Введение в титриметричсекий анализ (Лабораторное занятие № 1)

1.  Занятие №1

         Тема: «Введение в титриметричсекий анализ».

2.  Форма организации занятия: лабораторное занятие.

3.  Значение темы: Титриметрический анализ (объемный) - часть аналитической химии, которая играет важную роль в биологии и медицине.  Без знания состава различных сред организма невозможны ни понимание сущности живых организмов, ни понимание сущности процессов, протекающих в них, ни разработки научно обоснованных методов лечения.  Диагностика многих заболеваний основана на сравнении результатов анализа данного больного с нормальным содержанием определенных компонентов крови, мочи, желудочного сока, других биологических жидкостей и тканей организма. Поэтому будущим врачам необходимо знать основные принципы и методы аналитической химии в частности принципы и методы количественного анализа. 

4.  План изучения темы:

4.1. Контроль исходного уровня знаний (устный опрос, тестовые задания согласно методическим рекомендациям для внеаудиторной работы студентов по данной теме)

4.2.  Основные понятия и положения темы:

m (x) – масса вещества, г; n (х) – количество вещества, моль.

М (х) – молярная масса вещества, г/моль.

Молярная масса М (х) – это масса одного моль вещества, т.е.

Моль – это количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, радикалов, электронов, а также условных единиц – эквивалентов), сколько атомов содержится в 12 г углерода (изотопа ¹²С).

Эквивалент – это условная (или реальная) частица, которая «передвигает» (отдает, принимает, замещает) один протон Н⁺ в кислотно-основных реакциях или один электрон е^-  в окислительно-восстановительных реакциях.

Существуют разные подходы к понятию «эквивалент», но самым удобным для практики, на наш взгляд, является подход через «условную частицу», чтобы можно было считать эти частицы и применять к ним понятие «количество эквивалентов вещества» и др.

Число протонов Н⁺ или электронов, которое «передвигается» одной реальной частицей вещества, называется эквивалентным числом и обозначается Z.

Понятно, что это число может относиться не к одной реальной частице, передвигающей протоны, а к одному моль таких частиц, передвигающих, соответственно, определенное количество моль протонов.

Эквивалентное число Z  находят из уравнения реакции (или полуреакции) по стехиометрическим коэффициентам. Например, в реакциях:

H₂SO₄  +  2 NaOH  = 2 H₂O  +  Na₂SO₄      Z(H₂SO₄)=2,  Z(NaOH)=1       (1)

H₂SO₄  +   NaOH  =  H₂O  +  NaHSO₄        Z(H₂SO₄)=1,  Z(NaOH)=1      (2)

В первом случае 1 моль H₂SO₄  отдает 2 моль Н⁺ (значит, число Z=2), а во втором случае 1 моль H₂SO₄  отдает 1 моль Н⁺(значит, число Z=1). Один моль щелочи в обоих случаях принимает 1 моль Н⁺. Заметим, что число Z, в общем случае, не является постоянным для данного соединения, а зависит от условий эксперимента.

Величина, обратная  Z, т.е. , называется фактором эквивалентности. Это безразмерная величина, которая обозначается  ƒ_э . 

Понятно, что ƒ_э  также как и число Z, зависит от условий эксперимента. Фактор эквивалентности не превышает 1 (ƒ_э= ≼1) и показывает, какая доля реальной  частицы «работает» с одним Н⁺. А это, по определению, и есть эквивалент.

Таким образом, в реакции (1) эквивалент H₂SO₄ :  ƒ_э (H₂SO₄) =  (H₂SO₄) =,  а в реакции (2) эквивалент H₂SO₄ :  ƒ_э (H₂SO₄) =  (H₂SO₄) = 1.

Зависимость эквивалентного числа и фактора эквивалентности от условий эксперимента можно продемонстрировать и на примере окислительно-восстановительных реакций. Так, эквивалент окислителя KMnO₄ в кислой среде равен , в нейтральной среде –   , а в щелочной среде – 1. Это видно из соответствующих полуреакций восстановления для окислителя :

               Z(=5              

           Z(=3            

                                     Z(=1            

Формулы для расчета эквивалента кислот, оснований, солей в реакциях полного обмена:

Таким образом,мы выходим на новые понятия в химии:

n(x) – количество эквивалентов вещества, моль;

М(x) – эквивалентная молярная масса вещества, или молярная масса эквивалентов вещества, г/моль.

Эквивалентная молярная масса – это масса одного моль эквивалентов вещества. Отсюда,

Способы выражения концентрации растворов

C_%(х) - процентная концентрация раствора, %.

Процентная концентрация – это масса растворённого вещества в 100 граммах раствора.  Отсюда – формула:

где ρ – плотность раствора в г/мл, показывающая, сколько грамм весит 1 мл раствора: ρ=.

Рассматривая формулу для  как отношение массы компонента к массе всей