Размещено на http://www.allbest.ru

Размещено на http://www.allbest.ru

1. Введение в титриметрические методы анализа

Вопросы к занятию:

1. Правила работы в химической лаборатории и правила техники безопасности.

2. Правила пользования реактивами и химической посудой.

3. Порядок взвешивания на технохимических и аптекарских весах.

4. Понятие о химическом эквиваленте и факторе эквивалентности.

5. Определение эквивалента вещества в реакциях обмена и окислительно-восстановительных реакциях.

6. Способы выражения состава раствора: массовая доля, мольная доля, молярная и моляльная концентрации, молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация).

7. Решение задач на концентрации растворов.

1.1 Правила техники безопасности

Порядок работы в химической лаборатории.

- без белого халата нельзя присутствовать на занятиях и находиться

в лаборатории;

- рабочее место необходимо содержать в чистоте и порядке; на столе можно хранить тетрадь, ручку, карандаш; все остальные вещи следует хранить в специальных ящиках для портфелей; около рабочего места ничего не должно лежать;

- верхнюю одежду необходимо сдавать в гардероб;

- перед началом работы внимательно прочитать методичку и строго следовать описанию, приведенному в ней;

- реактивы и посуду не трогать без разрешения преподавателя; реактивы без этикеток не использовать в работе;

- после окончания работы рабочее место убрать; посуду за собой помыть;

- ход лабораторной работы записывать в тетрадь.

Меры предосторожности при работе в лаборатории.

- при работе в лаборатории необходимо быть очень внимательны, соблюдать осторожность;

- все опыты с ядовитыми и неприятно пахнущими веществами проводить под вытяжным шкафом;

- нюхать химическое вещество нужно, направляя пары или газ движением руки;

- категорически запрещается пробовать химические реактивы на язык;

- запрещается набирать ртом через пипетки жидкости, необходимо использовать резиновые груши;

- запомните: при приготовлении растворов кислот надо вливать кислоту в воду; использовать при этом толстостенную посуду;

- при измельчении щелочи нужно пользоваться фарфоровыми ступкой и пестиком; щелочь насыпают лопаткой;

- при нагревании пробирки нужно держать ее от себя и от товарища; пробирки не пережимать, нагрев вести равномерно над горелкой;

- переливать жидкости без брызг; не наклоняться над сосудом;

- при попадании кислоты на кожу, промыть поверхность обильно водой и нейтрализовать раствором пищевой соды;

- при попадании на кожу щелочи, промыть поверхность обильно водой и нейтрализовать 2-3% раствором уксусной или борной кислоты;

- если произошел розлив кислоты или щелочи, засыпать площадь песком из ящика, песок выкинуть, загрязненное место промыть водой, нейтрализовать раствором соды или кислоты;

- при работе с ЛВЖ надо работать в вытяжном шкафу, подальше от огня;

- действующие газовые и электроприборы не оставлять без присмотра;

- перед включением электроприборов в сеть проверить целостность вилки, розетки, провода, корпуса прибора;

- при уходе из лаборатории отключить газ, воду, выключить свет.

Правила пользования реактивами и химической посудой.

- реактивы хранят в стеклянной посуде, закрытой притертыми пробками; каждая банка должна быть снабжена этикеткой с четким названием и указанием концентрации;

- излишек реактива не сливать обратно в сосуд, а сливать в специальные склянки;

- после употребления банку закрыть и поставить на месть;

- твердые реактивы брать при помощи ложек или лопаток, которые должны быть чистыми и сухими;

- жидкие реактивы брать при помощи стеклянных пипеток; нельзя отбирать пробу, если Вы предварительно брали этой пипеткой реактив из другой банки;

В химической лаборатории применяют тонкостенную стеклянную посуду:

- пробирки применяют для работы с небольшими объемами;

- химические стаканы используют для приготовления растворов, осаждения и промывания осадков;

- плоскодонные колбы для нагревания жидкостей;

- круглодонные колбы для нагревания жидких и твердых тел;

- колба Вюрца для перегонки жидкостей и проведения реакций, сопровождающихся выделением газов;

- конические колбы Эрленмейера применяют для титрования и переливания жидкостей;

- воронки используют для переливания жидкостей;

- бюксы, для взвешивания малого объема веществ.

Для измерения объемов служит специальная мерная посуда:

- мерная колба, плоскодонная с узким горлом, с отметкой до какого уровня наливать жидкость при 200С, применяется для приготовления растворов определенной концентрации;

- пипетка, трубка с оттянутым концом, используется для отбора точного объема жидкостей;

- бюретка, необходима для измерения объема жидкостей, расходуемых в опыте;

- мерные цилиндры и мензурки.

Используется и фарфоровая посуда:

- тигель для прокаливания сухих веществ;

- воронка Бюхнера, для фильтрования под вакуумом,

- ступка с пестиком для измельчения твердых тел.

Правила взвешивания на технохимических и аптекарских весах.

На аптекарских весах взвешивают с точностью до 1 г, на технохимических с точностью до 0,01 г, а на аналитических с точностью до 0,0001 г. К каждым весам должен прилагаться собственный набор гирь-разновесов. Правильность установки весов проверяют с помощью арретира.

Правила взвешивания:

- весы не трогают с места;

- весы устанавливают:

а) горизонтально по отвесу;

б) при включенном арретире весы выводят на ноль, при помощи винтов на концах коромысла;

- чашки весов должны быть чистыми;

- вещества взвешиваю на стекле, в бюксе или бумаге;

- разновесы ставят на правую чашку, а вещество на левую;

- в течение одной работы все взвешивания проводят на одних и тех же весах.

1.2 Понятие о химическом эквиваленте и факторе эквивалентности

Одним из основных законов химии является закон эквивалентов:

Вещества вступают в химические реакции и образуются в результате химических реакций в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Закон эквивалентов широко используется для количественных расчетов, необходимых при проведении химических реакций, и математически может быть записан следующим образом:

m1: Э1 = m 2 : Э 2 (1.1),

где m1, m2 и Э1, Э2 соответственно массы и эквиваленты реагирующих веществ.

Для объемных отношений закон эквивалентов записывается таким образом:

N1V1=N2V2 (1.2)

Преобразуя первое и второе выражение можем записать, что n 1 = n 2 где n- количество моль - эквивалентов реагирующих веществ, а это значит, что в точке эквивалентности количество моль-эквивалентов реагирующих и образующихся веществ равны. Для описания закона эквивалентов в химии широко используют понятие эквивалента и фактора эквивалентности.

Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества Х, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции - одному электрону.

Например, в реакции:

аА + bB - cC + dD,

которую можно переписать в виде:

A + B - C + D,

условная частица В, равноценная одной частице А, является эквивалентом вещества В данной реакции.

Множитель f называют фактором эквивалентности вещества В и обозначают fэкв (В).

Фактор эквивалентности fэкв (Х) - число, обозначающее какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.

fэкв (Х) = 1/z

Молярная масса эквивалента (размерность г/моль) - равна массе вещества, эквивалентной 1 молю водорода или 1 молю электронов в химической реакции. Численно равна эквиваленту вещества.

Молярная масса эквивалента равна молярной массе вещества, умноженной на фактор эквивалентности:

М(1/z X) = M(X) * fэкв (X) = M(X) / z

Существуют следующие формулы для определения молярных масс эквивалентов сложных веществ:

Кислоты:

М(1/z кислоты) = М(Х)/(основность кислоты)

НС1 - f (НС1) =1 М(1/1 НС1) = М(НСl)/1

Н2SO4 - f (H2SO4 ) = Ѕ M(Ѕ H2SO4) = M(H2SO4)/2

H3PO4 - f (H3PO4) = ? M(? H3PO4) = M(H3PO4)/3

Основания:

М(1/z основания) = М(Х)/(кислотность основания)

NaOH - f (NaOH) = 1 M(NaOH) = M(NaOH)/1

Ba(OH)2 - f (Ba(OH)2 =Ѕ M(Ѕ Ba(OH)2) = M (Ba(OH)2/2

Al(OH)3 - f (Al(OH)3) = ? M(? Al(OH)3 )= M (Al(OH)3)/3

Соли:

М (1/z cоли) = М (Х) / число атомов Ме * степень окисления Ме

К2SO4 - f (K2SO4) = Ѕ M(Ѕ K2SO4) = M (K2SO4)/2

CaCl2 - f (CaCl2) = Ѕ M(Ѕ CaCL2) = M (CaCL2)/ 2

Fe2(SO4)3 - f ( Fe2(SO4)3) = 1/6 ; M(1/6 Fe2(SO4)3) = M(Fe2(SO4)3)/6

Оксиды:

М (1/z оксида) = М (Х) / число атомов эл-та * степень окисления эл-та

Na2O - f ( Na2O) = Ѕ M(Ѕ Na2O) = M(Na2O)/ 2

NiO - f (NiO) = Ѕ M(Ѕ NiO) = M(NiO)/ 2

N2O5- f (N2O5) = 1/10 M(1/10 N2O5) = M(N2O5)/10

Пример 1:

Укажите фактор эквивалентности щавелевой кислоты в реакции:

Н2С2О4 + 2 NaOH - Na2C2O4 + 2 H2O

Найдите молярную массу эквивалента щавелевой кислоты.

Решение:

В данной реакции одна молекула Н2С2О4 равноценна (соответствует, эквивалентна) двум ионам водорода, следовательно:

fэкв (Н2С2О4) = Ѕ , а молярная масса эквивалента кислоты:

М(Ѕ Н2С2О4) = М(Н2С2О4)/2 = 90/2 = 45 (г/моль).

Пример 2:

Укажите факторы эквивалентности и молярные массы эквивалента КМО4 в реакциях:

а) 2 КМnО4 + 5 Na2C2O4 + 16 HCl - 2 MnCl2 + 2 KCl + 10 CO2 + 8 H2O + 10 H2O

б) 2 KMnO4 + 3 MnCL2 + H2O - 5 MnO2v + 4 KCl + 4 HCl

Решение:

а) В полуреакции восстановления участвуют 5 электронов, следовательно:

MnO4- + 8H+ + 5 к - Mn2+ + 4 H2O

fэкв (KMnO4) = 1/5,

а следовательно:

М(1/5 KMnO4) = M (KMnO4)/5 = 158/5 = 31,67 (г/моль)

б) Поскольку в полуреакции восстановления KMnO4 участвуют 3 электрона:

MnO4- + 2 H2O + 3 к - MnO2 + 4 OH- fэкв(KMnO4) = 1/3,

следовательно:

М(1/3 KMnO4) = M (KMnO4)/3 = 158/3 = 52, 67 (г/моль)

1.3 Способы выражения концентрации растворов

Концентрация раствора - величина, измеряемая количеством растворенного вещества, содержащегося в определенной массе или объеме растворителя. Ниже приведены наиболее часто употребляемые в химии способы выражения содержания растворенного вещества в растворе:

Таблица 1

Способ выражения растворенного вещества в растворе	Определение	Формулы, используемые для расчетов	Единицы измерения
массовая доля щ (х)	процентное отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора		% доли от 1
мольная доля N	отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе		_
молярная концентрация, или молярность С(X); СМ	отношение количества растворенного вещества к объему раствора		моль./л
эквивалентная концентрации, или нормальность С(1/z X); CN	отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора		моль/л
моляльная концентрация b(X)	отношение количества растворенного вещества к массе растворителя		моль/кг

Условные обозначения:

m(X) - масса растворенного вещества;

M(X) - молярная масса растворенного вещества;

V(р-ра) - объем раствора;

m(р-ля) - масса растворителя;

n1 и n2 - соответственно количество вещества растворителя и растворенного вещества;

n(1/z) - количество эквивалентов растворенного вещества;

n(X) - количество растворенного вещества.

1.4 Задачи для самостоятельного решения

1. Рассчитайте молярную массу эквивалента карбоната натрия, бикарбоната натрия, тетрабората натрия, карбоната кальция, оксалата калия, иодата калия, янтарной кислота, бензойной кислоты.

2. Рассчитайте молярную массу эквивалента ортофосфорной кислоты H3PO4 в реакциях с гидроксидом натрия с образованием NaH2PO4, Na2HPO4, Na3PO4.

3. Рассчитайте молярную массу эквивалента H2S в реакциях с гидроксидом натрия с образованием NaHS и Na2S.

4. Какой объем раствора НС1 (в мл) с молярной концентрацией С1(НС1)=10,97 моль/л необходимо взять для получения 100 мл раствора с молярной концентрацией С2(НС1)=0,1 моль/л?

5. Какая навеска безводного карбоната натрия Na2CO3 требуется для приготовления 100 мл раствора с молярной концентрацией эквивалента С(Ѕ Na2CO3)=0,1 моль/л?

6. Определите массу Na2CO3 * 10 Н2О (кристаллической соды), необходимую для приготовления 500 мл 0,5 N раствора.

7. Сколько миллилитров 38% раствора хлороводородной кислоты (с=1,19 г/мл) нужно взять для приготовления 500 мл 0,3N раствора?

8. Определите массу нитрата натрия и объем воды, необходимые для приготовления: а) 200 г 15% раствора; б) 50 г 8% раствора?

9. Найдите массу CuSO4 * 5 H2O и объем воды, необходимые для приготовления 200 г 8% раствора сульфата меди (II).

10. К 150 г 8% раствора прибавили 50 г воды. Какова массовая доля растворенного вещества в новом растворе?

11. Какая масса NaOH содержится в 550 г воды 0,72 моляльного раствора?

12. Какова моляльная концентрация раствора, полученного растворением 1,5 кг хлорида калия в 2,85 кг воды?

13 Вычислите мольные доли спирта и воды в 96%-ом (по массе) растворе этилового спирта.

2. Кислотно-основное титрование

Вопросы к занятию:

1. Какой закон лежит в основе титриметрического анализа? Объемно-аналитические расчеты.

2. Объемный или титриметрический анализ, его сущность и методы.

3. Требования, предъявляемые к реакциям, используемым в объемном анализе.

4. Правила пользования мерной посудой (мерные колбы, пипетки).

5. Кислотно-основное титрование:

- титранты в ацидиметрии и алкалиметрии, их стандартизация;

- фиксирование точки эквивалентности. Кислотно-основные индикаторы;

- применение кислотно-основного титрования в практике.

2.1 Введение

В медицинской практике врачей диагностика многих заболеваний основана на сравнении результатов анализа компонентов биологических жидкостей (кровь, слюна, моча, желудочный сок и т. д.) у больных, с анализами у здоровых людей. Поэтому медицинским работникам необходимо знать основные принципы и методы аналитической химии, которые основаны на общехимических законах и свойствах элементов.

Аналитическая химия - наука, изучающая методы определения состава вещества, а также их структуры. Основным методом аналитической химии является химический анализ, который подразделяется на качественный, количественный и структурный.

Задача качественного анализа состоит в обнаружении в веществах элементов, ионов, молекул и функциональных групп.

Задача количественного анализа заключается в определении количества элементов, ионов, молекул, функциональных групп или веществ. Например, определение в крови количественного содержания ионов железа, натрия, калия или сложных веществ таких как, гемоглобин, белки, холестерин и др.

Большое значение аналитическая химия имеет в фармацевтической, санитарно-гигиенической практике и судебно-медицинской экспертизе.

Методы количественного анализа в свою очередь, в зависимости от решаемых задач подразделяются на химические, физико-химические (инструментальные) и биологические.

В данной теме рассматриваются в основном химические методы, основанные на химических свойствах и реакциях тех или иных веществ.

Различают весовой и объёмный анализ. Весовой, называемый также гравиметрическим, очень точный метод, но в то же время трудоёмкий и длительный.

Объёмный анализ, называемый также титриметрическим, достаточно быстрый, точный и нетрудоемкий, поэтому его применяют намного чаще.

В свою очередь титриметрический анализ в зависимости от типа реакции, лежащей в основе процесса, подразделяется на следующие методы: а) кислотно-основной; б) окислительно-восстановительный; в) осаждения; г) комплексообразования.

2.2 Теоретические основы титриметрического метода анализа

Титриметрический анализ основан на измерении количества реактива, затраченного на реакцию с определяемым веществом, и заключается в точном определении объема раствора химического реагента, необходимого при данном анализе. Точность определения объема раствора достигается с помощью технического приема, называемого титрованием.

Титрование - постепенное прибавление титрованного раствора к исследуемому раствору. Титрованный раствор, или стандартный - это раствор, с точно известной концентрацией. Такой раствор называется титрантом. В процессе титрования наступает момент завершения реакции между титрантом и анализируемым веществом, называемый точкой эквивалентности. В данный момент количество реагирующих веществ в смеси становится эквивалентным, что отмечается величиной объёма рабочего раствора, пошедшего на титрование.

Поэтому для расчета количества вещества можно использовать закон эквивалентности, т. е. отношение:

m1 : Э1 = m 2 : Э 2 (2.1)

Отношение:

m : Э = n,

где n- количество моль - эквивалентов реагирующих веществ, это значит, что в точке эквивалентности:

n 1 = n 2 (2.2)

В то же время n можно рассчитать исходя из формулы:

С N = n/V,

где C N - молярная концентрация эквивалента и тогда:

n = C N • V (2.3)

Подставляя уравнение (2.3) в уравнение (2.2) получаем основную формулу расчёта в объёмном анализе, т. е.

C N 1 • V1 = C N 2 • V2 (2.4)

Часто C N заменяют на N (нормальность) и в этом случае приведенная формула в упрощённом виде будет выглядеть следующим образом:

N1V1=N2V2 (2.5)

Для расчётов часто применяют также величину, называемую титром.

Титр - это количество граммов растворенного вещества в 1мл раствора, обозначаемый буквой Т с индексом справа внизу, указывающим название растворенного рабочего вещества. Например, ТНС1 или ТКMnO4. Титр рассчитывают по следующим формулам:

Т = N • Э /1000 или Т = m / V (г/мл) (2.6)

В некоторых случаях удобно выражать титр не в граммах рабочего вещества, а в граммах определяемого вещества, реагирующего с 1 мл рабочего раствора. Такой титр называют титром по определяемому веществу.

Например, ТKMnO4 / Fe = 0,00562 г/мл, это означает, что 1 мл раствора KMnO4 окисляет 0, 00562 г железа.

В титриметрическом методе анализа применяют в зависимости от задач, три способа (или приема) титрования: прямое, заместительное и обратное. Прямое титрование заключается в постепенном добавлении титранта к анализируемому раствору до достижения точки эквивалентности по следующему уравнению:

аА + bВ = dD + сС

например:

HCl + NaOH ---> NaCl + Н2O

Заместительное (косвенное) титрование заключается в том, что к определённому веществу добавляют специальный реагент, вступающий с ним в реакцию, один из продуктов взаимодействия затем оттитровывается рабочим раствором - титрантом.

Общее уравнение:

Пример:

Обратное титрование заключается в добавлении к анализируемому веществу точно известного избытка титранта (2.1), остаток которого после реакции оттитровывают с помощью титранта (2.2).

A + B > D

(титрант 1)

в избытке:

B + C > Z

Избыток титрант 2 титранта 1

Например:

1) NaCl + AgNO3 > AgС1 + NaNO3

Титрант 1 (избыток).

2) AgNO3 + (NH4)CNS > AgCNS + NH4NO3

оставшийся титрант 2 избыток

По каждому способу титрования проводятся необходимые расчёты на основании закона эквивалентов.

К реакциям в объёмном анализе предъявляются определённые требования.

1. Реакции должны быть практически необратимыми.

2. Реакция должна протекать в строгом соответствии с уравнением химической реакции без побочных продуктов

3. Реакция должна протекать достаточно быстро.

4. Должна быть чёткая фиксация конца титрования, т.е. точки эквивалентности.

Выбор способа фиксирования решается применительно к конкретным условиям.

В объёмном анализе необходимо знать точную концентрацию и объёмы растворов реагирующих веществ. Для измерения объёмов жидкости с точностью до 0,01 - 0,03 см3 используется специально мерная посуда: мерные колбы, бюретки, пипетки, мерные цилиндры, мензурки и др. (рис. 1).

Рис. 1. Посуда, используемая в химии для измерения объема

Для точного измерения объёма соблюдают некоторые правила:

1. Глаз экспериментатора должен находится на одном уровне с мениском измеряемой жидкости.

2. Объём прозрачных жидкостей отмеряют по нижнему мениску (рис. 2,а). Объём интенсивно окрашенных и вязких жидкостей - по верхнему мениску (рис. 2,б и 2,в).

Рис. 2. Формы менисков в стеклянных трубках: а - прозрачная жидкость; б - интенсивно окрашенная жидкость; в - вязкая жидкость

Мерные колбы предназначены для приготовления растворов титранта, первичных стандартов, анализируемых проб. Мерные колбы бывают различной вместимости (от 2000 см3 до 25 см3). На узком и длинном горлышке колбы имеется метка, а на широкой части указан номинальный объём.

Пипетки предназначены для отмеривания и переноса заданного объёма раствора из одного сосуда в другой. Различают пипетки Мора, рассчитанные на один объём, обозначаемый меткой на узкой части и градуированные пипетки. Для заполнения пипетки нижний конец её опускают в раствор почти до дна, с помощью резиновой груши заполняют раствор выше метки, затем плотно закрывают верхнее отверстие указательным пальцем. Держа пипетку вертикально, осторожно ослабляют давление пальца и дают избытку раствора стекать по каплям, чтобы мениск установился точно против метки. Вновь плотно закрыв пипетку пальцем, осторожно перенести в приготовленный сосуд и, открыв отверстие, дают жидкости медленно вытекать, наблюдая за тем, чтобы отверстие пипетки не касалось раствора в сосуде. Оставшиеся капли раствора в кончике пипетки выдувать запрещается, так как объем этих капель учтен при калибровке.

Бюретки предназначены для измерения объёма вытекающей из них жидкости. Обычные лабораторные бюретки представляют собой стеклянные градуированные цилиндрические трубки, снабжённые затвором. В качестве затворов чаще всего используется стеклянный кран или резиновая трубка с затвором шарикового типа, с металлическим зажимом.

Для проведения титрования бюретки устанавливают в штативе строго вертикально, заполняют титрантом с помощью воронки выше нулевой отметки. Затем освобождают кончик бюретки от пузырьков воздуха, слегка приподнимая резиновую трубку и надавливая на неё в месте расположения стеклянного шарика. После этого снимают воронку (вставляют ее в отверстие на штативе, рядом в бюреткой) и устанавливают уровень раствора на нулевой отметке. Титровать из бюретки необходимо медленно при постоянном перемешивании раствора в колбе для титрования, чтобы выяснить, на какой капле титранта наступает конец титрования. После этого отмечают по бюретке объем раствора, пошедшего на титрование исследуемого вещества. Последовательность действий процесса титрования показана на рис. 3.

Перед работой любую мерную посуду тщательно моют сначала хромовой смесью или раствором (0,1 н) хлороводородной кислоты, после этого ополаскивают дистиллированной водой. В мерной посуде нельзя нагревать жидкости и наливать в нее горячие растворы.

2.3 Кислотно-основное титрование

Метод кислотно-основного титрования широко применяется в клинических анализах, санитарно-гигиенических и токсикологических исследованиях, в фармации, при анализе лекарственных препаратов и т.д.

В основе кислотно-основного метода титрования лежат реакции между кислотами и основаниями, поэтому этот метод подразделяется в свою очередь на ацидиметрический и алкалиметрический.

В ацидиметрии в качестве титрантов применяют 0,01-0,1 N растворы сильных кислот (HCl и H2SO4) для определения оснований, солей слабых кислот, аминов и их производных.

Рис. 3. Способ титрования неизвестного основания стандартным раствором H2SO4: а - известное количество основания помещают в колбу; б - к основанию добавляют кислотно-основный индикатор, а затем из бюретки медленно приливают стандартный раствор H2SO4; в - точку эквивалентности устанавливают по изменению окраски индикатора

В ацидиметрии в качестве титрантов применяют 0,01-0,1 N растворы сильных кислот (HCl и H2SO4) для определения оснований, солей слабых кислот, аминов и их производных. Так как серная кислота гигроскопична, а соляная летуча, то установку точной концентрации этих веществ проводят по стандартным растворам (первичный стандарт), например, тетраборат натрия - бура (Na2B4O7 * 10 H2O).

Алкалиметрию применяют для определения сильных и слабых кислот (H2BO3, HCl, CH3COOH), а так же фенолов и солей слабых оснований, например, хлорида аммония NH4Cl.

Титрантами в данном случае являются 0,01-0,1 N растворы сильных оснований (NaOH, KOH). Стандартным титрантом в данном случае является раствор щавелевой кислоты - H2 С2O4 * 5 Н2О.

В основе метода кислотно-основного титрования лежит реакция нейтрализации, сущность которой заключается в следующем уравнении:

H3О+ + OH- > 2Н2О

простейшем виде:

Н + + ОН - >Н2О

При этом ионы водорода H+ кислоты связываются ионами OH - оснований, т.е. при титровании (прибавления малых порций из бюретки) кислоты к щелочи происходит постепенное уменьшение концентрации ионов Н+, а количество ионов ОН- увеличивается. Таким образом, уменьшение концентрации кислоты можно отслеживать по изменению концентрации ионов водорода. В точке эквивалентности, т.е. в конце титрования, концентрация ионов водорода [H+] практически должна быть равна концентрации гидроксид - ионов [OH-]. Как показали исследования, величина концентрации ионов водорода, в данном случае, равна 10 -7 г-ион/л.

На практике вместо концентрации водородных ионов используют понятие «водородный показатель», обозначаемый - рН и равный отрицательному десятичному логарифму из концентрации водородных ионов, т.е. рН = - lg [H+].

Значит, если [H+] =10-7 г-ион/л, то рН = - lg10-7= 7. Такое значение рН обозначает нейтральную среду. Это значит, что в этом случае и [OH-]=10-7, а рОН = 7 .Таким образом в нейтральной среде сумма рН + рОН = 14. . При рН > 7 среда раствора будет щелочной, при рН < 7 кислой. Величина рН в точке эквивалентности зависит от природы кислоты или основания, вступающих в реакцию нейтрализации.

Различают четыре типа кислотно-основных реакций, в результате которых образуется соль и вода.

1) Реакция между сильной кислотой и сильным основанием:

HCl + NaOH > NaCl + H2O

В ионном виде:

H + + Cl - + Na+ + OH- > Na+ + Cl- + H2O

Сокращённое ионное уравнение:

H + + ОН - > H2О

В точке эквивалентности будет нейтральная среда и рН = 7. Соль NaCl не подвергается гидролизу и реакция необратима.

2) Реакция между слабой кислотой и сильным основанием:

CH3COOH + NaOH > CH3COONa + H2O

В ионном уравнении не диссоциирует слабая уксусная кислота, так как в растворе присутствуют сильные электролиты - основание и соль.

CH3COOH + Na+ + OH- > CH3COO- + Na+ + H2O

И сокращенное уравнение показывает, что в точке эквивалентности образуется избыток ОН- ионов, т.е. рН > 7.

СH3COOH + OН- > CH3COO- + H2O

Кроме того, происходит гидролиз соли CH3COONa, что еще увеличивает число ОН- ионов. Гидролиз идет по следующему уравнению:

CH3COO- + Na+ + H2O - CH 3COOН + Na+ + ОН-

т.е. идет обратимый процесс.

3) Реакция между сильной кислотой и слабым основанием:

HCl + NH 4OH - NH 4Cl + H2O

Гидроксид аммония.

Слабое основание в ионном виде:

H+ + Cl- + NH 4OH - NH4+ + Cl- + H2O,

или сокращенно:

Н+ + NH4 OH - NH+4 + H 2O

Эта реакция так же обратима, т.к. соль NH 4Cl подвергается гидролизу по уравнению:

NH+4 + Cl- + H 2O - NH 4OH + H+ + Cl-

В точке эквивалентности реакция среды будет кислой, т.е. рН < 7

4) Реакция между слабой кислотой и слабым основанием:

CH 3COOH + NH 4OH > CH 3COONH4 + H2O.

При данной реакции изменение рН происходит очень медленно, и момент эквивалентности определить невозможно, поэтому такие реакции не имеют для объемного анализа значения.

Фиксирование точки эквивалентности по изменению рН в процессе титрования проводят с помощью кислотно-основных индикаторов.

Кислотно - основные индикаторы - это сложные органические вещества, которые изменяют свою окраску в зависимости от рН среды. Они являются либо слабыми кислотами HJnd, либо слабыми основаниями - JndOH. В водных растворах кислотные индикаторы диссоциируют по схеме :

HJnd - H+ + Jnd -

Заряженные частицы Jnd - - сложные органические ионы, имеющие окраску, отличающуюся от окраски молекулярной, неионизированной формы.

Если к водному раствору HJnd добавить немного NaOH, то гидроксидные ионы ОН - будут соединяться с ионами Н +, образуя H2O. Вследствие принципа Ле-Шателье равновесие диссоциации индикатора сдвигается вправо и раствор меняет окраску на окраску свободных ионов Jnd-.

Если к тому же раствору прибавить HCl , то есть Н+, то равновесие сдвинется в сторону образования HJnd и появится окраска недиссоциированных молекул. Известны одноцветные и двухцветные индикаторы. К одноцветным относится фенолфталеин, который в кислой и нейтральной среде - бесцветный, а в щелочной среде имеет малиновый цвет.

К двухцветным индикаторам относится метиловый оранжевый. В кислой среде этот индикатор имеет розовую окраску, в щелочной - жёлтую, а в нейтральной среде - более насыщенную оранжевую окраску.

Каждый индикатор имеет определённый интервал перехода окраски, представляющий собой тот промежуток между двумя значениями рН, в котором изменяется окраска. Величина интервала перехода - рН, обычно не превышает двух единиц. Так у фенолфталеина рН = 8 - 10, а у метилоранжа рН = 3,1 - 4,4. В целом рН = рКа ± 1, где рКа - так называемый силовой показатель кислоты, равный рКа = - lg Кд (НА), где Кд константа диссоциации кислоты - НА.

Среднее значение рН в интервале перехода окраски называется точкой перехода индикатора или показателем титрования. На практике, при титровании, показатель титрования есть конец реакции между кислотой и основанием. Значит точка перехода индикатора - есть точка конца титрования.

Значения рН для различных индикаторов представлено в таблице 2.

Таблица 2

Название индикатора	Интервал перехода		Окраска		Показатель
		кислая	щелочная	нейтральная	рН
1.	фенолфталеин	8.0-10.0	бесцветн	малин.	бесцветн.	9.00
2.	метиловый	3.1-4.4	розовый	желтый	оранжевый	3,75
	оранжевый
3.	метиловый	4.4-6.2	красный	желтый	желтый	5,00
	красный
4.	нейтральный	6.8-8.0	красный	желтый		7,4
	красный
5.	лакмус	5.0-8.0	красный	синий

2.4 Кривые титрования. Выбор индикатора

Для того чтобы наиболее точно зафиксировать точку эквивалентности титрования, необходимо выбрать такой индикатор, который резко меняет свою окраску при значении рН, максимально близком к эквивалентной точке. Изменение рН при нейтрализации различных по степени диссоциации кислот и оснований обычно изображают графически. Такие графики постепенного изменения рН при кислотно-основном титровании называют кривыми нейтрализации, или кривыми титрования кислотно-основного метода. По таким кривым можно выбрать нужный индикатор. В качестве титрантов в кислотно-основном методе обычно применяют сильные кислоты или сильные основания, поэтому здесь возможны следующие 3 случая:

1) титрование сильной кислоты сильным основанием (и наоборот),

2) титрование слабой кислоты сильным основанием,

3) титрование слабого основания слабой кислотой.

Рассмотрим ход кривой титрования более подробно на примере (2.1), при нейтрализация сильной кислоты сильным основанием. Предположим, что мы титруем раствор HCl 0.1 н концентрации раствором NaOН той же концентрации. Сильные основания и сильные кислоты практически полностью диссоциированны на ионы, поэтому концентрацию ионов [Н+] можно принять численно равной общей концентрации кислоты. Таким образом, до начала реакции нейтрализации раствор HCl будет иметь концентрацию ионов[H+] = 10-1 г-ион/л, а рН=1. После нейтрализации 90% кислоты, ее осталось 10% от первоначального количества. Следовательно, количество кислоты уменьшилось в 10 раз. Для упрощения вычисления мы пренебрегаем увеличением общего объема раствора. При уменьшении общей концентрации кислоты в 10 раз, во столько же раз уменьшится концентрация ионов водорода, т.е. [H+] = 10-2 , а рН= 2. После нейтрализации 99% кислоты общая ее концентрация уменьшилась в 100 раз по сравнению с первоначальной концентрацией. Следовательно, концентрация ионов водорода [H+] = 0,001 = 10-3, в этом случае рН=3. После нейтрализации 99,9% кислоты [H +] = 0,0001 = 10-4 , рН = 4. Когда же будет нейтрализована вся кислота (100%), в растворе будет содержаться только соль NaCl, не подвергающаяся гидролизу. Концентрация [Н+] и [ОН-] при этом одинаковы, а рН = 7 и точка эквивалентности совпадает с точкой нейтральности (табл. 2).

Если и далее приливать щелочь к титруемому раствору, концентрация ионов [ОН -] будет увеличиваться в том же порядке, как шло уменьшение ионов Н + . При добавлении 1% избытка щелочи концентрация ионов будет [OH -] = 10 -3 ,а [Н +] = 10-11, значит рН =11. При добавлении 10% избытка NaOH концентрация ионов [OH -] = 10 - 2 , в этом случае [H +] = 10 -12 и рН = 12. Если добавить 100% избытка щелочи, то концентрация ионов гидроксила в растворе будет равна 10 -1 , [H+] = 10-13, а рН = 13.

Таким образом, при нейтрализации 99,9% кислоты рН изменяется всего на три единицы от 1.0 до 4.0, а переход от 0.1% избытка кислоты к 0.1% избытку щелочи изменяет рН раствора от 4.0 до 10,0. В конце титрования 1-2 капли щелочи снижают концентрацию [Н+] в растворе от 10-4 до 10-10 ,т.е. - в миллион раз. Такое резкое изменение величины рН вблизи эквивалентной точки, т.е. в конце титрования называется скачком титрования, при этом резко меняется окраска индикатора. Это говорит о том, что при выборе индикатора нужно руководствоваться не столько величиной рН в точке эквивалентности, сколько интервалом перехода окраски индикатора. В рассмотренном выше случае можно использовать любой кислотно-основной индикатор, интервал перехода окраски которого лежит в пределах значений рН от 4 до 10. В данном интервале для фиксирования точки эквивалентности можно использовать и фенолфталеин и метилоранж (табл. 2, 3)

Таблица 3. Изменение [Н+] и рН при нейтрализации 0,1н. раствора сильной кислоты

Ход нейтрализации	[Н+]	рН	Примечания
Нейтрализовано кислоты, %
0.0	10-1	1.0
90.0	10-2	2.0
90.0	10-3	3.0
99.9	10-4	4.0
100.0	10-7	7.0	Раствор нейтральный. Точка эквивалентности
Прибавлен избыток щелочи, %
0.1	10-10	10.0
1.0	10-11	11.0
10.0	10-12	12.0
100.0	10-13	13.0

Изменение рН раствора от количества прибавленного раствора сильного основания к сильной кислоте можно выразить графически. На кривой титрования (рис. 4б, светлая линия) четко видно, что рН раствора в процессе титрования изменяется с разной скоростью. В начале титрования при добавлении щелочи от 0 до 99, 9 % рН медленно изменяется всего на 3,3 единицы. При дальнейшем прибавлении щелочи около 100,1% рН резко меняется на 5,6 единицы. Такое резкое изменение рН вблизи точки эквивалентности и есть скачок титрования. Дальнейшее изменение рН происходит медленно. Точка эквивалентности на рисунке совпадает с точкой нейтральности, т.е. находится при рН = 7. Скачок титрования в данном случае не зависит от концентрации сильной кислоты и щелочи.

Рис. 4. а) Кривая титрования растворов оснований раствором сильной кислоты. Черная линия (нижняя) представляет собой график изменения рН при титровании 0,10 М раствора аммиака 0,10 М раствором HCl; серая линия показывает часть графика изменения рН при титровании 0,10 М раствора NaOH раствором кислоты, б) Кривая титрования растворов кислот раствором сильного основания. Черная кривая (верхняя линия) показывает изменение рН при постепенном добавлении 0,10 М раствора NaOH к 0,10 М раствору уксусной кислоты. Серая кривая показывает изменения рН при титровании 0,10 М раствора HCl раствором NaOH

При титровании слабой кислоты сильным основанием расчет значений [H+] и рН, которые будут иметь место на различных стадиях нейтрализации слабой кислоты сильным основанием, производится с учетом концентрации и степени диссоциации слабой кислоты. Кроме того, образующаяся в результате нейтрализации соль, подвергается гидролизу, снижает степень диссоциации слабой кислоты и величина рН раствора зависит также от степени гидролиза соли. Вследствие этого [H+] будет понижаться быстрее. В данном случае точка эквивалентности не совпадает с точкой нейтрализации и титровании заканчивается в щелочной области при рН >7 . Скачок титрования сужается и составляет 2.25 единицы. В этом случае из индикаторов можно применять только фенолфталеин (рис. 4 б, темная линия).

При титровании слабого основания сильной кислотой вычисления значений рН будут зависеть от концентрации и степени диссоциации слабого основания, а в точке эквивалентности рН будет в основном от степени гидролиза соли, которая будет увеличивать концентрацию ионов [H+]. В результате этого точка эквивалентности находится в кислой области.

Скачок титрования составляет 2.25 единицы - от рН, равной 6,25 до 4 (рис. 4а)

В данном случае можно применять индикаторы: метиловый оранжевый и метиловый красный, имеющие точку перехода окраски приблизительно в тех же пределах.

2.5 Вопросы и задачи для самостоятельного решения

1. Титриметрический анализ, его сущность, методы и задачи. Классификация методов титриметрического анализа.

2. Требования к реакциям, применяемых в титриметрических методах анализа.

3. Титранты, их приготовление. Стандартные растворы, фиксаналы.

4. Способы титрования.

5. Расчеты, применяемые в титриметрическом анализе.

6. Сущность и методы кислотно-основного титрования. Реакции, применяемые в кислотно-основном титровании.

7. Точка эквивалентности при кислотно-основном титровании и способы ее определения.

8. Кислотно-основные индикаторы, принцип их действия. Точка и зона перехода индикаторов.

9. Кривые кислотно-основного титрования. Выбор индикатора.

10. Сколько грамм буры (Na2B4O7 • 10 Н2 О) следует взять для приготовления 250 мл 0,1 N раствора. Ответ: 4.7675 г.

11. Рассчитайте, какой объем хлороводородной кислоты с плотностью, равной 1,180 г/мл, потребуется для приготовления 200 мл раствора с концентрацией кислоты в 0,05 моль/л.

12. На титрование 5,00 мл раствора серной кислоты израсходовано 4,12 мл 0,1020 М раствора NaOH. Вычислите нормальность и рН раствора кислоты. Ответ: 0,08405 моль/л, рН=1,08

2.6 Лабораторный практикум

Лабораторная работа № 1.

Тема: Приготовление исходных рабочих растворов (титрантов). Стандартизация титрантов.

Цель работы: Научиться готовить растворы титрантов с определяемым титром и приготовленным титром.

Реактивы и оборудование: раствор хлороводородной кислоты 0,1 н концентрации, раствор хлороводородной кислоты (концентрированный), кристаллическая бура (Nа2В4О7 • 10 Н2О) цилиндры на 10, 20 и 200 мл, склянки на 250-300 мл, ареометр.

Задание I. Приготовление 200 мл 0,1 н раствора тетрабората натрия.

Для определения титра раствора хлороводородной кислоты используют раствор тетрабората натрия (бура). Эта соль удовлетворяет всем требованиям, предьявляемым к титрантам, т.к. кристаллы и растворы данной соли устойчивы при хранении, состав вещества соответствует формуле.

Растворы этих веществ получают при растворении точной навески и называются стандартными или с приготовленным титром.

Для приготовления раствора такого типа сначала подсчитывают величину навески вещества с точностью до 0,01г по формуле:

m= M() • CN • V,

где М- эквивалент вещества (Э); СN - молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация); V - приготовляемый объем.

Взвешивают рассчитанную навеску на технических весах в бюксе и количественно переносят в мерную колбу через воронку, с которой смывают кристаллы аккуратно в колбу. Бюкс с остатками кристаллов снова взвешивают и определяют более точно навеску. Для растворения соли приливают половину колбы дистиллированной воды, нагревают на водяной бане, перемешивая до полного растворения. Затем охлаждают содержимое колбы до комнатной температуры и доводят до метки сначала небольшими порциями воды, затем по каплям с помощью пипетки. Закрывают колбу пробкой и перемешивают. Приготовленный раствор переливают в сухую чистую склянку, закрывают пробкой и подписывают.

Концентрацию буры рассчитывают по формуле:

СN = m / Э • V.

Более точную концентрацию определяют по титру по формуле:

Т = m / V,

где m - навеска вещества, V - объём колбы

Задание 2. Приготовление 200 мл 0,1N раствора хлороводородной кислоты из более концентрированного раствора.

Ход работы.

1. Измеряют ареометром плотность исходной концентрированной кислоты, по таблице в справочнике находят ее процентную концентрацию и вычисляют молярную концентрацию эквивалента CN по формуле:

СN = w % • • 10 / Э

СN = N (нормальность раствора)

Объем исходной кислоты, необходимой для приготовления раствора заданной концентрации, рассчитывают по формуле:

V1 • N1 = V2 • N2

V1, N1-объём и концентрация исходной кислоты;

V2, N2 - объём и концентрация кислоты после разбавления.

2. Рассчитанный объём кислоты отмеряют мерным цилиндром, переносят в мерную колбу, цилиндр несколько раз ополаскивают водой, сливая эту воду в мерную колбу с кислотой, затем доливают воду до метки, закрывают колбу и перемешивают. Раствор получается с приблизительной концентрацией. Более точную концентрацию приготовленного раствора устанавливают по стандартному раствору тетрабората натрия.

Стандартный раствор хлороводородной кислоты можно приготовить также из фиксанала.

Фиксанал - это стандарт-титр, приготовленный промышленным путём и представляет собой стеклянную запаянную ампулу с количеством вещества, необходимым для приготовления 1л точно 0,1 или 0,01 N концентрации раствора. Фиксаналы могут быть из различных веществ, например, в виде растворов - серная, соляная кислоты, едкий натрий, в виде сухих веществ - перманганат калия, щавелевая кислота, бура и др.

Приготовление раствора проводят следующим образом: содержимое ампулы количественно переносят в мерную колбу объёмом 1л. Для этого в горло колбы вставляют воронку, вкладывают специальный стеклянный боёк, о который разбивается дно ампулы. Затем специальной стеклянной палочкой пробивается отверстие в верхней части ампулы. Содержимое ампулы выливается или высыпается в мерную колбу через воронку, затем ампула промывается сверху дистиллированной водой. После этого обмывают воронку со вставленной ампулой и удаляют. В мерной колбе раствор доводят до метки дистиллированной водой, закрывают пробкой и перемешивают.

Лабораторная работа № 2.

Кислотно-основное титрование.

Цель работы: 1. Приобрести навыки титрования. 2. Научиться стандартизировать растворы с приготовленным титром. 3. Овладеть методикой титрования реакционной смеси в присутствии двух индикаторов.

Реактивы и оборудования : Бюретки на 25 мл в штативе, химические воронки, пипетки Мора на 5 и 10 мл, колбы конические для титрования на 100 мл, резиновые груши, стаканчики для слива; стандартный раствор тетрабората натрия 0,1N концентрации, раствор НС1, приготовленный в лабораторной работе №1, приблизительной концентрации; индикаторы: метил-оранжевый и фенолфталеин; исследуемый раствор, состоящий из смеси гидрокарбоната натрия и карбоната натрия.

Задание 1. Стандартизация титранта - раствора НС1.

Полученный в лабораторной работе №1 раствор НС1, имеет приблизительную концентрацию. Стандартизацию проводят с помощью тетрабората натрия, полученного на том же занятии.

Реакция протекает по следующему уравнению:

Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O = 4H3BO3 + 2NaCl

Ход работы:

1. Готовят бюретку к работе. Для этого в чистую бюретку через воронку приливают приготовленный раствор HCl до “0” отметки.

2. Приготавливают раствор тетрабората натрия для титрования. В коническую колбу для титрования вносят пипеткой Мора 5 мл, приготовленного раствора буры и 1-2 капли метилоранжа.

3. Титруют приготовленный раствор буры раствором хлороводородной кислотой из бюретки, добавляя в колбу небольшими порциями (0,2 - 0,3мл).

Титрование прекращают при изменении окраски индикатора от желтой до красной. Результаты титрования заносят в таблицу.

Первое титрование ориентировочное. Второе и последующие титрования проводят более точно, добавляя в конце титрования по каплям кислоту. Все результаты титрования заносят в таблицу.

Таблица 4

№
1.
2.
3.
ср.

Рассчитывают концентрацию раствора хлороводородной кислоты по среднему объёму кислоты, с использованием формулы закона эквивалентов.

2.7 Учебно-исследовательская работа студентов (УИРС)

Задание 1. Определение концентрации водного раствора аммиака.

Водный раствор аммиака определённой концентрации применяют для приготовления лекарственного препарата - «нашатырно - анисовых капель», применяемых при кашле.

Аммиак используют также для получения лекарства уротропина, применяемого при лечении цистита и т.д.

Аммиак определяют титрованием его растворов кислотой с определённым титром в присутствии индикатора метилового оранжевого.

Реактивы и оборудование: Водный раствор аммиака ~ 0,1 N концентрации, хлороводородная кислота 0,1 N (титрованная), индикатор метилоранжевый.

Ход работы:

1. В бюретку заливают титрованный раствор хлороводородной кислоты.

2. В колбу для титрования помещают 2-5 мл анализируемого раствора аммиака, добавляют 2-5 мл воды 2 капли индикатора - метилоранжа и титруют кислотой до перехода жёлтой окраски индикатора в бледно - розовую. Опыт повторяют 3 раза. Данные титрования помещают в таблицу.

Таблица 5.

№	V(NH4OH) мл.	V(HCl) мл	NHCl	N NH4OH	N NH4OH	T NH4OH
1.
2.
3.
Ср.

Задание 2. Определение карбоната и гидрокарбоната при совместном присутствии в растворе.

Гидрокарбонат натрия (питьевая сода) может содержать примеси карбоната натрия. Определение содержания обоих веществ в пробе осуществляется титрованием хлороводородной кислотой. В основе анализа лежат следующие реакции.

Na2CO3 + 2HCl = 2 NaCl + H2O.

CO32- + H+ = HCO-3.

NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2 + H2O.

HCO3- + H+ =CO2 +H2O.

Реактивы: Титрованный раствор HCl - 0,1 N, исследуемые растворы гидрокарбоната натрия разной концентрации, индикатор метилооранжевый и фенолфталеин.

Ход работы:

1. Бюретку заполняют раствором HCl.

2.В колбу для титрования вносят мерной пипеткой 5 мл исследуемого раствора, добавляют 1-2 капли фенолфталеина и титруют до обесцвечивания. Отмечают объём на бюретке - V1 это объём кислоты - эквивалентный половине, содержащегося в растворе карбоната.

3.Добавляют в ту же колбу 1-2 капли индикатора метил-оранжевого и титруют кислотой до перехода жёлтой окраски в бледно - розовую. Отметить объём на бюретке -V2, объём, эквивалентный - гидрокарбонату и половине карбоната т.к. часть его была уже оттитрована. Следовательно, объём кислоты, идущий на титрование всего карбоната равен 2V1, а объём, идущий на титрования гидрокарбоната, равен V2 - V1.

Титрование с пробой повторить ещё 2-3 раза. Данные титрования поместить в таблицу.

Таблица 6

№	Объем анализируемого р-ра, V, мл	Первый отсчёт по бюретке V1, мл	Второй отсчёт по бюретке V2, мл	Объем кислоты затраченный на титрование карбоната, 2V1, мл	Объем кислоты, затраченный на титрование гидрокарбоната (V2 - V1), мл	Нормальность кислоты NHCl

Расчёты N, T и m каждого компонента смеси проводить по средней величине объёмов, используя формулы закона эквивалентов. Для расчета титра раствора используют формулу:

Т = N • Э /1000 или Т = m / V (г/мл)

Массу каждого компонента смеси (в г) можно рассчитать по формуле:

m = N•Э•V•10-3

3. Оксидиметрия

Вопросы к занятию:

1. Понятие об окислительно-восстановительных реакциях, их виды.

2. Расчет эквивалентов окислителя и восстановителя.

3. Сущность и методы оксидиметрии.

4. Метод перманганатометрии. Рабочие растворы.

5. Метод йодометрии. Рабочие растворы.

6. Применение методов оксидиметрии в медицинской практике.

3.1 Теоретические основы методов оксидиметрии

Окислительно-восстановительные методы объемного анализа основаны на применении окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно-восстановительными реакциями называются такие процессы, в которых происходит переход электронов от одних молекул, атомов, ионов (восстановителей) к другим (окислителям). В результате изменяются степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ:

Окисление - это процесс отдачи электронов атомом, молекулой, ионом, степень окисления при этом повышается:

Восстановление - это процесс присоединения электронов атомом, молекулой, ионом; степень окисления при этом понижается:

Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот.

Окислительно-восстановительные процессы играют исключительно-важную роль в живых системах: снабжают их энергией, необходимым «строительным материалом» и участвуют в механизмах биорегуляции. С помощью регулируемого обмена веществ достигается постоянство содержания окислителей и восстановителей и продуктов их взаимодействия в организме, обеспечивая окислительно-восстановительный гомеостаз. Контроль окислительно-восстановительного гомеостаза, как и нахождение концентраций практически любых ионов биосред, осуществляется с помощью метода ионометрии.

Различные окислители: оксид марганца (1Y) - MnO2, пероксид бария - BaO2, бихромат калия - K2Cr2O7 находят широкое применение при вулканизации стоматологических материалов.

В стоматологической практике для получения сополимерных материалов при нормальных температурах широко используют окислительно-восстановительные, или редокс-системы, на основе пероксида бензоила и замещенных анилинов. Данные вещества используют в качестве инициаторов процесса сополимеризации. Активаторами данного процесса могут выступать различные восстановители, такие как третичные ароматические амины, содержащие заместители, как в ароматическом кольце, так и при атоме азота.

Широкое применение в стоматологии получили самотвердеющие пластмассовые композиции (акриловые пломбировочные материалы). Возможность затвердения их при комнатной температуре обусловлена введением в их состав окислительно-восстановительных (редокс-) систем, состоящих из инициаторов и активаторов. Редокс-системы в отличие от обычных перекисных инициаторов (типа перекиси бензоила) способны регенерировать свободные радикалы при более низких температурах в результате окислительно-восстановительного процесса между инициаторами (окислителями) и активаторами (восстановителями).

3.2 Типы окислительно-восстановительных реакций

1. Реакции межмолекулярного окисления - восстановления - это реакции, в процессе которых обмен электронами происходит между разными молекулами:

2. Реакции диспропорционирования - это такие реакции, в которых молекулы или ионы одного и того же вещества реагируют друг с другом как окислитель и восстановитель вследствие того, что содержавшиеся в них атомы с промежуточной степенью окисления отдают и принимают электроны, переходя один - в состояние с низкой степенью окисления, другой - с высокой степенью окисления:



Составьте электронный баланс уравнений самостоятельно.

3. Реакции контродиспропорционирования - это реакции, обратные диспропорционированию:

4. Реакции внутримолекулярного окисления - восстановления - это реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле:

Титранты оксидиметрии. Рабочими растворами в оксидиметрии являются растворы окислителей (KMnO4, К2СrO7, I2, KBrO3 и др.) и восстановителей (Na2S2O3, NaAsO2, SnCl2).

Эквиваленты окислителей и восстановителей в оксидиметрии определяют делением молекулярной массы соответствующего вещества на число электронов, которые оно принимает или отдает в рассматриваемой реакции.

Например:



Количественной характеристикой интенсивности окислительно-восстановительного процесса является разность окислительно-восстановительных потенциалов (выражается в вольтах) реагирующих между собой систем.

Окислительно-восстановительный потенциал системы, измеренный при стандартных условиях и при величинах активностей ионов восстановленной и окисленной форм, равных единице, называют нормальным окислительно-восстановительным потенциалом системы. Зависимость окислительно-восстановительного потенциала системы от концентрации ионов восстановленной и окисленной форм выражают уравнением Нернста:

...