихся солей. В основе этого метода лежит реакция Н + + ОН — = Н₂О.

Кривые титрования метода нейтрализации. В процессе титрования растворов кислот и оснований рН титруемого раствора непрерывно меняется. Сущность метода. В водных растворах это реакция нейтрализации. Н₃О + +ОН — =2Н₂О. Титрантами метода являются растворы сильных кислот и оснований: НС1, Н₂ЅО₄, NаОН, КОН. Эти вещества не соответствуют требованиям, предъявляемым к стандартным веществам, поэтому концентрацию титрантов устанавливают стандартизацией их растворов. В качестве первичных стандартов чаще всего используют буру Nа₂В₄О₇.10Н₂О, безводный карбонат натрия Nа₂СО₃, дигидрат щавелевой кислоты Н₂С₂О₄.2Н₂О. В процессе титрования растворов кислот или оснований рН титруемого раствора непрерывно меняется.

График зависимости рН раствора от количества прибавленного титранта наз-ся кривой титрования. Кривые титрования дают возможность проследить изменение рН раствора в различные моменты титрования, изучить влияние температуры и концентрации реагирующих веществ на процесс нейтрализации, установить конец титрования и помогают сделать правильный выбор индикатора.

Построение кривой титрования сводится к вычислению рН и концентрации титруемого вещества, соли и избыточного титранта в точках, когда к 100 мл титруемого раствора прибавлено 0; 10; 50; 90; 99; 100; 101; 110; 150; 190; 200 мл титранта.

Полученные данные наносят на график, на оси абсцисс которого отложен объем прибавленного титранта, а на оси ординат — соответствующее ему значение рН, причем рН 14 должно находиться в начале координат, а рН 0 — вверху оси ординат. Полученные точки соединяют плавной кривой по лекалу. Рекомендуемый масштаб изображения: по оси х — ось абсцисс -1см соответствует 10 мл, а по оси у — ось ординат — одной 1 рН.

Вычисления концентрации компонентов производят по формулам:

• в точках 5-99 мл с = (100-V/100+V)N;
• в точке 100 мл с = (V/100 +V)N;
• в точках 101 -200 мл с = (V-100/100+V)N,

где V — объем прибавленного титранта, мл; N -нормальность раствора.

В нулевой точке концентрация титруемого раствора задается условиями задачи. рН рассчитывается по формулам: для сильных кислот:

т.е. рН равняется отрицательному десятичному логарифму концентрации к-ты; для сильных гидроксидов

для слабых кислот —

для слабого гидроксида —

смесь растворов слабой кислоты и ее соли (кислотный буферный р-р) —

смесь растворов слабого гидроксида и его соли (щелочной буферный

для солей, образованных слабым гидроксидом и сильной к-ой —

для солей, образованных слабой кислотой и сильным гидроксидом —

для солей, образованных слабой к-ой и слабым гидроксидом — рН

где К_α и К_b — константы электролитической диссоциации кислоты и основания; рК_α и рК_b — отрицательные логарифмы констант электролитической диссоциации кислот и гидроксидов; с_с — концентрация соли, рс_с — отрицательный логарифм концентрации соли. Первые два показателя находят по табличным данным и подставляют в соответствующие формулы. Пример.

Вычислить рН 0,1 М р-ра уксусной к-ты. Уксусная к-та — слабый электролит и расчет производим по формуле

для уксусной к-ты равно 4,75. Концентрацию к-ты 0,1 М записываем в виде 10 -1 , тогда рс_с = -1g 10 -1 = 1. Подставив найденные значения в формулу, получим рН = ½(4,75 + 1) = 2,85.

Элементы титриметрического анализа. Основные понятия термины и формулы.

Если известны нормальности 2-х растворов и их объемы, при которых достигается точка эквивалентности, то можно вычислить количества эквивалента кислоты и щелочи:

где V (Н₂SО₄) и V(NаОН) выражены в миллилитрах.

Таким образом, при подстановке правых частей 2-х последних уравнений в предыдущее равенство получим очень важное для титриметрического анализа выражение принципа эквивалентности:

В общем виде для любых случаев титрования это соотношение имеет следующее выражение:

где С_н(Х), С_н(Т) — нормальности раствора анализируемого вещества Х и титранта Т, V(Х) и V(Т) — объемы анализируемого вещества и титранта соответственно.

Из этого соотношения следует:

Если известен объем анализируемого раствора, то по последнему уравнению можно рассчитать его нормальность:

Вычислив по результатам титрования нормальность анализируемого раствора из вышеприведенных уравнений можно определить массу вещества в любом объеме раствора.

При рассмотрении большинства химических реакций удобно пользоваться понятиями эквивалента и фактора эквивалентности.

Эквивалент — это некая реальная или условная частица, которая может присоединять или высвобождать один ион водорода в кислотно-основных реакциях или один электрон в окислительно- восстановительных реакциях.

В другой формулировке эквивалент — это некая реальная или условная частица, которая в реакции обмена или окисления-восстановления взаимодействует с носителем одного элементарного заряда. Например, в реакции Н₃РО₄+ ОН — =Н₂РО₄ — +Н₂О молекула Н₃РО₄ равна эквиваленту, т. к. она реагирует с одним ионом ОН — . А в реакции Н₃РО₄+2ОН — =НРО₄ 2- +2Н₂О молекула Н₃РО₄ реагирует с 2-мя ионами ОН — , значит, здесь эквивалент фосфорной кислоты равен ½ молекулы Н₃РО₄.

Фактор эквивалентности ƒ_экв(Х) — это число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалента равна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции. Это величина безразмерная, рассчитывается на основании стехиометрических коэффициентов конкретной реакции.

Фактор эквивалентности часто обозначают отношением 1/z, где z — суммарный заряд обменивающихся в молекуле ионов для обменных реакций или число электронов, принятых или отданных молекулой (атомом) вещества, для ОВР; z — всегда целое положительное число, а фактор эквивалентности — меньше или равен 1: ƒ_экв(Х) = 1/z — +8Н + +5е — =Mn 2+ +4 Н₂О, используют такие формы: С(1/5 КMnО₄) = 0,1моль/л, 0,1 н. или 0,1N раствор КMnО₄. Если численные значения молярной концентрации и нормальности совпадают (это наблюдается в тех случаях, когда ƒ_экв(Х)=1), то употребляют слово «молярный». Например, для 1М раствора КОН не следует применять выражение 1 н. КОН, а нужно использовать выражение 1 М КОН. Количественная связь между молярной концентрацией вещества и его молярной концентрацией эквивалента выражается уравнением С(Х)/С_н(Х)=ƒ_экв(Х). Количество вещества (Х), а следовательно, и его масса в объеме V (л) раствора могут быть рассчитаны как на основе молярной концентрации раствора, так и на основе его нормальности.

В тех случаях, когда речь идет об отношении массы (или объема, или количества вещества) всей системы, термин «концентрация» не употребляют, а говорят о «доле» — массовой, объемной или молярной, и выражают эту долю либо дробью, либо в процентах, принимая систему за 1 или за 100%. Все виды долей в отличие от видов концентрации представляют собой безразмерные величины.

Для обозначения доли компонента приняты следующие греческие буквы: массовая доля ω (омега), объемная доля φ (фи), мольная доля χ (хи), причем: ω((Х)=m(Х)/m, φ(Х)=V(Х)/V, χ(Х) =n(Х)/Σn, где m(Х), m — массы компонента и всей системы соответственно; V(Х), V — объемы компонента и всей системы; n(Х), Σn — количество вещества компонента и всей системы. Следует говорить: «Раствор с массовой долей растворенного вещества 20%». Моляльность раствора — количество вещества (в молях), растворенное в 1 кг растворителя, обозначается С_m(Х) и рассчитывается как отношение количества вещества (Х) к массе растворителя в килограммах: С_m(Х)= n (Х)/m(Υ)=m(Х)/M(Х).mΥ. Титр — ранее использовавшийся способ выражения состава раствора — показывает число граммов растворенного вещества в 1мл раствора.

Раствор точно известной концентрации называется стандартным раствором или титрантом, а процесс постепенного добавления его к анализируемой пробе — титрованием. Момент завершения реакции между титрантом и определяемым веществом называется точкой стехиометричности (точкой эквивалентности).

К реакциям, протекающим в стехиометрических отношениях, применим закон эквивалентов. Поэтому, если реакция проведена до конца, число эквивалентов определяемого компонента равно числу эквивалентов реагента. Т. е. моль эквивалента любой кислоты способен нейтрализовать моль эквивалента любого основания. Таким образом, и при титровании, поскольку его заканчивают в точке эквивалентности, всегда затрачиваются одинаковые количества эквивалента титруемого и титрующего веществ. Например, в точке эквивалентности титрования раствора Н₂SО₄ раствором щелочи (Н₂SО₄ +2NаОН =Nа₂SО₄ +2Н₂О) количества эквивалентов Н₂SО₄ и NаОН равны между собой: n(1/2Н₂SО₄=n(NаОН).

Методы титриметрического анализа.

В точке эквивалентности количество вещества щелочи, израсходованное на реакцию, всегда точно равно количеству вещества кислоты в анализируемом растворе, например: n(NаОН)=n(НСl) или в общем виде, для любых реагирующих веществ по закону эквивалентов: n₁=n_2. Для понимания сущности титриметрического анализа и связанных с ним расчетов важное значение имеет уравнение: с(NаОН)V(NаОН)=с(НС1)V(НС1), где с -нормальные концентрации растворов; V — их объемы. Общее уравнение имеет вид с₁V₁=с₂ V₂. Если известен объем одного из растворов, то из этого уравнения можно вычислить его концентрацию: с₁=с₂V₂/V₁ или с₂=с₁V₁/ V₂.Точку эквивалентности обычно устанавливают по изменению окраски индикатора (индикаторный способ), но иногда прибегают к измерению электрической проводимости или других свойств раствора (физико-химические) способы. Достигнув точки эквивалентности, титрование прекращают. По затраченному объему титранта и его концентрации вычисляют результаты анализа. Предположим, необходимо определить содержание гидроксида натрия в растворе. Для этого отмеряем в коническую колбу точный объем анализируемого раствора (например, 10,00 мл) и титруем из бюретки титрантом — титрованным раствором НС1. В примере титр кислоты равен 0,002302г/мл и до достижения точки эквивалентности добавили 17,50 мл раствора кислоты.

Следовательно, на реакцию израсходовали

По уравнению реакции нетрудно вычислить какой массе NаОН, находящегося в растворе, соответствует эта масса кислоты:

40 г — 36,5, а 0,04029 — х, получится 0,03676 г.

Преимущество титриметрического анализа перед гравиметрическим состоит в скорости, т. е. быстроте определения. В гравиметрическом анализе осаждение (выполнение реакции) для получения осаждаемой формы является лишь началом определения, в титриметрическом анализе выполнение реакции (титрование) и заканчивает определение. Практически одинакова и точность этих анализов.

В титриметрическом анализе применяются химические реакции различных типов и в различных практических областях в агрохимии, в пищевых лабораториях, в фармацевтических и различных производственных лабораториях. По типу используемых химических реакций методы титриметрического анализа разделяют на три группы: 1. методы, основанные реакциях соединения ионов; 2. реакциях окисления-восстановления; 3 на реакциях комплексообразования. К 1-ой группе относят методы кислотно-основного и осадительного титрования, ко второй — различные методы окислительно-восстановительного титрования и к 3-ей — методы комплексометрического (хелатометрического) титрования.

Метод кислотно-основного титрования (нейтрализации) основан на взаимодействии кислот с основаниями или на взаимодействии протонов с гидроксидионами: Н + + ОН — = Н₂О +57,32Дж. Метод позволяет определять в растворах не только концентрацию кислот и оснований, но и концентрацию гидролизующихся солей. Для определения в растворах концентрации оснований или солей, дающих при протолизе щелочную реакцию, используют титрованные растворы кислот — ацидиметрию. Концентрацию кислот или гидролитически кислых солей определяют с помощью титрованных растворов сильных оснований — алкалиметрия. Точку эквивалентности при нейтрализации определяют по изменению окраски индикатора. Метод осадительного титрования — определяемый элемент при взаимодействии с титрованным раствором, может осаждаться в виде малорастворимого соединения. Последнее, изменяя свойства среды, позволяет тем или иным способом определить точку эквивалентности — аргентометрия с индикатором хроматом калия для определения ионов хлора, до выпадения кирпичнокрасного осадка хромата серебра. В этот момент титрование прекращают и ведут расчет. Название метода определяется раствором титранта: аргентометрия, тиоцианатометрия NН₄SСN.

Стандартные и стандартизированные растворы.

Титрованные растворы могут быть получены разными способами и поэтому различают стандартные (приготовленные) и стандартизированные (установленные) р-ры. Стандартные р-ры. Точную навеску в-ва переносят в мерную колбу определенной емкости, растворяют и доводят объем р-ра водой до метки. В этом случае титр р-ра равен навеске (m, г), деленной на объем р-ра (V, мл): Т = m/V. Чтобы перейти к молярной концентрации эквивалента (с), достаточно титр рас-ра умножить на 1000 и разделить на молярную массу эквивалента растворенного в-ва. Например, если 0,5312 г карбоната натрия Nа₂СО₃ растворили в мерной колбе вместимостью 100 мл, то титр раствора равен Т=0,5312/100=0,005312 г/мл, а молярная концентрация эквивалента с=0,005312· 1000/53,0=0,1002. Титрованные растворы, полученные по точной навеске вещества, называют стандартными (приготовленными).

Подобным способом могут быть приготовлены р-ры, отвечающие определенным требованиям: они должны быть хч; устойчивыми при хранении как в твердом виде, так и в растворе; состав их должен строго соответствовать определенной химической формуле. Такие р-ры называют первичными стандартами для установления титра других рабочих растворов. Примеры, для установки титра кислот служат тетраборат натрия Nа₂В₄О₇· 10Н₂О и карбонат натрия Nа₂СО₃. Титры (или нормальные концентрации) растворов оснований устанавливают по таким исходным стандартным веществам, как щавелевая Н₂С₂О₄2Н₂О или янтарная Н₂С₄Н₄О₄. Таким образом, теперь следует объяснить, что такое стандартизированные растворы. Как можнопонять из вышесказанного к ним относятся вещества, не обладающие вышеперечисленными свойствами стандартных растворов. Это минеральные кислоты, щелочи, перманганат калия, тиосульфат натрия. Точные их растворы не возможно приготовить по навеске, т. к. продажные минеральные к-ты имеют непостоянный состав, а выделить их в чистом виде невозможно. А щелочи NаОН и КОН даже при взвешивании поглощают С (1V) и воду из воздуха, т. е. изменяют свой состав Перманганат калия и тиосульфат изменяются при растворении, взаимодействуя с примесями воды.

Следовательно, содержание их в растворе не может соответствовать навеске. Поэтому аналитики готовят растворы этих веществ, взвешивая приблизительно необходимое количество реагента и растворяя навеску в необходимом объеме воды. Затем титруют подходящим раствором стандартного вещества. Зная объем, пошедший на титрование, и концентрацию стандартного вещества — известную концентрацию раствора первичного стандарта, вычисляют нормальную концентрацию и титр стандартизируемого. Растворы, титр которых находят не по точной навеске, а устанавливают по стандартному веществу, называют установленными или стандартизированными (растворами вторичных стандартов). Для соляной к-ты по раствору тетрабората натрия, для гидроксида натрия по стандартному раствору щавелевой к-ты. Применяют идругие приемы, например, устанавливают титр р-ра НС1 путем титрования раствором натрий гидроксида, если нормальная его концентрация установлена предварительно по соответствующему стандартному веществу. Раствор соляной кислоты после такого определения титра может быть также использован для дальнейшего установления титра других веществ. Этот прием очень удобен в практике, т.к. не надо каждый раз готовить стандартные разные растворы, но недостаточно точен и вносит иногда значительную погрешность в анализ. Следовательно, титрованные стандартные растворы следует готовить очень тщательно и пользоваться одной и той же мерной посудой как при их приготовлении, так и при проведении анализа, т. е. в одинаковых условиях. В практике титрованные растворы готовят из фиксаналов или стандарт-титров. Это запаянная стеклянная ампула содержащая количество вещества необходимое для приготовления 1 л точно 0,1 н или 0,01н раствора. Фиксаналы выпускаются в виде жидких (минеральные к-ты, едкие щелочи) и сухих (перманганат калия, карбонат или оксалат натрия и др.).

Рассказать, как готовят раствор из фиксанала (боек, воронка, промывалка). Титрованные растворы обычно хранятся несколько месяцев, если нет специальных указаний, особенно требовательны в этом отношении едкие щелочи, при хранении их необходимо предохранять от контакта с воздухом, их хранят в полиэтиленовой плотно закрытой посуде. Для титрования стандартными растворами есть специальные столы и титровальные установки, которые используются при серийных анализах. При этом стандартные или установочные растворы не контактируют с воздухом и с помощью специальных сифонов раствор поступает в бюретку, есть специальные автоматические бюретки. При пользовании мерной посудой существуют определенные правила пользования и мойки. Для бюреток: каждое титрование начинают с конечного деления шкалы, т. к. при этом лучше всего компенсируются погрешности калибрования бюретки.

Выпускают раствор из бюретки не очень быстро (не более 3-4 капель в секунду). Иначе раствор не будет вовремя стекать со стенок и отсчет окажется неверным. Объем расходуемого на тирование р-ра не должен превышать вместимость одной бюретки и не превышать 20 мл для 25 мл бюретки и 30 мл для бюретки на 50 мл. Ошибка на +- 0,02 мл составит 0,02·100 / 10мл = 0,2%. После окончания работы сливают раствор из бюретки, моют, наполняют дистиллированной водой и накрывают пробиркой для предохранения от пыли. Правила заполнения раствором бюретки и удаление пузырьков воздуха. Пипетки. Не следует выдувать или вытряхивать последние капли жидкости из пипетки, моют пипетки обычным способом, перед употреблением ополаскивают рабочим раствором, с которым будут работать. Проверка мерной посуды взвешиванием и бюреток по 5 мл р-ра и с учетом плотности воды и поправки на температуру. Вычисления в титриметрическом анализе.

Главный принцип: вещества реагируют друг с другом всегда в эквивалентных количествах. Так на титрование до точки эквивалентности всегда расходуется одинаковое число эквивалентных масс кислоты и основания. Следовательно при одинаковой нормальной концентрации растворов реагирующих веществ реакции идут между их равными объемами. Например, на титрование 10 мл 0,1н. р-ра всякой кислоты расходуется такой же объем 0,1 н. р-ра любой щелочи. В этом также удобство использования нормальных растворов.

Результаты титриметрического анализа вычисляют тремя способами: 1. Вычисление при выражении концентрации раствора через титр по определяемому веществу; 2. При титровании по методу пипетирования; 3. При титровании методом отдельных навесок. По первому методу, например, Т(АgNО₃/Сl — ) показывает, сколько граммов С1 — осаждается 1 мл р-ра нитрата серебра.

В примере концентрация р-ра нитрата серебра равна 0,1100. Тогда 1 мл его содержит 0,1100: 1000 молярных масс эквивалентов нитрата серебра и взаимодействует с таким же числом молярных масс эквивалента иона хлора. Молярная масса эквивалента хлора равна 35,46 г/моль, вычисляем титр нитрата серебра по хлору: Т(АgNО₃/Сl — ) = 0,1100. 35,46/1000=0,003901 г/моль. На титрование израсходовали 15,00 мл р-ра нитрата серебра, то титруемый р-р содержит хлора: m (С1 — )=Т(АgNО₃/Сl — )V(АgNО₃) = 0,003901·15,00 = 0,05851 г. При вычислениях по нормальности растворов ход вычислений зависит от метода титрования. Метод пипетирования состоит в том, что навеску анализируемого вещества растворяют в мерной колбе, доводят объем водой до метки и для титрования берут определенные (аликвотные) порции р-ра пипеткой.

Для расчета используют уравнение с₁V₁=с₂V₂. Задача: в мерную колбу внесли 0,6504 г продажной щавелевой к-ты. Растворили и довели объем до метки 100 мл. Пипеткой брали по 10 мл полученного р-ра и титровали 0,1026 н. р-ром гидроксида натрия, расход которого составил в среднем 9,85 мл. Определить массовую долю (%) щавелевой к-ты в продажном препарате. Вычисляем нормальную концентрацию раствора щавелевой к-ты: с(Н₂С₂О₄2Н₂О) 10,00= 0,1026. 9,85; с =0,1026. 9,85/10,00 =0,1011. Затем находим массу щавелевой к-ты в 0,1 л р-ра. При этом исходить следует из того, что щавелевая к-та превращается в щавелевокислый натрий, следовательно, молярная масса эквивалента ее равна ½ молярной массы, т.е.126,6: 2=63,03 г/моль.

Поэтому m=0,1011. 63,03.0,1=0,6372 г. Следовательно, массовая доля (%) щавелевой к-ты равна: ω (Н₂С₂О₄2Н₂О)= m (Н₂С₂О₄2Н₂О)/ m(навески)= 0,6372/0,6504=0,9797, или 97,97%. В случае использования метода отдельных навесок уравнение с₁V₁=с₂V₂ не может быть использовано, т. к. навеску растворяют в произвольном объеме воды. Вычисляют результат, исходя из того, что при титровании в-ва взаимодействуют эквивалентными количествами. Какова массовая доля (%) Н₂С₂О₄2Н₂О в образце щавелевой к-ты, если на титрование 0,1500 г его пошло 25,60 мл 0,09002 н. р-ра NаОН? Вычисляют, сколько молярных масс эквивалента NаОН содержалось в 25,60 мл раствора и участвовало в реакции: 1000 мл р-ра NаОН содержит 0,09002 молярных масс эквивалента NаОН, а 25,60 мл NаОН содержат х молярных масс NаОН, Х = 25,60. 0,09002 / 1000 = 0,002305 молярных масс эквивалента NаОН. Но при титровании 1 эквивалент в-ва взаимодействует с 1 эквивалентом другого. Т. е. Это означает, что в реакции участвовало также 0,002305 молярных масс эквивалента Н₂С₂О₄2Н₂О. Молярная масса эквивалента щавелевой к-ты равна 63,03 г/моль. Следовательно, анализируемый раствор содержит 0,002305. 63,03 = 0,1453 г Н₂С₂О₄2Н₂О. В массовых долях (%) это составляет: ω (Н₂С₂О₄2Н₂О) = m (Н₂С₂О₄2Н₂О)/m (образца) = 1,1435 г / 0,1500 г = 0,9686 (96,86%). Во многих случаях для уточнения результатов анализа (из-за неточности навесок при приготовлении растворов или исследуемого вещества) вводят понятие поправочного коэффициента.

Поправочный коэффициент К равен отношению практически взятой навески к теоретически вычисленной К = С/ С₁, где С — нормальность приготовленного раствора; С₁ — теоретическая нормальность. Например, требуется приготовить р-р с заданной (теоретической) концентрацией 0,1000 моль/л. Практически, приготовлен раствор с близкой концентрацией 0, 1056 моль/л. Тогда находим поправочный коэффициент К = 0,1056 / 0,1000 = 1,056. Поэтому практически во всех титриметрических анализах, в расчетах вводится поправочный коэффициент для данного раствора. При массовых анализах и использовании нового раствора (вновь приготовленного) вводится новый поправочный коэффициент, при правильном приготовлении растворов он должен быть в пределах 0,98 — 1,02.

Следовательно, для расчетов следующие основные правила:

. Титры раствороов, выраженные в граммах различных в-в относятся друг к другу как молярные массы эквивалентов этих в-в: Т_{Н2SО4/ NаОН}/Т_Н2SО4=Э _NаОН/Э_{Н 2 SО 4}, Т_{Н 2 SО 4 / NаОН} = Т_Н2SО4.Э_NаОН/Э_{Н2 SО4}, где Т _{Н2 SО4}/_Nа_ОН — титр по определяемому в-ву, т. е. количество граммов определяемого в-ва, оттитрованное 1 мл определяемого раствора. При одинаковой концентрации р-ов реакции идут между равными объемами их: V₁/ V₂=С₂/С₁ или V₁/ V₂= N₂/ N₁.

Массу навески в-ва можно вычислить по формуле:

Источник