Учебно-методический комплекс дисциплины «Химия строительных материалов» (стр. 7 )

восстановитель, имеющий малую величину ц, способен восстановить (электр) окислителя  имеющий »ц.

Чем больше разность ц, т. е. Еок – Евосст >0. тем быстрее протекает реакция.

Потенциал меняет свой значение от различных условий: t0, с, с ионов, среда [ОН-] = [H+]. Чтобы рассчитать ц при заданных условиях, необходимо рассчитать по уравнению Нернста

  RT  [тот/ғыш]

  е = е0 + —  • lq  ———  • [H+]  , мұнда n – электрондар саны,

  nF  [тот/сыз]  е  - анықтама кестеден

Метод оксидиметрии используется при химическом анализе с приемом титрования. Конец реакций в данном методе определяется индикаторным и безиндикаторным способами. Индикаторный способ применяется тогда, когда окислительные и восстановительные формы не имеют окраски или окраска очень слабая. Индикаторы, используемые в этом методе называют редоксиндикатором..

Дифениламин от 0,73 в: 0,79 в

Недостатки: 1. J2 – яд категории А. 2. летучее вещество 3. работать только не по свету, так как окислитель 2J-/J2.

Достоинства: широкое применение в ОВР. ц I2/2I - = 0,54 в.

Хроматометрия. Основана на применении вещества K2Cr2O7. ц = + 1,36 в, можно определять только восстановителями, так как ц имеет большое значение.

Достоинства: K2Cr2O7 – стандартное вещество (титр по навеске)

Недостатки: желательно работать в соляно – кислой среде.

Вопросы для самоконтроля:

1. На чем основан метод оксидиметрии?

2. Как классифицируют метод оксидиметрии?

3. Достоинства метода перманганатометрии?

Рекомендуемая литература:

1. Количественный анализ. –Москва: Химия, 1972.

2. и др. Аналитическая химия. –Москва: Просвещение 

  1987.

3. Курс аналитической химии. –Москва: Высшая 

  школа, 1977.

Лекция 9. Комплексонометрическое титрование

Содержание лекционного занятия:

1. Сущность комплексонометрического титрования.

2. Индикаторы хеламетрического титрования.

3. Методы комплексонометрического титрования

Сущность хелатометрического титрования. Комплексоны – это группа органических соединений – производных аминополикарбоновых кислот, из которых простейшей можно считать аминодиуксусную кислоту:

        CH2COOH

H – N        

  CH2COOH

Наиболее распространены следующие комплексоны: нитрилотриуксусная кислота, или комплексон I:

         CH2COOH

HOOC – CH2 – N

        CH2COOH

этилендиаминтетрауксусная кислота, или комплексон II:

  HOOCH2C         CH2COOH

        N – CH2 – CH2 – N

  HOOCH2C         CH2COOH

В практике технического и агрохимического анализа наиболее широко применяют двунатриевую соль этилендиаминтетрауксусной кислоты – комплексон III:

HOOCH2C                         CH2COONa

       N – CH2 – CH2 – N

NaOOCH2C                 CH2COOH

Это соединение иногда называют трилоном Б и обозначают сокращенной формулой Na2H2Y2 или ЭДТА. Комплексон III содержит наряду с карбоксильной группами – COOH еще и третичные аминогруппы

Образование комплексоном III внутрикомплексного соединения с каким-нибудь двухзарядным катионом происходит путем замещение металлом атомов водорода карбоксильных групп и одновременного взаимодействия катиона с атомами азота аминогрупп (за счет координационной связи):

Сплошными линиями здесь показаны обычные связи, а стрелками – координационные.

Комплексон II получил широкое применение в химическом анализе, потому что он образует внутрикомплексные соли с катионами щелочноземельных металлов (Ca2+, Mg2+, Ba2+), которые очень трудно перевести в комплексные соединения другими способами. Титрование комплексоном III используют для количественного определения этих катионов. Разумеется, при этом приходится устанавливать точку эквивалентности с помощью индикаторов.

Хромоген черный специальный ЕТ-00. Анион этого красителя, обозначаемый через Hind2-, имеет в щелочной среде синюю окраску. С катионами двухвалентных металлов (магния и других) он образует комплексы вино-красного цвета:

При последующем титровании комплексоном III эти комплексы разрушаются: ионы металла связываются комплексоном в более прочные (менее диссоциирующие) комплексные соединения, а анионы индикатора переходят в раствор, сообщая ему синюю окраску:

MeInd - + [H2Y]2- = [MeY]2- + Hind2- + H+

винно-  бесцветный  бесцветный  синий

  красный

               В результате этого вино-красная окраска раствора сменяется синей. Наиболее четко она изменяется в щелочной среде, при рН 8-10. Поэтому к титруемому раствору добавляют аммонийную буферную смесь (NH4OH + NH4Cl), которая нейтрализует выделяющиеся при реакции ионы водорода. Переход окраски считают не менее четким, чем в случае кислотно-основных индикаторов.

Мурексид – аммонийная соль пурпурной кислоты. Анион этого индикатора Ind - взаимодействует в щелочной среде с двухзарядными катионами некоторых металлов по схеме

Комплексы металлов с мурексидом, окрашенные в интенсивно-красный цвет, также менее устойчивы, чем аналогичные косплексы с комплексоном III. Поэтому при титровании катионы связываются комплексоном, а анионы индикатора освобождаются и сообщают раствору сине-фиолетовую окраску:

MeInd+ + [H2Y]2- = [MeY]2- + Ind - + 2H+

Вопросы для самоконтроля:

1. Какие соединения называют трилоном Б?

2. Что представляет собой хромоген черный специальный ЕТ-00.?

3. В каком случае применяют метод алкалиметрического титрования?

Рекомендуемая литература:

1. Количественный анализ. –Москва: Химия, 1972.

2. и др. Аналитическая химия. –Москва: Просвещение 

  1987.

3. Курс аналитической химии. –Москва: Высшая 

  школа, 1977.

         Лекция 11 Физическая химия

Содержание лекционного занятия:

1. Первый закон термодинамики.

2. Теплоемкость.

3. Закон Гесса.

ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ. Первый закон (или начало) термодинамики основан на том, что все формы энергии переходят друг в друга в строго эквивалентном количестве. Его можно сформулировать так: в изолированной системе сумма всех видов энергии постоянна.

Математическим выражением первого закона термодинамики является уравнение:

дQ = dU + дA

Теплота, поглощенная системой, расходуется на изменение внутренней энергии (U) и на совершение работы (А).

Внутренняя энергия тела определяется только его состоянием и является функцией независимых переменных, определяющих состояние системы, т. е. давления, объема и температуры.

Для конечного изменения состояния системы уравнение первого закона термодинамики записывается так:

Q = ∆U + A.

Теплота Q считается положительной, если выделяется. Если система совершает работу А над окружающей средой, то такую работу считают положительной, и, наоборот, если окружающая среда совершает работу над системой, то работа считается отрицательной.

Первый закон термодинамики применим к физическим, химическим и другим процессам, которые сопровождаются выделением или поглощением тепла, затратой или совершением работы и изменением внутренней энергии системы.

П р и л о ж е н и е  п е р в о г о  н а ч а л а  т е р м о д и н а м и к и  к  и з о х о р и ч е с к о м у,  и з о б а р и ч е с к о м у,  и з о т е р м и ч е с к о м у  и  а д и а б а т и ч е с к о м у  п р о ц е с с а м.

1) Изохорическим называется процесс, происходящий при постоянном объеме:

V = const (уравнение изохоры).

т. е.теплота, поглощенная системой при изобарическом процессе, равна изменению энтальпии.

3) Изотермическим называется процесс, происходящий при постоянной температуре

Т = const (уравнение изотермы).

При постоянной температуре работа может быть вычислена по уравнениям:

A=QT = PdV = nRТ1n V2 / V1 =  nRT1 n P1 / P2,

или  A = 2,303nRTlg V2 / V1;  (12)

A = 2,303nRTlg Р2 / Р1  (13)

4) Адиабатическим называется процесс, при котором отсутствует теплообмен между системой и окружающей средой: dQ = 0

PVг = const (уравнение адиабаты).

Здесь г =CP /CV, т. е. отношение теплоемкости при постоянном давлении к теплоемкости при постоянном объеме.

Работа при адиабатическом процессе, численно равная убыли внутренней энергии (A = – ∆V), может быть вычислена в зависимости от условий задачи по следующим уравнениям:

∆U = CV ∆T;  A= –CV ∆T;

A = nCV (T1 – T2).  (14)

Учитывая уравнение адиабаты, можно написать:

A=P1V1 – P2V2 / г–1,  (15)

A = R/г–1 (T1 – T2).  (16)

Теплоемкость. Количество теплоты, необходимое для нагревания единицы массы вещества на один градус, называется теплоемкостью.

Так как теплоемкость зависит от температуры тела, то различают истинную теплоемкость С и среднюю С.

Истинная удельная массовая теплоемкость есть количество теплоты, необходимое для изменения на один градус единицы массы тела

C = dQ/dT C1/m дж/кг · град,  (17)

где  C1 – теплоемкость системы, дж.

M – масса тела, кг.

Средняя удельная массовая теплоемкость есть количества тепла, необходимое для нагревания на один градус одного килограмма вещества в данном температурном интервале.

Сср. = Q / m (T2 – T1).  (18)

Зависимость теплоемкости от температуры выражается уравнением, полученным из экспериментальных данных:

CP = б + вТ + гT2  (19) 

Где  б, в, г – эмпирические константы.

От истинной теплоемкости к средней можно перейти, используя уравнение:

дQ = CdT.

Теплота, расходуемая на нагревание тела от температуры  T1  до  T2, вычисляется по уравнению:

  Т2

  Q=∫CdT  (20)

  Т1

или