Способы выражения состава раствора

В титриметрическом анализе для выражения состава раствора используют молярную концентрацию (см. § 1.1) и молярную концентрацию эквивалента.

Молярная концентрация эквивалента (нормальная кон­центрация, обозначается С(1/z • X) или С_н) — это количество вещества эквивалента, которое содержится в одном литре раствора. Рассчитывается как отношение количества вещест­ва эквивалента v(1/zX)в растворе к объему этого раствора (V):

 

Единицы измерения молярной концентрации эквива­лента такие же, как и для молярной концентрации. Чаще всего применяется единица измерения моль/л. При оди­наковой молярной концентрации эквивалента равные объемы растворов различных веществ содержат одинако­вое число эквивалентов этих веществ.

При записи молярной концентрации эквивалента, на­пример для КМnО₄ в полуреакции МnО₄ + 8Н⁺ + 5ē → Мn²⁺ + 4Н₂О, используют такие формы: С(1/5КМnО₄) = 0, 1 моль/л, 0, 1 н. или 0, 1 N раствор КМnО₄ (децинормальный раствор КМnО₄) 0, 1 н. или 0, 1 N КМnО₄. Приме­нять буквы «М», «н» и «N» для обозначения единиц кон­центрации растворов неправильно. Например, нельзя пи­сать C(H₂SO₄) = 0, 1 М или C(1/2H₂SO₄) = 0, 1 н.

Если численные значения молярной концентрации и нормальности совпадают (это наблюдается в тех случаях, когда f _экв(Х) = 1), то употребляют слово «молярный». На­пример, для 1М раствора КОН не следует применять выра­жение 1 н. КОН, а нужно использовать выражение 1М КОН.

Количественная связь между молярной концентраци­ей вещества и его молярной концентрацией эквивалента выводится на основании уравнения (1.1) и (19.6). Разде­лив уравнение (1.1) на уравнение (19.6), получим

f _экв(Х) = С(Х)/ (1/zX) (19.7)

 

Количество вещества X, а следовательно, и его масса в объеме (л) раствора могут быть рассчитаны как из моляр­ной концентрации раствора, так и из его нормальности, исходя из уравнений (1.1, 19.6, 19.7).

К реакциям, протекающим в стехиометрических отно­шениях, применим закон эквивалентов. Если реакция проведена до конца, число эквивалентов определяемого компонента равно числу эквивалентов реагента. Иными словами, моль эквивалентов любой кислоты способен ней­трализовать моль эквивалентов любого основания. На­пример, если реакция между серной кислотой и гидроксидом натрия идет до конца по уравнению

 

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2Н₂О

 

и концентрация реагирующих растворов выражается мо­лярной концентрацией эквивалента, то для расчетов поль­зуются соотношением

 

C(1/2H₂SO₄) • F(H₂SO₄) = C(NaOH) (19.8)

 

где C(1/2H₂SO₄) и C(NaOH) - нормальности растворов; V (H₂SO₄) и V (NaOH) - объемы растворов. Соотноше­ние (19.8) представляет собой математическую запись за­кона эквивалентов и позволяет рассчитывать концентра­ции и объемы реагирующих веществ.

Одним из способов выражения состава раствора явля­ется титр. Титр Т(Х) - это масса вещества (в граммах), ко­торая содержится в 1 мл раствора. Титр рассчитывается как отношение массы вещества X к объему V его раствора в миллилитрах:

 

Т(Х) = m(X)/ V (19.9)

 

Связь между молярной концентрацией С(Х), молярной концентрацией эквивалента С(1/z • Х) и титром Т(Х) уста­навливается с помощью уравнений (19.10, 19.11)

 

Т(Х) = C(X) • M(X)/ 1000 (19.10)

 

Т(Х) = С(1/z • Х) • M(1/z • Х) /1000 (19.11)

 

 

Вычислениями с помощью титра удобно пользоваться в ла­бораториях, где выполняют много однотипных анализов. В этом случае концентрацию обозначают числом граммов оп­ределяемого вещества, которое соответствует 1 мл рабочего раствора. Так, при титровании гидроксида натрия раствором хлороводородной кислоты можно заранее вычислить, какой массе гидроксида натрия соответствует 1 мл раствора хлоро­водородной кислоты. Тогда говорят о титре хлороводородной кислоты по гидроксиду натрия и обозначают Т_HCl/NaH. Для вычисления массы (т) вещества в этом случае надо умножить титр на объем рабочего раствора, пошедшего на титрование:

т = V_paб._p. • Т_рабр./опред. в. (19.12)

 

Принимая во внимание уравнения (19.10, 19.11), мож­но выразить титр рабочего раствора по определяемому ве­ществу через молярную концентрацию эквивалента рабо­чего раствора:

Т_таб.р./опред. в. = С_раб.р • М_опред._в(1/z • Х). (19.13)

Например: Т_НСl/NaOH = C(HCl) • M(NaOH)

 

Для приготовления растворов определенной концент­рации навеску рассчитывают по формуле

т = С(1/z • Х) • M(1/z • Х) • V /1000 (19.14)

 

где С(1/z • Х) - молярная концентрация эквивалента; M(l/z • X) - молярная масса эквивалента; V- объем приго­товленного раствора, мл.

 

Основные понятия в титриметрическом анализе и условия его проведения

 

В основе титриметрического определения вещества ле­жит химическая реакция, которая происходит в результа­те смешивания двух растворов. К точно измеренному объ­ему раствора вещества неизвестной концентрации или к точно взвешенной навеске определяемого вещества, рас­творенной в произвольном объеме воды, приливается рас­твор точно известной концентрации. Этот процесс называ­ется титрованием. Раствор, который содержит вещество с неизвестной концентрацией, называется анализируемым раствором. Раствор точно известной концентрации называется титрантом или рабочим раствором. Химическая реакция заканчивается тогда, когда количество вещества эквивалента в добавленном растворе титранта равно коли­честву вещества эквивалента анализируемого вещества в растворе. Конец реакции называется точкой стехиометричности или точкой эквивалентности. Эксперименталь­но конец титрования определяют по появлению или исчез­новению окраски раствора, прекращению выделения осад­ка или же с помощью индикаторов. Эта точка, называемая конечной точкой титрования, в общем случае не совпадает с теоретически рассчитанной точкой эквивалентности. Ин­дикаторы - это вещества, которые способны изменять свою окраску в точке эквивалентности. Для определения точки эквивалентности можно использовать изменение различ­ных физических свойств раствора: температуры, электри­ческой проводимости, потенциала индикаторного электро­да. Для применения таких методов необходима специаль­ная аппаратура. При проведении титриметрического ана­лиза надо прежде всего знать точную концентрацию тит­ранта (понятие «точная концентрация» здесь условна, так как приходится иметь дело с приблизительными экспериментальными данными); точной будем называть такую концентрацию, которая в числовом выражении имеет 4 значащие цифры (например, 1, 523; 0, 01264; 0, 3000).

Объем титранта должен быть точно известен. Для изме­рения объемов жидкостей с точностью до 0, 01—0, 03 см³ необходимо пользоваться специальной мерной посудой мерными колбами, пипетками, бюретками.

В титриметрическом анализе химическая реакция между рабочим и анализируемым раствором должна отве­чать следующим требованиям.

1. Практическое отсутствие обратимости. Если реак­ция обратима, то в точке эквивалентности смесь содержит и исходные вещества, и продукты.

2. Химическая реакция соответствует ее стехиометрическому уравнению и не образуются побочные продукты.

3. Химическая реакция протекает с большой ско­ростью. Капля добавленного рабочего раствора должна вступить в реакцию с анализируемым веществом за 1-3 с.

4. Возможность определения точки эквивалентности при анализе. В титриметрическом анализе чаще всего ис­пользуют реакции, в которых при добавлении титранта к раствору анализируемого вещества точка эквивалентнос­ти легко обнаруживается. Проблема выбора способа фиксирования точки эквивалентности всегда решается при­менительно к конкретной методике.

Если реакция не удовлетворяет хотя бы одному из пе­речисленных требований, она не может быть использова­на в титриметрическом анализе.