Г. Кристиан - Аналитическая химия, том 1 (1108737), страница 46
Текст из файла (страница 46)
В качестве примера баланса зарядов в табл. 5.3 приведены содержания основных ионов в концентрациях, в норме присутствующих в плазме человеческой крови (а также в моче). В гл. 24 обсуждаются пределы изменчивости содержания некоторых химических компонентов крови человека, а также физиологические причины такой изменчивости. Для любого раствора суммарные концентрации катионов и анионов, выраженные в ммоль эквбл, должны быть равны, СТЕКИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ вЂ” ОСНОВНОЙ РАБОЧИЙ ИНСТРУМЕНТ АНАЛИТИКА 230 Таблица 5.3 Содерзяанне (в норме) оеновныл ионов в плазме крови человека" Концентрация, ммоль эяв/л Концентрация, ммоль эяв/л Анион Катион 104 143 НСОз Белок 29 Саг' 1б Маг' Н,Р04 Б< г- 2,5 Органические кислоты Всего 155 155 Всего * Воспроизведено из книги !сверь Б.
Алп!по. Сдл!са! Сьемиоу, 3' еа., Воз!оп: 1лц1е, Втой, 1964 (5.16) где л — заряд иона. Эквивалентная масса Ха~ равна 23,0 (мг/мысль)/1 (ммоль экв./ммоль) = = 23,0 мг/ммоль экв. Эквивалентная масса Саг' равна 40,1 (мг/ммоль)/2 (ммоль экв./ммоль) = = 20,0 мг/ммоль экв. Пример 5Л7 Концентрация иона цинка в сыворотке крови составляет около 1 ррт. Выразите ее в ммоль экв./л. Решение 1 ррпз = 1 мкг/мл = 1 мг/л Число миллимолей эквивалентов вещества по его массе (в мг) рассчитывается по следующей формуле (аналогично расчету числа миллимолей): 231 5.3. ВЫРАЖЕНИЕ РЕЗУЛЬТАТОВ АНАЛИЗА Эквивалентная масса Хпз+ равна 65,4 (мг/ммоль) /2 (ммоль экв./ммоль) = = 32,7 мгlммоль экв.
Отсюда 1 (мгУп/л) = 3,06 10 з ммоль экв./л Хп 32,7 (мг/'ммоль экв. ) Эту единицу измерения чаще применяют для выражения содержания главных, а не следовых (как в данном примере) компонентов электролита. Выражение концентраций в пересчете на различные химические формы До сих пор мы полагали, что аналит определяют в той самой форме, в которой он существует в растворе 1или в которой мы хотим выразить результаты).
Однако это не всегда так. Концентрацию можно выражать для любой химической формы аналита. Например, при определении содержания железа в руде мы можем определять железо в форме Ее О, а результаты представлять в виде массовой доли Ее ('А ). Либо мы можем определять железо в форме Гез' (например, титриметрическим методом), а результаты представлять в виде массовой доли Ге Оз (;'ь). Это возможно при условии, что известны количественные соотношения между формой, содержание которой мы измеряем, и формой, в виде которой представляем результаты. Поэтому мы можем, например, при определении содержания кальция в воде представить результаты в виде концентрации (реп, мг/л) СаСОз (это обычный способ представления результатов при определении жесткости воды).
Известно, что один грамм Саз+ эквивалентен массе СаСО, равной отношению молярных масс СаСО и Саз'. Поэтому, умножив найденную массу Саз+ на величину, равную 100,09/40,08, мы получим массу СаСО . Конечно, это не означает, что кальций существует в растворе именно в этой форме (мы можем вообще не знать, в какой форме он там существует). Мы просто рассчитываем ту массу, которая соответствовала бы указанной форме, и соответствующим образом представляем результат. Необходимые операции, требуемые для расчета массы аналита в желаемой форме, будут описаны ниже. Здесь мы заодно упомянем о различных способах выражения массы пробы для представления результатов анализа биологических тканей и других твердых образцов.
Проба может быть взвешена в одном из трех состояний; влажном, сухом или озоленном. Это может относиться и к жидким пробам, хотя в этих случаях состав обычно характеризуют в пересчете на единицу объема. Для нахождения массы влажной пробы образец взвешивают непосредственно, без какой-либо обработки. Массу сухой пробы определяют после высушивания — при нагревании, в эксикаторе или сублимационной сушкой. Если проба термически неустойчива, ее нельзя высушивать при нагревании. Массу зольного остатка находят после СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ вЂ” ОСНОВНОЙ РАБОЧИЙ ИНСТРУМЕНТ АНАЛИТИКА 232 полного сжигания органического вещества пробы. Очевидно, такой способ выражения массы пробы можно применять только при определении неорганических веществ.
5.4. Титриметрический анализ: как проводить стехиометрические расчеты? Титриметрический метод анализа — один из самых распространенных и точных методов, особенно для определения миллимольных количеств аналита. Титриметрический анализ выполняется быстро, его можно автоматизировать, а также использовать для определения достаточно малых содержаний аналита, применяя чувствительные инструментальные методы индикации точки завершения титриметрической реакции, например, посредством измерения рН. Ручное тнтрование сейчас используют главным образом тогда, когда требуется высокая точность, а число проб относительно невелико, например, для проверки рутинных инструментальных методов. При анализе большого числа проб рациональнее автоматическое титрование. Для автоматизации титрования можно применять, в частности, измерение интенсивности окраски или рН раствора в сочетании с управляющей системой, которая в необходимый момент останавливает подачу титранта.
Значение объема может быть выведено на цифровой индикатор 1пример см. в гл. 14). В этом разделе описаны различные виды титрования, а также общие принципы титриметрии, включая требования, предъявляемые к стандартным растворам. Для определения содержания титруемого аналита можно использовать общие положения о соотношении объемов растворов реагирующих веществ, описанные в этой главе ранее. В разд. 5.5-5.7 расчеты в титриметрии описаны более подробно.
Рассматриваются, в частности, вычисления с использованием величин молярности, нормальности и титра, а также расчеты в обратном титровании. Требования к титриметрическим реакциям В ходе титрования определяемое вещество (аналит), помещенный в сосуд, взаимодействует с реагентом, добавлемым из бюретки в виде раствора известной концентрации. Такой раствор реагента называется стандартным раствором, а сам реагент — титрантом.
В процессе титрования измеряют объем раствора титранта, требуемый для полного взаимодействия с аналитом. Поскольку концентрация раствора титранта и природа реакции, протекающей между аналитом и титрантом, известны, то из полученных данных можно рассчитать содержание аналита. Количество оттитрованного аналита (в молях) рассчитывают из количества добавленного титранта (в молях) с учетом стехиометрических соотношений, в которых они взаимодействуют. Требования к титриметрическим реакциям состоят в следующем. 54. ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ: КАК ПРОВОДИТЬ СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЬР 233 1.
Рсвкпия по;пв!п1 йвт!в сФсът!Ов1в1$пптппй. )!о <' опвчпсп оп: всвпвп !сЙ- ствпе впыип1 с тптрпигоч пспп ьс прос~ив в соо1встс ~ив с впоиис опрсПспссппп1 и иввсс|иым Кравпсииси рсвкиппс ! 1вирииср, в хоПс 1 234 СТЕХНОМЕГРНЧЕСКНЕ РАСЧЕТЫ вЂ”. ОСНОВНОЙ РАБОЧИЙ ИНСТРУМЕНТ АНАПИТИКА Стандартные растворы: они бывают разные С!аииари!Ый расгвор, ири!Тиав11ив1!Ск!ый растворением То Гной иавсски хикиг'!сски чистОГО Вепвсства с иосисдъ кицик! раябав1!с!и!сы В мсрной колос до ТочнОГО игачсиия обьеыа, на1ывастся первичным с!видар!ом.
Если же чнсгота веииества бзк ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ: КАК ПРОВОДИТЬ СТЕКИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ? Классификация титриметрических методов 236 Обычно выделяют четыре класса титриметрических методов. 1. Кислотно-основное титрование. Многие вещества, как неорганические, так и органические, представляют собой кислоты или основания и могут быль оттитрованы стандартным раствором сильного основания либо сильной кислоты. В этом случае конечную точку титрования легко детектировать — либо при помощи индикаторов, либо контролируя изменения рН при помощи рН-метра.
Кислотность или основносп, многих органических кислот и оснований можно повысить, проводи тнтрование в неводньзхрастворителях. Это позволяет титровать даже достаточно слабые кислоты и основания, поскольку изменение рН вблизи конечной точки титрования становится более резким. 2. Осадительное титрование. Этот вид титрования основан на том, что титрант образует с аналитом малорастворимое соединение.
Примером может служить титрование хлорид-ионов раствором нитрата серебра с образованием осадка хлорида серебра. Для индикации конечной точки титрования можно использовать индикаторы либо контролировать потенциал индикаторного электрода. 3.
Комилексомензрическое титроваиие. В комплексометрическом титрованни титрант представляет собой вещество, образующее водорастворимый комплекс с аналитом, ионом металла. Обычно титрант является хелатообразующим лигандом*. Часто используют и обратное комплексометрическое титрование. Одним из наиболее распространенных хелатообразующих реагентов в комплексометрическом титровании является этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТА).
Она взаимодействует со многими ионами; селективного протекания реакции можно добиться, в частности, с помощью контроля рН раствора. Для индикации конечной точки титрования используют индикаторы, образующие с ионом металла интенсивно окрашенные комплексы. 4. Окислительно-восстановительное титрование. В этом случае окислитель титруют раствором восстановителя или наоборот. Напомним, что окислителем называется вещество, которое в ходе химической реакции присоединяет электроны, а восстановителем — которое отдает.
Чтобы реакция протекала полностью и конечная точка титронания фиксировалась отчетливо, различие в окислительно-восстановительных свойствах реагирующих веществ должно быть достаточно велико. В идеальном случае окислитель и восстановитель должны быть достаточно сильными. В этом виде титрования также можно использовать соответствующие индикаторы либо контролировать протекание реакции электрохимическими способами. Перечисленные виды титрования, а также средства, используемые для индикации конечной точки, будут рассмотрены далее в соответствующих главах. хелатообразуюшим (от треш хчлч — клешня) называется лиганд, содержащий два или более атомов, спо- собных одновременно связаться с ионом металла. ЭДТА содержит шесть таких атомов.
СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ вЂ” ОСНОВНОЙ РАБОЧИЙ ИНСТРУМЕНТ АНАЛИТИКА 236 5.5. Расчеты в титриметрии: использование молярностей Для расчетов в титриметрии мы будем использовать главным образом величины молярностей. Другим способом выражения концентраций, часто используемым в титриметрии, является нормальность, в основе которой лежат понятия эквивалент и эквивалентная масса (вместо молярной). Величина нормальности, или эквивалентной концентрации, зависит от конкретной реакции, которая в этом случае должна быть явно указана.
Ввиду того, что ряд преподавателей предпочитают использовать понятие нормальности, а студенты могут встретить это понятие в научной литературе, мы в следующем разделе рассмотрим расчеты с использованием понятий эквивалента и нормальности.
Различные способы выражения концентраций были рассмотрены в этой главе ранее. Ниже приведены основные соотношения. (5.17) (5.18) Хорошо запомните эти соотношения. Они лежат в основе всех расчетов, используемых в титриметрии, для приготовления растворов и их разбавления. Ое забывайте о единицах измерения! Преобразовав эти равенства, получим выражения для расчета других величин: Молярность (М, моль!л) Объем (л) = Число молей Молярность (М, ммоль!мл) Объем (мл) = Число миллнмолей (5.19) Масса (г) = Число молей . Молярная масса (г/моль) Масса (мг) = Число миллимолей Молярная масса (мг!ммоль) (5.20) В титриметрии обычно используют количества вещества порядка миллимолей и объемы порядка миллилитров.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
