Лекция 4. Методы количественного химического анализа

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Лекция 4. Методы количественного химического анализа

Содержание

3. Схема проведения гравиметрического анализа
4. Титриметрические методы Основы титриметрических методов z1Х + z2R → z3Р Для использования в титриметрическом анализе, химические
6. Титриметрический метод анализа (титриметрия) основан на измерении объема титранта, пошедшего на реакцию с определяемым веществом. В
7. Закон эквивалентов или эквивалентных соотношений Для фиксирования ТЭ применяют индикаторы. Индикаторы – это вещества, которые резко
8. Таблица 4.1 - Типы индикаторов
9. Свойства индикаторов KInd Ind1 ↔ х + Ind2 окраска 1 окраска 2 прологарифмируем и заменим (–lg)
10. Основные расчетные формулы титриметрии Расчеты титриметрических определений основаны на использовании закона эквивалентов или эквивалентных соотношений: Данное
11. Закон эквивалентов можно выразить и через массу определяемого вещества: Решив последнее выражение относительно m(X), получим вторую
13. Метод кислотно-основного титрования Протолитические равновесия Современные представления о кислотах и основаниях: 1. Теория Аррениуса была создана
14. Применительно к аналитической химии удобнее всего использовать теорию Брнстеда-Лоури. Обозначим кислоту, способную отдавать протон, как НА,
15. Некоторые соединения могут проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований; их называют амфипротными соединениями или
16. Выражение для константы равновесия автопротолиза воды или При постоянной температуре в воде , поэтому произведение тоже
17. Из значения KW получим, что при 25оС в водном растворе [Н+] = [ОН-]= 10-7 моль/л (среда
18. Кислоты (НА) и основания (ВОН) в водных растворах способны диссоциировать на ионы: НА + Н2О ↔
19. рKа (рKв) – показатель силы кислоты (основания): чем больше рKа (рKв), тем слабее кислота (основание). Между
20. Вычисление рН растворов сильных кислот и оснований В водном растворе сильной кислоты имеет место равновесие :
21. Вычисление рН растворов слабых кислот и оснований Пусть НА – слабая кислота, которая диссоциирует в водном
22. При отрицательном логарифмировании выражения получим уравнение для вычисления рН в растворах слабых кислот: , откуда Проведя
24. Скачать презентацию

Слайд 2

Слайд 3

Схема
проведения
гравиметрического
анализа

Слайд 4

Титриметрические методы
Основы титриметрических методов
z1Х + z2R → z3Р
Для использования в

титриметрическом анализе, химические реакции должны протекать:
1) стехиометрично, т.е. в соответствии с уравнением химической реакции;
2) быстро;
3) количественно, т.е. химическое равновесие должно быть сдвинуто в сторону образования продуктов реакции (выход продукта реакции должен составлять не менее 99,9 %);
4) точка эквивалентности должна фиксироваться надежным, простым и быстрым способом (наиболее часто - с помощью соответствующих индикаторов).

Слайд 5

Слайд 6

Титриметрический метод анализа (титриметрия) основан на измерении объема титранта, пошедшего на

реакцию с определяемым веществом.
В качестве титрантов обычно используют растворы реагентов с точно известной концентрацией, которые называют стандартными растворами.
Процесс постепенного прибавления титранта из бюретки (по каплям) к раствору определяемого вещества называется титрованием.
Титрование проводят до достижения точки эквивалентности (ТЭ), то есть такой точки, в которой количество добавленного титранта химически эквивалентно количеству определяемого вещества, т.е. выполняется закон эквивалентов или эквивалентных соотношений.

Слайд 7

Закон эквивалентов или эквивалентных соотношений
Для фиксирования ТЭ применяют индикаторы.
Индикаторы – это

вещества, которые резко реагируют на изменение концентрации определяемого компонента или титранта вблизи точки эквивалентности. При этом они переходят в другую равновесную форму, изменяя окраску, люминесценцию или образуя осадок.
Точка, в которой наблюдается резкое изменение окраски индикатора и заканчивается процесс титрования, называется конечной точкой титрования (КТТ).
Обычно индикаторы по своей природе идентичны либо определяемому веществу, либо титранту. Действие индикатора основано на смещении равновесия:
Ind1 ↔ х + Ind2,
окраска 1 окраска 2
где х – продукт превращения индикатора, отражающий специфику реакции, в которой он участвует (табл. 4.1);
Ind1, Ind2 - две сопряженные формы индикатора.
.

Слайд 8

Таблица 4.1 - Типы индикаторов

Слайд 9

Свойства индикаторов
KInd
Ind1 ↔ х + Ind2
окраска

1 окраска 2
прологарифмируем и заменим (–lg) на р:

т.к. [Ind1]/[Ind2]=10:1 или 1:10, то каждый индикатор имеет определенный интервал перехода окраски (Δpх) с границами Δpх = pKInd ± 1.
Индикатор характеризуют также величиной pT – показателем титрования индикатора.
Показатель титрования - это та величина рН, потенциала, либо рM, при достижении которых происходит резкое изменение окраски индикатора и титрование заканчивается (достигается конечная точка титрования).

Слайд 10

Основные расчетные формулы титриметрии
Расчеты титриметрических определений основаны на использовании закона эквивалентов

или эквивалентных соотношений:

Данное уравнение можно выразить через молярную концентрацию эквивалента определяемого вещества и титранта

Данное выражение называют основным уравнением титриметрии.

Слайд 11

Закон эквивалентов можно выразить и через массу определяемого вещества:
Решив последнее

выражение относительно m(X), получим вторую основную расчетную формулу титриметрии:

которую используют для вычисления массы определяемого вещества (в граммах) в растворе, взятом для анализа (метод отдельных навесок).
В том случае, если используется метод пипетирования (метод аликвотных частей) и титруется только часть пробы (аликвота), в расчетную формулу необходимо ввести коэффициент, учитывающий данный эффект:

Слайд 12

Слайд 13

Метод кислотно-основного титрования Протолитические равновесия
Современные представления о кислотах и основаниях:
1. Теория Аррениуса

была создана в конце XIX века. Согласно теории Аррениуса кислотой является электронейтральное вещество, которое при растворении диссоциирует с образованием иона водорода (Н+), а основанием – вещество, которое диссоциирует с образованием гидроксид-иона (ОН-).
2. Теория Бренстеда и Лоури была разработана в 1923 году. В соответствии с ней кислота – вещество, способное отдавать протон, а основание – вещество, способное принимать протон.
3. Теория Льюиса была также создана в 1923 году. Согласно теории Льюиса кислота – вещество, являющееся акцептором электронов, основание – донором электронов, а кислотно-основное взаимодействие сводится к образованию донорно-акцепторной связи.

Слайд 14

Применительно к аналитической химии удобнее всего использовать теорию Брнстеда-Лоури. Обозначим кислоту,

способную отдавать протон, как НА, основание – как В, уравнение реакции между ними можно записать следующим образом:
НА + В → НВ+ + А- кислота 1 основание 2 сопряженная сопряженное
кислота 2 основание 1
Данное уравнение показывает, что кислота и основание взаимосвязаны: каждой кислоте соответствует сопряженное основание, образующееся при отщеплении протона, а каждому основанию соответствует своя кислота, образующаяся в результате присоединения протона.
Сопряженную кислотно-основную пару называют протолитической парой. Примеры протолитических пар:
1) НА – А--; 2) ВН+ – В.
Кислоту и основание протолитической пары называют протолитами.

Слайд 15

Некоторые соединения могут проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований;

их называют амфипротными соединениями или амфолитами. Типичным представителем амфолитов является вода.
Автопротолиз – протолитическая реакция между двумя молекулами амфипротного растворителя, одна из которых проявляет протонодонорные свойства (кислота), а другая – протоноакцепторные свойства (основание):
Н2О + Н2О ↔ Н3О+ + ОН-
ион гидроксония гидроксид - ион
В общем случае:
HSolv + HSolv ↔ H2Solv+ + Solv-
ион лиония ион лиата

Слайд 16

Выражение для константы равновесия автопротолиза воды
или
При постоянной температуре в воде

, поэтому произведение

тоже является постоянной величиной и называется

константой автопротолиза воды или ионным произведением воды и обозначается

или

Поскольку в чистой воде

Слайд 17

Из значения KW получим, что при 25оС в водном растворе

[Н+] = [ОН-]= 10-7 моль/л (среда нейтральная). Если [Н+] > 10-7 – среда кислая; при [Н+] < 10-7 – среда щелочная.
Поскольку концентрация протонов (правильнее – ионов гидроксония) в абсолютных единицах очень мала, на практике пользуются величиной рН – водородным показателем:

, а точнее:

В упрощенной форме: рН = -lg[H+]; pOH = -lg[OH-].

Поэтому константу автопротолиза воды или ионное произведение воды можно представить в следующем виде:

рН + pOH = 14 .

Откуда в нейтральной среде рН = pOH = 7;
если среда щелочная, то рН > 7;
в кислой среде рН < 7.

Слайд 18

Кислоты (НА) и основания (ВОН) в водных растворах способны диссоциировать на

ионы:
НА + Н2О ↔ Н3О+ + А- или НА ↔ Н+ + А- ,
В + Н2О ↔ ВН+ + ОН- или ВОН ↔ В+ + ОН- .
В зависимости от способности к диссоциации различают сильные и слабые кислоты (основания).
Сильные кислоты и основания диссоциируют в растворах практически полностью, т.е. приведенные выше равновесия смещены вправо. В качестве примеров сильных кислот можно привести HCl, HNO3, HClO4; сильных оснований: NaOH, KOH.
Слабые кислоты (основания) диссоциируют частично, т.е. в растворе устанавливается равновесие, которое можно охарактеризовать соответствующей константой диссоциации (ионизации) кислоты – KA или основания – KB:

Чем больше константа диссоциации, тем сильнее проявляются
свойства кислоты или основания.

Слайд 19

рKа (рKв) – показатель силы кислоты (основания):
чем больше рKа (рKв),

тем слабее кислота (основание).
Между константами одной протолитической пары в одном и том же растворителе существует взаимосвязь через константу автопротолиза растворителя. Для водных растворов:
KA∙KВ = 10-14 или pKА + pKВ = 14 .
Чем больше pKА, тем слабее кислота и тем сильнее сопряженное с ним основание.

Слайд 20

Вычисление рН растворов сильных кислот и оснований
В водном растворе сильной кислоты

имеет место равновесие :
НА ↔ Н+ + А-.
С целью упрощения записей введем следующие обозначения:
С(НА) – общая концентрация кислоты (моль/л),
С(Н+) – общая концентрация протонов (моль/л),
[H+] – равновесная концентрация протонов (моль/л).
Так как кислота сильная, и она практически полностью диссоциирует в растворе, то:
С(Н+) = [H+] = С(НА).
Следовательно, рН раствора сильной кислоты можно вычислить по формуле:
рН = -lg[H+] = - lgC(HA), т.е. рН = - lgC(HA).
Для сильных оснований:
рОН = - lg[ОH-] = - lgC(ВОН), т.е. рОН =-lgC(ВОН) .
Учитывая, что рН = 14 – рОН , получим: рН = 14 + lgС(ВОН) .

Слайд 21

Вычисление рН растворов слабых кислот и оснований
Пусть НА – слабая кислота,

которая диссоциирует в водном растворе частично. При этом устанавливается равновесие, которое характеризуется соответствующей константой диссоциации (ионизации) кислоты – KA:
КА
НА ↔ Н+ + А-
Обозначим общую концентрацию слабой кислоты – С(НА), а равновесную концентрацию (точнее – активность) ионов водорода через х, причем х = [Н+] = [А-].
Подставим соответствующие обозначения в формулу, отвечающую константе диссоциации слабой кислоты:
.

Поскольку С(НА) >> х, то С(НА) – х ≈ С(НА), тогда уравнение можно упростить :

Слайд 22

При отрицательном логарифмировании выражения получим уравнение для вычисления рН в растворах

слабых кислот:

, откуда

Проведя аналогичные рассуждения для слабого основания, с общей
концентрацией С(ВОН), получим:

Лекция 4. Методы количественного химического анализа

Содержание

Схема проведения гравиметрического анализа

Титриметрические методы Основы титриметрических методовz1Х + z2R → z3РДля использования в

Титриметрический метод анализа (титриметрия) основан на измерении объема титранта, пошедшего на

Закон эквивалентов или эквивалентных соотношенийДля фиксирования ТЭ применяют индикаторы.Индикаторы – это

Таблица 4.1 - Типы индикаторов

Свойства индикаторов KInd Ind1 ↔ х + Ind2 окраска

Основные расчетные формулы титриметрии Расчеты титриметрических определений основаны на использовании закона эквивалентов

Закон эквивалентов можно выразить и через массу определяемого вещества: Решив последнее

Метод кислотно-основного титрования Протолитические равновесия Современные представления о кислотах и основаниях:1. Теория Аррениуса