Методические указания по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Вариант 3 / О. К. Тихонова, Н.




НазваниеМетодические указания по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Вариант 3 / О. К. Тихонова, Н.
страница3/6
Дата конвертации17.03.2013
Размер0.5 Mb.
ТипМетодические указания
1   2   3   4   5   6

Контрольная работа № 2

Кислотно-основное титрование. Расчёт рН растворов электролитов. Способы выражения концентраций растворов.



Кислотно-основное титрование


Метод кислотно-основного титрования (или метод нейтрализации) основан на реакции нейтрализации:

H3O+ + OH- 2H2O

В зависимости от используемого титранта в кислотно-основном титровании различают 2 метода: ацидиметрическое и алкалиметрическое титрование. В качестве титрантов в ацидиметрии применяют хлороводородную (HCl), реже серную (H2SO4) кислоты, в алкалиметрии – растворы щелочей (NaOH, KOH, реже Ba(OH)2). В качестве стандартных веществ в ацидиметрии используют безводный натрий карбонат (Na2CO3) или натрий тетраборат (Na2B4O710H2O), в алкалиметрии – растворы щавелевой (H2C2O4 2H2O) или винной (H2C4H4O6) кислот, также можно применять растворы предварительно стандартизированных сильных кислот.

Метод нейтрализации фармакопейный. Его широко используют для количественного определения неорганических и органических веществ кислотного и основного характера. При ацидиметрическом и алкалиметрическом титровании реакция среды в точке эквивалентности (Т.Э.) может быть нейтральной.ю кислой или щелочной в зависимости от типа определяемого вещества.

Индикаторы кислотно-основного титрования – это слабые протолиты: органические кислоты и основания, чаще всего с бензоидно-хиноидной структурой. С позиции протолитической теории различают индикаторы кислотного и основного типа, изменяющие своё строение и окраску при изменении pH раствора.

Для объяснения природы изменения окраски индикаторов существуют различные теории. Наиболее известными теориями индикаторов являются ионная, хромофорная и ионно-хромофорная.

Согласно ионной теории индикаторов, предложенной В.Оствальдом в 1894 г. и основанной на теории электролитической диссоциации С.Аррениуса (1887 г.), изменение цвета индикаторов обусловлено влиянием ионов водорода и гидроксид-ионов на смещение равновесия в растворах индикаторов в сторону образования ионизированных и молекулярных форм, имеющих различную окраску.

Равновесные состояния, возникающие в растворах индикаторов зависят от pH раствора.

Рассмотрим двуцветный индикатор лакмус, содержащий азолитминовую кислоту, молекулы которого имеют красную окраску в растворе, а анионы – синюю:

HInd + H2O H3O+ + Ind-

красный синий

При увеличении концентрации ионов водорода (от прибавления избыточной капли титранта кислоты) равновесие ионизации индикатора смещается влево (по принципу Ле-Шателье) в сторону образования неионизированных молекул красного цвета. При добавлении гидроксид-ионов (избыточная капля титранта щёлочи) уменьшается концентрация ионов H+ равновесие ионизации смещается вправо, в сторону ионной формы индикатора синего цвета. Таким образом, в кислых средах лакмус имеет красную окраску, а в щелочных – синюю.

Хромофорная теория объясняет изменение окраски индикаторов присутствием в их молекулах хромофоров – групп атомов с двойными связями: –N=N–, –N=O, =C=O, =C=S, хиноидные структуры и др. Согласно хромофорной теории в молекулах индикаторов благодаря подвижности -электронов происходит перераспределение положения двойных связей хромофорных групп – таутомерия, что приводит к образованию разных таутомерных форм, находящихся в растворах в равновесии.

Ионно-хромофорная теория объединяет обе теории и объясняет изменение окраски индикаторов влиянием pH среды на смещение ионных равновесий в растворах индикаторов и в то же время изомерные превращения его форм. При этом предполагается, что нейтральная молекула и её ионизированная форма представляют собой таутомеры, содержащие разные хромофоры, которые придают им неодинаковую окраску.

Изменение цвета индикатора происходит в некотором интервале значений pH, который называется интервалом перехода окраски индикатора. Каждый индикатор имеет свой интервал перехода, который зависит от строения его молекулы.

Интервал перехода индикаторов кислотного типа рассчитывается по формуле:

pH = pKa 1

pKa – показатель константы кислотности индикатора.

Например для фенолфталеина:

Ka = 1*10-9, pKa = – lgKa = 9

pH = 9 1 = 8 – 10

Интервал перехода фенолфталеина

Оптимальное значение pH, при котором наблюдается резкое изменение окраски индикатора и заканчивается титрование, называется показателем титрования индикатора (рT).

Точка перехода цвета индикатора соответствует конечной точке титрования (к.т.т.) и, следовательно, значению рТ индикатора.

pH к.т.т. = pK = рT.

Показатель титрования индикаторов приблизительно равен pKa или pKb и pH середины интервала перехода окраски индикатора.

Кривые кислотно-основного титрования графически отображают зависимость изменения pH титруемого раствора от объёма добавленного титранта (или от степени оттитрованности). Анализ кривых титрования позволяет определить интервал pH раствора вблизи Т.Э., т.е. величину скачка титрования, и выбрать подходящий индикатор так, чтобы значение рТ индикатора входило в скачок титрования кривой.

Задачи на расчеты рН в растворах электролитов



Для решения задач необходимо знать расчетные формулы для определения рН различных растворов.

1.. Растворы сильных кислот и оснований

рН = - lg[H+] = - lg[Ca], где Са - концентрация сильной кислоты

рОН = - lg[OH-] = - lgCв, где Св - концентрация щелочи

= [H+]·[ОН-] = 10-14 - ионное произведение воды

рН + рОН=14.

2. Растворы слабых кислот

рН = рКа - lg Са, где Са - концентрация кислоты

рКа = - lg Ka , где рКа - показатель константы ионизации кислоты

3. Растворы слабых оснований

рН = 14 - рКb + lg Сb, где Сb - концентрация основания

рКв = - lg Kb, где pKb - показатель константы ионизации основания

4. Растворы солей, образованных слабыми кислотами и сильными основаниями ( солей, подвергающихся гидролизу по аниону )

рН = 7 + рКа + lg Cb, где Сb = Ссоли ,

рКа = -lg Ка

5. Растворы солей, образованных слабыми основаниями и сильными кислотами (солей, подвергающихся гидролизу по катиону)

рН = 7 -рКb - lg Сa, где Са = Ссоли ,

рКb = -lg Kb

6. Растворы кислотных буферных систем

pH = pKa - lg, где pKa = -lgKa

Cв = Ссоли

7. Растворы основных буферных систем

рН = 14 - рКb + lg, где Са= Ссоли

рКb = -lg Кb

Примеры решения задач



Пример 1. Вычислить концентрацию ионов водорода и рН в водном растворе аммиака, если = 0,3 моль/л; Кb = 1,8  10-5.

Решение. рН раствора слабого основания рассчитывается по формуле

pH =14 - рКb + lg Са,

где Св - концентрация основания NH4OH

Кв - константа его ионизации

рКb = - lg Кb = - lg 1,810-5 = 5 - lg 1,8 = 5 - 0,26 = 4,74

lg Cb = lg 0,3 = lg 310-1 = -1 + lg 3 = -1 + 0,48 = -0,52

pH= 14 - ·4,74 + ·(-0,52) = 14 - 2,37 - 0,26 = 11,4

Так как рН = - lg[H+], то [H+] = 10-pH, тогда [Н+] = 10-11,4 = 10(-12+0,6) = 10 12·100,6,

Обозначим 100,6 = X, тогда lg X = 0,6, а X = 4. Значит [Н+] = 4·10-12 моль/л.

Пример 2. Вычислить рН раствора хлороводородной кислоты с учетом и без учета ионной силы раствора, если C(HCl) = 0,02 моль/л.

Решение.

1. рН раствора НС1 без учета ионной силы рассчитывается по формуле:

рН = - lgCa, где Са = С(HCl)

рН = - lg 0,02 = - lg 2·10-2 = 2 - lg 2 = 2 - 0,3 = 1,7

2. рН раствора с учетом ионной силы раствора рассчитывается по формуле:

рН = - lg , где = f ·

Ионная сила раствора (µ или I) рассчитывается по формуле:

µ =Σ(c1z12 + c2z22 + ... + cizi2), где µ - ионная сила раствора

ci - концентрация i-гo компонента в растворе

zi2 - квадрат заряда i-го компонента.

Для нашего случая: НС1  Н+ + Сl-

c1 = = 0,02 моль/л, z1 = 1

c2 = = 0,02 моль/л, z2 = 1

µ=(0,02·12 + 0,02·12)= ·0,04 = 0,02.

Далее, в таблице коэффициентов активности ионов находим значение коэффициента активности f для однозарядного иона в соответствии с ионной силой µ = 0,02.

= = 0,87.

Запишем выражение для активности ионов:

= = 0,87·0,02 = 0,0174 (),

отсюда: рН = - lg  = - lg 0,0174 = - lg 1,74·10-2 = 2 - lg 1,74 = 2 - 0,24=1,76

рН=1,76.

Вывод: рН раствора с учетом ионной силы раствора больше, чем рН раствора без учета ионной силы раствора.

Пример 3. Вычислить рН раствора калий нитрита, если = 0,01 моль/л; Ка = 6,9·10-4.

Решение: рН раствора соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, рассчитывается по формуле:

pH = 7 + рКа + lg Сb, где Сb = Ссоли.

а = - lg Ка = - lg 6,9·10-4 = 4 – lg 6,9 = 4 - 0,84 = 3,16.

pH = 7+·3,16 + lg0,01 = 8,58 – 1 = 7,58.

Примечание: вычисление логарифмов и антилогарифмов производится с помощью четырехзначных математических таблиц В.М. Брадиса или с помощью калькулятора, оперирующего функциями чисел.

1   2   3   4   5   6

Похожие:

Методические указания по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Вариант 3 / О. К. Тихонова, Н. iconПлан практических занятий для студентов фармацевтического факультета заочного отделения
Знакомство с кафедрой фармацевтической химии с курсами аналитической и токсикологической химии, системой обучения дисциплины. Инструктаж...

Методические указания по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Вариант 3 / О. К. Тихонова, Н. iconМетодические указания по общей гигиене для студентов 3 курса заочного отделения фармацевтического факультета
Методические указания предназначены для самостоятельной работы студентов 3 курса заочного отделения фармацевтического факультета....

Методические указания по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Вариант 3 / О. К. Тихонова, Н. iconЭкзаменационные вопросы по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета
Основные понятия аналитической химии: метод и методика анализа; качественный и количественный анализ; элементный, функциональный,...

Методические указания по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Вариант 3 / О. К. Тихонова, Н. iconМетодические рекомендации и контрольные задания для студентов I курса заочного отделения фармацевтического факультета по курсу «Общая и неорганическая химия» Омск 2004 г
Методические рекомендации и контрольные задания для студентов I курса заочного отделения фармацевтического факультета по курсу «Общей...

Методические указания по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Вариант 3 / О. К. Тихонова, Н. iconВопросы к экзамену по курсу аналитической химии для студентов II курса фармацевтического факультета на 2011 -2012 учебный год
Аналитическая химия и химический анализ. Задачи аналитической химии в биологии и медицине. Основные разделы современной аналитической...

Методические указания по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Вариант 3 / О. К. Тихонова, Н. iconТесты по физической и коллоидной химии для студентов 2 курса фармацевтического факультета Заочного отделения

Методические указания по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Вариант 3 / О. К. Тихонова, Н. iconКачественный анализ
Глушкова Е. М. Качественный анализ. Методические указания для студентов 2-го курса фармацевтического факультета по аналитической...

Методические указания по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Вариант 3 / О. К. Тихонова, Н. iconМетодические рекомендации и контрольные задания для студентов 3 курса заочного отделения фармацевтического факультета по курсу «психология и педагогика» Омск 2004
Ю. О. Мазур. Методические рекомендации и контрольные задания для студентов 3 курса заочного отделения фармацевтического факультета...

Методические указания по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Вариант 3 / О. К. Тихонова, Н. iconМетодические указания, программа и контрольные задания
Физическая и коллоидная химия: методические указания, программа и контрольные задания (для студентов заочного отделения фармацевтического...

Методические указания по аналитической химии для студентов заочного отделения фармацевтического факультета. Вариант 3 / О. К. Тихонова, Н. iconПланы лекций и практических занятий по аналитической химии для студентов заочного отделения
Предмет, задачи и методы аналитической химии. Основные понятия, объекты и области применения аналитической химии. Теоретические основы...


Разместите кнопку на своём сайте:
lib.convdocs.org


База данных защищена авторским правом ©lib.convdocs.org 2012
обратиться к администрации
lib.convdocs.org
Главная страница