УМП КОЛИЧ.АНАЛИЗПрактическое руководство. Учебное пособие по количественному химическому анализу Учеб пособие. Уфа Издво угнту, 2005. 111 с
 Скачать 1.33 Mb.
|
 Министерство образования и науки Российской Федерации Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «УФИМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ НЕФТЯНОЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» М.А.Молявко, Л.Е.Салова, А.Т.Чанышева УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ ПО КОЛИЧЕСТВЕННОМУ ХИМИЧЕСКОМУ АНАЛИЗУ Рекомендовано Министерством образования Республики Башкортостан в качестве учебного пособия для студентов технических университетов Уфа 2005 УДК 513.062 ББК 24.46 М 75 Рецензенты: Заведующий кафедрой аналитической химии химического факультета Башкирского государственного университета, доктор химических наук, профессор Ф.Х. Кудашева Директор Уфимского представительства ЗАО «Петон», руководитель регионального центра журнала «Химическая технология», доктор химических наук, профессор Н.Л. Егуткин Молявко М.А., Салова Л.Е., Чанышева А.Т. М.75 Учебное пособие по количественному химическому анализу: Учеб. пособие.-Уфа: Изд-во УГНТУ, 2005.-111 с. ISBN 5-7831-0678-X В данном пособии по химическому количественному анализу, состоящем из четырех частей, рассматриваются следующие методы: кислотно-основное титрование, редоксиметрия (перманганатометрия и иодометрия), комплексонометрия и гравиметрия. Содержит изложение теоретических основ, лабораторные работы и методики их проведения, включает вопросы и задачи, а также необходимые приложения. Пособие составлено в соответствии с программой по аналитической химии и рекомендуется для студентов химико-технологических специальностей технических университетов. УДК 513.062 ББК 24.46 ISBN 5-7831-0678-X © Уфимский государственный нефтяной технический университет, 2005 © Молявко М.А., Салова Л.Е., Чанышева А.Т., 2005 В B E Д Е Н И Е Аналитическая химия – это наука, разрабатывающая теоретические основы, методы и средства химического анализа, определения химического состава исследуемого вещества и его строение. Химический анализ широко используется для контроля производства и качества продукции ряда отраслей народного хозяйства – химической, нефтеперерабатывающей, пищевой, фармацевтической, биотехнологии и т.д. Создание и совершенствование методов, средств и методик анализа – это основы аналитической химии. Методы – это универсальные и теоретически обоснованные способы определения состава безотносительно к определенному компоненту и к анализируемому объекту. Средства – приборы, реактивы, стандратные образцы, программы для компьютеров и т. д. Методика анализа – это подробное описание анализа данного объекта с использованием выбранного метода. В аналитической химии наряду с другими анализами можно выделить качественный и количественный анализы. Качественный анализ решает вопрос о том, какие компоненты включает анализируемый объект. Количественный анализ – дает сведения о количественном содержании всех или отдельных компонентов. Методы определения можно классифицировать по характеру измеряемого состава или по способу регистрации составляющего сигнала. Методы определения можно условно разделить: на химические, физические и биологические. Химические методы базируются на химических (в том числе электрохимических) реакциях. Физические методы основаны на физических явлениях и процессах (взаимодействие вещества с потоком энергии), биологические – на явлении жизни. Основные требования к методам аналитической химии: правильность и хорошая воспроизводимость результатов, избирательность, экспрессность, простота анализа, возможность его автоматизации. В основе химического метода обнаружения и определения лежат химические реакции трех типов: кислотно-основные, окислительно-восстановительные и комплексообразования. Наибольшее значение среди химических методов имеют гравиметрический, титриметрический или объемный. Они называются классическими методами анализа. ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА. СУЩНОСТЬ ТИТРИМЕТРИИ Вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах (n1=n2). Так как n = С(1/z A)·V, где С(1/z A) - молярная концентрация эквивалента, а V - объем, в котором растворено вещество, то для двух стехиометрически реагирующих веществ справедливо соотношение С1(1/z1 A)·V1 = С2(1/z2 В)·V2 (1) из этого соотношения можно найти неизвестную концентрацию одного из веществ (пусть это будет С2(1/z2В)), если известны объем его раствора, объем и концентрация прореагировавшего с ним вещества. Если известна молярная масса эквивалента М2(1/z2 В), находят массу вещества: m2 = C2(1/z2 B)·M2(1/z2 B) Чтобы зафиксировать конец реакции, который называется точкой эквивалентности или точкой стехеометричности (ТЭ), раствор с известной концентрацией вещества (его называют титрантом, Т) постепенно, небольшими порциями, добавляют к раствору определяемого вещества А до ТЭ. Этот процесс называют титрованием. Реакция, применяемая в титриметрическом методе, должна отвечать следующим требованиям:
Конец титрования экспериментально устанавливают по изменению цвета индикатора или какого-либо физико-химического свойства раствора. Эта точка называется «конечная точка титрования (КТТ)», которая обычно не совпадает с теоретически рассчитанной точкой эквивалентности. В титриметрическом анализе используют реакции всех типов – с переносом протона, электрона, электронной пары, а также процессы осаждения (табл. 1). Методы титриметрического анализа можно классифицировать по характеру эмпирической реакции, лежащей в основе определения, и по способу титрования. Таблица 1 Классификация титриметрических методов по характеру реакции.
Титрование как при определении концентраций рабочих растворов, так и при выполнении анализов, можно проводить двумя различными способами: методом пипетирования и методом отдельных навесок.
Метод отдельных навесок, при котором объём измеряют только один раз (бюреткой) выдаёт более точные, воспроизводимые результаты, чем метод пипетирования, при котором объём измеряют три раза (мерной колбой, пипеткой и бюреткой). Однако метод пипетирования требует меньше времени. По способу титрования различают следующие методы: прямое, обратное и по методу замещения. Прямое титрование Титрант (Т) непосредственно добавляют к раствору титруемого вещества. Пример: Для определения миллиграмового содержания NaOH в контрольном объёме методом пипетирования поступают следующим образом: а) готовят титрованный раствор HCl; б) в х. ч. мерную колбу переносят навеску щёлочи или приливают контрольный объём раствора щёлочи из бюретки, прибавляют дистиллированную воду до метки по нижнему мениску, закрывают пробкой и тщательно перемешивают; в) в две х. ч. колбы для титрования приливают пипеткой (учитывая все правила) аликвоты контрольного раствора щёлочи, добавляют по одной капле индикатора (метилового оранжевого); г) бюретку заполняют (по всем правилам) титрованным (рабочим) раствором HCl; д) титруют кислотой щёлочь до перехода жёлтой окраски индикатора в оранжево – розовую от одной капли HCl; е) Рассчитывают среднеарифметический объём и далее производят расчёты. Объёмы параллельных титрований (V1, V11) не должны отличаться друг от друга более чем на 0,2 мл. Обратное титрование (титрование по остатку) Этот метод применяют, когда нет подходящего индикатора, или когда основная реакция протекает медленно, наблюдаются побочные эффекты при работе с неустойчивыми веществами, или невозможно зафиксировать ТЭ. В этом случае к определяемому веществу приливают точно измеренный избыточный объем промежуточного вещества (титрант – Т1), доводят реакцию до конца, а затем находят количество непрореагировавшего титранта Т1, титрованием его реагентом (рабочим раствором Т2) с концентрацией С2 (1/z). На определяемое вещество затрачивается количество титранта Т1 равное разности Ст1·Vт1 - Ст2·Vт2. Например, для определения СаСО3: а) навеску вещества обрабатывают избытком титрованного раствора соляной кислоты (промежуточное вещество Т1), доводят реакцию до конца СаСО3 + 2HCl = СaCl2 + CO2 + H2O + (HCl) избыток остаток б) оставшуюся после реакции HCl титруют раствором NaOH (Т2) и тем самым определяют количество HCl, не вошедшее в реакцию с СаСО3 (или V1HCl (Т2)). в) если концентрация Т1 неизвестна, то проводят контрольное титрование, т. е. определяют объём Т2 пошедший на титрование VHCl, введённого в реакцию с СаСО3; г) затем находят V211NaOH (Т2) пошедший на титрование HCl, вошедшего в реакцию с СаСО3: VT211 – VT21 = V2111Т2 Рассчитывают объём промежуточного вещества, вошедшего в реакцию с определяемым веществом; д) Далее рассчитывают, г: CаСО3 = (V2111Т2·С(1/z2T2)·М(1/z)СаСО3)/1000 Метод замещения Этот метод применяют тогда, когда трудно определить точку эквивалентности, например, при работе с неустойчивыми веществами. Например, при определении Сr2+, который легко окисляется кислородом воздуха поступают следующим образом: к определённому объёму соли хрома (II) прибавляют избыток титрованного раствора соли железа (III). В результате реакции: Cr2+ + Fe3+ → Cr3+ + Fe2+ образуется количество Fe2+, эквивалентное взятому Cr2+, а далее Fe2+ оттитровывают в кислой среде рабочим раствором перманганата калия и определяют количество Cr2+. Единицы количества вещества и разные способы выражения концентраций растворов. Формулы для расчетов Единицы количества вещества. Один моль – единица количества вещества. Это такое количество вещества, которое содержит столько условных частиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода – 12, т.е. 6,02045·1023. Условной частицей может быть молекула, ион, электрон, группа частиц (радикал, функциональная группа, часть молекулы). Для обозначения количества молей вещества используется символ «n». Молярная масса имеет размерность: г/моль. *Например: n(1/5 КMnO4 или n(e)=1 моль=6,02045·1023 электронов. Молярная масса (М) – это масса одного моля вещества. Если имеется вещество с массой m, то М=m/n Численно молярная масса равна относительной молекулярной массе. Относительная молярная масса Mr – безразмерная величина, её вычисляют по таблицам атомных масс элементов. Молярный объём Vo – это объём одного моля вещества при нормальных условиях (Р=101,3 кПа, Т=298 К). Vo используют при расчётах с газами. Vo = 22,4 л·моль-1. Молярная концентрация – отношение числа молей растворённого вещества к объёму раствора. Молярную концентрацию выражают в моль·дм-3 или моль·л-1 (моль растворённого вещества в литре раствора сокращённо обозначают М). *Например: n(1/5 KMnO4)=0,05 моль=6,02045∙1023∙0,05 условных частиц 1/5 KMnO4 или n(ē)=1 моль=6,02045·1023 электронов. В объемных методах количественного анализа концентрацию удобно выражать в единицах нормальности, титра и титра по определяемому веществу. Нормальность C(I/ZA) – число молей эквивалентов растворенного вещества А в одном литре раствора (моль/л). Титр [Т(А)] – масса растворенного вещества А в граммах в одном миллилитре раствора этого вещества (г/мл). Титр по определяемому веществу В – ТА/В, показывает, сколько граммов вещества В можно оттитровать одним миллилитром рабочего раствора вещества А. Массу растворенного вещества А в граммах (m(А)) можно выразить следующим образом: m(A)=(C(1/Z·A)·V(A)·M(1/Z·A))/1000=Т(А)·V(A)=(C(A)·V(A)·M(A))/1000= =(ω(A)·V(A)·ρ)/100=(C1/Z2B)·(VB)·M(1/Z1A)/1000, где ω(А)-процентная концентрация раствора вещества А; ρ – плотность раствора вещества А, г/мл; С(А) – молярная концентрация раствора, моль/л. Для перевода одних способов выражения концентраций растворов в другие можно пользоваться следующими формулами: 1) С(А)=(ω·ρ·10)/МА; 2) С(1/Z·A)=ω(A)ρ·10)/M(1/ZA); 3) Т(A)=C(1/ZA)·M(1/ZA)/1000; 4) Т(A/B)=Т(А)·М(1/Z2·B)/M(1/Z1·A)=C(1/Z1·A)·M(1/Z2·B)/1000; 5) C(1/Z·A)=Z·C(A). 1. Метод кислотно–основного титрования Методом нейтрализации называется объемный анализ, в котором используются реакции:
При приливании рабочего раствора (обычно сильной кислоты или сильной щелочи) к испытуемому раствору (титровании) в реакционной смеси меняется рН раствора. Для фиксирования конечной точки титрования, которая находится вблизи точки эквивалентности, применяются рН-индикаторы. Это слабые органические кислоты (HInd) или слабые органические основания (IndOН), ионы и недиссоциированные молекулы которых имеют разную окраску. Цвет индикатора меняется при изменении величины рН в титруемом растворе в результате сдвига равновесия в правую или левую сторону HInd ↔ H+ + Ind- окраска I окраска 2 В каждом конкретном титровании для фиксирования точки эквивалентности применяют тот индикатор, область перехода окраски которого (рК ± I) и показатель титрования (рТ) (то значение рН, при котором заканчивается титрование с данным индикатором, называется показателем титрования и обозначается через рТ ) совпадают с областью скачка величины рН на кривой титрования. При титровании около точки эквивалентности от одной капли рабочего раствора происходит резкое изменение величины рН титруемого раствора, тогда окраска индикатора, меняется тоже скачком. Это дает возможность довольно точно фиксировать конец титрования (с наименьшей погрешностью). Наибольшее применение имеют индикаторы метилоранж (рТ = 4) и фенолфталеин.(рТ= 8 - 9). Чтобы скачок рН на кривой титрования был достаточной величины (2-6 единиц), рабочими должны быть 0,1н растворы сильных кислот и оснований. 1.1 Расчёты в методе кислотно–основного титрования | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
I. окислительно-восстановительные (метод редоксиметрии)