Для точного измерения объема растворов в титриметрическом анализе применяется различная измерительная посуда: бюретки, пипетки, мерные колбы и цилиндры. В опытах с водой необходимо научится правильно работать с ней, так как основные погрешности при проведении анализов титриметрическим методом возникают при неправильном отсчете объема растворов.

Задачи для самостоятельного решения

1. В каких единицах выражается молярная концентрация эквивалента и титр раствора?

2.Какое значение титра раствора соляной кислоты отражает необходимую степень точности определений в титриметрическом анализе: 0,003 г/мл; 0,003715 г/мл; 0,00371578; 0,0037 г/мл.

3. Определите молярную концентрацию эквивалента и титр раствора NH3,если на титрование 10,00мл раствора затрачено 12,50 мл раствора HCI, с молярной концентрацией эквивалента 0,9510 моль/л.

2.2 Теоретические основы метода кислотно-основного титрования

Цель темы: Знать механизм изменения окраски индикатора и научиться делать правильный его выбор для проведения анализа биологических жидкостей и лекарственных препаратов методом кислотно-основного титрования, а также, пользуясь кривыми титрования, научиться правильно выбирать индикаторы.

Значимость изучаемой темы: Знание теории изменения окраски кислотно-основных индикаторов и хода процесса титрования позволяет правильно выбрать индикаторы для конкретного титрования, что является важным, так как от правильности выбора индикатора зависит достоверность получаемых результатов анализа биологических объектов и лекарственных препаратов.

Исходный уровень знаний:

Реакции нейтрализации

Типы реакций нейтрализации

Закон действия масс

Химическое равновесие

Гидролиз солей

Водородный показатель - рН.

Учебный материал для самоподготовки.

В.Н.Алексеев . Количественный анализ. М. ,1972, стр. 238.

К.А.Селезнев. Аналитическая химия. М. ,1973, стр. 173

И.К.Цитович. Курс аналитической химии. М. ,1983, стр. 228.

А.В.Бабков, Г.Н.Горшкова, А.М.Канонов. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М. ,1978, стр. 98.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы

1. Основы ионной теории индикаторов

2. Понятие и расчет рН индикаторов

3. Интервал перехода окраски индикатора

4. Кривые титрования

4.1. Ход кривой титрования в зависимости от силы взаимодействующих кислот и оснований

4.2. Скачок титрования

4.3 Точка эквивалентности

Выбор индикатора

6. Лабораторная работа

Блок информации.

Кислотно-основные индикаторы.

В методе кислотно-основного титрования конец химической реакции определяется при помощи индикаторов. Индикаторы изменяют окраску раствора в зависимости от кислотности и основности среды. Индикаторы могут быть одноцветными или двуцветными. У одноцветных индикаторов недиссоциированные молекулы бесцветны, а ионы окрашены. Двуцветные индикаторы характеризуются тем, что недиссоциированные молекулы их окрашены в один цвет, например в красный, а ионы - в другой цвет, например в желтый. Примером одноцветных индикаторов является фенолфталеин, тимолфталеин, двуцветных - метилоранжевый, метилкрасный, нейтральный красный, лакмус и др. Согласно ионной теории кислотно-основные индикаторы представляют собой слабые органические кислоты или основания, у которых окраска неионизированной молекулы резко отличается от окраски его иона. В титриметрическом анализе наиболее часто применяются индикаторы, являющиеся слабыми органическими кислотами. Индикатор, как слабый электролит, диссоциирует, и в растворе такого индикатора осуществляется равновесие:

HInd = H+ + Ind- (1) ,

где HInd -недиссоциированная молекула индикатора, Ind- ее анион. Добавление кислоты приводит к увеличению концентрации ионов Н+ и равновесие согласно закону действующих масс смещается влево, т.е. в сторону образования недиссоциированных молекул; раствор приобретает окраску недиссоциированных молекул индикатора. Наоборот, если к раствору, содержащему индикатор, прилить щелочь, то появляющиеся в растворе гидроксильные ионы будут связывать ионы Н+ индикатора в недиссоциированные молекулы воды; равновесие по закону действующих масс смещается вправо, т.е. в сторону увеличения в растворе концентрации анионов, и окраска раствора будет обусловлена цветом ионов индикатора. Таким образом, перемена окраски индикатора связана с изменением рН раствора.

Для выражения константы электролитической диссоциации справедливо следующее выражение:

KHInd = c(H+) · c(Ind-) / c(HInd)

KHInd есть кажущаяся константа ионизации индикатора.

Преобразуем уравнение:

c(HInd)/ c(Ind-) = c(H+)/KHInd

И решим его относительно C(Н+):

c(H+) = KHInd · c(Hind)/c(Ind-)

Откуда:

lgc(H+) = -lgKHInd - lgc(HInd)/c(Ind-)

И, следовательно,

рН= рК - lg c(HInd)/c(Ind-)

c(HInd) - форма индикатора, существующая в кислой среде, обозначим ее cкисл.ф.;

c(Ind-) - форма индикатора, существующая в щелочной среде, обозначим ее cщел.ф.;

Таким образом:

рН=рК - lg cкисл.ф./cщел.ф

рК= -lgК - показатель индикатора. Уравнение (3) выражает зависимость между окраской индикатора и величиной рН раствора. Чем меньше величина рН, тем при более высоком значении рН он изменяет свой цвет под влиянием добавляемых кислот и оснований.

Если cкисл.ф.= cщел.ф., то cкисл.ф./cщел.ф.=1.

Следовательно, рН=рК, т.е. показатель индикатора указывает величину рН, при котором 50% молекул индикатора будет в молекулярной форме, а 50%- в ионной форме. При изменении соотношения cкисл.ф. = cщел.ф. путем добавления кислоты или щелочи равновесие между этими формами изменится, что приведёт к изменению окраски. Глаз человека имеет ограниченную способность к восприятию цвета и перестает замечать присутствие одной из окрашенных форм индикатора, если концентрации их различаются приблизительно в 10 раз. Поэтому окраска индикатора изменяется не при всяком изменении рН, а внутри определенного интервала его значений, называемого интервалом перехода окраски индикатора. Он обычно простирается на одну единицу рН в ту и другую сторону от величины рК индикатора, т.е. рН = рК + 1. Например, интервал изменения окраски метилоранжа 3,1 - 4,4. Внутри этого интервала окраска индикатора переходит из розового в желтый цвет. При рН = 4,4 метилоранж сохраняет желтую окраску, а при рН=3,1 - розовую. Значение рН, при котором заканчивается титрование с данным индикатором, называется показателем титрования и обозначается рТ. Показатель титрования вычисляется как полусумма значений рН перехода окраски индикатора из одной формы в другую. Например,

рТм-о = (3,1+4,4) / 2=3,75

рТф-ф=(8+10) / 2= 9

В идеальном случае титрование заканчивается при значении рН=рТ.

Важнейшие индикаторы метода кислотно-основного титрования имеют следующие интервалы перехода окраски и показатели титрования:

Область перехода Показатель титрования рТ

Метилоранж 3,1 - 4,4 4,0

Метиловый красный 4,4 - 6.2 5,5

Фенолфталеин 8,0 - 10,0 9,0

Лакмус 5,0 - 8,0 7,0

Кривые титрования. Выбор индикатора

Известно, что в методе кислотно-основного титрования точка эквивалентности определяется по изменению окраски добавляемого индикатора. Для правильного подбора индикатора необходимо проследить, как изменяется кислотность или щелочность раствора по мере течения процесса нейтрализации. Эти изменения рН раствора принято изображать графически.

Ход процесса титрования удобно выражать с помощью кривых титрования, которые показывают графическое изображение зависимости изменения рН среды от количества добавленного рабочего раствора. Для получения кривой титрования строят график в прямолинейных осях координат. По оси абсцисс откладывают количество миллилитров прибавляемого раствора титранта, по оси ординат - значение рН среды.

Кривая титрования сильной кислоты сильным основанием

Рассмотрим случай ацидиметрического титрования 100,00 мл раствора NaOH с молярной концентрацией эквивалента 0,1000 моль/л, рабочим раствором HCl с молярной концентрацией эквивалента 0,1000 моль/л.

Если к 100,00 мл раствора NaOH с молярной концентрацией эквивалента 0,1000 моль/л не добавлен раствор титранта, то рН этого раствора= 13, рОН = 1. При добавлении 90,00 мл раствора НСl с молярной концентрацией 0,1000 моль/л концентрация уменьшается в 10 раз, и рН = 12, рОН = 2 (без учета разбавления). При добавлении еще 9,00 мл (всего 99,00 мл) раствора НСl с молярной концентрацией 0,1000 моль/л, концентрация NaOH уменьшается еще в 10 раз и рН = 11, рОН = 3. При дальнейшем добавлении раствора HCl с молярной концентрацией 0,1000 моль/л получаем цифры, которые заносим в таблицу. Отметив полученные значения рН и число миллилитров титранта на графике, получим кривую титрования.

Анализ кривой титрования сильного основания сильной кислотой показывает, что изменение рН среды сначала происходит плавно, среда остается щелочной, затем наступает резкое изменение величины рН и среда из щелочной становится кислой, дальнейшее изменение рН происходит плавно в кислой среде. Зона резкого изменения величины рН называется скачком титрования. На кривой титрования скачок титрования наблюдается при добавлении раствора с молярной концентрацией 0,1000 моль/л от 99,90 мл до 100,10 мл, в этом интервале происходит изменение рН среды от 10 до 4.

Точка эквивалентности находится посредине скачка титрования, при рН = 7. Кривая титрования сильной кислоты сильным основанием имеет обратный вид. Она начинается в кислой среде (титруется кислота), скачок титрования находится в интервале от рН=4 до рН = 10, точка эквивалентности также находится посредине скачка титрования, при рН=7.

Величина скачка титрования зависит от концентрации титруемой кислоты и раствора титранта. Так, при титровании раствора кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,0100 моль/л, раствором щелочи такой же концентрации, скачок титрования уменьшается и находится в интервале от рН=5 до рН=9. Кривая титрования сильной кислоты сильным основанием приведена на рис. 1.

Кривая титрования раствора НCl с молярной концентрацией эквивалента 0,1000моль/л ратвором NaOH молярной концентрацией эквивалента 0,1000 моль/л.

Пользуясь кривой титрования, выбирают подходящий индикатор. Для каждого случая титрования пригодны только те индикаторы, показатели титрования которых входят в пределы скачка рН на кривой.

Для титрования сильной кислоты сильным основанием можно применять любой из четырех важнейших индикаторов (лакмус, метилоранж, метиловый красный, фенолфталеин).

Кривая титрования слабой кислоты сильным основанием

Изменяется характер кривой титрования при титровании слабых кислот сильным основанием. Так, кривая титрования раствора слабой кислоты СН3СООН с молярной концентрацией 0,1000 моль/л раствором сильного основания NaOH с молярной концентрацией 0,1000 моль/л приведена на рис.2

Образующийся в результате титрования ацетат натрия СН3СООNa гидролизуется с образованием щелочной среды. Поэтому интервал скачка рН на кривой сдвинут в щелочную сторону от рН 7,8 до рН 10, причем, чем слабее титруемая кислота, тем больше сдвиг кривой титрования и точки эквивалентности.

Для титрования слабой кислоты сильным основанием пригоден индикатор фенолфталеин. Его показатель титрования рТ =9 входит в пределы скачка титрования. Другие индикаторы (метилоранж, метиловый красный, лакмус) в этом случае не могут быть использованы, так как их показатели титрования не входят в интервал скачка.



Кривая титрования раствора СН3СООН с молярной концентрацией эквивалента 0,1000 моль/л раствором NaOH молярной концентрацией эквивалента 0,1000 моль/л

Кривая титрования слабого основания сильной кислотой

Кривая титрования раствора NH4OH с молярной концентрацией эквивалента 0,1000 моль/л раствором HCl с молярной концентрацией эквивалента 0,1000моль/л. приведена на рис.3.

Образующийся при этом хлорид аммония NH4Cl гидролизуется с образованием кислой среды. Поэтому в данном случае точка эквивалентности должна находиться в кислотной области рН, т.е. при рН<7. Рассмотрение кривой подтверждает эти предположения. Действительно, при титровании слабого основания сильной кислотой пределы скачка простираются от рН 4 до рН 6,2. Точка эквивалентности лежит при рН 5,1.

В этом случае для титрования пригодны индикаторы метиловый оранжевый (рТ=4) и метиловый красный (рТ=5), показатели титрования которых входят в область скачка. Применение лакмуса или фенолфталеина невозможно, так как их показатели титрования далеко выходят за пределы скачка.

Титрование слабой кислоты слабым основанием невозможно, так как кривая титрования не имеет скачка титрования (рис.4).

Кривая титрования раствора NН4ОН с молярной концентрацией эквивалента 0,1000 моль/л раствором HCl с молярной концентрацией эквивалента 0,1000моль/л

Кривая титрования раствора СН3СООН с молярной концентрацией эквивалента 0,1000 моль/л раствором NН4ОН с молярной концентрацией эквивалента 0,1000 моль/л

Обучающие задачи и эталоны их решения.

Задача №1. Укажите примерное значение рН раствора, если в присутствии фенолфталеина раствор бесцветен, а при добавлении метилового красного становится красным.

Эталон решения

Фенолфталеин имеет интервал перехода при рН 8,0-10,0с изменением окраски из бесцветной в пурпурную.

Метиловый красный имеет интервал перехода при рН 6,8- 8,4 с изменением окраски из желтой в красную.

Так как исследуемый раствор в присутствии фенолфталеина бесцветен, а в присутствии метилового красного имеет красную окраску, то, очевидно, его примерное значение рН= 8,0-8,4.

Задача №2. Объясните ход кривой титрования гидроксида аммония соляной кислотой и выберите индикатор для данной реакции при титровании.

Эталон решения

Допустим, титруем раствор (водный) аммиака - соляной кислотой - НСI. В результате реакции:

NH3 + HCl = NH4Cl

получается соль, от присутствия которой зависит рН в точке эквивалентности.

2. Вследствии гидролиза раствор приобретает кислую среду, и точка эквивалентности лежит при рН<7.

3. На кривой титрования слабого основания сильной кислотой пределы скачка титрования простираются от рН 4 до рН 6,2.

Таким образом, для подобного титрования пригодны индикаторы - метиловый оранжевый (интервал перехода рН 3,1 - 4,4) и метиловый красный (рН = 4,4 - 6,2).

Ситуационные задачи

1. Рассчитайте показатель титрования индикатора бромтимолового синего, константа ионизации которого равна 1,6 · 10-7 (кислотный индикатор).

Ответ:

рК=6,8.

2. Укажите примерное значение рН биологической жидкости, если при введении - нитрофенола раствор бесцветен, а при добавлении бромкрезолового синего - окрашивается в синий цвет. Интервал перехода - нитрофенола рН 5,6 - 7,6 - изменение окраски от бесцветной к желтой; интервал перехода бромтимолового синего рН 3,8 - 5,4 и из желтой в синюю.

Ответ: рН = 5,4 -5,6.

3. Подберите подходящий индикатор для титрования уксусной кислоты гидроксидом натрия.

Ответ: фенолфталеин, тимолфталеин.

Тестовые вопросы

1. Что такое интервал перехода окраски индикатора?

а) значение рН при котором 50% индикатора находится в молекулярной, 50% в ионной форме

б) значение интервала рН раствора при котором окраска индикатора переходит из одной формы в другую;

в) графическое изменение рН раствора при титровании;

г) резкое изменение рН раствора вблизи точки эквивалентности от одной капли рабочего раствора;

2. Что называется кривой титрования?

а) значение рН, при котором 50% индикатора находится в молекулярной, а 50% в ионной форме

б) значение интервала рН раствора, при котором окраска индикатора переходит из одной формы в другую;

в) графическое изменение рН раствора при титровании;

г) резкое изменение рН раствора вблизи точки эквивалентности от одной капли рабочего раствора;

3. Что такое скачок титрования?

а) значение рН, при котором 50% индикатора находится в молекулярной, 50% в ионной форме

б) значение интервала рН раствора, при котором окраска индикатора переходит из одной формы в другую;

в) графическое изменение рН раствора при титровании;

г) резкое изменение рН раствора вблизи точки эквивалентности от одной капли рабочего раствора;

4. Какие индикаторы называются одноцветными?

а) индикаторы, у которых окрашены обе формы

б) индикаторы, у которых окрашена одна форма;

в) индикаторы, у которых обе формы бесцветны;

г) индикаторы, у которых обе формы имеют одинаковую окраску.

Какие индикаторы называются двуцветными?

а) индикаторы, у которых окрашены обе формы

б) индикаторы, у которых окрашена одна форма;

в) индикаторы, у которых обе формы бесцветны;

г) индикаторы, у которых обе формы имеют одинаковую окраску.

Укажите одноцветный индикатор?

а) лакмус б) фенолфталеин в) метиловый оранжевый г) метиловый красный

Что такое показатель титрования?

а) значение рН, при котором 50% индикатора находится в молекулярной, 50% в ионной форме

б) значение интервала рН раствора, при котором окраска индикатора переходит из одной формы в другую;

в) графическое изменение рН раствора при титровании;

г) резкое изменение рН раствора вблизи точки эквивалентности от одной капли рабочего раствора;

У какого индикатора интервал изменения окраски находится в пределах рН 3,1-4,4?

а) лакмус б) фенолфталеин в) метиловый оранжевый г) метиловый красный

У какого индикатора интервал изменения окраски находится в пределах 8,2-10,00?

а) лакмус б) фенолфталеин в) метиловый оранжевый г) метиловый красный

Какой индикатор можно использовать при титровании гидроксида аммония соляной кислотой?

а) лакмус б) фенолфталеин в) метиловый оранжевый г) метиловый красный

Задачи для самостоятельного решения.

1. Какой индикатор следует применить при титровании, если скачок титрования находится в пределах значения рН 5-9. 4-8, 6-10?

2. Где находится точка эквивалентности при титровании сильной кислоты слабым основанием и какой индикатор можно при этом использовать?

3. Где находится точка эквивалентности при титровании слабой кислоты сильным основанием и какой индикатор можно при этом использовать?

Какой интервал перехода и рН у фенолфталеина?

Метод кислотно-основного титрования алкалиметрия

Цель занятия: Научиться на основе знания закономерностей протекания кислотно-основных реакций количественно определять содержание соляной кислоты в биологических объектах и лекарственных препаратах.

Значимость изучаемой темы. Метод кислотно-основного титрования применяется в медико-биологических исследованиях при проведении клинических анализов, в санитарно-гигиеническом контроле пищевых продуктов, воды, анализе лекарственных препаратов. Этим методом можно установить количественное содержание кислот, оснований, а также солей, которые при гидролизе образуют кислую или щелочную среду. Например, с помощью кислотно-основного титрования осуществляют анализ кислотности желудочного сока, мочи и др. биологических жидкостей. Количественно анализируют лекарственные препараты, являющиеся кислотами, например, растворы соляной, серной, борной и многих органических кислот; в санитарно-гигиеническом анализе осуществляют анализ пищевых продуктов на их кислотность, определяют жесткость воды и т.д.

Исходный уровень знаний.

реакции нейтрализации;

водородный показатель - рН;

реакции гидролиза солей;

теорию индикаторов метода кислотно-основного титрования;

определение факторов эквивалентности;

приготовление титрованных растворов.

Учебный материал для самоподготовки:

Н.А.Алексеев. Количественный анализ. М., 1972, стр. 294

Н.А.Селезнева. Аналитическая химия. М., 1973, стр.183

И.К.Цитович. Курс аналитической химии. М., 1985, стр.249

А.В.Бабков, Г.Н.Горошкова, А.М.Кононов. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М., 1978, стр.109.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы:

Теоретические основы метода кислотно-основного титрования:

Основы лабораторной работы:

2.1. уравнение химической реакции;

2.2. выбор индикатора;

2.3. методика выполнения работы;

2.4. расчетные формулы;

2.5. оформление экспериментальных данных;

2.6. выводы из результатов анализа;

Применение метода кислотно-основного титрования в медицине;

4. Лабораторная работа

блок информации.

Методы кислотно-основного титрования.

В основе метода кислотно-основного титрования лежит реакция нейтрализации, одним из продуктов которой является вода:

Н+ + ОН-Н2О

По этому методу можно, пользуясь титрованным раствором какой-либо кислоты, проводить количественное определение щелочей (ацидиметрия) или, пользуясь титрованным раствором щелочи, количественно определять концентрацию кислоты (алкалиметрия). Точка эквивалентности в методе определяется с помощью кислотно-основных индикаторов, так как в процессе кислотно-основного титрования происходит изменение рН раствора, и точка эквивалентности лежит при определенном значении рН, что зависит от силы взаимодействующих кислот и оснований.

Выбор индикатора проводят по кривой титрования. В методе рабочими растворами являются растворы сильных кислот и щелочей. Часто используют раствор соляной кислоты, стандартизацию которого производят по стандартному раствору тетрабората натрия. Водный раствор этой соли вследствие гидролиза имеет щелочную реакцию:

Na2B4О7 + 7Н2О 2NaОН + 4 Н3ВО3

поэтому его можно титровать кислотами:

2NaOH + 2HCl = 2NaCl+2H2O

Из суммарного уравнения:

Na2B4О7 + 2HCl + 5Н2О = 2NaCl + 4 Н3ВО3

1/2 Na2B4О7 + HCl + 2,5Н2О = 2NaCl + 2 Н3ВО3

видно, что в результате реакции накапливается слабая ортоборная кислота, рН раствора которой равен 4,6. Следовательно, точку эквивалентности можно установить по изменению окраски индикатора метилового оранжевого, у которого интервал перехода лежит в пределе рН 3,0-4,4.

Растворы, применяемые в методе, имеют большое значение в клиническом анализе и в медицине. Так, стандартизированный раствор соляной кислоты применяется для анализа лекарственных препаратов оснований, гидролизующихся солей и т.д.

В медицинской практике раствор НCl 8,2-8,4% (масс.) применяется внутрь при недостаточной кислотности желудочного сока. Его количественный анализ можно установить, используя стандартный раствор щелочи, например, NaОН или КОН.

Методика проведения анализа подобна вышеизложенной.

Обучающие задачи и эталоны их решения.

Задача №1. Определите молярную концентрацию эквивалента, титр раствора соляной кислоты, если на титрование 20,00мл раствора тетрабората натрия c(1/2 Na2B4О7) = 0,09528 моль/л израсходовано 18,27 мл этого раствора.

ДАНО:

V(Na2B4О7) = 20,00мл

с(1/2 Na2B4О7) = 0,09528 моль/л

V (НСl)= 18,27 мл

М (НСl)= 36,5 г/моль

с (НСl) =?t (НСl) =?

Эталон решения:

Уравнение происходящей реакции:

1/2 Na2B4О7 + HCl + 2,5Н2О = 2NaCl + 2 Н3ВО3

По закону эквивалентности находим молярную концентрацию раствора НCl: V(Na2B4О7)· c(1/2 Na2B4О7) = V (НСl) · c(НСl)

c(НСl)

c(НСl)

Исходя из значения с(НСl), находим титр этого раствора

t (НСl)

Ответ:

c(НСl) = 0,1043 моль/л

t (НСl) = 0,003870 г/мл.

Задача №2. Рассчитайте навеску Na2B4О7·10Н2О для приготовления 500,00 мл 0,1000 моль/л раствора, необходимого для кислотно-основного титрования соляной кислоты по реакции:

Na2B4О7 + 2HCl + 5Н2О = 4Н3ВО3+2NaCl

ДАНО:

V(р-р) = 500,00мл

c(1/2 Na2B4О7) = 0,1000 моль/л

М (Na2B4О7)= 381,4 г/моль

m(Na2B4О7) = ?

Эталон решения.

Уравнения происходящей реакции:

1/2 Na2B4О7 + HCl + 2,5Н2О = NaCl + 2 Н3ВО3

Из уравнения следует, что f экв (Na2B4О7) = Ѕ; f экв (НСl) =1.

Следовательно, молярная масса эквивалента Na2B4О7 равна:

М (Na2B4О7·10Н2О) = f f экв (Na2B4О7· 10Н2О) · М(Na2B4О7· 10Н2О)

М(1/2Na2B4О7· 10Н2О) = (1/2) · 381,4г/моль = 190,7 г/моль

Находим число молей Na2B4О7· 10Н2О, содержащихся в 0,5 л его раствора:

n (Na2B4О7· 10Н2О) = с (1/2Na2B4О7· 10Н2О) · V(р-р)

n (Na2B4О7· 10Н2О) = 0,1 ?0,5

Исходя из найденного значения n (Na2B4О7· 10Н2О) и принимая во внимание М(1/2Na2B4О7· 10Н2О), рассчитаем навеску этой соли:

m (1/2Na2B4О7· 10Н2О) = n (Na2B4О7) ·М(1/2Na2B4О7)

m (1/2Na2B4О7· 10Н2О) = 0,05 ? 190,7

Ответ: m (1/2Na2B4О7· 10Н2О) = 9,53г.

Ситуационные задачи

1. Содержание соляной кислоты в желудочном соке составляет 0,4-0,5% (масс.). Вычислите, сколько мл 0,1000 моль/л раствора NaОН израсходовано на титрование 10,00 мл желудочного сока (с= 1,0 г/мл).

Ответ:

V(NaOH)= 12,33 мл

2. Количественное определение раствора борной кислоты, употребляемого для полоскания рта, промывание глаз проводят алкалиметрическим методом. Какова молярная концентрация раствора борной кислоты и массовая доля ее в данном растворе, если на титрование 2,00 мл Н3ВО3 израсходовано 10,00 мл 0,1 моль/л раствора NaОН. М(Н3ВО3) = 61,83 г/моль, принимая во внимание, что титруется не чистая борная кислота, а ее глицериновый комплекс, в котором она титруется щелочью как одноосновная кислота.

Ответ:

с(Н3ВО3) = 0,5000моль/л; щ% (Н3ВО3) = 3,09%

3. Приведите примеры анализа лекарственных препаратов методом кислотно-основного титрования.

Ответ:

Анализ раствора борной кислоты, соляной кислоты, гипертонического, изотонического раствора хлорида натрия и т.д.

Тестовые вопросы

1. Каким методом можно определить количество HCl в желудочном соке?

а) ацидиметрия в) оксидиметрия б) алкалиметрия г) комплексонометрия

2. Для какого титрования используется индикатор фенолфталеин?

а) NH3+HCl б) Na2CO3 +HNO3 в) Na3PO4+HCl г) HCООH+NaOH

3.. В каких случаях точка эквивалентности на кривой титрования лежит выше линии нейтральности

а) при титровании сильной кислоты слабым основанием

б) при титровании сильной кислоты сильным основанием

в) при титровании слабой кислоты щелочью

г) при титровании слабой кислоты слабым основанием

4. В каких случаях точка эквивалентности на кривой титрования лежит ниже линии нейтральности

а) при титровании сильной кислоты слабым основанием

б) при титровании сильной кислоты сильным основанием

в) при титровании слабой кислоты щелочью

г) при титровании слабой кислоты слабым основанием

5. В каких случаях точка эквивалентности на кривой титрования совпадает с линией нейтральности

а) при титровании сильной кислоты слабым основанием

б) при титровании сильной кислоты сильным основанием

в) при титровании слабой кислоты щелочью

г) при титровании слабой кислоты слабым основанием

6. Какое значение рН имеет желудочный сок?

а) 2-4 б) 0,9-2 в) 4-6 г) 3-5

7. Какое значение концентрации раствора HCl в титриметрическом анализе отражает необходимую степень точности?

а) 0,03 моль/л б) 0,1025 моль/л в) 0,09328 моль/лг)0,081293 моль/л

8. С какой точностью измеряют объемы растворов в титриметрическом анализе?

а) 10,25 мл; б) 11,252 мл; в) 11 мл; г) 12,5 мл

9. По какой формуле определяют молярную концентрацию HCl в алкалиметрическом методе титрования?

а) с(HCl)=с(1/2 Na2B4O7)·V(Na2B4O7) / V(HCl)

б) с(HCl)=с(1/2 Na2B4O7)·V(HCl) / V(Na2B4O7)

в) с(HCl)=с(1/2 Na2B4O7)· V(HCl)·М(HCl) / 1000

г) с(HCl)= m(HCl) / М(HCl)·V

10. Какой индикатор используется при титровании HCl раствором Na2B4O7?

а) фенолфталеин б) лакмус в) метилоранж г) тимолфталеин

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3

3.1 Определение общей кислотности желудочного сока

Изменение концентрации соляной кислоты в желудочном соке приводит к заболеваниям желудочно-кишечного тракта. В норме рН = 0,9 - 1,8. Повышение кислотности - гиперхлоргидрия приводит к язве желудка, понижение кислотности - гипохлоргидрия и полное отсутствие соляной кислоты в желудочном соке - ахлоргидрия приводят к онкологическим заболеваниям. Кислая реакция желудочного сока обусловлена присутствием соляной кислоты и кислореагирующих фосфатов, а при патологических процессах - молочной кислотой и летучими жирными кислотами.

Совокупность всех кислореагирующих веществ желудочного сока обычно называют общей кислотностью. Соляную кислоту, связанную с белками и продуктами их переваривания, называют связанной соляной кислотой, а оставшуюся в избытке соляную кислоту называют свободной соляной кислотой. При различных заболеваниях может меняться содержание в желудочном соке соляной кислоты, что влияет на его ферментативную активность. Поэтому в клинической практике широко используются методы анализа кислотности желудочного сока, играющие важную роль в диагностике и лечении многих заболеваний желудочно-кишечного тракта.

На данном занятии будет проводиться лабораторная работа по

"Определению общей кислотности желудочного сока"

Методика работы. Отмерить пипеткой 20,00мл стандартного раствора тетрабората натрия. Поместить его в коническую колбу для титрования, добавить 1-2 капли раствора метилоранжа и титровать раствором соляной кислоты до перехода окраски из желтой в бледно-розовую от одной капли кислоты. Титрование повторить еще 2 раза, из сходящихся результатов взять среднее арифметическое и вычислить концентрацию раствора соляной кислоты. Экспериментальные данные внести в таблицу:

Расчеты произвести по формуле:

с(НСl) , моль/л

t(НСl), г/мл

М(НСl) - молярная масса НСl; М(НСl) = 36,5 г/моль

№	V(Na2B4О7), мл	с(1/2Na2B4О7), моль/л	V(НСl),мл	С(НСl), моль/л	T(НСl) Г/мл	Индикатор
						М-о
						М-о
						М-о

Количественное определение уксусной кислоты методом алкалиметрии

Уксусная кислота является слабой кислотой,поэтому она титруетя щелочью

CH3COOH+NaOH CH3COONa+H2O

В результате реакции образуется соль слабой кислоты и сильного основании, которая легко подвергается гидролизу:

CH3COONa+H2O=CH3COOH+NaOH

CH3COO- +Na++H2O=CH3COOH+Na+ + OH-

CH3COO- + H2O=СH3СOOH+OH-

Как видно, после гидролиза уксуснокислого натрия среда будет щелочной. В связи с этим, в качестве индикатора можно выбрать фенолфталеин /ф-ф/.

Для проведения опыта бюретку наполнить рабочим раствором NaOH и установить нулевую отметку. В коническую колбу отобрать пипеткой 10,0 мл исследуемого раствора, добавить 2 капли индикатора фенолфталеина. Затем полученную в колбе смесь титровать рабочим раствором NaOH до появления слабой розовой окраски. Титрование повторить 3 раза. Для расчета навески q, нормальности и титра Т использовать среднеарифметическое значение обьема раствора NaOH.

Данные занести в таблицу.

№	VCH3COOH, мл	Индикатор, капли ф-ф	VNaOH, мл	МCH3COOH, г	С(э)CH3COOH, моль/л	ТCH3COOH, г/мл
1 2 3	10,0 10,0 10,0	2 2 2
Среднее значение

Расчеты ведутся по формулам:

С(э)CH3COOH = С(э)NaOH * VNaOH , г*моль/л

ТCH3COOH = С(э)CH3COOH * МCH3COOH * FCH3COOH , г/мл

m = TCH3COOH * VCH3COOH г

Задачи для самостоятельного решения

1. Рассчитайте рН раствора соляной кислоты, если на титрование 10,00 мл раствора кислоты израсходовано 8,40 мл тетрабората натрия с молярной концентрацией эквивалента 0,0955 моль /л.

2. Рассчитайте молярную концентрацию эквивалента и титр раствора хлорной кислоты, если на титрование 20 мл метилата натрия, с молярной концентрацией эквивалента 0,1150 моль /л израсходовано 19,60 мл раствора хлорной кислоты.

Метод кислотно-основного титрования.

Ацидиметрия.

Цель занятия: Научиться на основе знания закономерностей протекания кислотно-основных реакций количественно определять содержание оснований в биологических объектах и лекарственных препаратах.

Значимость изучаемой темы. Аммиак является продуктом распада аминокислот живых организмов. Часть его выделяется с мочой в количестве 0,5-1,2г в сутки. При некоторых заболеваниях выделение аммиака увеличивается. Для человека аммиак ядовит. Содержание его в цельной крови 0,05мг%. Количественное определение аммиака в биологических объектах характеризует наличие или отсутствие патологических процессов в организме и имеет диагностическое значение. «Нашатырный спирт», применяющийся в медицине, представляет собой 10% (масс.) раствор NН4ОН.

Исходный уровень знаний.

реакции нейтрализации;

водородный показатель - рН;

гидролиз солей;

теория метода кислотно-основного титрования;

Учебный материал для самоподготовки:

И.К.Цитович. Курс аналитической химии. М., 1985, стр.249

А.В.Бабков, Г.Н.Горошкова, А.М.Кононов. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М., 1978, стр.109.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы:

1. Титр по определенному веществу:

2. Теоретические основы лабораторной работы:

2.1. уравнение химической реакции;

2.2. выбор индикатора;

2.3. методика выполнения работы;

2.4. расчетные формулы;

2.5. оформление экспериментальных данных;

2.6. выводы из результатов анализа;

3. Применение метода кислотно-основного титрования в клиническом анализе;

4. Лабораторная работа

блок информации.

Методы кислотно-основного титрования.

Стандартизированный раствор соляной кислоты можно использовать для количественного определения оснований и гидролизующих солей. В качестве примера рассмотрим определение NН3 в водных растворах. Взаимодействие соляной кислоты с аммиаком (в водном растворе) протекает по уравнению реакции:

NН3 +НСl = NН4Сl

f экв (NН3) = 1,f экв(НСl) = 1

Точка эквивалентности будет достигнута, когда количества реагирующих веществ будут эквиваленты, т.е.

n(NН3) = n(НСl)

Эти величины можно выразить следующим образом:

n(NН3);c(НСl) = n(НСl) · V(р-р)

m(NН3) - масса NН3, г

М (NН3)- молярная масса NН3, г/моль

c(НСl)- молярная концентрация раствора моль/л

V(р-р)- объем раствора НСl, мл.

Таким образом:

с(НСl) = · V(р-р)

Преобразуем данное равенство:

c(НСl) · М(NН3)

и отнесем выражение к 1 мл:

, г/мл

c(НСl) - молярная концентрация раствора соляной кислоты, моль/л, величина, известная для данного определения.

М(NН3) - молярная масса NН3, равная 17г/моль. Подставив эти известные величины, можно рассчитать t(НСl/NН3), который также будет иметь постоянное значение. Если при определении аммиака в каком-либо объекте на титрование его раствора израсходовано V(НСl) мл, то в титруемом растворе масса аммиака:

m(NН3)= Т(НСl/NН3) · V(НСl), г

Обучающие задачи и эталоны их решения.

Задача №1. Объясните ход кривой титрования гидроксида аммония соляной кислотой и выбор индикатора для данной реакции при титровании.

Эталон решения.

Допустим, титруем раствор (водный) аммиака - соляной кислотой - НСI. В результате реакции:

NH3 + HCl = NH4Cl

получается соль NH4Cl, от присутствия которой зависит рН в точке эквивалентности.

2. Вследствие гидролиза NH4Cl раствор приобретает кислую среду, и точка эквивалентности лежит при рН= 5,1.

3. На кривой титрования слабого основания сильной кислотой пределы скачка титрования простираются от рН = 4 до рН 6,2.

Таким образом, для подобного титрования пригодны индикаторы - метиловый оранжевый (интервал перехода рН 3,1 - 4,4) и метиловый красный (рН = 4,4 - 6,2).

Задача №2. Навеска 3,0г технического гидрокарбоната натрия растворена в мерной колбе на 250мл в воде. На титрование 10,00 мл этого раствора по реакции:

NаНСО3 + НСl = NаСl + СО2 + Н2О

затрачено 11,53 мл 0,1000 моль/л раствора соляной кислоты. Определить молярную концентрацию и титр раствора гидрокарбаната натрия. Какова массовая доля (%)NаНСО3 в образце?

ДАНО:

m(обр)= 3,0г.

V(р-р)= 250,00мл

V(NаНСО3)= 10,00 мл

V(HCl)= 11,53 мл

c(HCl)= 0,1000 моль/л

М(NаНСО3)= 84,0 г/моль

c(NаНСО3) = ?t(NаНСО3) = ?щ% (NаНСО3) = ?

Эталон решения.

1. По закону эквивалентов находим молярную концентрацию раствора NаНСО3. Согласно протекающей химической реакции fэкв (NаНСО3) = 1,fэкв(НСl) = 1

c(HCl) · V(HCl) = c(NаНСО3) · V(NаНСО3)

c(NаНСО3)= 0,1153 моль/л

2. Исходя из значения С(NаНСО3), находим титр раствора NаНСО3:

t(NаНСО3) =

t(NаНСО3) =0,09685 г/моль

Находим массовую долю (%)NаНСО3 в образце: это есть масса NаНСО3 в 100г раствора (с = 1 г/мл).

щ% (NаНСО3) = t(NаНСО3) · 100= 0,09685· 100 = 9,68 г, т.е.

щ % (NаНСО3) = 9,68 %.

Задача №3. Какую массу гидроксида натрия следует взять для приготовления 500мл раствора, на титрование 20,00 мл которого затрачивается 18,50 мл 0,1000 мол/л раствора серной кислоты.

ДАНО:

V(р-р)= 500,00мл

c(1/2H2SО4)= 0,1000 моль/л

М(NаОН)= 40,0 г/моль

m(NаОН)=?

Эталон решения.

Определение основано на химической реакции:

2 NаОН + H2SО4 = Nа2 SО4 + 2 Н2О

NаОН + 1/2H2SО4 = 1/2Nа2 SО4 + 2 Н2О

Таким образом, fэкв (NаОН) = 1,fэкв(H2SО4) = Ѕ.

По закону эквивалентов находим молярную концентрацию раствора NаОН:

c(NаОН) =

Находим массу NаОН в 0,5л раствора:

m(NаОН)= c(NаОН) ·V(р-р) ·М(NаОН)

m(NаОН)= 0,09251? 0,5 ? 40=2,00 г

Ответ: m(NаОН)= 2,00 г

Ситуационные задачи

10% (масс.) раствор аммиака - «нашатырный спирт» - применяют для возбуждения дыхания больных при выведении их из обморочного состояния. Количественное определение его проводят ацидиметрическим методом. Для этого 5,00мл препарата разводят водой в мерной колбе емкостью 100мл. Какова молярная концентрация, массовая доля (%), и титр полученного раствора, если на титрование его 10,00мл затрачено 14,00мл 0,1000моль/л раствора HCl?

Ответ: c(NН3) = 0,1400 моль/л; Т(NН3) = 0,002380г/мл; щ% (NН3) = 0,24%

Количественное определение кодеина - препарата успокаивающего действия - проводят раствором HCl в присутствии метилового красного, интервал перехода которого рН 4,2 - 6,3. Объясните область рН раствора, в которой лежит точка эквивалентности данного титрования.

Ответ: рН=4-7.

Тестовые вопросы.

При каком титровании точка эквивалентности лежит при рН > 7?

а) HNO3 + KOH б) NaOH + HCl

в) NH3 + HCl г) HCOOH +NaOH

Покажите интервал изменения окраски метилоранжа

а) рН 8,2 - 9,8 б) рН 5,6-7,4 в) рН 5,0-8,0

г) рН 3,1-4,2

При каком титровании точка эквивалентности лежит при рН < 7?

а) HCOOH +КOH б) СН3СН2СООН + КОН

в) HCl + КОН г) NH3 + HCl

При каком титровании используется фенолфталеин?

а) NH3 + HCl б) NaOH+ HCl в) Na3PO4 + HCl

г) HCOOH+ NaOH

При каком титровании точка эквивалентности лежит при рН=7?

а) HNO3 + NH4ОН б)HCOOH+ NaOH в) NH3 + HCl

г) HNO3 + NaOH

Для какого титрования применяется метилоранж?

а) С6Н5ОН+ NaOH б) HCOOH+ NaOH в) NH3 + HCl

г) HNO3 + NaOH

7.. Выберите индикатор для данной реакции: НСN + КОН

а) метилоранж б) фенолфталеин в)лакмус г) метил-красный

8. .Какой раствор соли имеет высокое значение рН?

а) (NH4)2 СО3 б) К2СО3 в) КNO3 г) КCl д) NaNO3

9. .Что такое кривая титрования?

а) графическое изображение изменения рН раствора при титровании

б) графическое изображение изменения V раствора при титровании

в) графическое изображение изменения С раствора при титровании.

10. При каком титровании точка эквивалентности лежит при рН7?

а) NH4ОН + HNO3 б) HCOOH + NaOH в) NH4ОН + Н2SO4

г) С6Н5NH2 + HCl д) Na2СО3 + HCl

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 4

4.1 Контрольно-аналитическое определение массы аммиака в растворах

Методика работы. В колбу для титрования отмерить определенный объем аммиака (преподаватель дает в виде контрольной задачи), добавить 1-2 капли раствора метилоранжа и титровать стандартизированным раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски в бледно-розовую от 1 капли раствора соляной кислоты. Определение повторить еще 2 раза, из полученных результатов взять среднее арифметическое и рассчитать массу аммиака. Экспериментальные данные внести в таблицу:

№	V(NН3), мл	V(НСl),мл	c(HCl), моль/л	t(НСl/ NН3)г/мл	m(NН3), г	Индикатор
						М-о
						М-о
						М-о

Расчеты произвести по формуле:

m(NН3) = t(НСl/ NН3) ·V(НСl)

t(НСl/ NН3) - титр раствора НСl по аммиаку:

t(НСl/ NН3) = , г/мл

V(НСl) - объем раствора НСl, затраченный на титрование раствора NН3.

Задачи для самостоятельного решения

1. Для каких целей рассчитывают и строят кривые титрования?

2. Где находится точка эквивалентности на скачке титрования?

3. В каких случаях точка эквивалентности на кривой титрования совпадает с точкой нейтральности; лежит ниже линии нейтральности; лежит выше линии нейтральности?

4. Содержание аммиака в растворе составляет 0,4 - 0,5% (масс.)Вычислите, сколько мл раствора НСl, с молярной концентрацией 0,1025 моль/л израсходовано на титрование 20,00 мл раствора аммиака (с=1,0г/мл).

Методы окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия.

Цель занятия. Научиться на основе знания закономерностей протекания окислительно-восстановительных реакций проводить количественные определения методом перманганатометрии биологических объектов и лекарственных препаратов, а также объектов санитарно гигиенического характера.

Значимость изучаемой темы. Методы окислительно-восстановительного титрования широко применяются в клиническом, санитарно-гигиеническом анализе лекарственных препаратов. Используя высокую окислительную способность перманганата калия, можно с его помощью проводить определение восстановителей в биологических объектах. Например, методом перманганатометрии определяют содержание мочевой кислоты в моче, Ca2+ в кровяной сыворотке, сахара в крови, активность фермента каталазы в крови и др. Окислительные свойства КмnO4 используются в медицинской практике при применении его в качестве антисептического средства наружно в водных растворах для промывания ран-0,1-0,5%(масс), для полоскания рта и горла-0,01 -0,1%(масс.) для промывания желудка при отравлениях-0,02-0,1%(масс).

Исходный уровень знаний.

Закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций;

Составление уравнения окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

Учебный материал для самоподготовки.

И.К.Цитович Курс аналитической химии. М.,1985,стр.271.

А.В. Бабков, Г.Н.Горшкова, А.М.Кононов. Практикум по общей химии с элементами количественного анализа. М.,1978,стр.135

Б.М.Алексеев. Количественный анализ. М.,1972.,стр.378

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы:

1. Теоретические основы методов окислительно-восстановительного титрования.

2. Расчет молекулярных масс эквивалента окислителей и восстановителей.

3. Теоретические основы метода перманганатометрии:

3.1. Восстановление перманганата в кислой, щелочной и нейтральной средах

4. Теоретические основы лабораторной работы:

4.1. Уравнение химической реакции.

4.2. Методика выполнения лабораторной работы.

4.3. Расчетные формулы.

4.4. Оформление экспериментальных данных.

Применение метода в медицине

6. Лабораторная работа

Блок информации.

Метод перманганатометрического титрования.

Метод перманганатометрии основан на реакции окисления восстановителей перманганатом калия. Перманганат калия проявляет окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах. В титриметрическом анализе окисление проводят в кислой среде, в которой наиболее проявляются окислительные свойства этого вещества. При титровании Mn+7, входящий в его состав и имеющий малиновую окраску ион, восстанавливается до почти бесцветного Mn2+. После достижения точки эквивалентности первая же избыточная капля KMnO4 окрасит титруемую жидкость в бледно-розовый цвет, что дает возможность проводить титрование без индикаторов. В щелочной среде или нейтральной в процессе восстановления Mn+7 выпадает темно-бурый осадок MnO2 или K2MnO4, присутствие которого в растворе затрудняет установление точки эквивалентности. Так как в окислительно-восстановительной реакции эквивалентом называют количество вещества, эквивалентное одному электрону, вычисление молярной массы эквивалента окислителей и восстановителей исходят из числа электронов, приобретаемых или теряемых одной молекулой вещества. Таким образом, для нахождения эквивалентной массы окислителя /восстановителя/ необходимо его молярную массу разделить на число электронов, приобретаемых /теряемых/ одной молекулой вещества в рассматриваемой реакции, в которой участвует вещество.

Установление концентрации раствора KMnO4 проводят стандартным раствором щавелевой кислоты, взаимодействие с которым протекает по уравнению:

2 KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+ 1OCO2+8H2O

Mn+7 +5з Mn2+2

C2O42- -2 з 2CO2 05

2Mn+7 + 5C2O42- 2Mn2++10CO2

Поскольку в результате реакции Mn+7 присоединяет 5 электронов, его молярная масса эквивалентна равна 1/5 молярной массы:

M(1/5 KMnO4 ) ==31,61г/моль

Щавелевая кислота в реакции отдает два электрона, поэтому молярная масса эквивалента равна Ѕ молярной массы: M(1/2H2C2O4 )== 63,03г/моль

В случае, когда при проведении определений методом перманганатометрии возникают побочные процессы, применяют методы обратного титрования.

Например, определение молярной концентрации эквивалента и титра раствора нитрита натрия проводят методом обратного титрования. Сущность метода обратного титрования заключается в том, что к подкисленному раствору, взятому в избытке, добавляют точный объем раствора нитрита натрия, и избыток перманганата калия оттитровывают стандартным раствором щавелевой кислоты.

Обучающие задачи и эталоны их решения

Задача №1. Рассчитайте навеску щавелевой кислоты, необходимую для приготовления 500,00 мл 0,0500 моль/л раствора, используемого для установления концентрации раствора

ДАНО:

V(p-p)=500,00мл

M(H2C2O4?2H2O)=126,1г/моль

M(KMnO4 )=158,0г/моль

с(1/2H2C2O4)=0,0500моль/л

m (H2C2O4?2H2O)= ?

Эталон решения.

Составляем уравнение происходящей реакции:

2 K MnO4+5 Н2С2О4+3H2SO4=2MnSO4+K2 SO4+10CO2+8H2O

Mn+7 +5з Mn2+2

C2O42- -2 з 2CO2 05

2Mn+7 + 5C2O42- 2Mn2++10CO2

Из уравнения следует, что молярная масса эквивалента Н2С2О4 равна :

M(1/2H2C2O4 •2H2O)г/моль

Находим массу щавелевой кислоты, содержащеюся в 500,00мл ее раствора:

m(H2C2O4?2H2O)=

Ответ:

m(H2C2O4 •2H2O)= 1,581г

Задача №2. Определите молярную концентрацию эквивалента и титр раствора KMnO4, если 0,8г его растворили в 500,0мл воды в мерной колбе и на титрование 20,00мл 0,04741моль/л раствора щавелевой кислоты израсходовано в среднем 18,30мл раствора KMnO4.

ДАНО:

m(образец)= 0,8г

V(p-p)= 500,00мл

V(H2C2O4) = 20,00мл

с(1/2H2C2O4)= 0,0474моль/л

V(KMnO4)= 18,30 мл

M(KMnO4) = 158,01 г/моль

с(1/5 KMnO4) =? t(KMnO4) =?

Эталон решения.

1. Уравнение протекающей реакции:

2 KMnO4+ 5H2SO4=2MnSO4+K2SO4+10CO2+8H2O

M( KMnO4)= 31,61г/моль

2. По закону эквивалентов находим молярную концентрацию эквивалента раствора:

c(H2C2O4)?V(H2C2O4)=c(1/5KMnO4)?V(KMnO4)

c(KMnO4)=

c(KMnO4)

3. Исходя из значения C(1/5KMnO4), вычислим титр этого раствора:

t(KMnO4)

t(KMnO4) =

Ответ: c(1/5KMnO4) =0,05181 моль/л; t(KMnO4)=0,001638г/мл

KMnО4+MnSO4 +H2 OMnO2 +K2 SO4 +H2 SO4

KMnО4 + FeCl2 + HClMnCl2 + Fe Cl3 + КCl + H2 O

KMnО4 + Н2О2MnO2 + КОН + О2 + Н2О

Ответ: .2.1.М(1/3 KMnО4) =52,6г/моль ;М(1/2 MnSО4)=75г/моль

2.2.М(1/5 KMnО4)=31,61г/моль;М (Fe Cl2)=127г/моль

2.3.М(1/3 KMnО4)=52,6г/моль;М(1/2Н2О2) =17г/моль

Ситуационные задачи

1. В медицине препараты железа, в частности FeSO4 ·7Н2О применяют для лечения гипохромной /железодефицитной / анемии различной этиологии. Доза для взрослых 0,3-0,5г препарата 3-4 раза в день. Рассчитайте массу железа в одной таблетке медицинского препарата «таблетки БЛО», содержащей 0,28г. FeSO4·7Н2О Какой концентрации следует приготовить раствор KMnО4, чтобы проанализировать раствор, полученный растворением этой таблетки в мерной колбе на 100,0 мл ? Каков титр полученного раствора?

Ответ:

m = 0,056г;с(KMnО4) =0,0100моль/л.

2. Определить массовую долю Н2О2 в продажном медицинском препарате, если 1,00мл Н2О2 внесен в мерную колбу на 100,0мл и разбавлен водой до метки (с Н2О2)=1,0г/мл. При титровании на каждые 20,00мл разбавленного раствора Н2О2 израсходовано в среднем 16,90мл 0,0198 моль/л раствора KMnО4

Ответ:

щ% (Н2О2)=2,84%

Тестовые вопросы.

1. До каких ионов восстанавливается Мn+7 в щелочной среде.

Mn+7Mn2+

Mn+7 Mn+4

Mn+7Mn+6

а) 1 и 2 б) 1,3 в) 3 г) 1

...