Лекція 7. Титриметричний метод аналізу.

1. Сутність титриметричного методу аналізу

2. Класифікація титриметричних методів аналізу

3. Розрахунки у титриметрії. Стандартні та робочі розчини

4. Похибки титриметричного методу

5. Побудова кривих титрування.

Титриметричний метод аналізу заснований на тому, що речовини реагують одна з одною в еквівалентних кількостях:

деn1 іn2 кількості речовини 1 та 2, [ n ]= моль

деCмолярна концентрація еквівалента;Vоб'єм розчину [V]= л

Тоді для двох стехіометрично реагуючих речовин справедливе співвідношення:

Титриметричний аналіз – метод визначення кількості речовини шляхом точного виміру обсягу розчинів речовин, що вступають між собою у реакцію.

Титр– кількість г речовини, що міститься в 1 мл розчину або еквівалентна визначеній речовині. Наприклад, якщо титр H2SO4 дорівнює 0,0049 г/мл, це означає, що кожен мл розчину містить 0,0049 г сірчаної кислоти.

Розчин, титр якого відомий, називається титрованим Титрування– процес додавання до досліджуваного розчину чи його аліквотної частини еквівалентної кількості титрованого розчину. При цьому використовуються стандартні розчини – розчини із точною концентрацією речовини (Na2CO3, HCl).

Реакція титрування має відповідати таким вимогам:

1) Реакція повинна протікати кількісно, ​​бути строго стехіометричною

2) Реакція має протікати з високою швидкістю;

3) Реакція повинна протікати до кінця, повинні бути відсутні конкуруючі процеси;

4) Для цієї реакції повинен існувати зручний спосіб фіксування кінця реакції (точки еквівалентності).

Наприклад, кислотно-основне титрування:

HCl + NaOH → NaCl + H2O (індикатор метилоранж)

Класифікація методів титриметричного аналізу.

Класифікувати титриметричні методи аналізу можна за кількома ознаками. Наприклад, за типом основної реакції, що протікає при титруванні:

1) кислотно-основне титрування (нейтралізація): H3O+ + OH - ↔ 2H2O

цим методом визначають кількість кислоти або луги в аналізованому розчині;

а) ацидиметрія

б) алкаліметрія

2) окисно-відновне титрування (редоксиметрія):

Ox1 + Red2 ↔ Ox2 + Red1

а) перманганатометрія (KMnO4);

б) йодометрія (І2);

в) броматометрія (KBrO3);

г) дихроматометрія (K2Cr2O7);

д) цериметрія (Ce(SO4)2);

е) ванадометрія (NH4VO3);

ж) титанометрія (TiCl3) тощо.

3) осадове титрування: Me + X ↔ MeX↓

а) аргентометрія Ag + + Cl - " AgCl $

б) меркурометрія

4) комплексометричне титрування Mem+ + nL ↔ m+

а) меркуріметрія

б) комплексонометрія (ЕДТА)

Головне завдання титриметричного аналізу – не тільки використати розчин точно відомої концентрації, а й правильно визначити точку еквівалентності. Існує кілька способів зафіксувати точку еквівалентності:

1. За власним забарвленням іонів визначається елемента, наприклад перманганат іони MnO4 - мають малинове забарвлення

2. За допомогою індикаторів, наприклад, при реакції нейтралізації використовують кислотно-лужні індикатори: лакмус, фенолфталеїн, метил оранж – органічні сполуки, що змінюють забарвлення при переході від кислого до лужного середовища.

Індикатори- Органічні барвники, які змінюють своє забарвлення при зміні кислотності середовища. Схематично (опускаючи проміжні форми) рівновагу індикатора можна як кислотно-основну реакцію

HIn +H2O In - + H3O+

На область переходу забарвлення індикатора (положення та інтервал) впливають всі фактори, від яких залежить константа рівноваги (іонна сила, температура, сторонні речовини, розчинник), а також індикатора.

3. За речовиною-свідком

Приклад: Ag + + Cl - " AgCl $

Ag+ + CrO4" Ag2CrO4$ (яскраво оранжеве забарвлення)

До колби, де потрібно визначити іон хлору, додають невелику кількість солі K2CrO4 (свідок). Потім з бюретки поступово додають досліджувану речовину, при цьому першими реакцію вступають іони хлору і утворюється білий осад (AgCl), тобто ПР AgCl<< ПР Ag2Cr O4.

Таким чином, зайва крапля нітрату срібла дасть яскраво оранжеве забарвлення, тому що весь хлор уже прореагував.

Методи титрування.

1. пряме титрування,при прямому титруваннітитрант безпосередньо додають до речовини, що титрується. Такий спосіб застосовується тільки при виконанні всіх вимог, перерахованих вище.

2. зворотне титрування(з надлишком), використовується при реакції, що повільно протікає. Якщо швидкість реакції мала, або не вдається підібрати індикатор, або спостерігаються побічні ефекти, наприклад втрати речовини, що визначається внаслідок леткості, можна використовувати прийом зворотного титрування: додати до визначеної речовини явний надлишок титранта Т1, довести реакцію до кінця, а потім знайти кількість титранта, що не прореагував, титруванням його іншим реагентом Т2 з концентрацією С2. Очевидно, що у визначене речовина витрачається кількість титранта Т1, рівне різниці СТ1VT1 = СT2VT2.

3. непряме титрування (за заміщенням),застосовується під час аналізу органічних сполук. Якщо реакція нестехіометрична або протікає повільно, використовують титрування заступника, для чого проводять хімічну реакцію визначається речовини з допоміжним реагентом, а виходить в еквівалентній кількості продукт відтитрують відповідним титрантом.

Способи вираження концентрації розчину.

Молярна концентрація – моль/л

1М – у 1 літрі знаходиться 1 г/моль речовини

Молярна концентрація еквівалентів (нормальні розчини) (розчин повинен містити в 1 л задану кількість еквівалентних мас).

Хімічним еквівалентом називається кількість речовини еквівалентна одному г атома водню.

Титр розчину Т

Титр робочої речовини: https://pandia.ru/text/79/035/images/image004_113.gif" width="133" height="48 src="> [г/мл]

Титр за робочою речовиною треба перевести в титр за визначальною речовиною, скориставшись фактором перерахунку: Tonp = Tраб F

Приклад: https://pandia.ru/text/79/035/images/image006_73.gif" width="72" height="46 src=">

а – навішування аналізованої речовини

Стандартні та робочі розчини

Титрант із відомою концентрацією називають стандартним розчином. За способом приготування розрізняють первинні та вторинні стандартні розчини. Первинний стандартний розчин готують розчиненням точно кількості хімічно чистої речовини відомого стехіометричного складу певному обсязі розчинника. Вторинний стандартний розчин отримують наступним чином: готують розчин з приблизною концентрацією та визначають його концентрацію (стандартизують) за відповідним первинним стандартом.

Первинні стандартні речовини повинні відповідати низці вимог:

1. Склад речовини має суворо відповідати хімічній формулі. Вміст домішок менше 0,05%

2. Речовина має бути стійкою при кімнатній температурі, бути не гігроскопічною, не окислюватися киснем повітря, не поглинати вуглекислий газ, бути не летким.

3. Речовина повинна мати досить високу молекулярну масу, щоб зменшити похибку під час зважування.

Для приготування первинних стандартних розчином можна скористатися фіксаналом – ампулою, в якій запаяна відома кількість стандартної речовини або розчину.

Надіслати свою гарну роботу до бази знань просто. Використовуйте форму нижче

Студенти, аспіранти, молоді вчені, які використовують базу знань у своєму навчанні та роботі, будуть вам дуже вдячні.

Розміщено на http://www.allbest.ru/

План

1. Сутність осадового титрування

2. Аргентометричне титрування

3. Тіоціанатометричне титрування

4. Застосування осадового титрування

4.1 Приготування стандартизованого розчину нітрату срібла

4.2 Приготування стандартизованого розчину тіоціанату амонію

4.3 Визначення вмісту хлору у зразку за Фольгардом

4.4 Визначення вмісту трихлорацетату натрію у технічному препараті

1. Сутність осадовоготитрування

Метод поєднує титриметричні визначення, що ґрунтуються на реакціях утворення опадів малорозчинних сполук. З цією метою придатні лише деякі реакції, що задовольняють певним умовам. Реакція повинна протікати по рівнянню і без побічних процесів. Осад, що утворюється, повинен бути практично нерозчинним і випадати досить швидко, без утворення пересичених розчинів. До того ж, необхідно мати можливість визначати кінцеву точку титрування за допомогою індикатора. Нарешті, явища адсорбції (співосадження) мають бути виражені при титруванні настільки слабко, щоб результат визначення не спотворювався.

Найменування окремих методів осадження походять від назв застосовуваних розчинів. Метод, який використовує розчин нітрату срібла, називають аргентометрією. Цим методом визначають вміст іонів С1 і Вг в нейтральних або слаболужних середовищах. Тіоціанатометрія заснована на застосуванні розчину тіоціанату амонію NH 4 SCN (або калію KSCN) і служить для визначення слідів С1- і Вг, але вже в сильнолужних і кислих розчинах. Використовують її і визначення змісту срібла в рудах чи сплавах.

Дорогий аргентометричний метод визначення галогенів поступово витісняється меркурометричним. В останньому використовують розчин нітрату ртуті (I) Hg 2 (NO 3) 2 .

Розглянемо докладніше аргентометричне та тіоціанатометричне титрування.

2. Аргентометричне титрування

Метод заснований на реакції осадження іонів С1 і Вг катіонами срібла з утворенням малорозчинних галогенідів:

Cl-+Ag+=AgClb Br^- + Ag+= AgBr

При цьому використовують розчин нітрату срібла. Якщо ж аналізують речовину вміст срібла, то користуються розчином хлориду натрію (або калію). титрування розчин препарат

Для розуміння методу аргентометрії велике значення мають криві титрування. Як приклад розглянемо випадок титрування 10,00мл 0,1н. розчину натрію хлориду 0,1 н. розчином нітриту срібла (без урахування зміни об'єму розчину).

На початок титрування концентрації хлорид-ионов у розчині дорівнює загальної концентрації хлориду натрію, т. е. 0,1 моль/л чи = --lg lO-i = 1.

Коли до титруємого розчину хлориду натрію буде додано 9,00 мл розчину нітрату срібла і 90% хлорид-іонів будуть осаджені, концентрація їх у розчині зменшиться в 10 разів і дорівнюватиме Ы0~ 2 моль/л, а рС1 дорівнюватиме 2. Оскільки ж величина nPAgci = IQ-10 концентрація іонів срібла при цьому складе:

10-ю/[С1-] = Ю-Ю/10-2 = 10-8 Моль/л, АБО pAg= - lg = - IglO-s = 8.

Аналогічним чином обчислюють решту точок для побудови кривої титрування. У точці еквівалентності pCl = pAg = = 5 (див. табл.).

Таблиця Зміна рС та pAg при титруванні 10,00 мл 0,1 н. розчину натрію хлориду 0,1 н. розчином нітрату срібла

Додано розчину AgNO 3 ,
9,99 10,00 (точка екв.) 10,01	ю-4 ю-5 ю-6.	ю- 6 ю- 5 ю-*

Інтервал стрибка при аргентометричному титруванні залежить від концентрації розчинів і значення твору розчинності осаду. Чим менше величина ПР, що отримується в результаті титрування з'єднання, тим ширше інтервал стрибка на кривій титрування і тим легше фіксувати кінцеву точку титрування за допомогою індикатора.

Найбільш поширене аргентометричне визначення хлору методом Мора. Сутність його полягає у прямому титруванні рідини розчином нітрату срібла з індикатором хроматом калію до побуріння білого осаду.

Індикатор методу Мора - розчин К2СгО 4 дає з нітратом срібла червоний осад хромату срібла Ag 2 CrO 4 але розчинність осаду (0,65-10~ 4 Е/л) набагато більше розчинності хлориду срібла (1.25Х _Х10~ 5 Е/л ). Тому при титруванні розчином нітрату срібла в присутності хромату калію червоний осад хромату срібла з'являється лише після додавання надлишку іонів Ag+, коли всі хлорид-іони вже обложені. При цьому завжди до аналізованої рідини доливають розчин нітрату срібла, а чи не навпаки.

Можливості застосування аргентометрії досить обмежені. Її використовують лише при титруванні нейтральних або слаболужних розчинів (рН від 7 до 10). У кислому середовищі осад хромату срібла розчиняється.

У сильнолужних розчинах нітрат срібла розкладається з виділенням нерозчинного оксиду Ag 2 O. Метод непридатний і для аналізу розчинів, що містять іон NH^", так як при цьому утворюється з катіоном Ag + аміачний комплекс + - Аналізований розчин не повинен містити 2 +, Sr 2+ , Pb 2+ , Bi 2+ та інших іонів, що дають опади з хроматом калію.

3. Тіоціанатометричне титрування

Тіоціанатометричне титрування засноване на осадженні іонів Ag+ (або Hgl +) тіоціанатами:

Ag + + SCN- = AgSCN |

Для визначення необхідний розчин NH4SCN (або KSCN). Визначають Ag + або Hgi + прямим титруванням розчином тіоціанату.

Тіоціанатометричне визначення галогенів виконують за так званим методом Фольгарду. Суть його можна виразити схемами:

CI- + Ag+ (надлишок) -* AgCI + Ag+ (залишок), Ag+ (залишок) + SCN~-> AgSCN

Інакше висловлюючись, до рідини, що містить С1~, доливають надлишок титрованого розчину нітрату срібла. Потім залишок AgNO 3 назад відтитрують розчином тіоціанату та обчислюють результат.

Індикатор методу Фольгарду - насичений розчин NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12H 2 O. Поки в рідині, що титрується, є іони Ag+, додаються аніони SCN~ зв'язуються з виділенням осаду AgSCN, але не взаємодіють з іонами Fe 3+ . Однак після точки еквівалентності найменший надлишок NH 4 SCN (або KSCN) викликає утворення криваво-червоних іонів 2+ та +. Завдяки цьому вдається визначити еквівалентну точку.

Тіоціанатометричні визначення застосовують частіше, ніж аргентометричні. Присутність кислот не заважає титрування за методом Фольгарду і навіть сприяє отриманню точніших результатів, оскільки кисле середовище пригнічує гідроліз солі Fe**. Метод дозволяє визначати іон С1~ у лугах, а й у кислотах. Визначенню не заважає присутність Ва 2+, РЬ 2+, Bi 3+ та деяких інших іонів. Однак якщо в аналізованому розчині є окислювачі або солі ртуті, застосування методу Фольгарда стає неможливим: окислювачі руйнують іон SCN-, а катіон ртуті осаджує його.

Досліджуваний лужний розчин нейтралізують перед титруванням азотною кислотою, інакше іони Fe 3 +, що входять до складу індикатора, дадуть осад гідроксиду заліза (III).

4. Застосування осадового титрування

4.1 Приготування стандартизованого розчину нітрату срібла

Первинними стандартами для стандартизації розчину нітрату срібла є хлориди натрію або калію. Готують стандартний розчин натрію хлориду і приблизно 0,02 н. розчин нітрату срібла, стандартизують другий розчин за першим.

Приготування стандартного розчину натрію хлориду. Розчин хлориду натрію (або калію хлориду) готують з хімічно чистої солі. Еквівалентна маса хлориду натрію дорівнює його молярній масі (58,45 г/моль). Теоретично для виготовлення 0,1 л 0,02 н. розчину потрібно 58,45-0,02-0,1 = 0,1169 г NaCl.

Візьміть на аналітичних терезах навішування приблизно 0,12 г хлориду натрію, перенесіть її в мірну колбу місткістю 100 мл, розчиніть, доведіть об'єм водою до мітки, добре перемішайте. Обчисліть титр та нормальну концентрацію вихідного розчину хлориду натрію.

Приготування: 100 мл приблизно 0,02 н. розчину нітрату срібла. Нітрат срібла є дефіцитним реактивом, і зазвичай його розчини мають концентрацію не вище 0,05 н. Для цієї роботи цілком придатний 0,02 зв. розчин.

При аргентометричному титруванні еквівалентна маса AgN0 3 дорівнює молярній масі, тобто 169,9 г/моль. Тому 0,1 л 0,02 зв. розчину повинні містити 169,9-0,02-0,1 = 0,3398 г AgNO3. Проте брати таку навішування немає сенсу, оскільки продажний нітрат срібла завжди містить домішки. Відважте на технохімічних терезах приблизно 0,34 - 0,35 г нітрату срібла; цште наважку в мірну колбу місткістю 100 мл, розчину в невеликій кількості води і доведіть об'єм водою зберігати розчин у колбі, обернувши її чорним папером і перелити в склянку темного скла. Стандартизація розчину нітрату сірка по хлориду натрію. срібла і підготуйте її до титрування. Піпетку промийте розчином хлориду натрію і перенесіть 10,00 мл розчину в конічну колбу. Прилийте 2 краплі насиченого розчину хромату калію і обережно, краплями, титруйте розчином нітрату срібла при перемішуванні. Досягніть, щоб перехід жовтого забарвлення суміші в червону походить від однієї надлишкової краплі нітрату срібла. Повторивши титрування 2 - 3 рази візьміть середнє з відліків, що сходяться, і обчисліть нормальну концентрацію розчину нітрату срібла.

Допустимо, що на титрування 10,00 мл 0,02097 н. розчину натрію хлориду пішло в середньому 10,26 мл розчину нітрату срібла. Тоді

A^ AgNOj. 10,26 = 0,02097. 10,00, AT AgNOs = 0, 02097-10, 00/10, 26 = 0,02043

Якщо передбачається визначати вміст С1 в зразку, то обчислюють, крім того, титр розчину нітрату срібла по хлору: Т,- = 35, 46-0 ,02043/ 1000 = 0,0007244 г/мл, "l це означає, що 1 мл розчину нітрату срібла відповідає 0,0007244 р відтитрованого хлору.

4.2 Приготування стандартизованого розчину тіоціанату амонія

Розчин NH 4 SCN або KSCN з відомим титром не можна приготувати розчиненням навішування, так як ці солі дуже гігроскопічні. Тому готують розчин з приблизною нормальною концентрацією і встановлюють її за стандартизованим розчином нітрату срібла. Індикатором служить насичений розчин NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12Н 2 О. Щоб попередити гідроліз солі Fe, до самого індикатора і аналізованого розчину додають перед титруванням 6 н. азотну кислоту.

Приготування: 100 мл приблизно 0,05 н. розчину тіоціанату амонію Еквівалентна маса NH4SCN дорівнює його молярній масі, тобто 76,12 г/моль. Тому 0,1 л 0,05 зв. розчину повинні містити 76,12.0,05-0,1=0,3806 NH 4 SCN.

Візьміть на аналітичних терезах навішування близько 0,3-0,4 г, перенесіть в колбу місткістю 100 мл, розчиніть, доведіть об'єм розчину водою до мітки і перемішайте.

Стандартизація розчину тіоціанату амонію за нітратом срібла. Підготуйте бюретку для титрування розчином NH4 SCN. Ополосніть піпетку розчином нітрату срібла і відміряйте 10,00 мл його в конічну колбу. Додайте 1 мл розчину NH 4 Fe(SO 4)2 (індикатор) та 3 мл. 6 н. азотної кислоти. Повільно при безперервному збовтуванні приливайте з бюретки розчин NH 4 SCN. Титрування припиніть після появи коричнево-рожевого забарвлення 2+, що не зникає при енергійному струшуванні.

Повторіть титрування 2-3 рази, зі схожих відліків візьміть середнє і обчисліть нормальну концентрацію NH 4 SCN.

Допустимо, що на титрування 10,00 мл 0,02043 н. розчину срібла нітрату пішло в середньому 4,10 мл розчину NH 4 SCN.

4.3 Визначеннязмістухлору у зразку за Фольгардом

Галогени за Фольгардом визначають зворотним титруванням залишку нітрату срібла розчином NH 4 SCN. Однак точне титрування можливе тут лише за умови, що буде вжито заходів, що запобігають (або уповільнюють) реакцію між хлоридом срібла та надлишком тіоціанату заліза:

3AgCI + Fe (SCN) 3 = SAgSCNJ + FeCl 3

при якій з'являється спочатку забарвлення поступово зникає. Найкраще відфільтрувати осад AgCl перед титруванням надлишку нітрату срібла розчином NH 4 SCN. Але іноді натомість до розчину додають якусь органічну рідину, не змішують з водою і як би ізолюючу осад АрС1 від надлишку нітрату.

Метод визначення. Візьмемо пробірку розчином аналізованої речовини, що містить хлорид натрію. Наважку речовини розчиняють у мірній колбі місткістю 100 мл і доведіть об'єм розчину водою до мітки (концентрація хлориду в розчині має бути не більше 0,05 н.).

Перенесіть піпеткою 10,00 мл аналізованого розчину конічну колбу, додайте 3 мл 6 н. азотної кислоти і прилийте з бюретки явний надлишок розчину AgNO 3 наприклад 18,00 мл. Потім осад хлориду срібла відфільтруйте. Відтитруйте залишок нітрату срібла розчином NH 4 SCN, як описано у попередньому параграфі. Повторивши визначення 2-3 рази, візьміть середнє. Якщо осад хлориду срібла відфільтрували, його слід промити і приєднати промивні води до фільтрату.

Припустимо, що навішування зразка склала 0,2254 р. До 10,00 мл аналізованого розчину додали 18,00 мл 0,02043 н. нітрату срібла. На титрування надлишку його пішло 5,78 мл * 0,04982 зв. розчину NH 4 SCN.

Насамперед обчислимо, який обсяг 0,02043 н. розчину нітрату срібла відповідає витраченим на титрування 5,78 мл 0,04982 зв. розчину NH 4 SCN:

отже, на осадження іона С1 пішло 18,00 - 14,09 = 3,91 мл 0,2043 н. розчину нітрату срібла. Звідси легко знайти нормальну концентрацію розчину натрію хлориду.

Оскільки еквівалентна маса хлору дорівнює 35,46 г/моль,* загальна маса хлору у навішуванні становить:

772 = 0,007988-35,46-0,1 = 0,02832 р.

0,2254 г С1 - 100%

х = 0,02832-100/0,2254 = 12,56%.

0,02832 > С1 - х%

За методом Фольгарда визначають також зміст іонів Вг і I-. При цьому фільтрувати опади броміду або йодиду срібла не потрібно. Але треба враховувати, що іон Fe3+ окислює йодиди до вільного йоду. Тому індикатор додають після осадження всіх іонів I нітратом срібла.

4.4 Визначення змісту трихлорацетату натрію| у технічному препараті (за хлором)

Технічний трихлорацетат натрію (ТХА) - гербіцид для тоження бур'янів злаків. Він є кристалічною речовиною білого або світло-коричневого кольору, добре розчинне у воді. За Фольгардом спочатку визначають масову частку хлоридо-органічних сполук, а потім після руйнування хлору. По різниці знаходять масову частку (%) хлору трихлорацетату натрію.

Визначення масової частки (%) хлору неорганічних сполук. Точну наважку препарату 2-2,5 г помістіть у мірну колбу місткістю 250 мл, розчиніть, доведіть розчин водою до мітки, перемішайте. Перенесіть піпеткою в конічну колбу 10 мл розчину і прилийте 5-10 мл концентрованої азотної кислоти.

Додати з бюретки 5 або 10 мл 0,05 н. розчину нітрату срібла та надлишок його відтитруйте 0,05 н. розчином NH 4 SCN у присутності NH 4 Fe(SO 4) 2 (індикатор).

Масову частку (%) хлору (х) неорганічних сполук обчисліть за формулою

(V - l/i) 0,001773-250х100

де V - обсяг точно 0,05 н. розчину AgNO 3 взятий для аналізу; Vi - обсяг точно 0,05 н. розчину NH 4 SCN, що пішов на титрування надлишку AgNO 3; т - навішування трихлорацетату натрію; 0,001773 - маса хлору, що відповідає 1 мл 0,05 н. розчину AgNO. Визначення масової частки (%) загального хлору. У конічну колбу візьміть 10 мл раніше приготовленого розчину, прилийте 10 мл розчину з масовою часткою NaOH 30% і 50 мл води. З'єднайте колбу зі зворотним кульковим холодильником і кип'ятіть її протягом 2 год. Дайте рідини охолонути, промийте холодильник водою, збираючи промивні води в ту ж колбу. Додайте до розчину 20 мл розведеної (1:1) азотної кислоти та прилийте з бюретки 30 мл 0,05 н. розчину нітрату срібла. Надлишок нітрату срібла відтитруйте 0,05 н. розчином NH 4 SCN у присутності NH 4 Fe(SO 4)2. Масову частку (%) загального хлору (xi) обчисліть за наведеною вище формулою. Масову частку (%) трихлорацетату натрію в препараті (х^) знайдіть за формулою

х2 = (х1 - х) (185,5/106,5),

де 185,5 - молярна маса трихлорацетату натрію; 106,5 - маса хлору, що міститься в молярній масі трихлорацетату натрію.

Розміщено на Allbest.ru

...

Подібні документи

Сутність та класифікація методів кислотно-основного титрування, застосування індикаторів. Особливості комплексонометричного титрування. Аналіз методів осадового титрування. Виявлення кінцевої точки титрування. Поняття аргенометрії та тіціанометрії.

контрольна робота , доданий 23.02.2011


Послідовність розрахунку кривої титрування розчину соляної кислоти розчином слабкої основи гідроксиду амонію. Побудова кривої титрування, визначення точки еквівалентності та прямої нейтральності. Підбір індикатора та обчислення його помилки.

контрольна робота , доданий 03.01.2016


Визначення вмісту носіїв лужності у розчині карбонату натрію методом прямого кислотно-основного титрування. Математичний вираз закону еквівалентів. Побудова інтегральної та диференціальної кривих потенціометричного титрування.

лабораторна робота , доданий 15.02.2012


Поняття та види титриметричного аналізу. Характеристика комплексонообразующих агентів та індикаторів. Приготування відтитрованого розчину для проведення комплексонометричного титрування. Методика дослідження алюмінію, вісмуту, свинцю, магнію, цинку.

курсова робота , доданий 13.01.2013


Метод потенціометричного титрування. Кислотно-основне титрування. Визначення кінцевої точки титрування. Методика проведення потенціометричного титрування. Потенціометричне титрування, використовувані прилади та обробка результатів аналізу.

курсова робота , доданий 24.06.2008


Класифікація методів окисно-відновного титрування. Чинники, які впливають швидкість реакції. Специфічні та редокс-індикатори. Сутність перманганатометрії, йодометрії, дихроматометрії. Приготування розчину діхромату калію.

презентація , доданий 19.03.2015


Розрахунок індикаторних похибок для вибраних індикаторів, кривої титрування 25 мл 0,05 М розчину CH3COOH 0,05 М розчином KOH. Кислотно-основні індикатори. Етапи титрування: початкова точка, область до точки та область після точки еквівалентності.

контрольна робота , доданий 18.12.2013


Особливості методів окиснювально-відновного титрування. Основні вимоги до реакцій, константа рівноваги. Характеристика видів окисно-відновного титрування, його індикатори та криві. Приготування та стандартизація розчинів.

курсова робота , доданий 25.12.2014


Поняття титраметричного аналізу. Окисно-відновне титрування, його види та умови проведення реакцій. Розрахунок точок кривої титрування, потенціалів, побудова кривої титрування. Добірка індикатора, розрахунок індикаторних помилок титрування.

курсова робота , доданий 10.06.2012


Класифікація методів титраметричного аналізу. Сутність методу "нейтралізації". Приготування робочих розчинів. Розрахунок точок та побудова кривих кислотно-основного та окислювально-відновного титрування. Переваги та недоліки йодометрії.

Мета роботи : придбання навичок у застосуванні одного з методів кількісного аналізу – титриметричного та навчання елементарним прийомам статистичної обробки результатів вимірювань.

Теоретична частина

Титриметричний аналіз - це метод кількісного хімічного аналізу, заснований на вимірюванні об'єму розчину реактиву з точно відомою концентрацією, що витрачається для реакції з речовиною, що визначається.

Титриметричне визначення речовини проводиться титруванням - додаванням одного з розчинів до іншого невеликими порціями та окремими краплями за постійного фіксування (контролю) результату.

Один з двох розчинів містить речовину в невідомій концентрації і являє собою аналізований розчин.

Другий розчин містить реагент з точно відомою концентрацією та називається робочим розчином, стандартним розчином або титрантом.

Вимоги до реакцій, які застосовуються при титриметричному аналізі:

1. Можливість фіксувати точку еквівалентності, що найбільш широко використовують спостереження за його забарвленням, яка може змінюватися за таких умов:

Одна з реагуючих речовин забарвлена, і забарвлений реагент у процесі реакції змінює свій колір;

Речовини, що застосовуються, - індикатори - змінюють забарвлення в залежності від властивостей розчину (наприклад, в залежності від реакції середовища).

2. Кількісний перебіг реакції, аж до рівноваги, що характеризується відповідною величиною константи рівноваги

3. Достатня швидкість хімічної реакції, т.к. фіксувати точку еквівалентності при повільно поточних реакціях дуже важко.

4. Відсутність побічних реакцій, у яких точні обчислення неможливі.

Методи титриметричного аналізу можна класифікувати за характером хімічної реакції, що лежить в основі визначення речовин: основного титрування (нейтралізації), осадження, комплексоутворення, окислення-відновлення.

Робота з розчинами.

Мірні колбипризначені для вимірювання точного об'єму рідини. Вони є круглі плоскодонні судини з вузьким довгим горлом, на якому є мітка, до якої слід наповнювати колбу (рис. 1).

Рис.1 Мірні колби

Техніка приготування розчинів у мірних колбах із фіксаналів.

Для приготування розчину з фіксаналу ампулу розбивають над лійкою, вставленою в мірну колбу, вміст ампули змивають дистильованою водою; потім розчиняють його у мірній колбі. Розчин, що у мірній колбі, доводять до мітки. Після доведення рівня рідини до мітки розчин у колбі добре перемішують.

Бюреткиє тонкі скляні трубки, градуйовані в мілілітрах (рис. 2). До нижнього, злегка звуженого кінця бюретки припаяний скляний кран або приєднаний гумовий шланг із кульковим затвором та скляним носиком. Для роботи вибирають бюретку в залежності від об'єму розчину, що застосовується в аналізі.

Рис.2. Бюретки

Порядок роботи з бюреткою

1. Бюретку промивають дистильованою водою.

2. Підготовлену до роботи бюретку закріплюють вертикально в штативі, за допомогою лійки наливають у бюретку розчин так, щоб його рівень був вищим за нульову позначку.

3. З нижнього відтягнутого кінця бюретки видаляють бульбашки повітря. Для цього відгинають його вгору і випускають рідину до тих пір, поки все повітря не буде видалено. Потім опускають капіляр униз.

4. Рівень рідини в бюретці встановлюють на нульовий поділ.

5. При проведенні титрування натискають на гумову трубку збоку від кульки та зливають рідину з бюретки в колбу, обертаючи останню. Спочатку титрант, що знаходиться в бюретці, зливають тонким струмком. Коли забарвлення індикатора у місці падіння крапель титранта почне змінюватися, розчин доливають обережно, по краплях. Титрування припиняють, коли настає різка зміна забарвлення індикатора від приливання однієї краплі титранта, і записують обсяг витраченого розчину.

6. Після закінчення роботи титрант із бюретки зливають, бюретку промивають дистильованою водою.

Метод кислотно-основного титрування (нейтралізації)

Метод кислотно-основного титрування заснований на реакції взаємодії кислот та основ, тобто. на реакції нейтралізації:

H + + OH = H 2 O

За виконання цього завдання використовується метод кислотно-основного титрування, заснований на застосуванні реакції нейтралізації:

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Метод полягає в тому, що до розчину речовини, що визначається - гідроксиду натрію - поступово додають розчин сірчаної кислоти відомої концентрації. Додавання розчину кислоти продовжують до тих пір, поки його кількість не стане еквівалентним кількості гідроксиду натрію, що реагується з ним, тобто. до нейтралізації луги. Момент нейтралізації встановлюють зі зміни забарвлення індикатора, що додається в розчин, що титрується. За законом еквівалентів відповідно до рівняння:

З н(к-ти) · V (к-ти) = C н (луги) · V (луги)

С н(к-ти) та C н (луги) – молярні концентрації еквівалентів реагуючих розчинів, моль/л;

V (к-ти) та V (луги) – об'єми реагуючих розчинів, л (мл).

З (NaOH) та - молярні концентрації еквівалента NaOH та H 2 SO 4 у реагуючих розчинах, моль/л;

V (NaOH) та ) - обсяги реагуючих розчинів луги та кислоти, мл.

Приклади розв'язання задач.

1. На нейтралізацію 0,05 л розчину кислоти витрачено 20 см 3 0,5 н розчину лугу. Чому дорівнює нормальність кислоти?

2. Скільки і якої речовини залишиться надміру, якщо до 60см 3 0,4н розчину сірчаної кислоти додати 120см 3 0,3н розчину гідроксиду калію?

Розв'язання задач визначення рН розчину, концентрацій різного типу представлено в методичному посібнику .

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

Отримайте у лаборанта колбу із розчином луги невідомої концентрації. Проби аналізованого розчину відміряйте мірним циліндром по 10 мл три конічні колби для титрувань. У кожну з них додайте 2-3 краплі індикатора оранжевого метилового. Розчин придбає жовте забарвлення (метилоранж жовтий у лужному середовищі та оранжево-червоний у кислому).

Приготуйте до роботи установку для титрування (рис.3). Бюретку промийте дистильованою водою, а потім заповніть розчином сірчаної кислоти точно відомої концентрації (молярна концентрація еквівалента H 2 SO 4 вказана на склянці) вище нульового поділу. Каучукову трубку зі скляним наконечником відігніть вгору і, відтягуючи гуму від скляної оливи, що закриває вихід із бюретки, повільно випускайте рідину так, щоб після заповнення наконечника в ньому не залишилося бульбашок повітря. Надлишок розчину кислоти випустіть з бюретки в підставку, при цьому нижній меніск рідини в бюретці повинен установитися на нульовому розподілі.

Одну з колб розчину лужно підставте під наконечник бюретки на аркуш білого паперу і приступайте безпосередньо до титрування: однією рукою повільно подавайте кислоту з бюретки, а іншою безперервно перемішуйте круговим рухом колби в горизонтальній площині. В кінці титрування розчин кислоти з бюретки слід подавати по краплях до тих пір, поки від однієї краплі розчин прийме помаранчеве забарвлення, що не зникає.

Визначте об'єм кислоти, витрачений на титрування, з точністю до 0,01мл. Відлік поділів бюретки проводьте по нижньому меніску, при цьому око має бути на рівні меніска.

Повторіть титрування ще 2 рази, починаючи з нульового поділу бюретки. Результати титрувань запишіть у таблицю 1.

Концентрацію розчину луги обчисліть за такою формулою:

Таблиця 1

Результати титрування розчину гідроксиду натрію

Проведіть статистичну обробку результатів титрувань за методикою, описаною у додатку. Результати статистичної обробки експериментальних даних зведіть до таблиці 2.

Таблиця 2

Результати статистичної обробки експериментальних даних титрування розчину гідроксиду натрію. Довірча ймовірність α = 0,95.

n			S x

Запишіть результат визначення молярної концентрації еквівалента NaOH у аналізованому розчині у вигляді довірчого інтервалу.

ПИТАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ

1. Розчин гідроксиду калію має рН = 12. Концентрація основи у розчині при 100% дисоціації дорівнює … моль/л.

1) 0,005; 2) 0,01; 3) 0,001; 4) 1 · 10 -12; 5) 0,05.

2. На нейтралізацію 0,05 л розчину кислоти витрачено 20 см 3 0,5 н розчину лугу. Чому дорівнює нормальність кислоти?

1) 0,2 н; 2) 0,5 н; 3) 1,0 н; 4) 0,02 н; 5) 1,25 зв.

3. Скільки і якої речовини залишиться надміру, якщо до 75 см 3 0,3 н розчину сірчаної кислоти додати 125 см 3 0,2 н розчину гідроксиду калію?

1) 0,0025 г лугу; 2) 0,0025 г кислоти; 3) 0,28 г лугу; 4) 0,14 г лугу; 5) 0,28г кислоти.

4. Метод аналізу, що ґрунтується на визначенні підвищення температури кипіння, називається…

1) спектрофотометричний; 2) потенціометричний; 3) ебуліоскопічний; 4) радіометричний; 5) кондуктометричний.

5. Визначити відсоткову концентрацію, молярність та нормальність розчину сірчаної кислоти, отриманого при розчиненні 36 г кислоти у 114 г води, якщо щільність розчину 1,031 г/см 3 .

1) 31,6 ; 3,77; 7,54 ; 2) 31,6; 0,00377; 0,00377 ;

3) 24,0 ; 2,87; 2,87 ; 4) 24,0 ; 0,00287; 0,00287;

5) 24,0; 2,87; 5,74.

Надіслати свою гарну роботу до бази знань просто. Використовуйте форму нижче

Студенти, аспіранти, молоді вчені, які використовують базу знань у своєму навчанні та роботі, будуть вам дуже вдячні.

Розміщено на http://www.allbest.ru/

Вступ

Титрування - це поступове додавання титрованого розчину реагенту (титранта) до аналізованого розчину визначення точки еквівалентності. Титриметричний метод аналізу заснований на вимірі обсягу реагенту точно відомої концентрації, витраченого на реакцію взаємодії з визначальним речовиною. Точка еквівалентності - момент титрування, коли досягнуто еквівалентне співвідношення реагуючих речовин.

До реакцій, які застосовують у кількісному об'ємному аналізі, пред'являють такі вимоги:

1. Реакція повинна протікати відповідно до стехіометричного рівняння реакції і повинна бути практично необоротна. Результат реакції повинен відображати кількість аналізованої речовини. Константа рівноваги реакції має бути досить великою.

2. Реакція має протікати без побічних реакцій, інакше не можна застосовувати закон еквівалентів.

3. Реакція має протікати з досить швидкістю, тобто. за 1-3 секунди. Це головна перевага титриметричного аналізу.

4. Має бути спосіб фіксування точки еквівалентності. Закінчення реакції має визначатися досить легко та просто.

Якщо реакція не задовольняє хоча б одній із цих вимог, вона не може бути використана у титриметричному аналізі.

1. системи

Відмітною ознакою окислювально-відновних реакцій є перенесення електронів між реагуючими частинками - іонами, атомами, молекулами та комплексами, внаслідок чого змінюється ступінь окислення цих частинок, наприклад

Оскільки електрони не можуть накопичуватися в розчині, одночасно повинні проходити два процеси - втрати та придбання, тобто процес окислення одних та відновлення інших частинок. Таким чином, будь-яка окислювально-відновна реакція завжди може бути представлена ​​у вигляді двох напівреакцій:

аOx1 + bRed2 = аRed1 + bOx2

Вихідна частка і продукт кожної напівреакції складають окисно-відновну пару або систему. У наведених напівреакціях Red1 є сполученим з Ox1, а Ox2 пов'язаний з Red1.

Потенціал будь-якої окислювально-відновної системи, виміряний у стандартних умовах щодо водневого електрода, називають стандартним потенціалом (Е0) цієї системи. Стандартний потенціал прийнято вважати позитивним, якщо система виступає як окислювач і на водневому електроді протікає напівреакція окислення:

або негативним, якщо система відіграє роль відновника, а на водневому електроді відбувається напівреакція відновлення:

Абсолютне значення стандартного потенціалу характеризує «силу» окислювача чи відновника.

Стандартний потенціал – термодинамічна стандартизована величина – є дуже важливим фізико-хімічним та аналітичним параметром, що дозволяє оцінювати напрямок відповідної реакції та розраховувати активності реагуючих частинок в умовах рівноваги.

Для характеристики окислювально-відновної системи в конкретних умовах користуються поняттям реального (формального) потенціалу Е0", який відповідає потенціалу, що встановився на електроді в даному конкретному розчині при рівності 1 моль/л вихідних концентрацій окисленої та відновленої форм потенціаловизначальних іонів та зафіксованої концентрації всіх інших компонентів розчину.

Реальні потенціали з аналітичної погляду цінніші, ніж стандартні потенціали, оскільки справжнє поведінка системи визначається не стандартним, а реальним потенціалом і саме останній дозволяє передбачати перебіг окислювально-відновної реакції в конкретних умовах. Реальний потенціал системи залежить від кислотності, присутності сторонніх іонів у розчині та може змінюватись у широкому діапазоні.

2. Кривітитрування

У титриметричних методах розрахунок та побудова кривої титрування дають можливість оцінити, наскільки успішним буде титрування, і дозволяють вибрати індикатор. При побудові кривої окислювально-відновного титрування осі ординат відкладають потенціал системи, а по осі абсцис - обсяг титранта або відсоток відтитрування.

2.1 Впливумовтитруваннянахідкривих

Крива титрування побудована, виходячи із значень окислювально-відновних потенціалів, тому всі фактори, що впливають на потенціал, впливатимуть на форму кривої титрування та стрибок на ній. До таких факторів відносять значення стандартного потенціалу систем обумовленої речовини та титранту, кількість електронів, що беруть участь у напівреакціях, рН розчину, присутність комплексоутворюючих реагентів або осадників, природу кислоти. Чим більше електронів бере участь у окислювально-відновлювальній реакції, тим більше полога крива характеризує дане титрування. Стрибок титрування тим більше, що більше різниця окислювально-відновних потенціалів окислювача і відновника. За дуже малої різниці їх окислювально-відновних потенціалів титрування неможливе. Так титрування іонів Cl-(Е = 1,36В) перманганатом (Е = 1,51) практично неможливо. Часто буває необхідно розширити інтервал потенціалів, у якому перебуває стрибок, якщо він малий. У таких випадках вдаються до регулювання стрибка.

Значно впливає розмір стрибка зменшення концентрації однієї з компонентів окислювально-відновної пари (наприклад, з допомогою комплексоутворюючого реагенту). Припустимо, що в розчин вводять фосфорну кислоту, фториди або оксалати, що утворюють комплекси із залізом (III) і не взаємодіють із залізом (II), при цьому потенціал пари Fe3+/Fe2+ знижується. Якщо, наприклад, внаслідок реакції конкуруючого комплексоутворення концентрація іонів Fe3+ у розчині знизиться в 10 000 разів, стрибок потенціалу на кривій титрування почнеться вже не за Е = 0,95В, а за Е = 0,71В. Закінчиться він, як і раніше, за Е = 1,48В. Таким чином, область стрибка на кривій титрування виявиться значно розширеною.

Підвищення температури, відповідно, збільшує потенціал системи титранту та речовини, що визначається.

Отже, при виборі оптимальних умов окислювально-відновного титрування слід насамперед враховувати їхній вплив на стан окислювально-відновної системи, а отже, на реальний окисно-відновний потенціал.

2.2 Визначеннякрапкиеквівалентності

В окислювально-відновних методах титрування, як і в методах кислотно-основної взаємодії, можливі різні способи індикації точки еквівалентності.

1. Безіндикаторні методи застосовні при використанні забарвлених титрантів (розчини KMnO4, I2), незначний надлишок яких надає розчину візуально фіксується забарвлення.

2. Індикаторні методи можуть бути хімічними, якщо при цьому використовують як індикатори хімічні сполуки, що різко змінюють своє забарвлення поблизу точки еквівалентності (у межах стрибка на кривій титрування).

Іноді в окислювально-відновних методах титрування застосовують кислотно-основні індикатори: метиловий помаранчевий, метиловий червоний, конго червоний та ін Ці індикатори в кінцевій точці титрування незворотно окислюються надлишком окислювача і при цьому змінюють своє забарвлення.

Можливе застосування флуоресцентних та хемілюмінесцентних індикаторів при титруванні відновників сильними окислювачами. До флуоресцентних індикаторів відносять багато речовин (акридин, еухризин та ін), що випромінюють у видимій області при певних значеннях рН розчину після опромінення їх ультрафіолетовим випромінюванням. Хемілюмінесцентними індикаторами є речовини (люмінол, люцигенін, силоксен та ін), що випромінюють у видимій ділянці спектра в кінцевій точці титрування внаслідок екзотермічних хімічних процесів. Хемілюмінесценція спостерігається головним чином при реакціях окислення пероксидом водню, гіпохлоритами та деякими іншими окислювачами. Достоїнством флуоресцентних та хемілюмінесцентних індикаторів є те, що їх можна застосовувати для титрування не тільки прозорих та безбарвних, але й каламутних чи пофарбованих розчинів, для титрування яких звичайні редокс-індикатори непридатні.

Індикаторні методи можуть бути фізико-хімічними: потенціометричні, амперометричні, кондуктометричні та ін.

2.3 Окисно-відновнііндикатори

Для визначення точки еквівалентності у редоксиметрії використовують різні індикатори:

1. Окисно-відновні індикатори (редокс-індикатори), що змінюють колір при зміні окислювально-відновного потенціалу системи.

2. Специфічні індикатори, які змінюють свій колір у разі надлишку титранта чи зникнення визначеної речовини. Специфічні індикатори застосовують у деяких випадках. Так крохмаль - індикатор на наявність вільного йоду, вірніше трійодид-іонів. При крохмаль при кімнатній температурі синіє. Поява синього забарвлення крохмалю пов'язане з адсорбцією на амілазі, що входить до складу крохмалю.

Іноді як індикатор використовують тіоціанат амонію при титруванні солей заліза (III), катіони з іонами утворюють поєднання червоного кольору. У точці еквівалентності всі іони відновлюються до і титрований розчин з червоного стає безбарвним.

При титруванні розчином перманганату калію сам титрант відіграє роль індикатора. При найменшому надлишку KMnO4 розчин забарвлюється в рожевий колір.

Редокс-індикатори поділяються на: оборотні та незворотні.

Оборотні індикатори - оборотно змінюють свій колір при зміні потенціалу системи. Необоротні індикатори - піддаються незворотному окисленню чи відновленню, внаслідок чого колір індикатора змінюється необоротно.

Редокс-індикатори існують у двох формах окисленої та відновленої, причому колір однієї форми відрізняється від кольору іншої.

Перехід індикатора з однієї форми до іншої та зміна його забарвлення відбувається за певного потенціалу системи (потенціалі переходу). Потенціал індикатора визначається за рівнянням Нернста:

При рівності концентрацій окисленої та відновленої форм індикатора. При цьому половина молекул індикатора існує в окисленій формі, половина – у відновленій формі. Інтервал переходу індикатора (ІП) лежить у межах відношень концентрацій обох форм індикатора від 1/10 до 10/1.

Під час проведення окислювально-відновного титрування необхідно підбирати індикатор таким чином, щоб потенціал індикатора знаходився в межах стрибка потенціалу на кривій титрування. Багато індикаторів окислювально-відновного титрування мають кислотні або основні властивості і можуть змінювати свою поведінку залежно від рН середовища.

Одним з найбільш відомих і вживаних редокс-індикаторів є дифеніламін:

Відновлена ​​форма індикатора безбарвна. Під дією окислювачів дифеніламін спочатку незворотно переходить у безбарвний дифенілбензидин, який потім оборотно окислюється до синьо-фіолетового дифенілбензидинфіолетового.

Двоколірним індикатором є фероїн, що є комплексом Fe2+ з о-фенантроліном.

Титрування індикаторним методом можливе, якщо для цієї реакції ЕРС? 0,4В. При ЕРС = 0,4-0,2В використовують інструментальні індикатори.

3. Класифікаціяметодівокисно-відновноготитрування

Якщо окислювально-відновна реакція протікає нестехеометрично або недостатньо швидко, застосовують непрямі способи титрування: зворотне титрування та титрування заміщення. Наприклад, при цериметричному визначенні Fe3+ використовують спосіб титрування заміщення:

Fe3+ +Ti3+ = TiIV + Fe2+ + + CeIV = Fe3+ + Ce3+.3+ не заважає титруванню.

Окислювально-відновне титрування можливе, якщо в розчині є один відповідний ступінь окиснення обумовленого компонента. В іншому випадку до початку титрування необхідно провести попереднє відновлення (окислення) до відповідного ступеня окислення, як це роблять, наприклад, при аналізі суміші Fe2+ та Fe3+ методом перманганатометрії. Попереднє відновлення (окислення) має забезпечити кількісний переведення обумовленого елемента в необхідний ступінь окислення.

Реагент, що вводиться для цієї мети, повинен являти собою таку сполуку, від надлишку якої перед початком титрування легко звільнитися (кип'ятінням, фільтруванням та ін.). У деяких випадках методом редоксиметрії визначають сполуки, що не змінюють свого ступеня окиснення.

Так, титрування за заміщенням, визначають іони кальцію, цинку, нікелю, кобальту і свинцю в перманганатометрії, сильні кислоти - в іодометрії.

Таблиця 1

Методи окиснювально-відновного титрування

Назва методу	Стандартний розчин (титрант)	Рівняння напівреакцій системи титранту		Особливості методу
Стандартний розчин - окислювач
Перманганато-метрія		MnO4? + 8H + + 5e? = Mn2++ 4H2O MnO4?+ 4H+ + 3e? = MnO2 + 2H2O MnO4? + 2H2O + 3e? = MnO2+ 4OH?		Безіндикаторний метод, використовується в широкій ділянці рН
Броматометрія		BrO3? + 6H + + 6e? = Br? + 3H2O		Індикатор - метиловий оранжевий. Середовище - сильнокисле
Цериметрія		Ce4+ + e? = Ce3+		Індикатор – фероїн. Середовище - сильнокисле
Хроматометрія		Сr2O72? + 14H + + 6e? = 2Cr3++2H2O		Індикатор – дифе-ніламін. Середовище? сильнокисла
Нітритометрія		NO2- + 2H + + e? = NO + H2O		Зовнішній індикатор - йодид-крохмальний папір. Середовище? слабокисла
Йодіметрія				Індикатор – крохмаль
Стандартний розчин – відновник
Аскорбіно-метрія		С6H6O6 +2H+ +2 e? = С6H8O6		Індикатори - вари-аміновий синій або для визначення іонів Fe3+ роданід калію. Середовище - кисле
Титанометрія		TiO2+ + 2H+ + e? =Ti3+ + H2O		Індикатор – меті-леновий блакитний. Середовище - кисле
Іодометрія		S4O62? + 2e? = 2S2O32?		Індикатор – крах-мал. Допоміжний реагент - KI. Середовище - слабокисле або нейтральне

4. Перманганатометрія

Перманганатометрія - один із найбільш часто застосовуваних методів окисно-відновного титрування. Як титрант використовують розчин перманганату калію, окислювальні властивості якого можна регулювати в залежності від кислотності розчину.

4.1 Особливостіметоду

Найбільшого поширення в аналітичній практиці набув перманганатометричний метод визначення в кислих середовищах: відновлення MnO4- до Mn2+ проходить швидко і стехіометрично:

Особливістю методу є сильний вплив концентрації іонів водню на стандартний потенціал системи MnO4-/Mn2+. При титруванні в сильнокислих середовищах найчастіше використовують сірчану кислоту. Хлороводневу та азотну кислоти застосовувати не слід, тому що в їх присутності можуть йти конкуруючі окисно-відновні реакції. Відновлення перманганат-іону у лужному середовищі протікає послідовно: спочатку до манганат-іону MnO42-, а потім до діоксиду марганцю MnO2:

Кількісно відновлення перманганату у лужному середовищі до манганату протікає у присутності солі барію. Ba(MnO4)2 розчинний у воді, у той час як MnO4 - нерозчинний, тому подальше відновлення MnVI з осаду не відбувається.

Перманганатометрично в лужному середовищі, як правило, визначають органічні сполуки: форміат, формальдегід, мурашину, коричну, винну, лимонну кислоти, гідразин, ацетон та ін.

Індикатором кінця титрування служить блідо-рожеве забарвлення надлишку титранту КMnO4 (одна крапля 0,004 М розчину титранту надає помітне забарвлення 100 мл розчину). Тому, якщо титрований розчин безбарвний, про досягнення точки еквівалентності можна судити по появі блідо-рожевого забарвлення надлишку титранта КMnO4 при титруванні прямим способом або зникнення забарвлення при реверсивному титруванні. При аналізі пофарбованих розчинів рекомендується використовувати індикатор фероїну.

До переваг перманганатометричного методу відносять:

1. Можливість титрування розчином КMnO4 у будь-якому середовищі (кислому, нейтральному, лужному).

2. Застосовність розчину перманганату калію в кислому середовищі для визначення багатьох речовин, які не взаємодіють із слабшими окислювачами.

Поряд з перерахованими перевагами метод перманганатометрії має ряд недоліків:

1. Тітрант КMnO4 готують як вторинний стандарт, оскільки вихідний реагент – перманганат калію – важко отримати у хімічно чистому стані.

2. Реакції за участю MnO4-можливі в строго певних умовах (рН, температура тощо).

4.2 Застосуванняметоду

1. Визначення відновників. Якщо окислювально-відновна реакція між відновником і MnO4, що визначається, протікає швидко, то титрування проводять прямим способом. Так визначають оксалати, нітрити, пероксид водню, залізо (II), фероціаніди, миш'яковисту кислоту та ін.

Н2О2 + 2MnO4- + 6Н+ = 5О2 + 2Мn2+ + 8Н2О

54- + MnO4- + 8H+ = 53- + 2Mn2+ + 4H2O

AsIII + 2MnO4- + 16H+ = 5AsV + 2 Mn2+ + 8H2O

5Fe2+ + MnO4- +8H+ = 5Fe3+ + 2Мn2+ + 4Н2О

2. Визначення окислювачів. Додають надлишок стандартного розчину відновника і потім титрують його залишок розчином KMnO4 (спосіб зворотного титрування). Наприклад, хромати, персульфати, хлорити, хлорати та інші окислювачі можна визначати перманганатометричним методом, подіявши спочатку надлишком стандартного розчину Fe2+, а потім відтитрувавши непрореагував кількість Fe2+ розчином KMnO4:

Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O + (Fe2+) - надлишок-

Fe2+ ​​+ MnO4- + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O - залишок

3. Визначення речовин, що не мають окислювально-відновних властивостей, проводять непрямим способом, наприклад титруванням по заміщенню. Для цього визначається компонент переводять у форму сполуки, що володіє відновними або окислювальними властивостями, а потім проводять титрування. Наприклад, іони кальцію, цинку, кадмію, нікелю, кобальту, беруть в облогу у вигляді малорозчинних оксалатів:

М2+ + С2О4- = vМС2О4

Осад відокремлюють від розчину, промивають і розчиняють у H2SO4:

МС2О4 + H2SO4 = H2C2O4 + MSO4

Потім H2C2O4 (заступник) титрують розчином KMnO4:

2MnO4- + 5С2O42- + 16H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2O

4. Визначення органічних сполук. Відмінною особливістю реакцій органічних сполук з MnO4 є їх мала швидкість. Визначення можливе, якщо використовувати непрямий спосіб: аналізовану сполуку попередньо обробляють надлишком сильнолужного розчину перманганту і дають можливість реакції протікати необхідний період часу. Залишок перманганату титрують розчином оксалату натрію:

С3Н5(ОН)3 + 14MnO4- + 20OH- = 3CO32- + 14MnO42- + 14H2O +

(MnO4-), надлишок залишок

2MnO4- + 5С2O42- + 16H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2O залишок

окисний відновний титриметричний

5. Сутьікласифікаціяосаджувальнихметодів

Методи осаджувального титрування - це методи титриметричного аналізу, у яких застосовуються титранти, які утворюють опади з речовинами, що визначаються.

Вимоги до реакцій та визначених речовин:

1. Визначається речовина повинна бути добре розчинна у воді і повинна утворювати іони, які були б активними в реакціях осадження.

2. Осад, що отримується в реакції, повинен бути практично нерозчинним (ПР)< 10 -8 ? - 10 , S < 10 -5).

3. Результати титрування не повинні спотворюватись явищами адсорбції (співосадження).

4. Випадання осаду має відбуватися досить швидко (тобто не повинні утворюватися пересичені розчини).

5. Має бути можливість фіксації точки еквівалентності.

Класифікація методів осадового титрування залежно від титрантів, що використовуються:

Аргентометрія (титрант AgNO 3);

Меркурометрія (титрант Hg 2 (NO 3) 2);

Тіоціанатометрія (титрант NH 4 SCN);

Сульфатометрія (титранти H 2 SO 4 BaCl 2);

Хроматометрія (титрант K 2 CrO 4);

Гексаціанофератометрія (титрант K 4).

6. Кривітитруванняіїханаліз

Побудова кривих титрування здійснюється на підставі розрахунків згідно з правилом твору розчинності та відповідно.

Крива титрування будується в координатах, які показують зміну концентрації іона, що визначається, залежно від обсягу доданого титранта.

Чим більший стрибок титрування на кривій, тим ширші можливості вибору відповідного індикатора.

Чинники, що впливають на величину стрибка на кривих осадового титрування:

1. Концентрація розчинів титранта та обумовленого іона Чим вище концентрація, тим більший стрибок на кривій титрування.

2. Розчинність осаду, який утворюється в процесі титрування (чим менше розчинність, тим більший стрибок титрування).

Залежність величини стрибка титрування від розчинності важкорозчинного електроліту.

3. Температура

Чим вище температура, тим більша розчинність осаду і тим менший стрибок на кривій титрування. Титрування проводять за кімнатної температури.

4. Іонна сила розчину

Вплив відносно незначний, тому що іонна сила розчину, в порівнянні з іншими факторами, не так сильно змінює розчинність осаду; тим щонайменше, що стоїть іонна сила розчину, то вище розчинність і менше стрибок титрування.

7. Аргентометрія

Аргентометрія - метод осадового титрування, що базується на реакціях утворення важкорозчинних солей Аргентуму:

X - + Ag + = AgХ,

де X - = Cl -, Br -, I -, CN -, SCN - та ін.

Титрант: AgNO 3 – вторинний стандартний розчин.

Стандартизація: за первинним стандартним розчином хлориду натрій NaCl:

Індикатором при стандартизації є 5% калій хромат K2CrО4. Титрування проводять до появи коричнево-червоного осаду аргентум хромату:

Залежно від способу проведення титрування та індикатора, що використовується, методи аргентометрії класифікують на:

Безіндикаторні: - метод Гей-Люссака (метод рівного помутніння)

Метод до точки просвітлення

Індикаторні: - метод Мору

Метод Фаянса – Фішера – Ходакова

Метод Фольгарду

Метод Мору

Титрант: AgNO 3 – втор. станд. розчин.

AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO 3

Індикатором є 5% калій хромат K 2 CrО 4 (до появи коричнево-червоного аргентум хромату):

2AgNO 3 + K 2 CrО 4 = Ag 2 CrО 4 ?+ 2KNO 3

Визначаються речовини: хлориди Cl-, броміди Br-.

Середовище: рН ~ 6,5-10,3.

Застосування: кількісне визначення натрій хлориду, калій хлориду, натрій броміду, калій броміду субстанція лікарських речовин.

Обмеження застосування:

1. Не можна титрувати кислі розчини:

2CrО 4 2- + 2H + = Cr 2 O 7 2- + H 2 O

2. Не можна титрувати у присутності аміаку та інших іонів, молекул, які можуть бути лігандами по відношенню до іонів аргентуму в реакціях комплексоутворення.

3. Не можна титрувати в присутності багатьох катіонів (Ba 2+ , Pb 2+ та ін), які утворюють забарвлені опади з хромат - іонами CrО 4 2- .

4. Не можна титрувати в присутності відновників, які реагують з хромат-іонами CrО 4 2-, перетворюючи їх на іони Cr 3+ .

5. Не можна титрувати в присутності багатьох аніонів (PO 4 3-, AsО 4 3-, AsО 3 3-, S 2- та ін), які з іонами аргентуму утворюють забарвлені опади аргентуму.

Метод Фаянса-Фішера-Ходакова

Титрант: AgNO 3 – втор. станд. розчин

Стандартизація за перв. станд. розчином натрій хлориду NaCl методом піпетування:

AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO 3

Індикатором при стандартизації є 5% розчин калій хромату K 2 CrО 4 (до появи коричнево-червоного осаду аргентум хромату):

2AgNO 3 + K 2 CrО 4 = Ag 2 CrО 4 ?+ 2KNO 3

Середовище: рН ~ 6,5-10,3 при визначенні хлоридів та рН ~ 2,0-10,3 при визначенні бромідів та йодидів.

Індикатори методу:

Флуоресцеїн щодо хлоридів;

Еозин при визначенні бромідів та йодидів.

Механізм дії індикаторів: адсорбційний. Адсорбційні індикатори - це індикатори, адсорбція чи десорбція яких осадом супроводжується зміною забарвлення Т.Э. або поблизу неї.

AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO 3

HInd x H + + Ind - .

Умови проведення титрування:

1. Кислотність розчинів

2. Концентрація реагуючих розчинів

3. Облік адсорбційної здатності індикаторів та присутніх у розчині іонів.

4. Титрування поблизу т.е. слід проводити повільно

5. Титрування з адсорбційними індикаторами проводять у розсіяному світлі.

Застосування: кількісне визначення хлоридів, бромідів, йодидів, тіоціанатів, ціанідів.

Метод Фольгарду

Титранти: AgNO 3 , амоній або калій тіоціанат NH 4 SCN, KSCN – вторинні стандартні розчини.

Стандартизація AgNO 3 за перш. станд. розчином NaCl методом піпетування:

AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO 3

Індикатором при стандартизації AgNO 3 є 5% розчин калій хромату K 2 CrО 4 (до появи коричнево-червоного осаду аргентум хромату):

2AgNO 3 + K 2 CrО 4 = Ag 2 CrО 4 + 2KNO 3

Стандартизація NH 4 SCN, KSCN за стандартним розчином AgNO 3:

AgNO 3 + NH 4 SCN = AgSCN + NH 4 NO 3

Індикатором при стандартизації амоній або калій тіоціанату є солі феруму (ІІІ) (наприклад, NH 4 Fe(SO 4) 2 12H 2 O у присутності нітратної кислоти):

Fe 3+ + SCN - = 2+

Титрують до появи слабо рожевого забарвлення.

Середовище: нітратнокисле.

Індикатори методу: солі феруму (ІІІ) NH 4 Fe(SO 4) 2 ?12H 2 O у присутності нітратної кислоти.

Визначаються речовини: галогенід-іони, ціаніди, тіоціанати, сульфіди, карбонати, хромати, оксалати, арсенати та ін.

Hal - + Ag + (надлишок) = AgHal

Ag + (залишок) + SCN - = AgSCN,

а після точки еквівалентності:

Fe 3+ + SCN - = 2+

(рожево-червоне забарвлення)

При визначенні йодидів індикатор додають наприкінці титрування, щоб уникнути паралельної реакції:

2Fe 3+ + 2I - = 2Fe 2+ + I 2

Переваги методу Фольгарду - можливість титрування:

дуже кислих розчинах;

У присутності багатьох катіонів, які заважали при визначенні за методом Мора (катіони барію, плюмбуму та ін, які утворювали опади хроматів).

8. Меркурометрія

Меркурометрія - це метод осадового титрування, який базується на використанні реакцій утворення солей меркурію, що важкорозчиняються, (I) Hg 2 2+ :

2Cl - + Hg 2 2+ = Hg 2 Cl 2 ПР = 1,3Ч10 -18

2I - + Hg 2 2+ = Hg 2 I 2 ПР = 4,5 Ч10 -29

Титрант: втор. станд. розчин Hg 2 (NO 3) 2 .

Стандартизація: за стандартним розчином NaCl:

Hg 2 (NO 3) 2 + 2NaCl = Hg 2 Cl 2 Ї + 2NaNO 3

Індикатори: 1) розчин ферум (ІІІ) тіоціанату (від червоного до знебарвлення)

2Fe(SCN) 2+ + Hg 2 2+ = Hg 2 (SCN) 2 + 2Fe 3+ ;

1-2% спиртовий розчин дифенілкарбазону (до появи синього забарвлення).

Для обліку обсягу титранта, який витрачено на титрування індикатора, титрують “сліпу пробу”:

2) Індикатор додають перед закінченням титрування, оскільки якщо його додати спочатку, може задовго до т.е. утворитися дифенілкарбазид меркурію (ІІ) і дати синє забарвлення швидше, ніж буде відтитровано галогенід.

Визначаються речовини: хлориди та йодиди.

Середовище: дуже кисле (може бути до 5 моль/л іонів H+).

Недолік: солі Меркурія (І) – дуже токсичні.

9. Сульфатометрія

Сульфатометрія - метод осаджувального титрування, який базується на використанні реакцій утворення солей - сульфатів.

Іноді виділяють бариметрію - метод осаджувального титрування, який базується на використанні реакцій утворення складних солей барію.

В основі методу лежить реакція утворення осаду барій сульфату:

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 Ї

визнач. речовина титрант

Титранти: втор. станд. розчини H 2 SO 4 Ba (NO 3) 2 BaCl 2 .

Стандартизація: розчин H 2 SO 4 по Na 2 B 4 O 7 або Na 2 CO 3 з метиловим оранжевим; Ba(NO 3) 2 і BaCl 2 по H 2 SO 4 з нітрхромазо або ортаніловим А.

Індикатори: застосовують металохромні індикатори (змінюють своє забарвлення у присутності іонів металів) - нітрхромазо (ортаніловий С), ортаніловий А. Ці індикатори в розчині забарвлені в рожевий колір, а в присутності катіонів барію у фіолетовий колір.

Визначаються речовини у прямому титруванні:

сульфатною кислотою – вміст барію;

барій хлоридом або барій нітратом – вміст сульфатів.

Висновок

З титриметричних методів аналізу окисно-відновне титрування є широко поширеним, межі застосування цього методу ширші, ніж кислотно-основного або комплексонометричного методів. Завдяки великій різноманітності окисно-відновних реакцій цей метод дозволяє визначати велику кількість найрізноманітніших речовин, у тому числі і тих, які безпосередньо не виявляють окисно-відновних властивостей.

Перманганатометрія використовується для визначення загальної окислюваності води та ґрунту. При цьому з MnO4-іоном у кислому середовищі реагують всі органічні компоненти (у тому числі гумінові кислоти ґрунтів та природних вод). Число мілімоль еквівалентів KMnO4, що пішли на титрування, і є характеристикою окислюваності (перманганату).

Перманганатометрію застосовують і для аналізу органічних сполук, що легко окислюються (альдегідів, кетонів, спиртів, карбонових кислот: щавлевої, винної, лимонної, яблучної, а також гідразогруп). У харчовій промисловості перманганатометрію можна використовувати для визначення вмісту цукру в харчових продуктах та сировині, вмісту нітритів у ковбасних виробах.

У металургійній промисловості методом перманганатометрії визначають вміст заліза у солях, сплавах, металах, рудах та силікатах.

переліклітератури

1. Аналітична хімія. Хімічні методи аналізу/під ред. О.М. Петрухіна. М: Хімія, 1992, 400 с.

2. Васильєв В.П. Аналітична хімія. У 2 год. Ч. 1. Гравіметричний та титриметричний методи аналізу. М: Вища школа, 1989, 320 с.

3. Основи аналітичної хімії. У 2 кн. Кн. 2. Методи хімічного аналізу/під ред. Ю.А. Золотова. М: Вища школа, 2000, 494 с.

Розміщено на Allbest.ru

...

Подібні документи

Відмітні ознаки окисно-відновних реакцій. Схема стандартного водневого електрода. Рівняння Нернста. Теоретичні криві титрування. Визначення точки еквівалентності. Окисно-відновлювальні індикатори, перманганатометрія.

курсова робота , доданий 06.05.2011


Класифікація методів окисно-відновного титрування. Індикатори окиснювально-відновного титрування. Перманганатометрія, йодометрія та дихроматометрія. Забарвлення окисленої та відновленої форми. Фіксування точки еквівалентності.

реферат, доданий 23.02.2011


Особливості методів окиснювально-відновного титрування. Основні вимоги до реакцій, константа рівноваги. Характеристика видів окисно-відновного титрування, його індикатори та криві. Приготування та стандартизація розчинів.

курсова робота , доданий 25.12.2014


Класифікація методів титраметричного аналізу. Сутність методу "нейтралізації". Приготування робочих розчинів. Розрахунок точок та побудова кривих кислотно-основного та окислювально-відновного титрування. Переваги та недоліки йодометрії.

курсова робота , доданий 17.11.2013


Класифікація методів окисно-відновного титрування. Чинники, які впливають швидкість реакції. Специфічні та редокс-індикатори. Сутність перманганатометрії, йодометрії, дихроматометрії. Приготування розчину діхромату калію.

презентація , доданий 19.03.2015


Метод кислотно-основного титрування: поняття та зміст, основні етапи та принципи реалізації, які висуваються вимоги, головні умови та можливості застосування. Розрахунок рН розчинів. Побудова кривих титрування. Вибір індикатора та його обгрунтування.

презентація , доданий 16.05.2014


Поняття титраметричного аналізу. Окисно-відновне титрування, його види та умови проведення реакцій. Розрахунок точок кривої титрування, потенціалів, побудова кривої титрування. Добірка індикатора, розрахунок індикаторних помилок титрування.

курсова робота , доданий 10.06.2012


Титриметричний метод аналізу. Теорія броматометричного методу аналізу. Техніка титрування. Переваги та недоліки броматометричного методу. Феноли. Визначення фенолу. Хімічні реакції, що використовуються у методах титриметрії.

курсова робота , доданий 26.03.2007


Класифікація окислювально-відновного титрування; його застосування у фармацевтичному аналізі, при визначенні окислюваності води та органічних сполук. Розгляд редокс-титрування з прикладу цериметрии. Титрування солі заліза сульфатом церію.

курсова робота , доданий 12.09.2012


Визначення кристалізаційної води у хлориді барію. Встановлює титр робочого розчину соляної кислоти. Метод кислотно-основного та окислювально-відновного титрування. Визначення вмісту іонів у розчині методом якісного аналізу.

Лабораторна робота №8

ТИТРИМЕТРИЙ АНАЛІЗ

Мета роботи: ознайомитись з основами титриметричного аналізу, вивчити основні методи та прийоми титрування.

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

1. Сутність титриметричного аналізу. Основні поняття.

Титриметричний (об'ємний) аналіз є одним із найважливіших видів кількісного аналізу. Його основними перевагами є точність, швидкість виконання та можливість застосування для визначення найрізноманітніших речовин. Визначення вмісту речовини в титриметричному аналізі здійснюється в результаті проведення реакції точно відомої кількості однієї речовини з невідомою кількістю іншої, з наступним розрахунком кількості речовини, що визначається за рівнянням реакції. Реакція, яка при цьому протікає, повинна бути стехіометричною, тобто речовини повинні реагувати строго кількісно, ​​відповідно до коефіцієнтів у рівнянні. Тільки за дотримання цієї умови реакція може бути використана для кількісного аналізу.

Основною операцією титриметричного аналізу є титрування- Поступове змішування речовин до повного закінчення реакції. Зазвичай у титриметричному аналізі використовуються розчини речовин. У ході титрування розчин однієї речовини поступово приливається до розчину іншої речовини доти, доки речовини повністю не прореагують. Розчин, який доливають, називається титрантом, розчин, до якого приливається титрант, називається титруємим розчином.Об'єм розчину, що титрується, який піддається титруванню, називається аліквотною частиноюабо аліквотним обсягом.

Точкою еквівалентностіназивається момент, що настає під час титрування, коли реагуючі речовини повністю прореагували. У цей момент вони знаходяться в еквівалентних кількостях , тобто достатніх для повного, без залишку, протікання реакції.

Для титрування застосовуються розчини з точно відомою концентрацією, які називаються стандартнимиабо титрованими. Розрізняють декілька типів стандартних розчинів.

Первинним стандартомназивається розчин з точно відомою концентрацією, приготований по точній навішуванні речовини. Речовина для приготування первинного стандарту повинна мати певний склад і бути певним ступенем чистоти. Зміст у ньому домішок має перевищувати встановлених норм. Найчастіше для приготування стандартних розчинів речовина піддається додатковому очищенню. Перед зважуванням речовина висушується в ексикаторі над осушуючою речовиною або витримується за підвищеної температури. Наважку зважують на аналітичних терезах і розчиняють у певному обсязі розчинника. Отриманий стандартний розчин не повинен змінювати властивості при зберіганні. Стандартні розчини зберігають у щільно закритому посуді. При необхідності їх оберігають від потрапляння прямих сонячних променів та впливу високої температури. Стандартні розчини багатьох речовин (HCl, H2SO4, Na2B4O7 та ін) можуть зберігатися роками без зміни концентрації.

Зважаючи на те, що підготовка речовини для приготування стандартного розчину є тривалим і трудомістким процесом, хімічною промисловістю випускаються т. зв. фіксанали. Фіксанал є скляною ампулою, в якій запаяна певна навішування речовини. Ампулу розбивають, і речовину кількісно переносять у мірну колбу, потім доводячи обсяг рідини до мітки. Застосування фіксаналів значно полегшує процес та скорочує час приготування стандартного розчину.

Деякі речовини важко отримати у хімічно чистому вигляді (наприклад, KMnO4). Через вміст домішок взяти точне навішування речовини часто буває неможливо. Крім того, розчини багатьох речовин при зберіганні змінюють свої властивості. Наприклад, розчини лугів здатні поглинати вуглекислий газ із повітря, внаслідок чого їх концентрація з часом змінюється. У таких випадках використовують вторинні стандарти.

Вторинним стандартомназивається розчин речовини з точно відомою концентрацією, яка встановлюється за первинним стандартом. Вторинні стандарти (наприклад, розчини KMnO4, NaOH тощо) зберігаються за тих же умов, що й первинні стандарти, але їх концентрацію періодично перевіряють за стандартними розчинами так званих настановних речовин.

2. Способи та види титрування.

У процесі титрування аліквотна частина розчину відбирається зазвичай у колбу, потім до неї з бюретки малими порціями приливається розчин титранту до досягнення точки еквівалентності. У точці еквівалентності вимірюється обсяг титранта, що витратився на титрування розчину. Титрування може здійснюватися кількома способами.

Пряме титруванняполягає в тому, що розчин речовини, що визначається Атитрують стандартним розчином титранту У. Спосіб прямого титрування титрують розчини кислот, основ, карбонатів і т. д.

При реверсивномутитрування аліквотну частину стандартного розчину Утитрують розчином визначеної речовини А. Реверсивне титрування застосовується в тому випадку, якщо речовина, що визначається, нестійка за тих умов, в яких проводиться титрування. Наприклад, окислення нітритів перманганатом калію відбувається у кислому середовищі.

NO2- + MnO2- + 6H+ ® NO3- + Mn2+ + 3H2O

Але самі нітрити у кислому середовищі нестійкі.

2NaNO2 + H2SO4 ® Na2SO4 + 2HNO2

Тому стандартний розчин перманганату, підкислений сірчаною кислотою, титрують розчином нітриту, концентрацію якого хочуть визначити.

Зворотне титруваннязастосовують у тих випадках, коли пряме титрування не застосовується: наприклад, через дуже низький вміст визначається речовини, неможливості визначити точку еквівалентності, при повільному перебігу реакції і т. д. У ході зворотного титрування до аліквотної частини речовини Адоливають точно виміряний обсяг стандартного розчину речовини У, взятий у надлишку. Надлишок речовини, що не прореагував Увизначають титруванням стандартним розчином допоміжної речовини З. По різниці вихідної кількості речовини Ута його кількості, що залишилася після протікання реакції, визначають кількість речовини У, що вступило в реакцію з речовиною А, виходячи з якого і розраховують вміст речовини А.

Непряме титруванняабо титрування за заступником.Засновано на тому, що титрують не саму визначальну речовину, а продукт його реакції з допоміжною речовиною З.

Речовина Dмає утворюватися строго кількісно по відношенню до речовини А. Визначивши вміст продукту реакції Dтитруванням стандартним розчином речовини В,за рівнянням реакції розраховують вміст речовини, що визначається А.

Реакції, що використовуються у титриметричному аналізі, повинні бути строго стехіометричними, протікати досить швидко та по можливості при кімнатній температурі. Залежно від типу реакції, що протікає, розрізняють:

Кислотно-основне титрування,основу якого лежить реакція нейтралізації.

Окисно-відновне титрування,заснований на окислювально-відновних реакціях.

Комплексонометричне титрування,засноване на реакціях комплексоутворення.

3. Кислотно-основне титрування.

В основі кислотно-основного титрування лежить реакція нейтралізації між кислотою та основою. В результаті реакції нейтралізації утворюється сіль та вода.

HAn + KtOH ® KtAn + H2O

Реакція нейтралізації протікає за кімнатної температури практично миттєво. Кислотно-основне титрування застосовується для визначення кислот, основ, а також багатьох солей слабких кислот: карбонатів, боратів, сульфітів, і т. д. За допомогою цього методу можна титрувати суміші різних кислот або основ, визначаючи вміст кожного компонента окремо.

При титруванні кислоти основою або навпаки відбувається поступова зміна кислотності середовища, що виражається водневим показником рН. Вода є слабким електролітом, який дисоціює відповідно до рівняння.

Н2О ® Н+ + ОН-

Добуток концентрації іонів водню на концентрацію іонів гідроксилу є величина постійна, і називається іонний добуток води.

https://pandia.ru/text/78/441/images/image002_110.gif" width="165" height="25 src="> (1)

У нейтральному середовищі концентрації водневих іонів та гідроксид-іонів рівні і становлять 10-7м/л. Іонний добуток води залишається постійним при додаванні у воду кислоти або основи. При додаванні кислоти збільшується концентрація іонів водню, що призводить до зсуву рівноваги дисоціації води вліво, в результаті концентрація гідроксид-іонів зменшується. Наприклад, якщо = 10-3м./л., то = 10-11м./л. Іонний добуток води залишиться постійним.

Якщо збільшити концентрацію лугу, то концентрація гідроксид-іонів збільшиться, а концентрація іонів водню зменшиться, іонний добуток води також залишиться постійним. Наприклад, = 10-2, = 10-12

Водневим показником рНназивається негативний десятковий логарифм концентрації іонів водню.

рН = - lg. (2)

Виходячи з рівняння (1) можна зробити висновок, що в нейтральному середовищі рН = 7.

pН = - lg 10-7 = 7.

У кислому середовищі рН< 7, в щелочной рН >7. Аналогічно виводиться формула для рОН із рівняння (1).

pОН = - lg = 14 - pH. (3)

У ході кислотно-основного титування з кожною порцією титранта, що приливається, змінюється рН розчину. У точці еквівалентності рН досягає певного значення. У цей час титрування необхідно припинити і виміряти обсяг титранта, що пішов на титрування. Для визначення рН у точці еквівалентності будують криву титрування– графік залежності рН розчину від об'єму титранта, що додається. Криву титрування можна побудувати експериментально, вимірюючи рН різні моменти титрування, або розрахувати теоретично, використовуючи формули (2) або (3). Наприклад розглянемо титрування сильної кислоти HCl сильною основою NaOH.

Таблиця 1. Титрування 100 мл 0,1 М розчину HCl 0,1 М розчином NaOH.

	nNaOH (моль)	nHCl (моль), що вступило в реакцію.	nHCl, що залишається в розчині (моль)
	1,00 10-2	1,00 10-2

У міру додавання луги до розчину кислоти відбувається зменшення кількості кислоти і рН розчину збільшується. У точці еквівалентності кислота повністю нейтралізована лугом і рН = 7. Реакція розчину нейтральна. При подальшому додаванні луги рН розчину визначається надмірною кількістю NaOH. При додаванні 101 та 110мл. розчину NaOH надлишок лугу становить відповідно 1 та 10 мл. Кількість NaOH у цих двох точках, виходячи з формули молярної концентрації розчину дорівнює відповідно моль і 1 10-3моль

Виходячи з формули (3) для розчину, що титрується, з надлишком луги 1 і 10 мл. маємо значення рН відповідно 10 і 11. За розрахованими значеннями рН будуємо криву титрування.

По кривій титрування видно, що на початку титрування рН розчину визначається присутністю в розчині соляної кислоти і змінюється слабко при додаванні розчину луги. Поблизу точки еквівалентності відбувається різкий стрибок рН при додаванні дуже малої кількості лугу. У точці еквівалентності в розчині є тільки сіль і вода. Сіль сильної основи і сильної кислоти гідролізу не піддається і тому реакція розчину нейтральна рН = 7. Подальше додавання лугу призводить до збільшення рН розчину, яке також незначно змінюється від об'єму титранта, що приливається, як і на початку титрування. У разі титрування сильних кислот сильними основами та навпаки, точка еквівалентності збігається з точкою нейтральності розчину.

При титруванні слабкої кислоти сильною основою спостерігається дещо інша картина. Слабкі кислоти в розчинах дисоціюють не повністю і в розчині встановлюється рівновага.

HAn ® H+ + An-.

Константа цієї рівноваги називається константою дисоціації кислоти.

(4)

Оскільки слабка кислота дисоціює в повному обсязі, то концентрацію іонів водню не можна звести до загальної концентрації кислоти в розчині як це було у разі титрування сильної кислоти. (6)

При додаванні розчину луги до розчину слабкої кислоти у розчині утворюється сіль слабкої кислоти. Розчини, що містять слабкий електроліт та його сіль називаються буферними розчинами. Їхня кислотність залежить не тільки від концентрації слабкого електроліту, а й від концентрації солі. За формулою (5) можна розрахувати буферних рН розчинів.

СKtAn – концентрація солі у буферному розчині.

KD – константа дисоціації слабкого електроліту

СHАn – концентрація слабкого електроліту у розчині.

Буферні розчини мають властивість зберігати певне значення рН при додаванні кислоти або основи (звідси походить їх назва). Додавання сильної кислоти до буферного розчину призводить до витіснення слабкої кислоти з її солі і, отже, до зв'язування іонів водню:

KtAn + H+ ® Kt+ + HAn

При додаванні сильної основи останнє відразу нейтралізується присутньою в розчині слабкою кислотою з утворенням солі,

HAn + OH-® HOH + An-

що також призводить до стабілізації буферного рН розчину. Буферні розчини широко застосовуються в лабораторній практиці у випадках, коли потрібно створити середовище з постійним значенням рН.

Як приклад розглянемо титрування 100 мл. 0,1М. розчину оцтової кислоти СН3СООН, 0,1М. розчином NaOH.

При додаванні лугу до розчину оцтової кислоти відбувається реакція.

СН3СООН + NaOH ® СН3СООNa + H2O

З рівняння реакції видно, що СН3СООН і NaOH вступають у реакцію у співвідношенні 1:1, отже кількість кислоти, що вступила в реакцію, дорівнює кількості лугу, що міститься в прилитому титранті. Кількість утворюється ацетату натрію СН3СООNa також дорівнює кількості лугу, що надійшов у розчин у ході титрування.

У точці еквівалентності оцтова кислота повністю нейтралізована і в розчині є ацетат натрію. Однак реакція розчину в точці еквівалентності не є нейтральною, оскільки ацетат натрію як сіль слабкої кислоти піддається гідролізу аніону.

СН3СОО - + Н+ОН- ® СН3СООН + ВІН-.

Можна показати, що концентрація іонів водню в розчині солі слабкої кислоти та сильної основи може бути розрахована за формулою.

0 " style="border-collapse:collapse;border:none">

CH3COOH вступив у реакцію.

CH3COOН, що залишається в розчині

1,00 10-2

1,00 10-2

0 ,100

За отриманими даними будуємо криву титрування слабкої кислоти сильною основою.

По кривій титрування видно, що точка еквівалентності при титруванні слабкої кислоти сильною основою не збігається з точкою нейтральності і лежить в ділянці лужної реакції розчину.

Криві титрування дозволяють точно визначити рН розчину в точці еквівалентності, що є важливим визначення кінцевої точки титрування. Визначення точки еквівалентності можна проводити інструментальним методом безпосередньо вимірюючи рН розчину за допомогою приладу рН-метра, але частіше для цих цілей використовують кислотно-основні індикатори. Індикатори за своєю природою є органічними речовинами, які змінюють своє забарвлення в залежності від середовища. Самі по собі індикатори є слабкими кислотами або основами, які оборотно дисоціюють відповідно до рівняння:

НInd ® H+ + Ind-

Молекулярна та іонна форми індикатора мають різне забарвлення та переходять одна в одну при певному значенні рН. Межі рН, у яких індикатор змінює своє забарвлення, називають інтервалом переходу індикатора. Для кожного індикатора інтервал переходу є індивідуальним. Наприклад, індикатор метиловий червоний змінює забарвлення в інтервалі рН = 4.4 – 6,2. При рН< 4,4 индикатор окрашен в красный цвет, при рН >6,2, жовтий. Фенолфталеїн у кислому середовищі безбарвний, в інтервалі рН = 8 – 10 він набуває малинового забарвлення. Щоб правильно вибрати індикатор, необхідно зіставити його інтервал переходу зі стрибком рН на кривій титрування. Інтервал переходу індикатора повинен по можливості співпадати зі стрибком рН. Наприклад, при титруванні сильної кислоти сильною основою стрибок рН спостерігається в інтервалі 4-10. У цей період потрапляють інтервали переходу таких індикаторів як метиловий червоний (4,4 – 6,2), фенолфталеїн (8 – 10), лакмус (5 – 8). Всі ці індикатори придатні для встановлення точки еквівалентності цього виду титрування. Такі індикатори як алізариновий жовтий (10 – 12), тимоловий блакитний (1,2 – 2,8) у разі зовсім непридатні. Їх використання дасть абсолютно неправильні результати аналізу.

При виборі індикатора бажано, щоб зміна забарвлення була найбільш контрастною та різкою. З цією метою іноді застосовують суміші різних індикаторів або суміші індикаторів із барвниками.

3. Окисно-відновне титрування.

(редоксіметрія, оксидиметрія.)

До окисно-відновних, відносять велику групу методів титриметричного аналізу, заснованих на перебігу окисно-відновних реакцій. В окислювально-відновному титруванні використовуються різні окислювачі та відновники. При цьому можливе визначення відновників титруванням стандартними розчинами окислювачів і навпаки визначення окислювачів стандартними розчинами відновників. Завдяки великій різноманітності окислювально-відновних реакцій цей метод дозволяє визначати велику кількість найрізноманітніших речовин, у тому числі і тих, які безпосередньо не виявляють окисно-відновних властивостей. У разі використовується зворотне титрування. Наприклад, при визначенні кальцію його іони беруть в облогу оксалат – іоном.

Ca2+ + C2O42- ® CaC2O4¯

Надлишок оксалату потім відтитрують перманганатом калію.

Окисно-відновне титрування має ще ряд переваг. Окисно-відновні реакції протікають досить швидко, що дозволяє проводити титрування всього за кілька хвилин. Багато з них протікають у кислому, нейтральному та лужному середовищах, що значно розширює можливості застосування даного методу. У багатьох випадках фіксування точки еквівалентності можливе без застосування індикаторів, оскільки розчини титрантів, що застосовуються, пофарбовані (KMnO4, K2Cr2O7) і в точці еквівалентності забарвлення титрованого розчину змінюється від однієї краплі титранта. Основні види окислювально-відновного титрування розрізняють по окислювачу, що використовується реакції.

Перманганатометрія.

У цьому методі окислювально-відновного титрування окислювачем служить перманганат калію KMnO4. Перманганат калію сильний окисник. Він здатний вступати в реакції в кислому, нейтральному та лужному середовищах. про різні середовища окислювальна здатність перманганату калію неоднакова. Найбільш сильно вона виражена у кислому середовищі.

MnO4- + 8H+ +5e ® Mn+ + 4H2O

MnO4- + 2H2O + 3e ® MnO2 + 4OH-

MnO4- + e ® MnO42-

Перманганатометричним методом можна визначати найрізноманітніші речовини: Fe2+, Cr2+, Mn2+, Cl-, Br-, SO32-, S2O32-, NO2,- Fe3+, Ce4+, Cr2O72+, MnO2, NO3-, ClO3- і т. д. Багато органічних речовини: феноли, аміносахара, альдегіди, щавлеву кислоту і т.д.

Перманганатометрія має багато переваг.

1. Перманганат калію є дешевою та легкодоступною речовиною.

2. Розчини перманганату пофарбовані в малиновий колір, тож точку еквівалентності можна встановити без застосування індикаторів.

3. Перманганат калію сильний окислювач і тому придатний визначення багатьох речовин, які окислюються іншими окислювачами.

4. Титрування перманганатом можна проводити за різної реакції середовища.

Перманганатометрія має деякі недоліки.

1. Перманганат калію важко одержати у хімічно чистому вигляді. Тому приготувати стандартний розчин за точним навішуванням речовини важко. Для титрування використовують вторинні стандарти перманганату, концентрація яких встановлюється за стандартними розчинами інших речовин: (NH4)2C2O4, K4, H2C2O4 та ін, які називаються настановними речовинами.

2. Розчини перманганату нестійкі та при тривалому зберіганні змінюють свою концентрацію, яку необхідно періодично перевіряти за розчинами настановних речовин.

3. Окислення перманганатом багатьох речовин при кімнатній температурі протікає повільно і проведення реакції потрібно нагрівання розчину.

Йодометрія.

У йодометричному титруванні окислювачем є йод. Йод окислює багато відновників: SO32-, S2O32-, S2-, N2O4, Cr2+, і т. д. Але окислювальна здатність у йоду значно менше, ніж у перманганату. Йод погано розчинний у воді, тому зазвичай його розчиняють у розчині KI. Концентрацію стандартного розчину йоду встановлюють стандартним розчином натрію тіосульфату Na2S2O3.

2S2O32- + I2 ® S4O62- + 2I-

При йодометричному визначенні використовуються різні способи титрування. Речовини, що легко окислюються йодом, титрують безпосередньо стандартним розчином йоду. Так визначають: CN-, SO32-, S2O32-, та ін.

Речовини, які важче окислюються йодом, титрують методом зворотного титрування: до розчину речовини, що визначається, доливають надлишок розчину йоду. Після закінчення реакції надлишковий йод відітровують стандартним розчином тіосульфату. Індикатором у йодометричному титруванні служить зазвичай крохмаль, який дає з йодом характерне синє фарбування, за появою якого можна судити про присутність у розчині вільного йоду.

Методом непрямого йодометричного титрування визначають багато окислювачів: до розчину окислювача доливають певний об'єм стандартного розчину йодиду калію, при цьому виділяється вільний йод, який потім відітрівається стандартним розчином тіосульфату. Методом непрямого титрування визначають Cl2, Br2, O3 KMnO4, BrO32 - і т.д.

Переваги йодометричного методу.

1. Йодометричний метод є дуже точним і перевершує за точністю інші методи окислювально-відновного титрування.

2. Розчини йоду пофарбовані, що дозволяє в деяких випадках визначати точку еквівалентності без застосування індикаторів.

3. Йод добре розчинний в органічних розчинниках, що дозволяє використовувати його для титрування неводних розчинів.

Йодометрія має деякі недоліки.

1. Йод є летючою речовиною і при титруванні можливі втрати за рахунок випаровування. Тому йодометричне титрування потрібно проводити швидко і наскільки можна на холоду.

2. Йодид іони окислюються киснем повітря, тому йодометрическое титрування необхідно проводити швидко.

3. Дайте визначення поняттям: первинний стандарт, вторинний стандарт, титрант, аліквотний обсяг, титрування.

4. Які існують види титриметричного аналізу, на чому ґрунтується їх класифікація?

5. Перерахуйте основні види окислювально-відновного титрування. Дайте коротку характеристику перманганатометрії та йодометрії.

6. Що називається точкою еквівалентності? Які існують методи її встановлення, і які їх використовувалися у цій лабораторної роботі?

7. Навіщо призначені криві титрування? Які принципи їх побудови в кислотно-основному та окислювально-відновному титруванні?