Титр раствора способы выражения титра

Содержание

2.1.Титриметрический метод анализа.
Классификация титриметрических методов анализа
Способы выражения концентрации растворов в титриметрии
Указания к оформлению работ
Растворы. Способы выражения концентрации растворов

2.1.Титриметрический метод анализа.

Титриметрия или титриметрические методы количественного анализа основаны на точном измерении объема раствора реактива, израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Раствор реактива (титрант, рабочий раствор) должен при этом иметь точную концентрацию, обеспеченную условиями приготовления раствора (рабочий раствор с приготовленным титром) или установленную по другому раствору с точно известной концентрацией (рабочий раствор с установленным титром).

Титр — способ выражения концентрации раствора, определивший название метода, и показывающий массу растворенного вещества в граммах в 1 см 3 (или 1 мл) раствора. Процесс постепенного добавления титранта к раствору определяемого вещества называют титрованием. При титровании наступает момент, когда рабочий раствор В и определяемое вещество А прореагируют между собой в эквивалентных количествах, т.е. в строгом соответствии со стехиометрией реакции. В таком случае справедлив закон эквивалентов, составляющий основу расчетов в титриметрии:

При титровании важно зафиксировать конец реакции, называемый точкой стехиометричности или точкой эквивалентности (ТЭ). Для экспериментального установления конечной точки титрования (КТТ), по возможности наиболее близкой к теоретической ТЭ, используют изменение окраски индикатора или какого-либо физического свойства раствора.

К химической реакции титрования предъявляются следующие требования:

1) строгая стехиометричность, отсутствие побочных реакций;

2) высокая скорость;

3) практическая необратимость (Кр > 10 7 ), обеспечивающая количественное превращение реагирующих веществ в продукты реакции;

4) наличие подходящего индикатора или другого способа фиксирования ТЭ.

В титриметрии используют точную мерную посуду: мерные колбы — для приготовления растворов; пипетки — для точного измерения определенного объема раствора при перенесении в другой сосуд

Пипетки: градуированная и простая

Пипетки-дозаторы: а) унипипетка и б) варипипетка

и бюретки — для измерения объема титранта

Бюретки: а) с зажимом Мора, б) со стеклянным затвором-шариком, в) со стеклянным краном

Микробюретки: а) с прямым краном и б) с боковым краном.

Титриметрические методы характеризуются быстротой анализа, простотой оборудования, возможностью автоматизации определения. Чувствительность индикаторных методов титриметрии составляет 10 -3 -10 -4 моль/л, относительная погрешность более 0,1 %.

Классификация титриметрических методов анализа

Методы титрования. В титриметрии используют реакции всех типов — с переносом протона, электрона, электронной пары, процессы осаждения. В соответствии с типом реакции (видом химического равновесия) титриметрические методы разделяют на 4 группы, в каждой из которых выделяют отдельные группы по названию применяемых титрантов.

Приемы титрования. Различают прямое, обратное и титрование заместителя.

При прямом титровании титрант В непосредственно добавляют из бюретки к титруемому веществу А. Прием используют только при выполнении требований к реакции титрования. В случае их невыполнения или в практических целях используют прием обратного титрования, для осуществления которого необходимы два рабочих раствора титрант В1 и титрант В2. Первый добавляется к определяемому веществу А в избытке для доведения реакции до конца, а остаток В1 оттитровывается титрантом В2 для определения непрореагировавшего титранта В1. В этом случае n(А) рассчитывается по разности эквивалентных количеств двух рабочих растворов:

Пример. Ион NH₄ + , являющийся в воде очень слабой (Ка=5,68*10 -10 ) кислотой, нельзя оттитровать рабочим раствором NaOH приемом прямого титрования из-за высокой обратимости реакции. Поэтому, к пробе, содержащей соль аммония, добавляют определенный объем титрованного раствора NaOH (В1), обеспечивающий избыточное количество щелочи по отношению к ионам аммония, после чего удаляют аммиак и избыток NaOH титруют рабочим раствором НСl (B2), т.е. последовательно выполняются две реакции:

Титрование заместителя используют при отсутствии подходящего индикатора, при несоблюдении стехиометричности, при медленном протекании реакции и др. В этом случае к определенному объему А добавляют избыток вспомогательного реагента, стехиометрически взаимодействующего с веществом А, а получающийся в эквивалентном количестве продукт реакции оттитровывают рабочим раствором В. Закон эквивалентов при титровании заместителя имеет выражение, как при прямом титровании:

Например, для определения соли аммония проводят реакцию с формальдегидом:

Выделившееся эквивалентное количество ионов H + (заместителей NH₄ + ) оттитровывают рабочим раствором NaOH.

n(NH₄ + ) = n(NaOH) Способы титрования. При проведении параллельных определений, используют способ отдельных навесок или способ пипетирования (аликвот). В способе пипетирования пробу (навеску или объем), содержащую определяемое вещество А, переводят в мерную колбу вместимостью V_м.к., а на титрование отбирают пипеткой равные объемы V_п — аликвоты. В способе отдельных навесок пробу помещают в колбу для титрования (навеску растворяют) и проводят титрование, точно измеряя при этом объем израсходованного титранта V_В. Способ пипетирования является более экспрессным и менее трудоемким, но и менее точным, чем метод отдельных навесок. Расчетные формулы для разных приемов и способов титрования приведены в табл. 4.

Способы выражения концентрации растворов в титриметрии

Все расчеты в титриметрии связаны с законом эквивалентов и понятием эквивалент. Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества, которая в данной реакции равноценна (эквивалентна) одному иону водорода или одному электрону. Например, эквивалент NaOH, НСl, NaCl — реальная частица, соответствующая молекуле этих веществ. Эквивалент Н₃PO₄ , в зависимости от числа участвующих в реакции протонов, может представлять реальную молекулу Н₃PO₄ и условную часть молекулы: 1/2Н₃PO₄ или 1/3Н₃PO₄. Дробь, показывающую, какая часть молекулы или иона является эквивалентом, называют фактором эквивалентности f_экв. Фактор эквивалентности рассчитывают на основе стехиометрии реакции. Число, показывающее, сколько эквивалентов содержится в молекуле, называют числом эквивалентности и обозначают z * : f_экв = 1/z * . Молярная масса эквивалента вещества — это масса одного моля эквивалента этого вещества, равная произведе-нию фактора эквивалентности на молярную массу вещества. На-пример, для вещества В:

Молярная масса эквивалента вещества может быть различной, в зависимости от протекающей реакции с его участием.

Условные обозначения и размерности концентрации. В титриметрии обычно используют следующие способы выражения концентрации:

с(В) — молярная концентрация раствора вещества В, моль/л (или моль/дм 3 );

с(f_эквВ) — молярная концентрация эквивалента вещества В, моль/л (моль/дм 3 ). с(f_эквВ) = n(f_эквВ)/V(B),

где V(B) — объем раствора (л), содержащего n молей эквивалентов B. Соответствует старому названию «нормальная концентрация».

Не рекомендуется использовать термины «молярность» и «нормальность» раствора. Разрешаются сокращенные обозначения, например 0,025 М H₂SO₄ — 0,025 молярный раствор H₂SO₄, т.е. в одном литре раствора содержится 0,025 моль вещества H₂SO₄. Можно представлять концентрацию и таким образом: 0,050 н. H₂SO₄ — 0,050 нормальный раствор H₂SO₄, т.е. в одном литре раствора содержится 0,050 моль эквивалента вещества H₂SO₄.

Т(В) — титр раствора вещества В, г/мл (г/см 3 ) – показывает массу вещества В в одном миллилитре раствора:

Т(В/A) — титр рабочего раствора В по определяемому веществу А, г/мл – показывает, какая масса вещества А эквивалентна одному миллилитру рабочего раствора В. Например, Т(KMnO₄/Fe) = 0,001396 г/мл означает, что 1 мл такого раствора KMnO₄ эквивалентен (оттитровывает) 0,001396 г Fe.

Такой способ выражения концентрации удобен при серийных анализах, поскольку:

От одного способа выражения концентрации можно перейти к другому:

Пример. Из 2,500 г Na₂CO₃ приготовлено в мерной колбе 500 мл раствора. Вычислить для этого раствора: а) Т(Na₂CO₃), б) молярную концентрацию, в) молярную концентрацию эквивалента Na₂CO₃, если предполагается титрование приготовленного раствора рабочим раствором НСl с индикатором метиловым оранжевым, г) определить молярную концентрацию НСl и Т(НСl/Na₂CO₃), если на титрование 25,00 мл раствора соды израсходовано 23,35 мл раствора НСl.

в) реакция Na₂CO₃ с HCl при титровании с метиловым оранжевым протекает до Na₂CO₃, т.е. с участием двух эквивалентов карбоната натрия:

Поскольку с(fэквВ) = Т(В/A)*1000/М(fэкв(А)А),

В анализе чаще всего пользуются рабочими растворами с концентрациями 0,005 — 0,1 моль/л. Не применяются 1 М растворы, так как в этом случае велика капельная ошибка титрования, т. е. ошибка при добавлении одной лишней капли титранта. Удобство использования в титриметрии с(f_эквВ) — связано с тем, что при одинаковых концентрациях растворов веществ А и В реакции идут между равными их объемами согласно закону эквивалентов n(A) = n(B) или: с(f_эквВ)*V(B) = с(f_эквА)*V(А).

Выражение закона в устаревших обозначениях:

Указания к оформлению работ

Отчет по лабораторной работе должен содержать:

1) дату, название работы;

2) краткое описание метода, приема и способа титрования;

3) сущность методики с обязательным приведением всех уравнений реакций и указанием условий анализа;

4) цифровой материал для расчетов (привести используемые объемы мерных колб, пипеток; навески веществ, необходимые значения молярных масс или молярных масс эквивалентов; полученные экспериментальные данные параллельных измерений объемов титранта);

5) расчетные формулы и результаты расчетов согласно заданию лабораторной работы;

6) результаты расчетов абсолютной и относительной погрешностей – при анализе контрольных образцов;

7) оценку воспроизводимости (сходимости) результата выборочной совокупности и границ доверительного интервала.

Источник

Растворы. Способы выражения концентрации растворов

Растворы. Способы выражения концентрации растворов

Важной характеристикой раствора является концентрация.

Концентрация – это величина, измеряемая количеством растворенного вещества, содержащегося в определенной массе или объеме раствора или растворителя.

Наиболее часто применяемые способы выражения концентрации: массовая доля , молярная концентрация , молярная концентрация эквивалента , моляльность , молярная доля , объемная доля , титр .

Массовую долю w( X ) выражают в долях единицы, процентах (%), промилле (тысячная часть процента) и в миллионных долях (млн –1 ) . Массовую долю рассчитывают по формулам:

где m ( X ) – масса растворенного вещества Х, кг (г);

m _р-ра – масса раствора, кг (г).

Например: дан 0.85% раствор хлорида натрия. Это означает, что в 100 г раствора содержится 0.85 г NaCl .

Молярную концентрацию с(Х) выражают в моль/л. Молярную концентрацию находят по формуле:

где n( X ) – количество растворенного вещества, моль;

M ( X ) – молярная масса растворенного вещества, кг/моль, или г/моль;

m ( X ) – масса растворенного вещества, соответственно, кг или г;

V _р-ра – объем раствора, л.

Например: дан 0.2 М раствор BaCl ₂ . Это означает, что в 1 л (1000 мл) раствора содержится 0.2 моль BaCl ₂ и масса хлорида бария m ( BaCl ₂ ) = с· M · V = 0.2 моль/л·208 г/моль·1 л = 41.6 г.

где m (р-ль) – масса растворителя, кг.

Моляльность показывает, сколько моль растворенного вещества Х приходится на 1 кг растворителя.

В химии широко используют понятие эквивалента и фактора эквивалентности.

Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества Х, которая в данной обменной реакции обменивает один однозарядный ион или в данной окислительно–восстановительной реакции переносит один электрон.

Фактор эквивалентности f _экв (Х) – число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно–основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности рассчитывают на основе стехиометрии данной реакции из равенства:

где z – основность кислоты или кислотность основания данной кислотно-основной реакции, или число электронов, присоединяемых или теряемых частицей в данной окислительно-восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности зависит от реакции, в которой участвует данное вещество; так для фосфорной кислоты в реакциях:

Для перманганата калия в реакциях:

MnO ₄ — + 8 H + + 5ē → M n 2+ + 4 H ₂ O ; f _экв = 1/5.

MnO ₄ — + 2 H ₂ O + 3ē → M n o ₂ + 4 OH — ; f _экв = 1/3.

Для иодид-иона и иода в реакции:

2I — — 2ē → I ₂ 0 ; f _экв (I — ) = 1/1; f _экв (I ₂ ) = 1/2.

Молярной массой эквивалента вещества Х (масса одного моль эквивалента вещества) называют величину, измеряемую произведением фактора эквивалентности на молярную массу вещества Х.

где М( f _экв (Х)) – молярная масса эквивалента.

Единица измерения молярной массы эквивалента – г/моль.

Соответственно для растворов используют понятие молярной концентрации эквивалента (нормальная концентрация).

Молярную концентрацию эквивалента (нормальность) с( f _экв (Х)) рассчитывают по формуле:

где n ( f _экв (Х)) – количество вещества эквивалента, моль;

V _р-ра – объем раствора, л;

Молярную концентрацию эквивалента (нормальную концентрацию) обозначают c ( f _экв (Х)). Единицы ее измерения – моль/м 3 , моль/дм 3 , моль/л. В медицине чаще используют единицу моль/л. Форма записи, например,
с KMnO ₄ ( 1 / ₅ ) = 0.1 моль/л или 0.1 н. KMnO ₄ . Это означает, что в 1 л раствора содержится 0.1 моль эквивалента перманганата калия.

Молярная концентрация эквивалента (нормальность) связана с молярной концентрацией (молярностью) следующим выражением:

Молярную долю x ( X _i ) выражают в долях единицы или в процентах. Молярную долю рассчитывают по формуле:

где n ( X _i )– количество вещества данного компонента, моль;

– суммарное количество всех компонентов раствора, моль.

Объемную долю φ(Х) выражают в долях единицы или в процентах, ее рассчитывают по формуле

где V (Х)– объем данного компонента Х, л;

V _р-ра – общий объем раствора, л.

Титр раствора обозначают T ( X ) , единица измерения – г/см 3 , г/мл. Титр раствора можно рассчитать по формуле:

где m (Х) – масса вещества, обычно г;

V _р-ра – объем раствора, мл.

Титр показывает, какая масса вещества содержится в 1 мл его раствора.

В клинической практике нередко выражают концентрацию ионов в миллиграмм–процентах (мг %). Это масса вещества, выраженная в миллиграммах на 100 мл раствора.

Формулы перехода от одних способов выражения концентрации к другим см. прил., табл. №2.

В 180 г воды растворили H ₃ PO ₄ массой 9.8 г. Определите молярную долю (Х) и моляльную концентрацию (С _m ) ортофосфорной кислоты.

;

n ( H ₃ PO ₄ )= = 0.1 моль;

n ( H ₂ O ) = = 10 моль;

Х ( H ₃ PO ₄ ) = = 0.0099;

С _m ( H ₃ PO ₄ ) ₌ = 0.556 моль/кг.

Ответ: Х ( H ₃ PO ₄ ) = 0.0099; С _m ( H ₃ PO ₄ ) = 0.0566 моль/кг.

Массовая доля хлорида натрия в физиологическом растворе 0.9% (ρ = 1 г/мл). Вычислите: а) молярную концентрацию и титр NaCl в этом растворе; б) массу соли, веденной в организм при вливании 500 мл данного раствора.

с ( X ) = ; T = ; Т = ;