Основные приемы титриметрических определений.

Известны следующие основные приемы титриметрического анализа:

Прямое титрование

Определяемое вещество непосредственно реагирует с титрантом. Типичный пример: титрование щелочи кислотой

2) Обратное титрование (или титрование по остатку)

Используются два титрованных рабочих раствора – основной и вспомогательный. Сначала к анализируемому раствору добавляют заведомый избыток одного титрованного раствора, а затем не вступивший в реакцию остаток этого раствора оттитровывается другим стандартным раствором. Этот прием используется, когда прямое определение по тем или иным причинам затруднено.

Титрование по замещению

К определяемому веществу добавляют специальный реагент, вступающий с ним в реакцию. Один из продуктов взаимодействия оттитровывается рабочим раствором. Н-р, при иодометрическом определении меди к анализируемому раствору добавляется заведомый избыток КJ и протекает реакция

2Cu²⁺+4J^- =2CuJ + J₂

Выделившийся иод оттитровывают тиосульфатом.

Виды ответственности

  Билет №3 1. Основания. Классификация, номенклатура. Физические и химические свойства. ^· Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и только один вид анионов – гидроксид ионы ОН^- Общая формула основании: Ме(ОН)_у, где Ме – символ металла, ОН-гидроксильная группа, у- число гидроксильных групп, равное валентности металла и определяющее кислотность основания. Примеры - однокислотных оснований:NaOH, KOH - двухкислотных: Ba(OH)₂, Fe(OH)₂ - трехкислотные: Fe(OH)₃, Bi(OH)₃ По растворимости в воде делятся на растворимые и растворимые. Растворимые в воде основания называются щелочами (гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов). Щелочи относятся к сильным электролитам и называются сильными основаниями. В водных растворах диссоциируют на ионы: NaOH →Na⁺ + OH^- Раствор любой щелочи представляет собой сильнощелочную среду. Лакмус окрашивается в синий цвет, метилоранж – в желтый, и фенолфталейн – малиновый. Все нерастворимые в воде основания (а также NH₄OH) являются слабыми основаниями, диссоциируют обратимо: NH₄OH ↔ NH₄⁺ + ОН^- Физические св-ва: Гидроксиды металлов, проявляющие св-ва оснований, при обычных условиях твердые в-ва. гидроксиды s-металлов бесцветны, гидроксиды многих d-элементов окрашены (Cu(OH)₂ –голубой, Ni(OH)₂ –зеленый, Fe(OH)₃ –бурый. Химические св-ва : 1 реакции нейтрализации NaOH +HNO₃ = NaNO₃ + H₂O Cu(OH)₂ + 2HCl ↔ CuCl₂ +2H₂O 2 Cвойства нерастворимых в воде оснований - Гидроксиды некоторых металлов разлагаются при обычной температуре:2AgOH=Ag₂O+H₂O _- Гидроксиды d-металлов окисляются кислородом воздуха (4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O= 4Fe(OH)₃) и вступают в реакцию комплексообразования: Cu(OH)₂+ 2NaOH(конц)=Na₂[Cu(OH)₄] 3 Свойства растворимых оснований (щелочей) - растворы щелочей взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами: 2NaOH + СО₂ = Na₂СО₃ + H₂O 2КОН + Al₂O₃ = 2KAlO₂ + H₂O -растворы щелочей вступают в обменные реакции с растворами солей: 2KOH + CuSO₄= Cu(OH)₂↓ + K₂SO₄ - растворы щелочей взаимодействуют с кислыми солями с образованием нормальных солей: NaOH + NaHCO₃ = Na₂CO₃ + H₂O -в растворах щелочей растворяются амфотерные металлы: Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂↑ 2. Буферные растворы, назначение, состав. Многие реакции в растворе протекают в желаемом направлении только при определенной кислотности, и изменение рН часто приводит к изменению направления реакции и появления новых продуктов взаимодействия. Кислотность раствора может меняться в результате химической реакции, поэтому поддержание определенного значения рН часто является одним из решающих условии протекания. Заданное значение рН раствора поддерживается постоянным с помощью буферных растворов, которые представляют собой смесь кислоты и основания. При введении в такую смесь небольших добавок сильной кислоты или сильного основания изменения рН не происходит вообще или оно очень невелико. Очень немного изменяется рН буферного раствора и при разбавлении. Одним из наиболее популярных является ацетатный буферный раствор, в состав которого входит уксусная кислота и ацетат натрия. Равновесие в растворе ацетатного буферного раствора можно представить схемой СН₃СООН = СН₃СОО^- + Н⁺ Буферное действие такой системы связано с тем, что в ней имеется противоядие и против водорода и против гидроксид-ионов.   3. Реакции, используемые в титриметрическом анализе В титриметрическом анализе используют реакции различного типа: кислотно-основного взаимодействия, комплексообразования и т.д. удовлетворяющие тем требованиям, которые предъявляются к титриметрическим реакциям. Отдельные титриметрические методы получили название по типу основной реакции, протекающей при титровании, или по названию титранта (н-р в аргентометрических методах титрантом является р-р AgNO₃, в перманганатометрических – р-р KMnO₄). По способу фиксирования точки эквивалентности выделяют методы титрования цветными индикаторами, методы потенциометрического титрования, кондуктометрического, фотометрического и т.д.. При классификации по типу основной реакции, протекающей при титровании, выделяют следующие методы тетриметрического анализа 4. Методы кислотно-основного взаимодействия связаны с процессом передачи протона: H⁺+OH^- = H₂O СН₃СООН + ОН^- = СН₃СОО^- + Н₂О СО₃^2- + Н⁺ = НСО₃ 5. Методы комплексообразования основаны на реакциях образования координационных соединений: Hg²⁺ + 2CI^- = HgCI₂ (меркуриметрия) Mg²⁺+ H₂Y^2- = MgY^2- + 2H⁺ (комплексонометрия) 6. Методы осаждения основаны на реакциях образования малорастворимых соединений: Аg²⁺ + 2CI^- = АgCI₂ (аргентометрия) 7. Методы окисления-восстановления объединяют многочисленную группу о-в реакции: MnO₄^- +5Fe²⁺ + 8H⁺ =Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O (перманганатометрия) 2S₂O₃^2- + J₂ = S₄O₆^2- +2J^- (иодометрия) Аналитическая характеристика каждого метода включает наиболее существенные его особенности: приготовление и св-ва рабочих растворов, виды кривых титрования, погрешности определения, способы индикации точки эквивалентности и практическое применение. 4 Виды инструктажа по охране труда и сроки проведения.     Билет №4 1. Кислоты. Классификация, номенклатура. Химические свойства. ^· Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотных остатков. Общая формула кислот: Н_хАс, где Ас-символ кислотного остатка, х-число атомов водорода, равное валентности кислотного остатка и определяющееосновность кислоты. Например: Кислородсодержащие HNO₃ – одноосновная кислота H₂SO₄ – двухосновная Н₃РО₄ - трехосновная Бескислородные кислоты - НСI. Практически все кислоты хорошо растворимы в воде. Однако степень диссоциации у разных кислот различна. Существуют сильные кислоты, полностью диссоциирующие на ионы НСI → H⁺ + CI^- Слабые кислоты диссоциируют в незначительной степени обратимо: HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂^- Растворы сильных кислот представляют собой сильнокислую среду, растворы слабых кислот -слабокислую среду. Лакмуc и метилоранж окрашиваются в красный цвет. Реакция нейтрализации – это взаимодействие между кислотой и основанием, в результате которого образуется соль и вода. Химические свойства: 1 кислотно-основные свойства. Кислоты взаимодействуют со всеми в-вами проявляющими основные свойства. - Основными оксидами Na₂O +2HCl = 2NaCl + H₂O - Амфотерными оксидами ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O - с основаниями (реакции нейтрализации) NaOH +HNO₃ = NaNO₃ + H₂O 2 обменные реакции с нормальными солями H₂SO₄ +BaCl₂ = BaSO₄↓ + HCl 3 окислительно-востановительные свойства Кислота как окислитель Zn⁰ + H⁺¹₂SO₄(разб) = Zn⁺²SO₄ +H₂⁰↑ Кислота как востановитель HCl^-1 + Pb⁺⁴O₂ = Pb⁺²Cl₂ + Cl₂⁰↑ +2H₂O 2. Основные положения теории электролитической диссоциации. Многие химические реакции могут протекать только в водной среде, т.е. между водными растворами тех или иных веществ. Чтобы правильно понимать сущность этих реакции, нужно уяснить, что происходит с веществами при растворении в воде, в каком виде находятся различные вещества в водных растворах. Существует немало веществ, которые вступают в химическое взаимодействие с водой, в результате которого и данное вещество и вода превращаются в другие вещества. Для таких веществ не имеет смысла говорить об их водных растворах (2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑) в результате реакции получается раствор не натрия а гидроксида натрия. Будем рассматривать вещества которые в большей или меньшей степени растворяются в воде, но не превращаются в другие вещества. Взаимодействие между растворяемым веществом и молекулами воды, не связанное с разрушением молекул воды называется гидратацией, а продукты взаимодействия – гидратами. Молекула воды является диполем (+ -). Когда в воду попадает вещество, в структуре которого есть центры положительных и отрицательных зарядов, то возникают силы электростатического притяжения и отталкивания между этими зарядами и диполями воды. Эти силы и являются причиной гидратации. В ионных соединениях, в узлах кристаллических решеток находятся + и – заряженные ионы. Н-р NaCl. крист. Реш. Состоит из катионов Na⁺ и анионов Cl^-. при растворении в воде дипольные молекулы воды ориентируются вокруг ионов натрия и хлоридионов. При этом положительные полюсы молекул воды притягиваются к хлорид-ионам, отрицательные к ионам натрия. В результате этого взаимодействия притяжение ионов в крист.реш. вещества ослабевает. Крист.реш. разрушается, и ионы переходят в раствор. Эти ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с молекулами воды, т.е являются гидратированными ионами. · Процесс распада вещества на ионы называется электролитической диссоциацией (или ионизацией) · Вещества, которые в водных растворах и в расплавах диссоциируют на ионы, называется электролитами. · Степенью электролитической диссоциации (ɑ) называется отношение числа молекл, распавшихся на ионы (N_дисс), к общему числу растворенных молекул (N_общ). ɑ= N_дисс / N_общ , или в процентах). ɑ= N_дисс / N_общ*100% · Электролиты, для которых степень диссоциации равно 1 (100%), называется сильными электролитами (полностью распадаются на ионы) · Электролиты, для которых степень диссоциации меньше 1 (100%), называется слабыми электролитами (небольшая часть распадаются на ионы) · Вещества, которые в водных растворах и в расплавах не диссоциируют на ионы, называется неэлектролитами. 3 Требования предъявляемые к реакциям, используемым в титриметрическом анализе Реакции должны удовлетворять ряду требовании. 1) Взаимодействие титранта с определяемым веществом должно проходить в точном соответствии со стехиометрическим уравнением реакции, и титрант должен расходоваться только на реакцию с определяемым веществом. В то же время определяемое вещество должно реагировать только с титрантом и не взаимодействовать н-р с кислородом воздуха. 2) Реакция титрования должна протекать количественно, т.е константа равновесия реакции титрования д.б. достаточно велика. 3) Взаимодействие определяемого вещества с титрантом должна проходить с большой скоростью. 4) Должен существовать способ, позволяющий определять окончание титрования. 5) Раствор титранта должен быть стандартизирован Таким образом важными элементами титриметрического анализа являются выбор индикатора и стандартизация раствора 4.Порядок допуска к самостоятельной работе   Билет №5 1. Соли. Классификация. Соли состоят из атомов металлов и кислотных остатков. Общая формула Ме_хАс_у, где х-число атомов металла, у- число кислотных остатков. · Любую нормальную соль можно рассматривать как продукт полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла, либо как продукт полного замещения гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками : _{замещение замещение} H₂SO₄ → CuSO₄ ← Cu(OH)₂ ^{атомов водорода OH группы сульфатом атомом меди ·} Кислые соли можно рассматривать как продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле многоосновных кислот атомами металла.

	Замещается 3 атома Н (полное замещение) →	Na3PO4	Нормальная соль
Н3РО4 →	Замещается 2 атома Н (неполное замещение) →	Na2 HPO4	Кислые соли
	Замещается 1 атом Н (неполное замещение) →	NaH2PO4

· Основные соли можно рассматривать как продукты неполного замещения гидроксильных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками

	Замещается 3 группы ОН (полное замещение) →	Fe(NO3)3	Нормальная соль
Fe(OH)3 →	Замещается 2 группы ОН (неполное замещение) →	FeOH(NO3)2	основные соли
	Замещается 1 группа ОН (неполное замещение) →	Fe(OH)2NO3

· Смешанными солями называют такие соли, молекулы которых состоят из катионов одного металла и анионов двух различных кислотных остатков. (PbFCl – фторид-хлорид свинца)

· Двойными солями называют такие соли, молекулы которых состоят из катионов двух различных металлов и анионы одного кислотного остатка.

K₂SO₄ * Al₂ (SO₄)₃ (сульфат калия-алюминия)