Аналитическая химия. Учебное пособие

Главная  ->  Образование  ->  Учебные материалы  ->  Пособие "Аналитическая химия"

Электронный читальный зал Поиск по сайту:


К оглавлению
К предыдущему разделу

2.3. РАСЧЕТЫ В ТИТРИМЕТРИЧЕСКОМ АНАЛИЗЕ

2.3.1. Химический эквивалент

Расчет результатов титриметрического анализа основан на принципе эквивалентности, в соответствии с которым вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах.

Если определяемое вещество A реагирует с раствором титранта B по уравнению

νAAνBB  Продукты реакции,

то эквивалентными массами веществ будут νAM(A) и νBM(B), где M(A) и M(B) – молярные массы веществ A и B, а νA и νB – стехиометрические коэффициенты.

Уравнению реакции можно придать вид

A + (νB/νA)B  Продукты реакции ,

где νA>νB, что означает, что одна частица вещества A будет эквивалентна νB/νA частиц вещества B.

Отношение νB/νA обозначают символом fэ и называют фактором эквивалентности вещества B

fэ(B) = νB/νA..

Фактор эквивалентности является безразмерной величиной, равной или меньшей единицы.

Величину νB/νAB или равную ей fэ(B)B называют эквивалентом вещества B.

Во избежание противоречий необходимо приводить реакции к единой общей основе. Для реакций кислотно-основного взаимодействия такой основой может быть ион водорода. В окислительно-восстановительных реакциях количество реагирующего вещества удобно связывать с числом электронов, принимаемых или отдаваемых данным веществом. Это позволяет дать следующее определение.

Эквивалентом называется реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

При использовании термина "эквивалент" всегда необходимо указывать, к какой конкретной реакции он относится.

Под условной частицей понимаются как реально существующие частицы (молекулы, ионы, электроны и т.д.), так и доли таких частиц (например, 1/2 иона) или их группы.

Единицей количества вещества эквивалента является моль. Например, в реакции

NaOH + 1/2 H2SO4  1/2 Na2SO4 + H2O

fэ(NaOH)=1;  fэ(H2SO4)=1/2

Эквивалент серной кислоты в этой реакции будет составлять половину молекулы (условная частица)

fэ(H2SO4) H2SO4 = 1/2 H2SO4

Для реакции

H3PO4 + KOH  KH2PO4 + H2O

fэ(H3PO4)=1;  fэ(H3PO4) H3PO4 = H3PO4  ,

а для реакции

H3PO4 + 3 KOH  K3PO4 + 3H2O

fэ(H3PO4)=1/3fэ(H3PO4) H3PO4 = 1/3 H3PO4.

В полуреакции

MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4 H2O

fэ(KMnO4)=1/5fэ(KMnO4) KMnO4 = 1/5 KMnO4  ,

но в полуреакции

MnO4- + 4H+ + 3e  MnO2 + 2H2O

fэ(KMnO4)=1/3fэ(KMnO4) KMnO4 = 1/3 KMnO4.

Фактор эквивалентности и эквивалент данного вещества являются не постоянными величинами, а зависят от стехиометрии реакции, в которой они принимают участие. Таким образом,

Фактор эквивалентности – это число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества X эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в реакции окисления-восстановления.

Важное значение в титриметрическом анализе имеет понятие молярной массы эквивалента.

Молярной массой эквивалента (Mэ) вещества X называют массу одного моля эквивалента этого вещества, равную произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества X. Для молярной массы эквивалента в литературе встречается также термин "эквивалентная масса".

Таким образом, молярная масса эквивалента – это масса авогадрова числаЧисло Авогадро Na=6,02.1023 равно количеству частиц в одном моле вещества. эквивалентов (вообще говоря, условных частиц): Mэ=fэ×M, где M  молярная масса вещества (масса авогадрова числа молекул, т.е. реальных частиц). Следовательно, масса вещества может быть выражена из соотношений  m=ν×M=ν×Mэ/fэ=n×Mэ, где n=ν/fэ  количество вещества эквивалента.

Отношение количества вещества эквивалента в растворе к объему раствора называется молярной концентрацией эквивалента:  C(fэ(X)X)=n(fэ(X)X)/V.

Например, C(1/2 H2SO4) = 0,1 моль/л.

Вместо обозначения единицы измерения моль/л допускается сокращение "н", происхождение которого связано с тем, что молярную концентрацию эквивалента называют также нормальной концентрацией. Например, 1н. H2SO4, т.е. 1 моль эквивалента H2SO4 на литр раствора. При использовании молярной концентрации эквивалента следует указывать реакцию, в которой применяется раствор данной нормальности, или приводить фактор эквивалентности.

 

К следующему разделу

К оглавлению


©  Н.Г. Домина, С.А. Зуйкова, А.И. Хлебников, Н.А. Чемерис

 


 

  

Рейтинг@Mail.ru