Учебно-методическое пособие к лабораторным работам по общей химии ставрополь 2005 (07. 07)

МИНИСТЕРСТВО ЗДРАВООХРАНЕНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ СТАВРОПОЛЬСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ К ЛАБОРАТОРНЫМ РАБОТАМ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

Ставрополь 2005

УДК 546(07.07)

Учебно-методическое пособие к лабораторным работам по общей химии. / В. И. Гончаров, Л. И. Еременко, Т. А. Милащенко и др. Под ред. В. И. Гончарова -Ставрополь. -Изд.: СГМА. 2005,табл. 18,рис. 15. С 164

Составители: В. И. Гончаров, Л. И. Еременко, Т. А. Милащенко, Л. П. Андрусенко, Е. В. Белик, К. С. Эльбекьян, И. А. Братцева, В. Н. Игнатова, О.П. Демидов, E.B. Демидова
В лабораторном практикуме представлены основные теоретические поло­жения тем: «Введение в объемный анализ», «Элементы химической термодина­мики», «Химическая кинетика и катализ», «Коллигативные свойства растворов», «Основные типы химических равновесий и процессов жизнедеятельности», «Хи­мия биогенных элементов», «Физико-химия дисперсных систем», описание ла­бораторных работ, примеры решения задач, задания для самостоятельного конт­роля, вопросы к защите работ и ситуационные задачи.

Лабораторный практикум предназначен для студентов лечебного, педиат­рического, стоматологического факультетов и факультета высшего сестринского образования.

(зав. кафедрой органической и физической химии Ставропольского государственного университета, доктор хим. наук, профессор)

(зав. кафедрой химии гетероциклических соединений Ставропольского государственного университета, доктор хим. наук, профессор)

(зав. кафедрой биохимии Ставропольской государственной медицинской академии, доктор мед. наук, профессор, засл. деятель науки РФ)

1. Лабораторное занятие №1. Введение в объемный анализ 9

1. 
   Задание к занятию № 1 9
   
2. 
   Основные теоретические положения 9
   

3. 
   Способы выражения количественного состава раствора в титримет-
   рическом анализе 12
   
4. 
   Основы количественного анализа 13
   

3.1. Лабораторная работа 19

П. Лабораторное занятие № 2. Кислотно-основное титрование 20

1. 
   Задание к занятию № 2 20
   
2. 
   Основные теоретические положения 21
   

1. 
   Определение точки эквивалентности при кислотно-основном
   титровании 21
   
2. 
   Кривые титрования. Принцип выбора индикатора 22
   
3. 
   Рабочие растворы в методах кислотно-основного титрования 23
   

3. 
   Лабораторно-практические работы 24
   
4. 
   Контрольные вопросы 26
   
5. 
   Ситуационные задачи 26
   

1. 
   Задание к занятию № 3 27
   
2. 
   Основные теоретические положения темы 28
   

1. 
   Понятие о термодинамической системе 28
   
2. 
   Первое начало термодинамики. Энтальпия 29
   
3. 
   Закон Гесса и его следствия 31
   
4. 
   Второе начало термодинамики. Энтропия 32
   
5. 
   Энергия Гиббса - критерий самопроизвольного протекания изобарно-
   изотермических процессов в закрытых системах 33
   
6. 
   Принцип энергетического сопряжения 34
   
7. 
   Химическое равновесие. Уравнение изотермы химической реакции 35
   
8. 
   Стационарное состояние 36
   

3.1. Определение энтальпии растворения вещества 36

3.2. Смещение химического равновесия за счет изменения концентрации

одного из реагирующих веществ или продуктов реакции 39

3. 
   Влияние температуры на химическое равновесие 39
   
4. 
   Обратимость смещения химического равновесия 40
   

4. 
   Эталоны решения задач 40
   
5. 
   Задачи для самостоятельного решения 43
   
6. 
   Вопросы и задания для самоконтроля 46
   

4. 
   Лабораторное занятие № 4. Химическая кинетика 46
   

1. 
   Задание к занятию № 4 46
   
2. 
   Основные теоретические положения 47
   

1. 
   Зависимость скорости химической реакции от температуры 50
   
2. 
   Кинетика сложных реакций. Фотохимические реакции 51
   

3. 
   Лабораторная работа. Определение константы скорости и порядка реакции 52
   
4. 
   Контрольные задания и вопросы 53
   
5. 
   Решения типовых задач 53
   
6. 
   Задачи для самостоятельного решения 55
   

5. 
   Лабораторное занятие № 5. Гомогенный и гетерогенный катализ.
   Ферменты как биокатализаторы 55
   

1. 
   Задание к занятию № 5 55
   
2. 
   Основные теоретические положения 56
   

1. 
   Ферментативный катализ 56
   
2. 
   Термолабильность ферментов 58
   
3. 
   Активирование и ингибирование ферментов 59
   

3.1. Сравнительное действие неорганических и биологических катализаторов. 62

1. 
   Кислотный гидролиз крахмала 62
   
2. 
   Биологический гидролиз крахмала 63
   

2. 
   Термолабильность ферментов 63
   
3. 
   Специфичность ферментов 64
   

VI. Лабораторное занятие № 6. Коллигативные свойства растворов 64

1. 
   Задание к занятию № 6 64
   
2. 
   Основные теоретические положения 66
   

1. 
   Основные законы и соотношения теории растворов 66
   
2. 
   Диффузия. Законы Фика и Вант-Гоффа 66
   
3. 
   Изотонический коэффициент. Теория Дебая-Гюккеля. Активность.
   Коэффициент активности. Ионная сила 69
   

1. 
   Изоосмия, осмолярность, осмоляльность 70
   
2. 
   Электролиты в организме 72
   

3. 
   Лабораторные работы 74
   
4. 
   Контрольные вопросы 77
   
5. 
   Ситуационные задачи 78
   

1. 
   Задание к занятию № 7 80
   
2. 
   Основные теоретические положения 81
   

1. 
   Протолитическая теория кислот и оснований 81
   
2. 
   Основные типы протолитических реакций 83
   
3. 
   Автопротолиз воды 85
   
4. 
   Расчет рН водных растворов 86
   
5. 
   Общая, активная и потенциальная кислотность 88
   
6. 
   Iбиологическая роль N и ON 89
   

3. 
   Лабораторные работы 89
   
4. 
   Эталоны решения задач и упражнения 90
   
5. 
   Контрольные вопросы и задачи 92
   

1. 
   Задание к занятию № 8 93
   
2. 
   Основные теоретические положения 94
   

1. 
   Конкурирующие протолитические равновесия 94
   
2. 
   Буферное действие - основной механизм протолитического
   гомеостаза организма 95
   
3. 
   Взаимосвязь гидрокарбонатной и гемоглобиновой буферных систем 97
   
4. 
   Расчет рН буферных систем, уравнение Гендерсона-Гассельбаха 99
   
5. 
   Сравнительная характеристика ёмкости буферных систем крови 100
   
6. 
   Щелочной резерв крови, его смещение. Ацидоз. Алкалоз 100
   
7. 
   Понятие о кислотно-основном состоянии (КОС) организма 101
   

1. 
   Влияние разведения на рН буферного раствора 103
   
2. 
   Определение буферной ёмкости растворов 103
   
3. 
   Влияние разведения на буферную ёмкость 104
   
4. 
   Определение буферной ёмкости сыворотки крови 104
   

5. Контрольные вопросы 105

IX. Лабораторное занятие № 9. Лигандообменные равновесия 106

1. 
   Задание к занятию № 9 106
   
2. 
   Основные теоретические положения 107
   

1. 
   Лигандообменные равновесия 107
   
2. 
   Полидентантные лиганды (хелаты). Комплексонометрия 108
   

3. 
   Лабораторные работы 109
   
4. 
   Контрольные вопросы 111
   
5. 
   Ситуационные задачи 111
   

1. 
   Задание к занятию №10 111
   
2. 
   Основные теоретические положения 112
   

1. 
   Направление протекания окислительно-восстановительных реакций 112
   
2. 
   Медико-биологическое значение окислительно-восстановительных
   реакций 114
   
3. 
   Оксидиметрические методы титриметрического анализа 114
   

3. 
   Лабораторная работа № 1 115
   
4. 
   Основные теоретические положения 116
   

1. 
   Медико-биологическое значение перманганатометрического
   титрования 116
   
2. 
   Окислительно-восстановительные потенциалы, их биологическая роль... 116
   
3. 
   Диффузионный потенциал 117
   
4. 
   Мембранный потенциал 118
   
5. 
   Потенциометрическое титрование 119
   

5. 
   Лабораторная работа № 2 120
   
6. 
   Контрольные вопросы и задачи 120
   
7. 
   Приложение 121
   

1. 
   Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы некоторых
   стадий биологического окисления при рН=7 и Т=298 К 121
   
2. 
   Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы в водных
   растворах при 298 К 121
   

1. 
   Задание к занятию № 11 121
   
2. 
   Основные теоретические положения 122
   

1. 
   Совмещенные гетерогенные равновесия и конкурирующие процессы ... 123
   
2. 
   Гетерогенные процессы в жизнедеятельности 123
   

3. 
   Лабораторные работы 125
   
4. 
   Контрольные вопросы 128
   
5. 
   Ситуационные задачи 129
   
6. 
   Темы рефератов 129
   
7. 
   Эталоны решения задач 129
   
8. 
   Задачи для самостоятельного решения и контрольные вопросы 130
   

1. 
   Задание к занятию № 12 130
   
2. 
   Свойства биогенных s- и р-элементов 132
   

1. 
   Характеристика s-элементов 132
   
2. 
   Особенности реакций комплексообразования соединений р-элементов . 134
   

1. 
   Обнаружение катионов s-металлов:
   

магния, кальция, бария 136

2. 
   Аналитические свойства соединений р-элементов:
   

хлорной извести, сульфатов и сульфитов, нитратов и нитритов 137

фосфатов, водородпероксида 138

4. 
   Контрольные вопросы 138
   
5. 
   Ситуационные задачи 139
   

1. 
   Задание к занятию № 13 140
   
2. 
   Биологическая роль d-металлов 141
   

белки, активируемые ионами металлов 141

молибден, марганец, железо 142

кобальт, медь 143

3. 
   Лабораторные работы 145
   

1. 
   Получение гидроксидов 3d-металлов 145
   
2. 
   Гидролиз солей меди (II), цинка, железа (II, III) 145
   
3. 
   Комплексообразование Си²", Ag⁺, Zn²⁺, Mn³⁺, Fe³⁺ 146
   
4. 
   Аналитические реакции ионов: Ag⁺, Cu²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Zn²⁺ 147
   
5. 
   Восстановительная способность d-элементов в низших степенях
   окисления 148
   

4. 
   Ситуационные задачи 149
   
5. 
   Контрольные вопросы 149
   
6. 
   Контрольные вопросы и задания по теме: Биогенные элементы 149
   

14. 
    Лабораторное занятие № 14. Физико-химия дисперсных систем.
    Устойчивость коллоидно-дисперсных систем 152
    

1. 
   Задание к занятию № 14 152
   
2. 
   Основные теоретические положения 153
   

1. 
   Значение коллоидов в медицине 153
   
2. 
   Получение коллоидных систем 153
   
3. 
   Очистка коллоидно-дисперсных систем 155
   
4. 
   Устойчивость коллоидно-дисперсных систем 156
   

1. 
   Получение золей конденсационным методом 158
   
2. 
   Получение золей дисперсионным методом. Пептизация 158
   
3. 
   Очистка коллоидных растворов 158
   
4. 
   Определение порога коагуляции 158
   

15. 
    Лабораторное занятие № 15. Физико-химия дисперсных систем.
    Свойства грубодисперсных систем 159
    

1. 
   Задание к занятию № 15 159
   
2. 
   Основные теоретические положения 160
   

3. 
   Лабораторные работы 163
   

1. 
   Приготовление и определение типа эмульсии 163
   
2. 
   Электрофорез золя гидроксида железа 163
   
3. 
   Правило валентности-значности 163
   

3. 
   Понятие химического эквивалента, фактора эквивалентности, молярной массы эквивалента.
   
4. 
   Концентрация раствора и способы ее выражения.
   
5. 
   Основы количественного анализа.
   

1. 
   Провести самостоятельные расчеты выражения состава растворов в тит-риметрическом анализе.
   
2. 
   Познакомиться с химической посудой, используемой в практике количе­ственного анализа и правилами обращения с ней.
   
3. 
   Сущность кислотно-основного титрования как одного из методов титри-метрического анализа.
   
4. 
   Контроль на выходе: уметь проводить самостоятельные расчеты пред­ложенных преподавателем задач, уметь пользоваться химической посудой в процессе титрования.
   

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учеб. для мед. спец. вузов. /Ю. А. Ершов, В. А. Попков, А. С. Берлянд и др. Под ред. Ю. А. Ершова - М.: Высшая школа, 2003. Гл. 2, с. 42-51.

Химическая номенклатура является сложной, информационноемкой и важ­ной областью современной научной терминологии.

В основу номенклатуры неорганических соединений положен их состав, как главный признак первичной идентификации веществ. Химическая номенкла­тура складывается из формул (изображение состава вещества с помощью симво­лов химических элементов, числовых индексов и других знаков) и названий (изоб­ражение состава веществ с помощью слова или группы слов). Номенклатурные правила ИЮПАК (комиссия Международного Союза теоретической и приклад­ной химии) адаптированы к традициям русского языка для более легкого произ­ношения и записи.

2.3. Способы выражения количественного состава раствора в титриметрическом анализе

Задача данной темы - сформировать теоретические и практические пред­ставления о принципах титриметрического анализа, применяющегося в клини­ческой биохимии для диагностики ряда патологических состояний. Титриметри-ческий анализ является одним из простых и доступных способов получения хи­мической информации.

Кислотно-основное титро­вание

₁

Осадительное титрование

Комплексоно-метрия

Одно и то же вещество может иметь в различных реакциях несколько экви­валентов и определить эквивалент можно только, исходя из конкретной химичес­кой реакции.

Величина, показывающая какая доля реальной частицы (молекулы, иона, атома, радикала) соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалент­ности (1/Z).

В обменных реакциях без участия протонов, величина Z равна суммарно­му заряду обменивающихся ионов (без учета знака заряда Z всегда целое и поло­жительное число). Для A1₂(S0₄)₃: Z = 2 (число ионов А1³⁺) • 3 (заряд) = 6; 1/Z= 1/6.

Для простоты расчетов в аналитической химии вводят вспомогательный способ выражения состава раствора - молярную концентрацию эквивалента -C(1/ZX):

C(l/ZX)=n(l/ZX)/V. Необходимо правильно и быстро переходить от одного способа выражения концентрации к другому:

C(1/ZX)=Z«C(X). 2.4. Основы количественного анализа

Для проведения количественного анализа надо обратить внимание, что урав­нения реакций показывают минимальные целочисленные количества химичес­ких веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции. По­этому для удобства расчетов в химии используют понятие химического эквива­лента вещества (см. выше).

Из определения понятия химического эквивалента вытекает, что в химичес­кой реакции обязательно участвует равное число эквивалентов двух веществ (кис­лоты и основания, окислителя и восстановителя и т. д.). Равными оказываются и количества вещества эквивалента тех же веществ:

n(l/Z₁X₁)=n(l/Z₂X₂).

Это равенство представляет собой математическое выражение закона эк­вивалентов. Выразим количество вещества эквивалента через концентрацию и объем раствора:

n(l/ZX) = C(l/ZX)«V. Тогда получим закон эквивалентов в виде формулы, удобной для расчетов в титриметрическом анализе:
Для проведения титриметрического анализа нужны растворы известных концентраций, которые используют для определения концентраций других ра­створов.

Приготовление титрованных растворов проводится несколькими способа­ми:

В этом случае берут точную навеску исходного вещества на аналитических весах, переносят в мерную колбу, растворяют и раствор доводят до метки дистил­лированной водой. Титр такого раствора называется приготовленным:

Т(Х) = m(X)/V,

где т(Х) - навеска (г); V - объем мерной колбы (мл); Т (титр) - величина, измеря­емая массой растворенного вещества X (г) в 1 мл раствора, связан с молярной концентрацией соотношением:

Т(Х) = С(Х)«М(Х)/1000. В качестве исходных веществ могут быть использованы те, которые удов­летворяют требованиям:

1. 
   Состав вещества должен соответствовать его формуле.
   
2. 
   Вещество должно быть негигроскопичным и хорошо растворимым в
   

3. 
   Вещество и его растворы должны быть устойчивыми при хранении на воздухе.
   
4. 
   Вещество должно хорошо очищаться и не содержать посторонние при­меси, т. е. соответствовать марке х.ч. (химически чистое).
   
5. 
   По возможности иметь большую молекулярную массу.
   

Na₂B₄0₇+2HCl+5H₂0 = 4H₃B0₃+2NaCl.

n(l/2Na₂B₄O₇-10H₂O)=V-C(l/2Na₂B₄O₇).

Подставляем данные из условия задачи:

п(1/2Ма₂В₄О₇«10Н₂О)=0,25л«0,1моль/л=0,025моль

m(Na₂B₄O₇«10H₂O)=M(l/2Na₂B₄O₇«10H₂O)«n(l/2Na₂B₄O₇«10H₂O)

m(Na₂B₄O₇«10H₂O) = 0,5 «381,4г/моль«0,025моль=4,7675г.

Далее, имея массу навески исходного вещества, легко рассчитать титр (по выше предложенным формулам) и далее перейти на расчет концентрации рабо­чего раствора.

C(1/ZX) = T(X)«1000/M(1/ZX).

Теперь, зная объемы растворов, которые определяются при титровании измерительной посудой: пипетками и бюретками и концентрацию одного из ра­створов, рассчитывают концентрацию второго раствора.

H₂S0₄+2NaOH = Na₂S0₄+2H₂0. Для натрия гидроксида фактор эквивалентности равен 1/1. Для серной кис­лоты, исходя из уравнения реакции, фактор эквивалентности равен 1/2. Согласно закону эквивалентов:

C(l/2H₂S0₄)=V(NaOH)«C(NaOH)/V(H₂S0₄), С(1/2Н₂8О₄) = 4,78мл«0,1012моль/л/5,00мл = 0,0967моль/л. В общем случае объемы должны быть выражены в литрах. Однако, когда берется отношение объемов, они могут быть выражены и в других, но одинако­вых, единицах.

Растворы, концентрации которых определяются описанным способом, на­зываются растворами с установленным титром.

Если по каким-либо причинам анализируемое вещество нельзя определить непосредственно, то проводят промежуточную реакцию, и один из ее продуктов определяют титриметрическим методом. Такой прием, основанный на эквива­лентности количеств исходного вещества и продукта реакции, называют методом заместительного титрования. Согласно закону эквивалентов, расчеты в этом ме­тоде можно выполнять так, как будто никакой промежуточной реакции не прово­дилось.

H₂0₂+2KI+H₂S0₄= I+2H₂0 +K₂S0₄ I₂+2Na₂S₂0₃=2NaI+Na₂S₄0₆. Для этих реакций:

n(l/2H₂0₂) = n(l/2I₂) = n(Na₂S₂0₃), поэтому С(1/2Н₂0₂) = С (Na₂S₂0₃) • V(Na₂S₂0₃)/V(H₂0₂) С(1/2Н₂0₂) = 7,65 мл «0,01986 моль/л/10,0 мл = 0,0152 моль/л.

3. Лабораторно-практические работы

Для закрепления материала, связанного с расчетами концентрации раство­ров при их приготовлении предлагается решить следующие задачи:

1. 
   Какова молярная концентрация эквивалента кальция гидроксида, если в 0,1 л раствора содержится 0,148 г Са(ОН)₂?
   
2. 
   Какова масса Na₂SO₄*10H₂O, необходимого для приготовления раствора объемом 4 л, в котором C(l/2Na₂SO₄) = 0,5 моль/л?
   
3. 
   Определить молярную концентрацию раствора алюминия сульфата, по­лученного растворением 4 г его в воде с последующим разбавлением до 0,8 л.
   
4. 
   Вычислить титр азотной кислоты, если C(HNO₃)=0,2 моль/л.
   

Для проведения титриметрического анализа обязательно измеряют объе­мы жидкостей. Измерения проводят специальной мерной посудой: мерными кол­бами, пипетками, бюретками.

Важно помнить, что точность измерения объема достигается не только точ­ностью градуировки, но и соблюдением правил пользования мерной посудой:

1. 
   Глаз экспериментатора должен находиться на одном уровне с мениском отмериваемой жидкости.
   
2. 
   Объем прозрачных жидкостей отмеривают по нижнему мениску (рис. 1а), объемы интенсивно окрашенных жидкостей - по верхнему (рис. 16).
   

а б Рис. 1. Правильное измерение объемов неокрашенных (а)

и окрашенных (б) жидкостей

Мерные колбы предназначены для приготовления растворов титранта, пер­вичных стандартов, анализируемых проб, для разбавления жидких проб. Мерные колбы бывают различной вместимости (от 2000 см³ до 25 см³). На узком и длин­ном горлышке колбы имеется метка, а на широкой части - номинальный объем (рис. 2).

При приготовлении растворов последнюю порцию растворителя добавля­ют по каплям, чтобы не превысить номинальный объем. Приготовленные ра­створы тщательно перемешивают.

а) б) в) Рис. 4. Бюретки

Для выливания жидкости из пипетки нижним концом ее прикасаются к внут­ренней поверхности сосуда и, вновь открывая отверстие, дают жидкости медлен­но вытечь. Выдувать содержимое пипетки не разрешается.

Различают пипетки Мора (рассчитанные на один объем, рис. За) и градуи­рованные пипетки (рис. 36). С помощью градуированных пипеток можно отме­ривать различные объемы. Градуированные пипетки дают менее точное значе­ние объема по сравнению с пипеткой Мора.

лянный шарик, вставленный в резиновую трубку (рис. 4а), металлический зажим (рис. 46), стеклянный кран (рис. 4в). Для правильного проведения титрования бюретку устанавливают строго вертикально в штативе, наполняют титрантом с помощью воронки выше нулевой отметки. Затем освобождают кончик бюретки от пузырьков воздуха, слегка приподнимая резиновую трубку и надавливая на нее в месте расположения стеклянного шарика или зажима. После этого снима­ют воронку и устанавливают уровень титранта на нулевой отметке. Точность измерения объема по бюретке вместимостью 25 см³ должна составлять 0,02-0,03 см³. Правильная запись: 10,02 см³; 12,00 см³; 14,35 см³.

В аналитической практике широко применяются также микробюретки (вме­стимостью 2 и 5 см³) с более мелкой ценой деления.

Все указанные виды посуды используются для манипуляций с растворами точных концентраций. Для измерения объемов вспомогательных растворов ис­пользуют менее точную мерную посуду: цилиндры, мензурки, измерительные пробирки.

В основе многих методов титриметрического анализа лежат реакции ион­ного обмена. К их числу относятся и кислотно-основные реакции нейтрализации, с помощью которых определяют кислоты (алкалиметрия, т. е. метод, в котором раствор известной концентрации - щелочь) и основание (ацидиметрия, где опре­деление ведется кислотой, как раствором с известной концентрацией).

Кислотно-основное взаимодействие можно рассматривать с позиций про-толитической теории кислот и оснований. В соответствии с ней сущность кислот­но-основных (протолитических) реакций состоит в переносе протона от кислоты к основанию:

НВ₁ + В₂ "оВ! +нв₂

Равновесие обычной реакции нейтрализации Н₃0⁺+НО~<0> 2Н₂0 сильно смещено вправо в соответствии с малым значением константы автоионизации воды K_w=10"¹⁴ моль²/л². Реакция идет вправо, пока концентрации Н₃0⁺ и НО" не достигнут указанного значения К . Данная реакция оказывается практически нео­братимой и с этой точки зрения вполне подходит для применения в титриметри­ческом анализе. Кроме того, реакции переноса протона проходят очень быстро, что также является одним из требований к титриметрическим реакциям.

Итак, титриметрический анализ заключается в измерении объема титранта (раствора точно известной концентрации), затраченного на реакцию с определя­емым веществом. Процесс постепенного добавления титранта к анализируемой

пробе называется титрованием, а момент завершения реакции - точкой эквива­лентности. Расчет в титриметрическом анализе, как было уже сказано выше, ос­нован на законе эквивалентов.

При титровании необходимо учитывать силу кислот и оснований. При со­единении растворов кислоты и основания в эквивалентных количествах, получа­ется раствор, содержащий растворитель (воду), катионы основания и анионы кислоты (с точки зрения теории протолитического процесса). В реакции сильной кислоты с сильным основанием эти катионы и анионы практически не проявля­ют кислотно-основных свойств и не влияют на концентрации ионов водорода и гидроксида, вследствие чего реакция среды раствора, т. е. его рН, совпадает с рН чистой воды (рН=7).

Если в реакции нейтрализации участвует слабая кислота или слабое осно­вание, то процесс оказывается заметно обратимым. Титрант в точке эквивалент­ности вступает в реакцию не полностью. При определении слабого основания в растворе остается непрореагировавшая сильная кислота (титрант) и в точке экви­валентности рН<7. Соответственно, при определении слабой кислоты в точке эквивалентности рН>7.

Освоение объемного метода количественного анализа титриметрии начи­нают с процесса титрования. Заполнив бюретку и внеся необходимый объем пипеткой в колбу для титрования, начинают процесс титрования:

1. 
   Каждое титрование начинают с нулевого или кратного деления.
   
2. 
   Раствор из бюретки приливают медленно, одновременно перемешивая раствор в колбе.
   
3. 
   Отсчет объема раствора, пошедшего на титрование, производят через 1-2 мин. после прекращения приливания раствора из бюретки.
   
4. 
   По окончании работы бюретку промывают водой.
   

В коническую колбу при помощи пипетки отмерить и внести 5 мл раствора соляной кислоты и 2-3 капли раствора индикатора фенолфталеина. Затем, не­большими порциями из бюретки приливать раствор натрия гидроксида к раство­ру соляной кислоты до появления розовой окраски, не исчезающей в течение 1 мин. Процесс титрования повторить два раза.

Для расчета молярной концентрации эквивалента соляной кислоты исполь­зовать закон эквивалентов с учетом среднего объема щелочи, пошедшей на тит­рование 5 мл кислоты.

Итак, для расчетов в титриметрическом анализе, исходя из закона эквива­лентов используют следующие формулы:

C(1/Z₁X₁)/C(1/Z₂X₂)=V(X₂)/V(X₁) C(1/ZX) = T(X) -1000/M(1/ZX) Т(Х) = С (1/ZX) • M(1/ZX) /1000 T(X) = m(X)/V

Порядок оформления тетради и рабочего протокола:

1. 
   Дата.
   
2. 
   Указание темы занятия и его цели.
   
3. 
   Оформление рабочего протокола.
   

1. 
   Сущность применяемого метода.
   
2. 
   Ход работы, схема прибора (при наличии).
   
3. 
   Экспериментальные данные.
   
4. 
   Расчет: используемые формулы в общем виде с расшифровкой обозна­чений и с числовыми данными.