2.1.Титриметрический метод анализа.

Титриметрия или титриметрические методы количественного анализа основаны на точном измерении объема раствора реактива, израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Раствор реактива (титрант, рабочий раствор) должен при этом иметь точную концентрацию, обеспеченную условиями приготовления раствора (рабочий раствор с приготовленным титром) или установленную по другому раствору с точно известной концентрацией (рабочий раствор с установленным титром).

Титр — способ выражения концентрации раствора, определивший название метода, и показывающий массу растворенного вещества в граммах в 1 см 3 (или 1 мл) раствора. Процесс постепенного добавления титранта к раствору определяемого вещества называют титрованием. При титровании наступает момент, когда рабочий раствор В и определяемое вещество А прореагируют между собой в эквивалентных количествах, т.е. в строгом соответствии со стехиометрией реакции. В таком случае справедлив закон эквивалентов, составляющий основу расчетов в титриметрии:

При титровании важно зафиксировать конец реакции, называемый точкой стехиометричности или точкой эквивалентности (ТЭ). Для экспериментального установления конечной точки титрования (КТТ), по возможности наиболее близкой к теоретической ТЭ, используют изменение окраски индикатора или какого-либо физического свойства раствора.

К химической реакции титрования предъявляются следующие требования:

1) строгая стехиометричность, отсутствие побочных реакций;

2) высокая скорость;

3) практическая необратимость (Кр > 10 7 ), обеспечивающая количественное превращение реагирующих веществ в продукты реакции;

4) наличие подходящего индикатора или другого способа фиксирования ТЭ.

В титриметрии используют точную мерную посуду: мерные колбы — для приготовления растворов; пипетки — для точного измерения определенного объема раствора при перенесении в другой сосуд

Пипетки: градуированная и простая

Пипетки-дозаторы: а) унипипетка и б) варипипетка

и бюретки — для измерения объема титранта

Бюретки: а) с зажимом Мора, б) со стеклянным затвором-шариком, в) со стеклянным краном

Микробюретки: а) с прямым краном и б) с боковым краном.

Титриметрические методы характеризуются быстротой анализа, простотой оборудования, возможностью автоматизации определения. Чувствительность индикаторных методов титриметрии составляет 10 -3 -10 -4 моль/л, относительная погрешность более 0,1 %.

Классификация титриметрических методов анализа

Методы титрования. В титриметрии используют реакции всех типов — с переносом протона, электрона, электронной пары, процессы осаждения. В соответствии с типом реакции (видом химического равновесия) титриметрические методы разделяют на 4 группы, в каждой из которых выделяют отдельные группы по названию применяемых титрантов.

Приемы титрования. Различают прямое, обратное и титрование заместителя.

При прямом титровании титрант В непосредственно добавляют из бюретки к титруемому веществу А. Прием используют только при выполнении требований к реакции титрования. В случае их невыполнения или в практических целях используют прием обратного титрования, для осуществления которого необходимы два рабочих раствора титрант В1 и титрант В2. Первый добавляется к определяемому веществу А в избытке для доведения реакции до конца, а остаток В1 оттитровывается титрантом В2 для определения непрореагировавшего титранта В1. В этом случае n(А) рассчитывается по разности эквивалентных количеств двух рабочих растворов:

Пример. Ион NH₄ + , являющийся в воде очень слабой (Ка=5,68*10 -10 ) кислотой, нельзя оттитровать рабочим раствором NaOH приемом прямого титрования из-за высокой обратимости реакции. Поэтому, к пробе, содержащей соль аммония, добавляют определенный объем титрованного раствора NaOH (В1), обеспечивающий избыточное количество щелочи по отношению к ионам аммония, после чего удаляют аммиак и избыток NaOH титруют рабочим раствором НСl (B2), т.е. последовательно выполняются две реакции:

Титрование заместителя используют при отсутствии подходящего индикатора, при несоблюдении стехиометричности, при медленном протекании реакции и др. В этом случае к определенному объему А добавляют избыток вспомогательного реагента, стехиометрически взаимодействующего с веществом А, а получающийся в эквивалентном количестве продукт реакции оттитровывают рабочим раствором В. Закон эквивалентов при титровании заместителя имеет выражение, как при прямом титровании:

Например, для определения соли аммония проводят реакцию с формальдегидом:

Выделившееся эквивалентное количество ионов H + (заместителей NH₄ + ) оттитровывают рабочим раствором NaOH.

n(NH₄ + ) = n(NaOH) Способы титрования. При проведении параллельных определений, используют способ отдельных навесок или способ пипетирования (аликвот). В способе пипетирования пробу (навеску или объем), содержащую определяемое вещество А, переводят в мерную колбу вместимостью V_м.к., а на титрование отбирают пипеткой равные объемы V_п — аликвоты. В способе отдельных навесок пробу помещают в колбу для титрования (навеску растворяют) и проводят титрование, точно измеряя при этом объем израсходованного титранта V_В. Способ пипетирования является более экспрессным и менее трудоемким, но и менее точным, чем метод отдельных навесок. Расчетные формулы для разных приемов и способов титрования приведены в табл. 4.

Способы выражения концентрации растворов в титриметрии

Все расчеты в титриметрии связаны с законом эквивалентов и понятием эквивалент. Эквивалентом называют реальную или условную частицу вещества, которая в данной реакции равноценна (эквивалентна) одному иону водорода или одному электрону. Например, эквивалент NaOH, НСl, NaCl — реальная частица, соответствующая молекуле этих веществ. Эквивалент Н₃PO₄ , в зависимости от числа участвующих в реакции протонов, может представлять реальную молекулу Н₃PO₄ и условную часть молекулы: 1/2Н₃PO₄ или 1/3Н₃PO₄. Дробь, показывающую, какая часть молекулы или иона является эквивалентом, называют фактором эквивалентности f_экв. Фактор эквивалентности рассчитывают на основе стехиометрии реакции. Число, показывающее, сколько эквивалентов содержится в молекуле, называют числом эквивалентности и обозначают z * : f_экв = 1/z * . Молярная масса эквивалента вещества — это масса одного моля эквивалента этого вещества, равная произведе-нию фактора эквивалентности на молярную массу вещества. На-пример, для вещества В:

Молярная масса эквивалента вещества может быть различной, в зависимости от протекающей реакции с его участием.

Условные обозначения и размерности концентрации. В титриметрии обычно используют следующие способы выражения концентрации:

с(В) — молярная концентрация раствора вещества В, моль/л (или моль/дм 3 );

с(f_эквВ) — молярная концентрация эквивалента вещества В, моль/л (моль/дм 3 ). с(f_эквВ) = n(f_эквВ)/V(B),

где V(B) — объем раствора (л), содержащего n молей эквивалентов B. Соответствует старому названию «нормальная концентрация».

Не рекомендуется использовать термины «молярность» и «нормальность» раствора. Разрешаются сокращенные обозначения, например 0,025 М H₂SO₄ — 0,025 молярный раствор H₂SO₄, т.е. в одном литре раствора содержится 0,025 моль вещества H₂SO₄. Можно представлять концентрацию и таким образом: 0,050 н. H₂SO₄ — 0,050 нормальный раствор H₂SO₄, т.е. в одном литре раствора содержится 0,050 моль эквивалента вещества H₂SO₄.

Т(В) — титр раствора вещества В, г/мл (г/см 3 ) – показывает массу вещества В в одном миллилитре раствора:

Т(В/A) — титр рабочего раствора В по определяемому веществу А, г/мл – показывает, какая масса вещества А эквивалентна одному миллилитру рабочего раствора В. Например, Т(KMnO₄/Fe) = 0,001396 г/мл означает, что 1 мл такого раствора KMnO₄ эквивалентен (оттитровывает) 0,001396 г Fe.

Такой способ выражения концентрации удобен при серийных анализах, поскольку:

От одного способа выражения концентрации можно перейти к другому:

Пример. Из 2,500 г Na₂CO₃ приготовлено в мерной колбе 500 мл раствора. Вычислить для этого раствора: а) Т(Na₂CO₃), б) молярную концентрацию, в) молярную концентрацию эквивалента Na₂CO₃, если предполагается титрование приготовленного раствора рабочим раствором НСl с индикатором метиловым оранжевым, г) определить молярную концентрацию НСl и Т(НСl/Na₂CO₃), если на титрование 25,00 мл раствора соды израсходовано 23,35 мл раствора НСl.

в) реакция Na₂CO₃ с HCl при титровании с метиловым оранжевым протекает до Na₂CO₃, т.е. с участием двух эквивалентов карбоната натрия:

Поскольку с(fэквВ) = Т(В/A)*1000/М(fэкв(А)А),

В анализе чаще всего пользуются рабочими растворами с концентрациями 0,005 — 0,1 моль/л. Не применяются 1 М растворы, так как в этом случае велика капельная ошибка титрования, т. е. ошибка при добавлении одной лишней капли титранта. Удобство использования в титриметрии с(f_эквВ) — связано с тем, что при одинаковых концентрациях растворов веществ А и В реакции идут между равными их объемами согласно закону эквивалентов n(A) = n(B) или: с(f_эквВ)*V(B) = с(f_эквА)*V(А).

Выражение закона в устаревших обозначениях:

Указания к оформлению работ

Отчет по лабораторной работе должен содержать:

1) дату, название работы;

2) краткое описание метода, приема и способа титрования;

3) сущность методики с обязательным приведением всех уравнений реакций и указанием условий анализа;

4) цифровой материал для расчетов (привести используемые объемы мерных колб, пипеток; навески веществ, необходимые значения молярных масс или молярных масс эквивалентов; полученные экспериментальные данные параллельных измерений объемов титранта);

5) расчетные формулы и результаты расчетов согласно заданию лабораторной работы;

6) результаты расчетов абсолютной и относительной погрешностей – при анализе контрольных образцов;

7) оценку воспроизводимости (сходимости) результата выборочной совокупности и границ доверительного интервала.

kit.chem.kemsu.ru

Титрование закон

2.3. Кулонометрический метод анализа

2.3.1. Основные законы и формулы

В основе кулонометрических методов лежат законы электролиза Фарадея.

Законы Фарадея формулируются следующим образом.

1. Количество электропревращенного (восстановленного или окисленного) в процессе электролиза вещества прямо пропорционально количеству прошедшего электричества.
2. Массы различных веществ, выделенных или растворенных при прохождении одного и того же количества электричества, пропорциональны их электрохимическим эквивалентам.

Электрохимический эквивалент – это масса вещества, выделившегося на электроде ( или растворившегося с электрода) в процессе электролиза при протекании единицы количества электричества, т. е. 1 Кл.

Суть законов Фарадея заключается в том, что для выделения одного моля эквивалента любого вещества в процессе электролиза необходимо затратить одно и то же количество электричества, называемое числом Фарадея F =96500 Кл/моль.

m = ( Q / F ) . M / n ,

Где Q – количество электричества (Кл), необходимое для выделения на электроде m граммов вещества с молярной массой эквивалента, равной М / n ( М – молярная масса вещества; n – число электронов, участвующих в электродной реакции).

Где I – сила тока, А (ампер); t – время электролиза, с (секунда).

Ясно, что применение этой формулы требует, чтобы электролиз протекал со 100%-ной эффективностью тока ( или со 100%-ным выходом по току), что возможно только в отсутствие конкурирующих реакций.

Различают два основных вида кулонометрических определений – прямую кулонометрию и кулонометрическое титрование. В методах прямой кулонометрии электрохимическому превращению непосредственно в кулонометрической ячейке подвергается анализируемое вещество. В методе кулонометрического титрования электролизу подвергается вспомогательное вещество, а далее продукт электролиза – титрант – реагирует с определяемым веществом. Кулонометрические определения могут проводиться при постоянном потенциале ( потенциостатическая кулонометрия ) и постоянной силе тока ( амперостатическая кулонометрия ). В прямой кулонометрии широко применяют потенциостатические методы. Массу определяемого вещества рассчитывают по приведенной выше формуле.

В методе кулонометрического титрования используются установки с постоянной силой тока. Содержание определяемого вещества рассчитывают по количеству электричества, израсходованного на генерацию необходимого для реакции с анализируемым веществом количества титранта . Кулонометрическое титрование в значительной степени сохраняет аналогию с другими титриметрическими методами. Основное различие относится к приготовлению титранта . В обычных титриметрических методах его заранее готовят по точной навеске или стандартизуют по специальным установочным веществам, а в методах кулонометрического титрования титрант генерируется электрохимическим методом.

Определение точки эквивалентности можно проводить потенциометрическим, амперометрическим, спектрофотометрическим и другими методами.

В кулонометрическом титровании используются химические реакции различных типов: кислотно-основные, окислительно-восстановительные, комплексообразования и др. Различные восстановители ( Fe 2+ , Sn 2+ , Sb 3+ , As 3+ и др. ) могут быть оттитрованы, например, перманганатом, который легко генерируется из MnSO ₄ в ячейке с платиновым анодом. При анодном растворении хрома в серной кислоте получается дихромат-ион, который также может быть использован для этого титрования. В кулонометрическом титровании широко применяют также свободный бром, генерируемый на платиновом аноде из бромида калия в соляной кислоте.

Установка для кулонометрического титрования при постоянной силе тока содержит следующие основные узлы: 1) источник постоянного тока; 2) устройство для определения количества электричества; 3) электрическую ячейку с генераторным электродом; 4) индикаторную систему для определения конца титрования; 5) хронометр для определения продолжительности электролиза.

Индикаторная система служит для индикации конечной точки титрования (к.т.т.). Наиболее часто для этой цели используют амперометрический и потенциометрический методы. В ячейку вводят индикаторные электроды: два платиновых электрода (при амперометрической индикации) или платиновый и каломельный электроды (при потенциометрической индикации). Силу тока или разность потенциалов измеряют соответствующими приборами, входящими в комплект установки для титрования (блок индикации). Иногда для определения к.т.т. используют фотометрический метод, помещая ячейку в кюветное отделение фотоэлектроколориметра и измеряя светопоглощение в ходе титрования. В отдельных случаях конец титрования устанавливают визуально, например, по появлению окраски раствора, вызванной избытком титранта . Приборостроительная промышленность серийно выпускает кулонометрические титраторы , в которых для индикации конечной точки титрования используется амперометрический или потенциометрический методы.

Для химической реакции, записанной в общем виде:

Это выражение (8) является математической записью закона эквивалентов.

Число моль эквивалентов вещества можно рассчитать через массу т(В) вещества В:

n (1/ z B ) = (9)

или объем V ( B ) газообразного вещества В:

n (1/ z B ) = (10)

Закон эквивалентов дает возможность производить расчеты без уравнения реакции. Кроме того, из закона эквивалентов можно вывести еще одну формулу для расчета молярной массы эквивалента оксида:

М(1/ z оксида ) = М(1/ z элемента ) + М(1/ z О) = М(1/ z элемента ) + 8 (11)

Пример 5: Молярная масса эквивалента некоторого металла равна 12 г/моль. Какая масса этого металла прореагировала с кислотой, если при этом выделилось 1150 мл водорода (н.у.)?

Решение: По закону эквивалентов число моль эквивалентов прореагировавшего металла и водорода одинаково:

Выразим число моль эквивалентов металла через отношение масс [формула (9)], а для водорода – через отношение объемов [формула (10)]:

= .

Молярный объем эквивалента водорода известен V (1/2 Н₂) = 11.2 л/моль. Таким образом, в реакции с кислотой прореагировало металла

m ( Me ) = = = 1.23 г.

Пример 6: При нагревании в кислороде 3.60 г некоторого металла его масса увеличилась до 5.04 г. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла и его оксида.

Решение : По условию задачи металл реагирует с кислородом с образованием оксида (условное обозначение МеО). Закон эквивалентов для данной реакции имеет вид:

Рассчитаем сначала молярную массу эквивалента металла через отношение к кислороду (т.к. для кислорода известна молярная масса эквивалента М(1/2 О)=8 г/моль).

=; =

Отсюда молярная масса эквивалента металла равна М(1/ z Ме) = 20 г/моль.

Аналогично произведем расчет для оксида:

=; =.

М(1/ z МеО) = 28 г/моль.

Другим вариантом расчета молярной массы эквивалента оксида будет использование формулы (11):

М(1/ z МеО ) = М(1/ z Ме ) + 8 = 28 г/моль.

Ответ : 20 г/моль; 28 г/моль.

Пример 7: В оксиде некоторого элемента массовая доля кислорода составляет 20 %. Рассчитайте молярную массу эквивалента элемента и его оксида.

Решение : Про любой оксид можно сказать, что он получен по реакции окисления элемента кислородом. Закон эквивалентов для такой реакции окисления можно записать как:

=.

Далее необходимо рассчитать массы элемента и кислорода в любой произвольно взятой массе оксида. Наиболее удобно принять массу оксида за 100 г (100%).Т.о., в 100 г оксида содержится 20 г кислорода и 80 г элемента.

=

Молярная масса эквивалента элемента равна М(1/ z элемента) = 32 г/моль. Отсюда молярная масса эквивалента оксида составляет:

М(1/ z оксида ) = М(1/ z элемента ) + 8 = 32 + 8 = 40 г/моль.

www.chem-astu.ru

Титриметрический анализ. Общая характеристика метода

Титриметрия (от франц. titre — качество, характеристика и греч. metrеo — измеряю), совокупность методов количественного анализа, основанных на точном измерении количества реагента, израсходованного на реакцию с определяемым веществом.

Наибольшее применение титриметрия получила для определения концентраций веществ в растворах. В этом случае она называется иначе объёмным анализом. В основе титриметрического (объёмного) анализа лежит закон эквивалентов.

При проведении анализа используют два раствора. Один из них называется анализируемым, или исследуемым. Он содержит в своём составе определённое вещество Х неизвестной концентрации.

Второй раствор, называемый рабочим раствором, или титрантом, содержит реагент Х_т, способный в стехиометрическом соотношении и необратимо взаимодействовать с веществом исследуемого раствора.

Молярная концентрация химического эквивалента вещества в рабочем растворе известна с большой точностью.

В ходе анализа к точно отмеренному объёму одного из растворов (рабочего или исследуемого), содержащему соответствующее число молей химического эквивалента растворённого вещества, с помощью бюретки постепенно (по каплям) добавляют второй раствор. Этот процесс называется иначе титрованием. При этом вещества исследуемого и рабочего растворов начинают друг с другом взаимодействовать, образуя соответствующие конечные продукты.

Добавление второго раствора, или процесс титрования, прекращают, когда исходные вещества расходуются полностью, и в реакционной смеси будут присутствовать только продукты реакции. Суммарный объём добавленного по каплям второго раствора легко определяется по шкале, нанесённой на бюретку. Согласно закону эквивалентов, в нём будет содержаться такое же число молей химического эквивалента растворённого вещества, как и в объёме первого раствора. Математически это можно записать следующим образом:

где V₁ и V₂ – объёмы исследуемого и рабочего растворов, соответственно;

c / (1/z Х₁) и c / (1/z Х_т)- молярные концентрации химических эквивалентов веществ исследуемого и рабочего растворов, соответственно.

В приведённом выше уравнении мы не знаем только с / (1/z Х₁), которую можем теперь рассчитать следующим образом:

Момент полного расходования в результате реакции веществ рабочего и исследуемого растворов называется иначе точкой эквивалентности.

На практике во многих случаях определяют не точку эквивалентности, а конечную точку титрования, которая должна максимально совпадать с точкой эквивалентности для получения минимальной погрешности титрования. Определение конечной точки титрования является важнейшей задачей в титриметрии.

Фиксировать её можно визуально по изменению окраски реакционной среды или инструментально по достаточно резкому изменению какой-либо физической характеристики раствора, зависящей от концентрации в нём определяемого вещества, а именно: окислительно-восстановительного потенциала, оптической плотности, электрической проводимости, количества электричества и т.п.

Соответственно, различают потенциометрическое, фотометрическое, кондуктометрическое, кулонометрическое титрования.

Процесс титрования сопровождается изменением в системе концентраций реагента, определяемого вещества и продуктов реакции. Это удобно изобразить графически в виде так называемой кривой титрования в координатах: концентрация определяемого вещества (или пропорциональная ей какая-либо физическая характеристика раствора) – объём добавленного титранта (рис. 1– 2).

Рис. 1. Изменение с(н + ) при титровании сильной кислоты сильным основанием

Иногда по оси ординат откладывают значения lg с / (1/z Х) (или величины, пропорциональной ей), получая так называемую логарифмическую кривую титрования (рис. 15)

Кривые титрования строят на основании экспериментально измеренных значений какого-нибудь свойства реакционной системы в зависимости от объёма добавленного титранта. Они служат для определения точки эквивалентности, в области которой измеряемое свойство раствора обычно изменяется резко и скачкообразно.

Рис. 2. Кривая титрования 100,0 мл 0,1 М FeS0₄ раствором 0,02 М KМnO₄ при с(н + ) — 1,0 моль/дм 3 .

Е – окислительно-восстановительный потенциал системы

В титриметрическом анализе используют разные виды классификации. Как было показано выше, в зависимости от способа определения точки эквивалентности различают титрование с цветными индикаторами, потенциометрическое, фотометрическое, кондуктометрическое, кулонометрическое, амперометрическое титрования.

В зависимости от типа химической реакции, протекающей между веществами исследуемого и рабочего растворов, различают: кислотно-основное титрование (в основе его лежит реакция нейтрализации, протекающая между соответствующими кислотой и основанием), окислительно-восстановительное титрование, либо оксидиметрия (используется окислительно-восстановительная реакция), комплексонометрическое титрование, или комплексонометрия (основана на реакциях, сопровождающихся образованием малодиссоциирующих комплексных соединений либо ионов), титрование по методу осаждения (используется реакция, сопровождающаяся образованием малорастворимого соединения).

В зависимости от того, какое вещество входит в состав рабочего раствора (титранта), различают: перманганатометрию (KMnO₄), иодометрию (I₂), дихроматометрию (K₂Cr₂O₇), аргентометрию (AgNO₃), меркуриметрию (Hg(NO₃)₂, ацидиметрию (титрантом является раствор кислоты), алкалиметрию (титрантом является раствор щёлочи).

Титриметрический анализ возник в середине XVIII века начала как один из методов промышленного контроля, а затем очень быстро развился в самостоятельный раздел химической науки. Он отличается малой трудоемкостью, простотой аппаратурного оформления, высокой точностью и скоростью исполнения. В настоящее время титриметрия широко применяется при контроле технологических процессов, в научных исследованиях, медицине, биохимических и санитарно-гигиенических определениях.

Например, в клинической практике титриметрию используют для определения кислотности желудочного сока и других биологических жидкостей, щелочного резерва крови и плазмы, содержания в тканях и биологических жидкостях ионов металлов: K + , Ca 2+ , Mg 2+ и др.

studfiles.net

Титриметрический анализ. Химический эквивалент вещества. Молярная концентрация эквивалента вещества. Закон эквивалентов. Точка эквивалентности и способы её фиксирования.

Титриметрический анализ — метод количественного анализа, основанный на измерении объёма раствора с точно известной концентрацией реактива, требующегося для реакции с данным количеством определяемого вещества (см. также Объёмный анализ).

Химический эквивалент— это некая реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислот­но-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Фактор эквивалентности может быть равен или меньше единицы: fэкв.= 1/z, где z – основность кислоты или кислотность основа­ния в данной кислотно-основной реакции, число отданных или приня­тых электронов в окислительно-восстановительных реакциях.

Молярная концентрация эквивалента C(l/z X) показывает коли­чество вещества эквивалента (в молях), которое содержится в 1 л раствора. C(l/z X) равна отношению количества вещества эквивалента в растворе к объему этого раствора.

Закон эквивалентов —Вещества реагируют друг с другом в количествах, равных их эквивалентвм,

Точка эквивалентности (в титриметрическом анализе) — момент титрования, когда число эквивалентов добавляемого титранта эквивалентно или равно числу эквивалентов определяемого вещества в образце.

В ряде случаев окислительно-восстановительного титрования точки эквивалентности фиксируют по изменению окраски титруемого раствора, вызываемой избытком окрашенного стандартного раствора (например, перманганата).

Теоретические основы кислотно-основного титрования (метод нейтрализации). Рабочие растворы, индикаторы. Кривые титрования, выбор индикатора. Расчет молярной концентрации эквивалента и титра растворов кислот и щелочей в методе нейтрализации.

Кислотно-основное титрование — это титриметрический метод анализа, основанный на взаимодействии кислот и оснований. В качестве титрантов могут применяться сильные кислоты (ацидиметрия) или сильные основания (алкалиметрия). Прямым титрованием определяют концентрацию кислот или оснований или содержание элементов, входящих в их состав.Обратным титрованием или косвенными методами находят содержание некоторых солей(например, солей аммония или кальция).

Индикаторами называются вещества, изменяющие свою окраску в зави-симости от pH среды. По своей химической природе индикаторы представ-ляют собой с л а б ы е кислоты HJnd или с л а б ы е основания JndOH, у которых молекулярная и ионная формы имеют различную окраску.

Для построения кривой титрования рассчитывают рН в различные моменты титрования по формулам, приведенным выше. Кривая титрования характеризуется резким изменением рН в близи точки эквивалентности, которую называют скачком титрования. Чем больше скачок, тем точнее можно оттитровать определяемое вещество. По величине скачка выбирают индикатор. Основное правило выбора индикатора. Для каждого данного титрования можно применять только такие индикаторы, показатель титрования которых (рТ индикатора) лежит в пределах скачка рН на кривой титрования.

При кислотно-основном титровании наиболее точные результаты получаются при работе с 0, 1 н. растворами кислот и щелочей. При таких концентрациях на кривой титрования наблюдается максимальный скачок титрования.

Скачок титрования-резкое изменение рН раствора вблизи точки эквивалентности. Скачок титрования вызван добавлением в титруемому раствору слабой кислоты при титровании последней капли щелочи. Величиной скачка титрования считают изменение рН раствора между состояниями, когда раствор недотитрован и перетитрован на 0,1%. Точка эквивалентности лежит в середине скачка титрования.

Для установления точки эквивалентности в титрометрическом анализе применяют индикаторы. Индикаторы метода нейтрализации – сложные органические вещества со слабыми кислотами или основными свойствами, имеющие различную окраску молекулярной и ионизированной форм. Индикаторы меняют окраску в зависимости от рН раствора. Интервал значений рН, в которым индикатор меняет свою окраску, называют интервалом перехода окраски индикатора.

При выборе индикатора руководствуются основными правилом: интервал перехода окраски индикатора должен укладываться в интервал значений рН скачка титрования в данном случае.

Согласно этому, для определения эквивалентной точки в условиях задачи надо использовать индикаторы, интервал перехода окраски которых лежит в пределах рН от 8,0 до 10,0; например, фенолфталеин, тимолфталеин.

При этом следует учитывать особенности зрительного аппарата человека, который более четко воспринимает переход окраски раствора от более светлой к более темной, чем наоборот.
Поэтому в данной задаче использовать в качестве индикаторы фенолфталеин, в присутствии которого осуществляется переход окраски растворы от бесцветной к малиновой.

Оксидиметрия. Перманганатометрия. Рабочие растворы, индикаторы. Химические реакции, лежащие в основе метода. Расчет молярной концентрации эквивалента и титра растворов окислителей и восстановителей в методе оксидиметрии.

Оксидиметрия( от нем. oxydiren — окислять и . метрия) — титриметрические методы в аналитической химии, основанные на реакциях окисления-восстановления. В процессе титрования изменяется окислительно-восстановительный потенциал системы, вблизи точки эквивалентности наблюдается резкое изменение потенциала.

Перманганатометрией называется метод объемного анализа, в котором в качестве рабочего раствора при­меняют перманганат калия КМп04. Перманганат калия является сильным окислителем, особенно в кислой сре­де.

Оксидиметрия. Йодометрия. Рабочие растворы, индикаторы. Химические реакции, лежащие в основе метода. Расчет молярной концентрации эквивалента и титра растворов окислителей и восстановителей в методе йодометрии.

Оксидиметрия ( от нем. oxydiren — окислять и . метрия) — титриметрические методы в аналитической химии, основанные на реакциях окисления-восстановления. В процессе титрования изменяется окислительно-восстановительный потенциал системы, вблизи точки эквивалентности наблюдается резкое изменение потенциала. Оксидиметрию классифицируют в зависимости от применяемого в данной реакции раствора вещества — окислителя или восстановителя. К оксидиметрии относятся перманганатометрия, цериметрия, хроматометрия иодометрия и др.

1. Определение окислителей. Методом йодометрии можно определять те окислители, которые количественно окисляют 1

в свободный 12. Чаще всего определяют перманганаты, бихроматы, соли меди (II), соли желе­за (III), свободные галогены и др.

Окислитель реагирует с избытком йодида калия КД в кислой среде. При этом выделяется количество йода, эквивалентное количеству окислителя. Выделившийся йод титруют раствором тиосульфата натрия точно из­вестной нормальности. Таким образом, можно рассчи­тать количество определяемого окислителя, которое бу­дет эквивалентно количеству тиосульфата, пошедшего на титрование йода. Следовательно, рабочим раствором в этом методе будет раствор тиосульфата натрия

Индикатором в методе йодометрии служит раствор крахмала. Это чувствительный и специфический инди­катор, образующий с йодом адсорбционное соединение синего цвета. Однако употребление этого индикатора имеет некоторые особенности. Во-первых, раствор крахмала необходимо прибавлять в са­мом конце титрования, когда йода останется очень мало и титруемый раствор будет иметь светло-желтую окраску. Если прибавить крахмал раньше, ког­да йода в растворе еще много, то образующееся соединение йода с крахмалом очень медленно реагирует с тиосульфатом и раствор легко перетитровать. Вторая особенность обусловлена тем, что в данном случае мы титруем не до появления окраски (как это обычно бывает), а до исчезновения окраски. Поэтому вблизи точ­ки конца титрования необходимо прибавлять раствор не более чем по одной капле, после каждой капли тщательно перемешивать раствор и ждать 3—5 с. Если не соблюдать это условие, раствор очень легко перетитровать.

2. Определение восстановителей. Из числа восстано­вителей этим методом чаще всего определяют сульфиты, сульфиды, хлорид олова (II) и др. Рабочим раствором является раствор йода 12. В качестве исходного вещества для установки титра раствора йода применяют мышьяковистый ангидрид As203, который растворяют в щелочи п получают арсенит (ион As02). Титрование проводят в очень слабощелочной среде (рН

Дата добавления: 2016-02-02 ; просмотров: 1056 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

helpiks.org