Methoden der titrimetrischen Analyse werden nach der Titrationsmöglichkeit und nach den zur Bestimmung des Stoffes (Komponente) ausgewählten chemischen Reaktionen unterteilt. In der modernen Chemie, quantitative und

Arten der Klassifikation

Methoden der titrimetrischen Analyse werden für eine bestimmte chemische Reaktion ausgewählt. Je nach Art der Interaktion wird die titrimetrische Bestimmung in verschiedene Typen unterteilt.

Analysemethoden:

• Redox-Titration; Das Verfahren basiert auf einer Änderung des Oxidationszustands der Elemente in der Substanz.
• Die Komplexbildung ist eine komplexe chemische Reaktion.
• Die Säure-Base-Titration beinhaltet die vollständige Neutralisation von interagierenden Substanzen.

Neutralisation

Mit der Säure-Basen-Titration können Sie die Menge an anorganischen Säuren (Alkalimetrie) bestimmen sowie die Basen (Azidimetrie) in der gewünschten Lösung berechnen. Mit dieser Methode werden Substanzen bestimmt, die mit Salzen reagieren. Bei der Verwendung von organischen Lösungsmitteln (Aceton, Alkohol) wurde es möglich, eine größere Anzahl von Substanzen zu bestimmen.

komplexe Bildung

Was ist das Wesen der Methode der titrimetrischen Analyse? Es soll Substanzen durch Ausfällung des gewünschten Ions als schwerlösliche Verbindung oder dessen Bindung zu einem schwer dissoziierten Komplex bestimmen.

Redoximetrie

Die Redoxtitration basiert auf Reduktions- und Oxidationsreaktionen. Abhängig von der in der analytischen Chemie verwendeten titrierten Reagenzlösung gibt es:

• Permanganatometrie, die auf der Verwendung von Kaliumpermanganat basiert;
• Jodometrie, die auf Oxidation mit Jod sowie Reduktion mit Jodidionen basiert;
• Bichromatometrie, die Oxidation mit Kaliumbichromat verwendet;
• Bromatometrie basierend auf Oxidation mit Kaliumbromat.

Redoxmethoden der titrimetrischen Analyse umfassen Verfahren wie Cerimetrie, Titanometrie, Vanadometrie. Sie beinhalten die Oxidation oder Reduktion von Ionen des entsprechenden Metalls.

Nach der Methode der Titration

Je nach Titrationsverfahren gibt es eine Einteilung der titrimetrischen Analysemethoden. Bei der direkten Variante wird das zu bestimmende Ion mit der gewählten Reagenzlösung titriert. Der Titrationsprozess bei der Substitutionsmethode basiert auf der Bestimmung des Äquivalenzpunktes in Gegenwart instabiler chemischer Verbindungen. Die Rückstandstitration (umgekehrte Methode) wird verwendet, wenn es schwierig ist, einen Indikator zu finden, sowie wenn die chemische Wechselwirkung langsam ist. Beispielsweise wird bei der Bestimmung von Calciumcarbonat eine Substanzprobe mit einem Überschuss an Titrierlösung behandelt

Der Wert der Analyse

Alle Methoden der titrimetrischen Analyse beinhalten:

• genaue Bestimmung des Volumens einer oder jeder der reagierenden Chemikalien;
• das Vorhandensein einer titrierten Lösung, aufgrund derer das Titrationsverfahren durchgeführt wird;
• Offenlegung der Ergebnisse der Analyse.

Die Titration von Lösungen ist die Grundlage der analytischen Chemie, daher ist es wichtig, die Hauptoperationen zu berücksichtigen, die während des Experiments durchgeführt werden. Dieser Abschnitt ist eng mit der täglichen Praxis verbunden. Ohne Kenntnis über das Vorhandensein von Hauptkomponenten und Verunreinigungen in einem Rohstoff oder Produkt ist es schwierig, eine technologische Kette in der pharmazeutischen, chemischen und metallurgischen Industrie zu planen. Grundlagen der analytischen Chemie werden zur Lösung komplexer wirtschaftlicher Fragestellungen angewendet.

Forschungsmethoden in der analytischen Chemie

Dieser Zweig der Chemie ist die Wissenschaft von der Bestimmung eines Bestandteils oder einer Substanz. Grundlagen der titrimetrischen Analyse - Methoden zur Durchführung eines Experiments. Mit ihrer Hilfe zieht der Forscher einen Rückschluss auf die Zusammensetzung des Stoffes, den quantitativen Gehalt einzelner Teile darin. Im Rahmen der analytischen Analyse kann auch festgestellt werden, in welchem ​​Oxidationsgrad sich der Bestandteil des untersuchten Stoffes befindet. Bei der Klassifizierung von Chemie wird berücksichtigt, welche Art von Aktion ausgeführt werden soll. Um die Masse des resultierenden Sediments zu messen, wird eine gravimetrische Forschungsmethode verwendet. Bei der Analyse der Intensität einer Lösung ist eine photometrische Analyse erforderlich. Die Größe der EMF durch Potentiometrie bestimmt die Bestandteile des Studienarzneimittels. Die Titrationskurven zeigen deutlich das durchgeführte Experiment.

Abteilung Analytische Methoden

In der analytischen Chemie kommen bei Bedarf physikalisch-chemische, klassische (chemische) sowie physikalische Methoden zum Einsatz. Unter chemischen Methoden versteht man üblicherweise die titrimetrische und die gravimetrische Analyse. Beide Methoden sind klassisch, bewährt und in der analytischen Chemie weit verbreitet. beinhaltet die Bestimmung der Masse des gewünschten Stoffes oder seiner Bestandteile, die in reinem Zustand sowie in Form von unlöslichen Verbindungen isoliert werden. Die volumetrische (titrimetrische) Analysemethode basiert auf der Bestimmung des Volumens des bei einer chemischen Reaktion verbrauchten Reagenzes in bekannter Konzentration. Es gibt eine Unterteilung chemischer und physikalischer Methoden in separate Gruppen:

• optisch (spektral);
• elektrochemisch;
• radiometrisch;
• chromatographisch;
• massenspektrometrisch.

Besonderheiten der titrimetrischen Forschung

In diesem Zweig der analytischen Chemie wird die Menge eines Reagenzes gemessen, die erforderlich ist, um eine vollständige chemische Reaktion mit einer bekannten Menge der gewünschten Substanz durchzuführen. Der Kern der Technik besteht darin, dass ein Reagenz mit bekannter Konzentration tropfenweise zu einer Lösung der Testsubstanz gegeben wird. Seine Zugabe wird fortgesetzt, bis seine Menge der Menge des damit reagierenden Analyten entspricht. Diese Methode ermöglicht quantitative Hochgeschwindigkeitsberechnungen in der analytischen Chemie.

Als Begründer der Technik gilt der französische Wissenschaftler Gay-Lusac. Der in einer bestimmten Probe bestimmte Stoff oder Element wird als zu bestimmender Stoff bezeichnet. Darunter können Ionen, Atome, funktionelle Gruppen, assoziierte freie Radikale sein. Reagenzien werden gasförmig, flüssig genannt, die mit einer bestimmten chemischen Substanz reagieren. Der Vorgang der Titration besteht darin, unter ständigem Mischen eine Lösung zu einer anderen hinzuzufügen. Voraussetzung für die erfolgreiche Durchführung des Titrationsverfahrens ist die Verwendung einer Lösung mit vorgegebener Konzentration (Titriermittel). Für Berechnungen wird also die Anzahl der Grammäquivalente einer Substanz verwendet, die in 1 Liter Lösung enthalten ist. Titrationskurven werden nach den Berechnungen erstellt.

Chemische Verbindungen oder Elemente interagieren miteinander in genau definierten Gewichtsmengen, die ihren Grammäquivalenten entsprechen.

Möglichkeiten zur Herstellung einer titrierten Lösung durch Einwiegen der Ausgangssubstanz

Als erste Methode zur Herstellung einer Lösung mit einer bestimmten Konzentration (einem bestimmten Titer) kann man das Auflösen einer Probe der genauen Masse in Wasser oder einem anderen Lösungsmittel sowie das Verdünnen der hergestellten Lösung auf das erforderliche Volumen in Betracht ziehen. Der Titer des resultierenden Reagenzes kann aus der bekannten Masse der reinen Verbindung und aus dem Volumen der hergestellten Lösung bestimmt werden. Mit dieser Technik werden titrierte Lösungen solcher Chemikalien hergestellt, die in reiner Form erhältlich sind und deren Zusammensetzung sich bei längerer Lagerung nicht verändert. Zum Abwiegen der eingesetzten Substanzen werden Flaschen mit geschlossenen Deckeln verwendet. Diese Lösungsmethode ist nicht geeignet für Substanzen mit erhöhter Hygroskopizität sowie für Verbindungen, die mit Kohlenmonoxid in chemische Wechselwirkung treten (4).

Die zweite Technologie zur Herstellung titrierter Lösungen wird in spezialisierten Chemieunternehmen in Speziallabors eingesetzt. Es basiert auf der Verwendung von festen reinen Verbindungen, die in genauen Mengen abgewogen wurden, sowie auf der Verwendung von Lösungen mit einer gewissen Normalität. Die Substanzen werden in Glasampullen gefüllt und dann versiegelt. Die Substanzen, die sich in den Glasampullen befinden, werden Fixanale genannt. Beim direkten Versuch wird die Ampulle mit dem Reagenz über einen Trichter, der mit einer Stanzvorrichtung versehen ist, zerbrochen. Als nächstes wird die gesamte Komponente in einen Messkolben überführt, dann wird durch Zugabe von Wasser das erforderliche Volumen der Arbeitslösung erhalten.

Für die Titration wird auch ein bestimmter Aktionsalgorithmus verwendet. Die Bürette wird mit fertiger Gebrauchslösung bis zur Nullmarke gefüllt, damit sich im unteren Teil keine Luftblasen befinden. Als nächstes wird die analysierte Lösung mit einer Pipette gemessen und dann in einen Erlenmeyerkolben gegeben. Fügen Sie ein paar Tropfen Indikator hinzu. Die Gebrauchslösung wird nach und nach der fertigen Lösung aus der Bürette zugetropft und der Farbumschlag verfolgt. Wenn eine stabile Farbe erscheint, die nach 5-10 Sekunden nicht verschwindet, wird der Abschluss des Titrationsprozesses beurteilt. Fahren Sie dann mit den Berechnungen fort, berechnen Sie das Volumen der verbrauchten Lösung mit einer bestimmten Konzentration und ziehen Sie Schlussfolgerungen aus dem Experiment.

Fazit

Mit der titrimetrischen Analyse können Sie die quantitative und qualitative Zusammensetzung des Analyten bestimmen. Diese Methode der analytischen Chemie ist für verschiedene Branchen notwendig, sie wird in der Medizin und Pharmazie eingesetzt. Bei der Auswahl einer Arbeitslösung müssen ihre chemischen Eigenschaften sowie die Fähigkeit, mit der zu untersuchenden Substanz unlösliche Verbindungen zu bilden, berücksichtigt werden.

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Einführung

Titration ist die allmähliche Zugabe einer titrierten Lösung eines Reagenzes (Titriermittel) zu der analysierten Lösung, um den Äquivalenzpunkt zu bestimmen. Die titrimetrische Analysemethode basiert auf der Messung des Volumens eines Reagens mit genau bekannter Konzentration, das für die Wechselwirkungsreaktion mit dem Analyten verbraucht wird. Der Äquivalenzpunkt ist der Moment der Titration, wenn ein äquivalentes Verhältnis der Reaktanten erreicht ist.

Für die in der quantitativen volumetrischen Analyse verwendeten Reaktionen gelten folgende Anforderungen:

1. Die Reaktion muss gemäß der stöchiometrischen Reaktionsgleichung ablaufen und praktisch irreversibel sein. Das Ergebnis der Reaktion sollte die Analytmenge widerspiegeln. Die Gleichgewichtskonstante der Reaktion muss ausreichend groß sein.

2. Die Reaktion muss ohne Nebenreaktionen ablaufen, sonst ist das Äquivalentgesetz nicht anwendbar.

3. Die Reaktion muss mit ausreichend hoher Geschwindigkeit ablaufen, d.h. in 1-3 Sekunden. Dies ist der Hauptvorteil der titrimetrischen Analyse.

4. Es muss eine Möglichkeit geben, den Äquivalenzpunkt festzulegen. Das Ende der Reaktion sollte ziemlich leicht und einfach bestimmt werden.

Wenn eine Reaktion nicht mindestens eine dieser Anforderungen erfüllt, kann sie nicht in der titrimetrischen Analyse verwendet werden.

1. Systeme

Eine Besonderheit von Redoxreaktionen ist die Übertragung von Elektronen zwischen den reagierenden Teilchen - Ionen, Atomen, Molekülen und Komplexen, wodurch sich beispielsweise der Oxidationszustand dieser Teilchen ändert

Da sich Elektronen nicht in einer Lösung ansammeln können, müssen zwei Prozesse gleichzeitig stattfinden – Verluste und Gewinne, d. h. der Prozess der Oxidation einiger und der Reduktion anderer Teilchen. Somit kann jede Redoxreaktion immer als zwei Halbreaktionen dargestellt werden:

aOx1 + bRed2 = aRed1 + bOx2

Das Ausgangsteilchen und das Produkt jeder Halbreaktion bilden ein Redoxpaar oder -system. In den obigen Halbreaktionen ist Red1 mit Ox1 konjugiert und Ox2 ist mit Red1 konjugiert.

Das unter Normalbedingungen gegen eine Wasserstoffelektrode gemessene Potential eines beliebigen Redoxsystems wird als Standardpotential (E0) dieses Systems bezeichnet. Das Normalpotential gilt als positiv, wenn das System als Oxidationsmittel wirkt und an der Wasserstoffelektrode eine Oxidationshalbreaktion stattfindet:

oder negativ, wenn das System die Rolle eines Reduktionsmittels spielt und an der Wasserstoffelektrode eine Reduktionshalbreaktion auftritt:

Der Absolutwert des Standardpotentials charakterisiert die "Stärke" des Oxidations- oder Reduktionsmittels.

Das Standardpotential - ein thermodynamischer Normwert - ist ein sehr wichtiger physikalisch-chemischer und analytischer Parameter, der es ermöglicht, die Richtung der entsprechenden Reaktion abzuschätzen und die Aktivitäten der reagierenden Teilchen unter Gleichgewichtsbedingungen zu berechnen.

Um das Redoxsystem unter bestimmten Bedingungen zu charakterisieren, verwenden sie das Konzept des realen (formalen) Potentials E0", das dem Potential entspricht, das sich an der Elektrode in dieser bestimmten Lösung einstellt, wenn die anfänglichen Konzentrationen der oxidierten und reduzierten Formen potentialbestimmend sind Ionen sind gleich 1 mol / l und die feste Konzentration aller anderen Komponenten Lösung.

Aus analytischer Sicht sind reale Potentiale wertvoller als Standardpotentiale, da das wahre Verhalten des Systems nicht durch den Standard, sondern durch das reale Potential bestimmt wird und letzteres es ermöglicht, das Auftreten vorherzusagen eine Redoxreaktion unter bestimmten Bedingungen. Das tatsächliche Potenzial des Systems hängt vom Säuregehalt und dem Vorhandensein von Fremdionen in der Lösung ab und kann über einen weiten Bereich variieren.

2. KurvenTitration

Bei titrimetrischen Methoden ermöglicht die Berechnung und Aufzeichnung einer Titrationskurve eine Beurteilung des Titrationserfolges und die Wahl eines Indikators. Beim Erstellen einer Redox-Titrationskurve wird das Potential des Systems entlang der Ordinate aufgetragen, und das Volumen des Titriermittels oder der Prozentsatz der Titration wird entlang der Abszisse aufgetragen.

2.1 BeeinflussenBedingungenTitrationauf derBewegungKurven

Die Titrationskurve wird basierend auf den Werten der Redoxpotentiale erstellt, daher beeinflussen alle Faktoren, die das Potential beeinflussen, die Form der Titrationskurve und den Sprung darauf. Zu diesen Faktoren gehören die Werte des Standardpotentials der Analyt- und Titriersysteme, die Anzahl der an Halbreaktionen beteiligten Elektronen, der pH-Wert der Lösung, das Vorhandensein von Komplexierungsreagenzien oder Fällungsmitteln und die Art der Säure. Je mehr Elektronen an der Redoxreaktion beteiligt sind, desto flacher ist die Kurve bei dieser Titration. Der Titrationssprung ist um so größer, je größer die Differenz der Redoxpotentiale von Oxidationsmittel und Reduktionsmittel ist. Bei einem sehr kleinen Unterschied in ihren Redoxpotentialen ist eine Titration unmöglich. Daher ist die Titration von Cl-Ionen (E = 1,36 V) mit Permanganat (E = 1,51) praktisch nicht möglich. Oft ist es erforderlich, das Potentialintervall, in dem sich der Sprung befindet, zu erweitern, wenn es klein ist. In solchen Fällen wird auf die Sprungsteuerung zurückgegriffen.

Eine Verringerung der Konzentration einer der Komponenten des Redoxpaars beeinflusst die Größe des Sprungs erheblich (z. B. mit Hilfe eines Komplexierungsreagens). Nehmen wir an, dass Phosphorsäure, Fluoride oder Oxalate, die mit Eisen(III) Komplexe bilden und mit Eisen(II) nicht wechselwirken, in die Lösung eingebracht werden, während das Potential des Paares Fe3+/Fe2+ abnimmt. Sinkt beispielsweise durch die Reaktion der Konkurrenzkomplexierung die Konzentration der Fe3+-Ionen in der Lösung um den Faktor 10000, beginnt der Potentialsprung auf der Titrationskurve nicht bei E = 0,95 V, sondern bei E = 0,71 V . Sie endet wie zuvor bei E = 1,48 V. Dadurch wird der Sprungbereich der Titrationskurve deutlich erweitert.

Eine Erhöhung der Temperatur erhöht jeweils das Potential des Systems aus Titriermittel und Analyt.

Bei der Wahl der optimalen Bedingungen für die Redoxtitration sollte man also zunächst deren Einfluss auf den Zustand des Redoxsystems und damit auf das reale Redoxpotential berücksichtigen.

2.2 DefinitionPunkteGleichwertigkeit

Sowohl bei Redox-Titrationsverfahren als auch bei Säure-Base-Wechselwirkungsverfahren sind verschiedene Möglichkeiten zur Angabe des Äquivalenzpunktes möglich.

1. Nicht-Indikatormethoden sind anwendbar, wenn farbige Titriermittel (Lösungen von KMnO4, I2) verwendet werden, von denen ein leichter Überschuss der Lösung eine visuell fixierbare Farbe verleiht.

2. Indikatormethoden können chemisch sein, wenn chemische Verbindungen als Indikator verwendet werden, die ihre Farbe in der Nähe des Äquivalenzpunktes (innerhalb des Sprungs auf der Titrationskurve) stark ändern.

Manchmal werden Säure-Base-Indikatoren bei Redox-Titrationsmethoden verwendet: Methylorange, Methylrot, Kongorot usw. Diese Indikatoren werden am Endpunkt der Titration durch einen Überschuss an Oxidationsmittel irreversibel oxidiert und ändern ihre Farbe.

Bei der Titration von Reduktionsmitteln mit starken Oxidationsmitteln können fluoreszierende und chemilumineszierende Indikatoren verwendet werden. Zu den fluoreszierenden Indikatoren gehören viele Substanzen (Acridin, Euchrysin usw.), die bei bestimmten pH-Werten der Lösung nach Bestrahlung mit ultravioletter Strahlung im sichtbaren Bereich emittieren. Chemilumineszenzindikatoren sind Substanzen (Luminol, Lucigenin, Siloxene etc.), die am Endpunkt der Titration durch exotherme chemische Prozesse im sichtbaren Bereich des Spektrums emittieren. Chemilumineszenz wird hauptsächlich bei Oxidationsreaktionen mit Wasserstoffperoxid, Hypochloriten und einigen anderen Oxidationsmitteln beobachtet. Der Vorteil von fluoreszierenden und chemilumineszierenden Indikatoren besteht darin, dass mit ihnen nicht nur transparente und farblose, sondern auch trübe oder farbige Lösungen titriert werden können, für die herkömmliche Redox-Indikatoren zur Titration ungeeignet sind.

Indikatormethoden können auch physikalisch-chemisch sein: potentiometrische, amperometrische, konduktometrische usw.

2.3 RedoxIndikatoren

Zur Bestimmung des Äquivalenzpunktes in der Redoximetrie werden verschiedene Indikatoren verwendet:

1. Redoxindikatoren (Redoxindikatoren), die ihre Farbe ändern, wenn sich das Redoxpotential des Systems ändert.

2. Spezifische Indikatoren, die ihre Farbe ändern, wenn ein Überschuss an Titriermittel auftritt oder der Analyt verschwindet. In einigen Fällen werden spezifische Indikatoren verwendet. Stärke ist also ein Indikator für das Vorhandensein von freiem Jod bzw. Trijodid-Ionen. In Gegenwart von Stärke färbt es sich bei Raumtemperatur blau. Das Auftreten der blauen Farbe von Stärke ist mit der Adsorption an Amylase verbunden, die ein Teil der Stärke ist.

Manchmal wird Ammoniumthiocyanat als Indikator bei der Titration von Eisen(III)-Salzen verwendet, Kationen mit Ionen bilden eine rote Verbindung. Am Äquivalenzpunkt werden alle Ionen zu reduziert und die austitrierte Lösung wird von rot farblos.

Bei der Titration mit einer Lösung von Kaliumpermanganat spielt das Titriermittel selbst die Rolle eines Indikators. Beim geringsten Überschuss an KMnO4 färbt sich die Lösung rosa.

Redox-Indikatoren werden unterteilt in: reversibel und irreversibel.

Reversible Indikatoren - ändern reversibel ihre Farbe, wenn sich das Systempotential ändert. Irreversible Indikatoren - unterliegen einer irreversiblen Oxidation oder Reduktion, wodurch sich die Farbe des Indikators irreversibel ändert.

Redoxindikatoren existieren in zwei Formen, oxidiert und reduziert, wobei sich die Farbe der einen Form von der Farbe der anderen unterscheidet.

Der Übergang des Indikators von einer Form in eine andere und die Änderung seiner Farbe erfolgt bei einem bestimmten Potential des Systems (Übergangspotential). Das Indikatorpotential wird durch die Nernst-Gleichung bestimmt:

Wenn die Konzentrationen der oxidierten und reduzierten Formen des Indikators gleich sind. Gleichzeitig liegen die Indikatormoleküle zur Hälfte in oxidierter und zur Hälfte in reduzierter Form vor. Das Übergangsintervall des Indikators (IT) liegt innerhalb der Konzentrationsverhältnisse beider Formen des Indikators von 1/10 bis 10/1.

Bei der Durchführung einer Redox-Titration ist es erforderlich, den Indikator so zu wählen, dass das Indikatorpotential innerhalb des Potentialsprungs der Titrationskurve liegt. Viele Indikatoren der Redoxtitration sind sauer oder basisch und können je nach pH-Wert des Mediums ihr Verhalten ändern.

Einer der bekanntesten und am häufigsten verwendeten Redoxindikatoren ist Diphenylamin:

Die wiederhergestellte Form des Indikators ist farblos. Diphenylamin wird unter Einwirkung von Oxidationsmitteln zunächst irreversibel in farbloses Diphenylbenzidin umgewandelt, das dann reversibel zu blauviolettem Diphenylbenzidinviolett oxidiert wird.

Der zweifarbige Indikator ist Ferroin, ein Fe2+-Komplex mit o-Phenanthrolin

Eine Titration nach der Indikatormethode ist möglich, wenn für eine gegebene Reaktion EMF? 0,4 V. Bei EMF = 0,4-0,2 V werden Instrumentenindikatoren verwendet.

3. EinstufungMethodenRedoxTitration

Verläuft die Redoxreaktion nicht stöchiometrisch oder nicht schnell genug, kommen indirekte Titrationsmethoden zum Einsatz: Rücktitration und Substitutionstitration. Bei der cerimetrischen Bestimmung von Fe3+ wird beispielsweise die Substitutionstitrationsmethode verwendet:

Fe3+ +Ti3+ = TiIV + Fe2+ + + CeIV = Fe3+ + Ce3+.3+ stört die Titration nicht.

Eine Redox-Titration ist möglich, wenn eine geeignete Oxidationsstufe des Analyten in der Lösung vorliegt. Andernfalls muss vor Beginn der Titration eine Vorreduktion (Oxidation) auf eine geeignete Oxidationsstufe durchgeführt werden, wie dies beispielsweise bei der permanganatometrischen Analyse eines Gemisches aus Fe2+ und Fe3+ erfolgt. Eine vorläufige Reduktion (Oxidation) sollte eine quantitative Überführung des zu bestimmenden Elements in den gewünschten Oxidationszustand bewirken.

Das zu diesem Zweck eingeführte Reagenz sollte eine solche Verbindung sein, deren Überschuss vor Beginn der Titration leicht zu entfernen ist (durch Kochen, Filtrieren usw.). In einigen Fällen wird die Redoximetrie verwendet, um Verbindungen zu bestimmen, die ihren Oxidationszustand nicht ändern.

So werden durch Substitutionstitration Calcium-, Zink-, Nickel-, Kobalt- und Bleiionen in der Permanganatometrie, starke Säuren in der Jodometrie bestimmt.

Tabelle 1

Redox-Titrationsmethoden

Methodenname	Standardlösung (Titriermittel)	Gleichungen für Halbreaktionen des Titriersystems		Methodenmerkmale
Standardlösung - Oxidationsmittel
Permanganatometrie		MnO4?+ 8H+ + 5e? = Mn2++ 4H2O MnO4?+ 4H+ + 3e? = MnO2 + 2H2O MnO4? + 2H2O + 3e? = MnO2 + 4OH?		Nicht-Indikator-Methode, die in einem breiten pH-Bereich verwendet wird
Bromatometrie		BrO3?+ 6H+ + 6e? = Br?+ 3H2O		Der Indikator ist Methylorange. Mittwoch - stark sauer
Cerimetrie		Ce4+ + e? = Ce3+		Der Indikator ist Ferroin. Mittwoch - stark sauer
Chromatometrie		Cr2O72?+ 14H+ + 6e? = 2Cr3++2H2O		Der Indikator ist Diphenylamin. Mittwoch? stark sauer
Nitritometrie		NO2- + 2H+ + e? = NO + H2O		Der äußere Indikator ist Jodidstärkepapier. Mittwoch? Untersäure
Jodimetrie				Indikator - Stärke
Standardlösung - Reduktionsmittel
Ascorbinometrie		С6H6O6 +2H+ +2 e? = С6H8O6		Indikatoren - Variaminblau oder Kaliumrhodanid zur Bestimmung von Fe3+-Ionen. Mittwoch - sauer
Titanometrie		TiO2+ + 2H+ + e? = Ti3+ + H2O		Der Indikator ist Methylenblau. Mittwoch - sauer
Jodometrie		S4O62?+ 2e? = 2S2O32?		Der Indikator ist stärkeklein. Hilfsreagenz - KI. Mittel - leicht sauer oder neutral

4. Permanganatometrie

Die Permanganatometrie ist eine der am häufigsten verwendeten Redox-Titrationsmethoden. Als Titriermittel wird eine Lösung von Kaliumpermanganat verwendet, deren oxidierende Eigenschaften je nach Acidität der Lösung gesteuert werden können.

4.1 BesonderheitenMethode

Am weitesten verbreitet in der analytischen Praxis ist die permanganometrische Bestimmungsmethode in sauren Medien: Die Reduktion von MnO4- zu Mn2+ erfolgt schnell und stöchiometrisch:

Ein Merkmal der Methode ist der starke Einfluss der Wasserstoffionenkonzentration auf das Standardpotential des MnO4-/Mn2+-Systems. Schwefelsäure wird am häufigsten bei der Titration in stark sauren Medien verwendet. Salz- und Salpetersäure sollten nicht verwendet werden, da in ihrer Gegenwart konkurrierende Redoxreaktionen auftreten können. Die Reduktion des Permanganations im alkalischen Medium verläuft nacheinander: zuerst zum Manganation MnO42- und dann zum Mangandioxid MnO2:

Quantitativ verläuft die Reduktion von Permanganat in alkalischem Medium zu Manganat in Gegenwart eines Bariumsalzes. Ba(MnO4)2 ist wasserlöslich, während BaMnO4 unlöslich ist, daher findet keine weitere Reduktion von MnVI aus dem Niederschlag statt.

Permanganometrisch in alkalischem Medium werden in der Regel organische Verbindungen bestimmt: Formiat, Formaldehyd, Ameisensäure, Zimtsäure, Weinsäure, Zitronensäure, Hydrazin, Aceton usw.

Der Indikator für das Ende der Titration ist die blassrosa Farbe des überschüssigen KMnO4-Titriermittels (ein Tropfen 0,004 M Titrierlösung ergibt eine auffällige Farbe auf 100 ml Lösung). Wenn also die titrierte Lösung farblos ist, kann das Erreichen des Äquivalenzpunktes durch das Erscheinen einer blassrosa Farbe über dem KMnO4-Titriermittel bei der direkten Titration oder durch das Verschwinden der Farbe bei der umgekehrten Titration beurteilt werden. Bei der Analyse farbiger Lösungen wird die Verwendung des Ferroin-Indikators empfohlen.

Zu den Vorteilen der permanganometrischen Methode gehören:

1. Möglichkeit der Titration mit KMnO4-Lösung in jedem Medium (sauer, neutral, alkalisch).

2. Die Anwendbarkeit einer Lösung von Kaliumpermanganat in saurem Medium zur Bestimmung vieler Substanzen, die nicht mit schwächeren Oxidationsmitteln wechselwirken.

Neben den aufgeführten Vorteilen hat die Permanganatometrie-Methode eine Reihe von Nachteilen:

1. KMnO4-Titriermittel wird als sekundärer Standard hergestellt, da das anfängliche Reagenz, Kaliumpermanganat, in chemisch reinem Zustand schwierig zu erhalten ist.

2. Reaktionen mit MnO4- sind unter streng definierten Bedingungen (pH, Temperatur etc.) möglich.

4.2 AnwendungMethode

1. Definition von Reduktionsmitteln. Läuft die Redoxreaktion zwischen dem ermittelten Reduktionsmittel und MnO4- schnell ab, wird die Titration auf direktem Wege durchgeführt. So werden Oxalate, Nitrite, Wasserstoffperoxid, Eisen(II), Ferrocyanide, Arsensäure etc. bestimmt:

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

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

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

5Fe2+ + MnO4- +8H+ = 5Fe3+ + 2Mn2+ + 4H2O

2. Bestimmung von Oxidationsmitteln. Einen Überschuss der reduzierenden Standardlösung zugeben und den Rückstand mit KMnO4-Lösung titrieren (Rücktitrationsmethode). So lassen sich beispielsweise Chromate, Persulfate, Chlorite, Chlorate und andere Oxidationsmittel permanganometrisch bestimmen, indem man zunächst mit einem Überschuss einer Fe2+-Maßlösung einwirkt und dann die nicht umgesetzte Fe2+-Menge mit einer KMnO4-Lösung titriert:

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

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

3. Die Bestimmung von Stoffen, die keine Redoxeigenschaften besitzen, erfolgt indirekt, zB durch Substitutionstitration. Dazu wird die zu bestimmende Komponente in eine Verbindung mit reduzierenden oder oxidierenden Eigenschaften überführt und anschließend titriert. Beispielsweise fallen Calcium-, Zink-, Cadmium-, Nickel-, Kobaltionen in Form schwerlöslicher Oxalate aus:

M2+ + C2O4- = vMC2O4

Der Niederschlag wird von der Lösung abgetrennt, gewaschen und in H2SO4 gelöst:

MC2O4 + H2SO4 = H2C2O4 + MSO4

Dann wird H2C2O4 (Substituent) mit KMnO4-Lösung titriert:

2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O

4. Bestimmung organischer Verbindungen. Ein charakteristisches Merkmal der Reaktionen organischer Verbindungen mit MnO4- ist ihre niedrige Geschwindigkeit. Die Bestimmung ist möglich, wenn eine indirekte Methode verwendet wird: Die analysierte Verbindung wird mit einem Überschuss einer stark alkalischen Permangantlösung vorbehandelt und die Reaktion für die erforderliche Zeitdauer ablaufen gelassen. Der Permanganat-Rückstand wird mit Natriumoxalat-Lösung titriert:

C3H5(OH)3 + 14MnO4- + 20OH- = 3CO32- + 14MnO42- + 14H2O +

(MnO4-), überschüssiger Rückstand

2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O Rest

Redox-titrimetrisch

5. WesenundEinstufungNiederschlagMethoden

Präzipitationstitrationsmethoden sind titrimetrische Analysemethoden, die Titriermittel verwenden, die mit Analyten Präzipitate bilden.

Anforderungen an Reaktionen und Analyten:

1. Die zu bestimmende Substanz muss gut wasserlöslich sein und Ionen bilden, die bei Fällungsreaktionen aktiv wären.

2. Der bei der Reaktion erhaltene Niederschlag sollte praktisch unlöslich sein (PR< 10 -8 ? - 10 , S < 10 -5).

3. Die Titrationsergebnisse dürfen nicht durch Adsorptionsphänomene (Kopräzipitation) verfälscht werden.

4. Die Ausfällung sollte schnell genug erfolgen (d. h. es sollten sich keine übersättigten Lösungen bilden).

5. Es sollte möglich sein, den Äquivalenzpunkt festzulegen.

Einteilung der Fällungstitrationsmethoden nach verwendeten Titriermitteln:

Argentometrie (Titriermittel AgNO 3);

Mercurometrie (Titriermittel Hg 2 (NO 3) 2);

Thiocyanatometrie (NH 4 SCN-Titriermittel);

Sulfatometrie (Titriermittel H 2 SO 4, BaCl 2);

Chromatometrie (Titriermittel K 2 CrO 4);

Hexacyanoferratometrie (Titriermittel K 4 ).

6. KurvenTitrationundSieAnalyse

Die Erstellung von Titrationskurven erfolgt auf der Grundlage von Berechnungen nach der Regel des Löslichkeitsprodukts bzw.

Die Titrationskurve ist in Koordinaten aufgebaut, die die Änderung der Konzentration des zu bestimmenden Ions in Abhängigkeit vom Volumen des zugegebenen Titriermittels zeigen.

Je größer der Titrationssprung auf der Kurve, desto mehr Möglichkeiten zur Auswahl des passenden Indikators.

Faktoren, die die Größe des Sprungs in den Niederschlagstitrationskurven beeinflussen:

1. Konzentration von Titrier- und Zielionenlösungen Je höher die Konzentration, desto größer der Sprung auf der Titrationskurve.

2. Die Löslichkeit des bei der Titration gebildeten Niederschlags (je geringer die Löslichkeit, desto größer der Titrationssprung).

Abhängigkeit des Titrationssprungs von der Löslichkeit eines schwerlöslichen Elektrolyten.

3. Temperatur

Je höher die Temperatur, desto besser ist der Niederschlag löslich und desto kleiner ist der Sprung in der Titrationskurve. Die Titration wird bei Raumtemperatur durchgeführt.

4. Ionenstärke der Lösung

Der Einfluss ist relativ gering, da die Ionenstärke der Lösung im Vergleich zu anderen Faktoren die Löslichkeit des Niederschlags nicht so stark verändert; je höher jedoch die Ionenstärke der Lösung, desto höher die Löslichkeit und desto kleiner der Titrationssprung.

7. Argentometrie

Die Argentometrie ist eine Methode der Fällungstitration, die auf der Bildung schwerlöslicher Salze von Argentum beruht:

X - + Ag + \u003d AgX,

wobei X – = Cl – , Br – , I – , CN – , SCN – etc.

Titriermittel: AgNO 3 - sekundäre Standardlösung.

Standardisierung: für die primäre Standardlösung von Natriumchlorid NaCl:

Der Indikator für die Standardisierung ist 5 % Kaliumchromat K 2 CrO 4 . Die Titration wird durchgeführt, bis ein braunroter Niederschlag von Argentumchromat erscheint:

Abhängig von der Titrationsmethode und dem verwendeten Indikator werden Argentometriemethoden eingeteilt in:

Nicht-Indikator: - Gay-Lussac-Methode (Equal-Haze-Methode)

Methode bis zur Erleuchtung

Indikator: - Methode nach Mohr

Fayence-Fischer-Khodakov-Methode

Folgard-Methode

Mehr Methode

Titriermittel: AgNO 3 - sek. Standard Lösung.

AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl? + NaNO3

Der Indikator ist 5 % Kaliumchromat K 2 CrO 4 (bis braunrotes Argentumchromat erscheint):

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

Ermittelte Substanzen: Chloride Cl - , Bromide Br - .

Medium: pH ~ 6,5-10,3.

Anwendung: quantitative Bestimmung von Natriumchlorid, Kaliumchlorid, Natriumbromid, Kaliumbromid in der Substanz von Arzneistoffen.

Anwendungsbeschränkungen:

1. Keine sauren Lösungen titrieren:

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

2. Es ist unmöglich, in Gegenwart von Ammoniak und anderen Ionen Moleküle zu titrieren, die in Bezug auf Argentum-Ionen in Komplexbildungsreaktionen als Liganden wirken können.

3. In Gegenwart vieler Kationen (Ba 2+ , Pb 2+ , etc.), die mit Chromationen CrO 4 2- gefärbte Niederschläge bilden, kann nicht titriert werden.

4. Nicht in Gegenwart von Reduktionsmitteln titrieren, die mit CrO 4 2-Chromat-Ionen reagieren und diese in Cr 3+ -Ionen umwandeln.

5. Es ist unmöglich, in Gegenwart vieler Anionen (PO 4 3-, AsO 4 3-, AsO 3 3-, S 2- usw.) zu titrieren, die mit Argentum-Ionen farbige Niederschläge von Argentum bilden.

Fayence-Fischer-Khodakov-Methode

Titriermittel: AgNO 3 - sek. Standard Lösung

Standardisierung für die erste. Standard mit einer Lösung von Natriumchlorid NaCl durch Pipettieren:

AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl? + NaNO3

Der Indikator für die Standardisierung ist eine 5% ige Lösung von Kaliumchromat K 2 CrO 4 (bis ein braunroter Niederschlag von Argentumchromat erscheint):

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

Medium: pH ~ 6,5-10,3 bei der Bestimmung von Chloriden und pH ~ 2,0-10,3 bei der Bestimmung von Bromiden und Iodiden.

Methodenindikatoren:

Fluorescein bei der Bestimmung von Chloriden;

Eosin bei der Bestimmung von Bromiden und Jodiden.

Wirkungsmechanismus der Indikatoren: Adsorption. Adsorptionsindikatoren sind Indikatoren, deren Adsorption oder Desorption durch einen Niederschlag von einer Farbänderung in der T.E. oder in der Nähe davon.

AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl? + NaNO3

HInd x H + + Ind - .

Titrationsbedingungen:

1. Acidität von Lösungen

2. Konzentration der Reaktionslösungen

3. Berücksichtigung der Adsorptionskapazität von Indikatoren und Ionen, die in der Lösung vorhanden sind.

4. Titration nahe te sollte langsam erfolgen

5. Die Titration mit Adsorptionsindikatoren erfolgt im Streulicht.

Anwendung: quantitative Bestimmung von Chloriden, Bromiden, Iodiden, Thiocyanaten, Cyaniden.

Folgard-Methode

Titriermittel: AgNO 3 , Ammonium- oder Kaliumthiocyanat NH 4 SCN, KSCN - sekundäre Standardlösungen.

Erstmalige Standardisierung von AgNO 3 . Standard NaCl-Lösung durch Pipettieren:

AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl? + NaNO3

Der Indikator für die Standardisierung von AgNO 3 ist eine 5% ige Lösung von Kaliumchromat K 2 CrO 4 (bis ein braunroter Niederschlag von Argentumchromat erscheint):

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

Standardisierung von NH 4 SCN, KSCN für AgNO 3 Standardlösung:

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

Der Indikator für die Standardisierung von Ammonium- oder Kaliumthiocyanat sind Ferumsalze (ІІІ) (z. B. NH 4 Fe (SO 4) 2 12H 2 O in Gegenwart von Salpetersäure):

Fe 3+ + SCN - \u003d 2+

Titriere bis eine schwach rosa Farbe erscheint.

Mittwoch: Nitrat.

Methodenindikatoren: Ferumsalze (ІІІ) NH 4 Fe(SO 4) 2 ?12H 2 O in Gegenwart von Salpetersäure.

Ermittelte Substanzen: Halogenidionen, Cyanide, Thiocyanate, Sulfide, Carbonate, Chromate, Oxalate, Arsenate etc.

Hal – + Ag + (Überschuss) = AgHal

Ag + (Rest) + SCN – = AgSCN,

und nach dem Äquivalenzpunkt:

Fe 3+ + SCN - \u003d 2+

(rosa-rote Färbung)

Bei der Bestimmung von Jodiden wird der Indikator am Ende der Titration zugegeben, um eine Parallelreaktion zu vermeiden:

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

Vorteile der Volhard-Methode - Titrationsfähigkeit:

In sehr sauren Lösungen;

In Anwesenheit vieler Kationen, die die Bestimmung nach Mohr störten (Barium-, Blei- usw. Kationen, die farbige Chromatniederschläge bildeten).

8. Mercurometrie

Die Mercurometrie ist eine Methode der Fällungstitration, die auf der Verwendung von Reaktionen zur Bildung von Quecksilbersalzen (I) Hg 2 2+ basiert, die durch Fällung schwer löslich sind:

2Cl - + Hg 2 2+ \u003d Hg 2 Cl 2 Ї PR \u003d 1,3 × 10 -18

2I - + Hg 2 2+ \u003d Hg 2 I 2 Ї PR \u003d 4,5 H10 -29

Titriermittel: sek. Standard Hg 2 (NO 3) 2 Lösung.

Standardisierung: für Standard-NaCl-Lösung:

Hg 2 (NO 3) 2 + 2NaCl \u003d Hg 2 Cl 2 Ї + 2NaNO 3

Indikatoren: 1) Lösung von Ferum (ІІІ) Thiocyanat (von Rot bis Verfärbung)

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

1-2% ige Alkohollösung von Diphenylcarbazon (bis eine blaue Farbe erscheint).

Um das zur Titration des Indikators verwendete Titriermittelvolumen zu berücksichtigen, titrieren Sie eine „Blindprobe“:

2) Der Indikator wird vor dem Ende der Titration zugegeben, da es bei einer ersten Zugabe lange dauern kann, bis die t.e. Quecksilberdiphenylcarbazid (II) wird gebildet und gibt eine blaue Farbe eher als das Halogenid titriert wird.

Ermittelte Stoffe: Chloride und Iodide.

Umgebung: sehr sauer (kann bis zu 5 mol/l H + -Ionen betragen).

Nachteil: Quecksilber(I)-Salze sind sehr giftig.

9. Sulfametrie

Sulfatometrie ist eine Methode der Fällungstitration, die auf der Verwendung von Reaktionen zur Bildung schwerlöslicher Salze - Sulfate - basiert.

Manchmal wird Barymetrie unterschieden - eine Methode der Fällungstitration, die auf der Verwendung von Reaktionen zur Bildung unlöslicher Bariumsalze basiert.

Das Verfahren basiert auf der Reaktion der Bariumsulfat-Fällungsbildung:

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 Ї

def. titrierende Substanz

Titriermittel: sek. Standard Lösungen H 2 SO 4 , Ba(NO 3 ) 2 , BaCl 2 .

Standardisierung: H 2 SO 4 -Lösung mit Na 2 B 4 O 7 oder Na 2 CO 3 mit Methylorange; Ba (NO 3) 2 und BaCl 2 für H 2 SO 4 mit Nitrochromazo oder Orthonyl A.

Indikatoren: Es werden metallochrome Indikatoren verwendet (sie ändern ihre Farbe in Gegenwart von Metallionen) - Nitrchromazo (Ortanyl C), Ortanyl A. Diese Indikatoren sind in Lösung rosa und in Gegenwart von Bariumkationen violett.

Bestimmte Substanzen in der direkten Titration:

Sulfatsäure - der Gehalt an Barium;

Bariumchlorid oder Bariumnitrat - Sulfatgehalt.

Fazit

Unter den titrimetrischen Analysemethoden ist die Redox-Titration weit verbreitet, die Anwendungsgrenzen dieser Methode sind weiter als bei Säure-Base- oder komplexometrischen Methoden. Aufgrund der großen Vielfalt an Redoxreaktionen ermöglicht diese Methode die Bestimmung einer großen Zahl verschiedenster Substanzen, auch solcher, die nicht direkt Redoxeigenschaften aufweisen.

Permanganatometrie wird verwendet, um die Gesamtoxidierbarkeit von Wasser und Boden zu bestimmen. Gleichzeitig reagieren alle organischen Bestandteile (einschließlich Huminsäuren von Böden und natürlichen Gewässern) mit MnO4 - Ionen in einem sauren Medium. Die Anzahl der zur Titration verwendeten Millimol-Äquivalente von KMnO4 ist ein Merkmal der Oxidierbarkeit (durch Permanganat).

Die Permanganatometrie wird auch zur Analyse leicht oxidierbarer organischer Verbindungen (Aldehyde, Ketone, Alkohole, Carbonsäuren: Oxal-, Wein-, Zitronen-, Äpfel-, sowie Hydrazogruppen) eingesetzt. In der Lebensmittelindustrie kann die Permanganatometrie zur Bestimmung des Zuckergehalts in Lebensmitteln und Rohstoffen, des Nitritgehalts in Wurstwaren eingesetzt werden.

In der Hüttenindustrie wird der Eisengehalt in Salzen, Legierungen, Metallen, Erzen und Silikaten permanganatometrisch bestimmt.

AufführenLiteratur

1. Analytische Chemie. Chemische Analysemethoden / Hrsg. OM Petruchin. Moskau: Chemie, 1992, 400 S.

2. Wassiljew V.P. Analytische Chemie. Um 14 Uhr Teil 1. Gravimetrische und titrimetrische Analysemethoden. M.: Höhere Schule, 1989, 320 S.

3. Grundlagen der analytischen Chemie. In 2 Büchern. Buch. 2. Methoden der chemischen Analyse / ed. Yu.A. Zolotova. Moskau: Höhere Schule, 2000, 494 p.

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Vorlesung 7. Titrimetrische Analysenmethode.

1. Das Wesen der titrimetrischen Analysemethode

2. Einteilung der titrimetrischen Analysemethoden

3. Berechnungen in der Titrimetrie. Standard- und Arbeitslösungen

4. Fehler der titrimetrischen Methode

5. Konstruktion von Titrationskurven.

Die titrimetrische Analysemethode beruht darauf, dass Stoffe in äquivalenten Mengen miteinander reagieren:

won1 undn2 Stoffmengen 1 und 2, [ n ]= Maulwurf

woCMoläquivalentkonzentration;vLösungsvolumen [v]= l

Dann gilt für zwei stöchiometrisch reagierende Stoffe die Beziehung:

Die titrimetrische Analyse ist eine Methode zur Bestimmung der Menge einer Substanz durch genaues Messen des Volumens von Lösungen von Substanzen, die miteinander reagieren.

Titer- die g-Menge des Stoffes, die in 1 ml Lösung enthalten ist oder dem zu bestimmenden Stoff entspricht. Wenn der H2SO4-Titer beispielsweise 0,0049 g/ml beträgt, bedeutet dies, dass jeder ml der Lösung 0,0049 g Schwefelsäure enthält.

Eine Lösung, deren Titer bekannt ist, wird als titrierte Lösung bezeichnet. Titration- das Hinzufügen eines Aliquots einer äquivalenten Menge einer titrierten Lösung zur Testlösung. In diesem Fall werden Standardlösungen verwendet - Lösungen mit einer genauen Konzentration einer Substanz (Na2CO3, HCl).

Die Titrationsreaktion muss folgende Anforderungen erfüllen:

1) Die Reaktion muss quantitativ ablaufen, streng stöchiometrisch sein

2) Die Reaktion muss mit hoher Geschwindigkeit ablaufen;

3) Die Reaktion muss bis zum Ende ablaufen, es dürfen keine konkurrierenden Prozesse stattfinden;

4) Für eine gegebene Reaktion muss es eine bequeme Möglichkeit geben, das Ende der Reaktion (den Äquivalenzpunkt) festzulegen.

Zum Beispiel Säure-Base-Titration:

HCl + NaOH → NaCl + H2O (Methylorange-Indikator)

Klassifizierung von Methoden der titrimetrischen Analyse.

Titrimetrische Analyseverfahren lassen sich nach mehreren Kriterien einteilen. Zum Beispiel nach Art der Hauptreaktion, die bei der Titration auftritt:

1) Säure-Base-Titration (Neutralisation): H3O + + OH - ↔ 2H2O

diese Methode bestimmt die Menge an Säure oder Lauge in der analysierten Lösung;

a) Acidimetrie

b) Alkalimetrie

2) Redoxtitration (Redoximetrie):

Ox1 + Rot2 ↔ Ox2 + Rot1

a) Permanganatometrie (KMnO4);

b) Jodometrie (I2);

c) Bromatometrie (KBrO3);

d) Dichromatometrie (K2Cr2O7);

e) Cerimetrie (Ce(SO4)2);

f) Vanadometrie (NH4VO3);

g) Titanometrie (TiCl3) usw.

3) Fällungstitration: Me + X ↔ MeX↓

a) Argentometrie Ag+ + Cl - "AgCl $

b) Merkurometrie

4) komplexometrische Titration Mem+ + nL ↔ m+

a) Quecksilber

b) Komplexometrie (EDTA)

Die Hauptaufgabe der titrimetrischen Analyse besteht nicht nur darin, eine Lösung mit genau bekannter Konzentration zu verwenden, sondern auch den Äquivalenzpunkt korrekt zu bestimmen. Es gibt mehrere Möglichkeiten, einen Äquivalenzpunkt festzulegen:

1. Nach der Farbe der Ionen des zu bestimmenden Elements, z. B. Permanganationen MNO4 - haben eine purpurrote Farbe

2. Mit Hilfe von Indikatoren werden beispielsweise Säure-Base-Indikatoren in der Neutralisationsreaktion verwendet: Lackmus, Phenolphthalein, Methylorange - organische Verbindungen, die ihre Farbe ändern, wenn sie von einem sauren zu einem alkalischen Medium wechseln.

Indikatoren- organische Farbstoffe, die ihre Farbe ändern, wenn sich der Säuregehalt des Mediums ändert. Schematisch (ohne Zwischenformen) lässt sich das Indikatorgleichgewicht als Säure-Base-Reaktion darstellen

HIn + H2O In - + H3O +

Der Bereich des Farbübergangs des Indikators (Position und Intervall) wird von allen Faktoren beeinflusst, die die Gleichgewichtskonstante bestimmen (Ionenstärke, Temperatur, Fremdstoffe, Lösungsmittel), sowie vom Indikator.

3. Durch Substanz-Zeugnis

Beispiel: Ag+ + Cl - " AgCl $

Ag+ + CrO4" Ag2CrO4$ (leuchtend orange Farbe)

Eine kleine Menge Salz K2CrO4 wird in den Kolben gegeben, wo es zur Bestimmung des Chlorions benötigt wird (Zeugnis). Dann wird die Prüfsubstanz nach und nach aus der Bürette zugegeben, wobei zuerst Chloridionen reagieren und ein weißer Niederschlag (AgCl) entsteht, also PR AgCl<< ПР Ag2Cr O4.

Ein zusätzlicher Tropfen Silbernitrat ergibt also eine leuchtend orange Farbe, da das gesamte Chlor bereits reagiert hat.

Titrationsmethoden.

1. direkte Titration, beim direkte Titration Das Titriermittel wird direkt der zu titrierenden Substanz zugesetzt. Diese Methode ist nur anwendbar, wenn alle oben aufgeführten Anforderungen erfüllt sind.

2. Rücktitration(mit Überschuss), verwendet in einer langsamen Reaktion. Wenn die Reaktionsgeschwindigkeit gering ist, kein Indikator gefunden werden kann oder Nebenwirkungen beobachtet werden, z. B. Verluste des Analyten durch Flüchtigkeit, können Sie die Technik anwenden Rücktitration: Geben Sie einen bekannten Überschuss an Titriermittel T1 zu der zu bestimmenden Substanz, führen Sie die Reaktion zu Ende und ermitteln Sie dann die Menge an nicht umgesetztem Titriermittel, indem Sie es mit einem anderen Reagenz T2 mit einer Konzentration von C2 titrieren. es ist offensichtlich, dass die Menge des Titriermittels T1, gleich der Differenz CT1VT1 = CT2VT2, für den Analyten aufgewendet wird.

3. indirekte Titration (durch Substitution), in der Analyse organischer Verbindungen verwendet. Ist die Reaktion nicht stöchiometrisch oder verläuft sie langsam, so wird die Substituententitration eingesetzt, bei der eine chemische Reaktion des Analyten mit einem Hilfsreagenz durchgeführt und das in äquivalenter Menge erhaltene Produkt mit einem geeigneten Titriermittel titriert wird.

Methoden zum Ausdrücken der Konzentration einer Lösung.

Molare Konzentration - mol / l

1 M - 1 Liter enthält 1 g / mol einer Substanz

Molare Konzentration von Äquivalenten (normale Lösungen) (die Lösung muss eine bestimmte Anzahl von Äquivalentmassen in 1 Liter enthalten).

Das chemische Äquivalent ist die Menge eines Stoffes, die einem g eines Wasserstoffatoms entspricht.

Titer der Lösung T

Titer für die Arbeitssubstanz: https://pandia.ru/text/79/035/images/image004_113.gif" width="133" height="48 src="> [g/ml]

Der Titer der Arbeitssubstanz muss mit dem Umrechnungsfaktor in den Titer des Analyten umgerechnet werden: Tonp = Trab F

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

a - Probe der analysierten Substanz

Standard- und Arbeitslösungen

Ein Titriermittel mit bekannter Konzentration wird als Standardlösung bezeichnet. Je nach Herstellungsverfahren werden primäre und sekundäre Standardlösungen unterschieden. Eine primäre Standardlösung wird hergestellt, indem eine genaue Menge einer chemisch reinen Substanz bekannter stöchiometrischer Zusammensetzung in einem bestimmten Lösungsmittelvolumen gelöst wird. Eine sekundäre Standardlösung wird wie folgt hergestellt: Bereiten Sie eine Lösung mit einer ungefähren Konzentration vor und bestimmen Sie ihre Konzentration (standardisieren) gegen einen geeigneten primären Standard.

Primäre Referenzsubstanzen müssen eine Reihe von Anforderungen erfüllen:

1. Die Zusammensetzung des Stoffes muss genau der chemischen Formel entsprechen. Verunreinigungsgehalt weniger als 0,05 %

2. Die Substanz muss bei Raumtemperatur stabil, nicht hygroskopisch, nicht durch Luftsauerstoff oxidiert, kein Kohlendioxid aufnehmen, nicht flüchtig sein.

3. Die Substanz muss ein ausreichend hohes Molekulargewicht haben, um Wägefehler zu reduzieren.

Zur Herstellung von primären Standardlösungen können Sie Fixanal verwenden - eine Ampulle, in der eine bekannte Menge einer Standardsubstanz oder -lösung versiegelt ist.

Einteilung titrimetrischer Analysemethoden

Analytische Chemie

Methoden der titrimetrischen Analyse können nach der Art der chemischen Reaktion, die der Bestimmung von Substanzen zugrunde liegt, und nach der Titrationsmethode eingeteilt werden.

Die bei der titrimetrischen Analyse verwendeten Reaktionen sind naturgemäß von verschiedener Art - Ionenkombinationsreaktionen und Oxidations-Reduktions-Reaktionen. Dementsprechend lassen sich titrimetrische Bestimmungen in folgende Hauptmethoden einteilen: Säure-Base-Titration (Neutralisation), Fällungs- und Komplexierungsverfahren, Oxidations-Reduktions-Verfahren.

Methode der Säure-Base-Titration (Neutralisation). Dazu gehören Definitionen, die auf der Wechselwirkung von Säuren und Basen beruhen, d.h. zur Neutralisationsreaktion:

Die Methode der Säure-Base-Titration (Neutralisation) bestimmt die Menge an Säuren (Alkalimetrie) oder Basen (Azidimetrie) in einer gegebenen Lösung, die Menge an Salzen schwacher Säuren und schwacher Basen sowie Substanzen, die mit diesen Salzen reagieren. Durch die Verwendung von nichtwässrigen Lösungsmitteln (Alkohole, Aceton etc.) konnte das Spektrum der mit dieser Methode bestimmbaren Substanzen erweitert werden.

Methoden der Fällung und Komplexierung. Dazu gehören titrimetrische Bestimmungen, die auf der Ausfällung eines Ions in Form einer schwerlöslichen Verbindung oder seiner Bindung zu einem schwer dissoziierten Komplex beruhen.

Methoden der Oxidation - Rückgewinnung (Redoximetrie). Diese Verfahren basieren auf Oxidations- und Reduktionsreaktionen. Sie werden üblicherweise nach der verwendeten titrierten Reagenzlösung benannt, zum Beispiel:

Permanganatometrie, die Oxidationsreaktionen mit Kaliumpermanganat KMnO4 verwendet;

Jodometrie, die Oxidationsreaktionen mit Jod oder Reduktion mit I-Ionen verwendet;

Bichromatometrie, die Oxidationsreaktionen mit Kaliumdichromat K2Cr2O7 verwendet;

Bromatometrie, die die Oxidationsreaktionen mit Kaliumbromat KBrO3 nutzt.

Zu den Oxidations-Reduktionsverfahren gehören auch Cerimetrie (Oxidation mit Ce4+-Ionen), Vanadatometrie (Oxidation mit VO3-Ionen), Titanometrie (Reduktion mit T13+-Ionen). Je nach Titrationsverfahren werden die folgenden Verfahren unterschieden.

Direkte Titrationsmethode. Dabei wird das zu bestimmende Ion mit einer Reagenzlösung titriert (oder umgekehrt).

Ersatzmethode. Diese Methode wird verwendet, wenn es aus irgendeinem Grund schwierig ist, den Äquivalenzpunkt zu bestimmen, z. B. beim Arbeiten mit instabilen Substanzen usw.

Rücktitrationsmethode (Titration nach Rückstand). Diese Methode wird verwendet, wenn kein geeigneter Indikator verfügbar ist oder wenn die Hauptreaktion nicht sehr schnell abläuft. Beispielsweise wird zur Bestimmung von CaCO3 eine Substanzprobe mit einem Überschuss an titrierter Salzsäurelösung behandelt:

Unabhängig davon, welche Methode zur Bestimmung verwendet wird, wird immer angenommen:

1) genaue Messung der Volumina einer oder beider Reaktionslösungen;

2) das Vorhandensein einer titrierten Lösung, mit der die Titration durchgeführt wird;

3) Berechnung der Ergebnisse der Analyse.

Bevor wir also auf die einzelnen Methoden der titrimetrischen Analyse eingehen, sei demnach auf die Volumenmessung, Konzentrationsberechnung und Herstellung titrierter Lösungen sowie auf Berechnungen für titrimetrische Bestimmungen eingegangen.

Äquivalenzpunkt

Äquivalenzpunkt (in der titrimetrischen Analyse) – der Moment der Titration, wenn die Anzahl der Äquivalente des zugesetzten Titriermittels gleich oder gleich der Anzahl der Äquivalente des Analyten in der Probe ist. In manchen Fällen werden mehrere Äquivalenzpunkte hintereinander beobachtet, zB bei der Titration mehrbasiger Säuren oder bei der Titration einer Lösung, in der mehrere zu bestimmende Ionen vorliegen.

Die Darstellung der Titrationskurve hat einen oder mehrere Wendepunkte, die Äquivalenzpunkten entsprechen.

Der Endpunkt einer Titration (ähnlich dem Äquivalenzpunkt, aber nicht derselbe) ist der Punkt, an dem der Indikator bei einer kolorimetrischen Titration die Farbe ändert.

Methoden zur Bestimmung des Äquivalenzpunktes

Verwendung von Indikatoren

Das sind Stoffe, die durch chemische Prozesse ihre Farbe verändern. Säure-Base-Indikatoren wie Phenolphthalein ändern ihre Farbe in Abhängigkeit vom pH-Wert der Lösung, in der sie sich befinden. Redox-Indikatoren ändern ihre Farbe nach einer Potentialänderung des Systems und werden daher bei Redox-Titrationen verwendet. Vor Beginn der Titration werden einige Tropfen des Indikators zur Testlösung gegeben und das Titriermittel zugetropft. Sobald die Lösung nach dem Indikator ihre Farbe ändert, wird die Titration abgebrochen, dieser Moment ist ungefähr der Äquivalenzpunkt.

Indikatorauswahlregel - Beim Titrieren wird ein Indikator verwendet, der seine Farbe in der Nähe des Äquivalenzpunktes ändert, d.h. das Übergangsintervall der Farbe des Indikators sollte möglichst mit dem Titrationssprung zusammenfallen.

Potentiometrie

In diesem Fall wird ein Gerät verwendet, um das Elektrodenpotential der Lösung zu messen. Wenn der Äquivalenzpunkt erreicht ist, ändert sich das Potential der Arbeitselektrode dramatisch.

Mit pH-Metern

Ein pH-Meter ist im Wesentlichen auch ein Potentiometer, das eine Elektrode verwendet, deren Potential vom Gehalt an H+-Ionen in der Lösung abhängt, dies ist ein Beispiel für die Verwendung einer ionenselektiven Elektrode. Auf diese Weise kann die pH-Änderung während des gesamten Titrationsprozesses überwacht werden. Wenn der Äquivalenzpunkt erreicht ist, ändert sich der pH-Wert dramatisch. Diese Methode ist genauer als die Titration mit Säure-Base-Indikatoren und kann leicht automatisiert werden.

Leitfähigkeit

Die Leitfähigkeit einer Elektrolytlösung hängt von den darin enthaltenen Ionen ab. Während einer Titration ändert sich die Leitfähigkeit oft erheblich (z. B. bei einer Säure-Base-Titration interagieren die H+- und OH−-Ionen, um ein neutrales H2O-Molekül zu bilden, was eine Änderung der Leitfähigkeit der Lösung bewirkt). Die Gesamtleitfähigkeit der Lösung hängt auch von anderen vorhandenen Ionen (z. B. Counterinen) ab, die unterschiedliche Beiträge dazu leisten. Sie wiederum hängt von der Mobilität jedes Ions und von der Gesamtkonzentration der Ionen (Ionenstärke) ab. In dieser Hinsicht ist es viel schwieriger, die Änderung der Leitfähigkeit vorherzusagen als sie zu messen.

Farbwechsel

Bei manchen Reaktionen tritt auch ohne Zugabe eines Indikators ein Farbumschlag auf. Dies wird am häufigsten bei Redox-Titrationen beobachtet, wenn die Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte in verschiedenen Oxidationsstufen unterschiedliche Farben aufweisen.

Niederschlag

Bildet sich während der Reaktion ein unlöslicher Feststoff, bildet sich am Ende der Titration ein Niederschlag. Ein klassisches Beispiel für eine solche Reaktion ist die Bildung des schwerlöslichen Silberchlorids AgCl aus Ag+- und Cl−-Ionen. Überraschenderweise bestimmt dies das Ende der Titration nicht genau, weshalb die Fällungstitration am häufigsten als Rücktitration verwendet wird.

Isotherme kalorimetrische Titration

Es wird ein isothermes Titrationskalorimeter verwendet, das den Äquivalenzpunkt durch die vom reagierenden System freigesetzte oder absorbierte Wärmemenge bestimmt. Diese Methode ist beispielsweise bei biochemischen Titrationen wichtig, um zu bestimmen, wie ein Enzymsubstrat an ein Enzym bindet.

Thermometrische Titrimetrie

Die thermometrische Titrimetrie ist eine äußerst flexible Technik. Sie unterscheidet sich von der kalorimetrischen Titrimetrie dadurch, dass die Reaktionswärme, die durch ein Absinken oder Ansteigen der Temperatur angezeigt wird, nicht zur Bestimmung der Menge einer in der Messprobe enthaltenen Substanz verwendet wird. Im Gegensatz dazu wird der Äquivalenzpunkt basierend auf dem Bereich bestimmt, in dem die Temperaturänderung auftritt. Je nachdem, ob die Reaktion zwischen Titriermittel und Analyt exotherm oder endotherm verläuft, steigt oder fällt die Temperatur während der Titration entsprechend. Wenn die gesamte Testsubstanz mit dem Titriermittel reagiert hat, kann durch Veränderung des Bereichs, in dem die Temperatur ansteigt oder abfällt, der Äquivalenzpunkt und der Knick in der Temperaturkurve bestimmt werden. Der genaue Äquivalenzpunkt kann durch die zweite Ableitung der Temperaturkurve bestimmt werden: Ein deutlicher Peak zeigt den Äquivalenzpunkt an.

Spektroskopie

Der Äquivalenzpunkt kann durch Messen der Lichtabsorption der Lösung während der Titration bestimmt werden, wenn das Spektrum des Produkts, Titriermittels oder Analyten bekannt ist. Aus dem relativen Gehalt von Reaktionsprodukt und Testsubstanz lässt sich der Äquivalenzpunkt bestimmen. Allerdings kann das Vorhandensein von freiem Titriermittel (das den Abschluss der Reaktion anzeigt) bei sehr niedrigen Werten nachgewiesen werden.

Amperometrie

Eine Methode, mit der Sie den Äquivalenzpunkt anhand der Stromstärke bei einem bestimmten Potential bestimmen können. Die Größe des Stroms aufgrund der Oxidations-/Reduktionsreaktion der Testsubstanz oder des Produkts an der Arbeitselektrode hängt von ihrer Konzentration in der Lösung ab. Der Äquivalenzpunkt entspricht einer Änderung der Größe des Stroms. Diese Methode ist am nützlichsten, wenn es notwendig ist, den Verbrauch an Titriermittel zu reduzieren, zum Beispiel beim Titrieren von Halogeniden mit Ag+-Ionen.

Direkt- und Rücktitration.

Bei der einfachsten Variante der Titration interagiert der Analyt direkt mit dem Titriermittel. Die Analytmenge wird aus der molaren Konzentration des Titriermittels, seinem zum Erreichen des Äquivalenzpunkts erforderlichen Volumen und der Stöchiometrie der Reaktion zwischen Analyt und Titriermittel berechnet.

Bei einer Rücktitration interagiert der Analyt nicht mit dem Titriermittel, sondern mit einem anderen im Überschuss vorhandenen Reagenz. Der Überschuss wird dann durch Titration bestimmt. Wenn die Anfangsmenge des Reagenzes bekannt ist und ihr Überschuss bestimmt wird, dann ist die Differenz zwischen ihnen die Menge des Reagenzes, die in die Reaktion mit dem Analyten eingegangen ist.

Die Rücktitration wird beispielsweise verwendet, wenn die Gleichgewichtskonstante der direkten Titrationsreaktion zu klein ist. Weitere Gründe für die Rücktitration sind das Fehlen einer geeigneten Indikationsmethode oder die unzureichende Reaktionsgeschwindigkeit bei der direkten Titration.

Substitutionstitration.

Der analysierten Lösung, die die zu bestimmenden Metallionen enthält, wird der Magnesiumkomplex MgY2- zugesetzt. weil ist es weniger stabil als der Komplex des zu bestimmenden Metallions mit dem Complexon, dann findet eine Substitutionsreaktion statt und das Mg2+-Ion wird freigesetzt.

Dann wird das Mg2+-Ion mit Complexon III in Gegenwart von Eriochromschwarz T titriert.

Anhand des zur Titration eingesetzten Volumens an EDTA wird die Masse des zu bestimmenden Metallions berechnet. Diese Titrationsmethode ist nur möglich, wenn die Komplexverbindungen der analysierten Metalle stabiler sind als der Magnesiumkomplex.

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Planen

1. Essenz der Fällungstitration

2. Argentometrische Titration

3. Thiocyanatometrische Titration

4. Anwendung der Fällungstitration

4.1 Herstellung einer standardisierten Silbernitratlösung

4.2 Herstellung einer standardisierten Ammoniumthiocyanatlösung

4.3 Bestimmung des Chlorgehaltes einer Probe nach Volhard

4.4 Bestimmung des Gehalts an Natriumtrichloracetat in einem technischen Produkt

1. Die Essenz des NiederschlagsTitration

Das Verfahren kombiniert titrimetrische Bestimmungen, die auf den Reaktionen der Niederschlagsbildung schwerlöslicher Verbindungen basieren. Für diese Zwecke sind nur bestimmte Reaktionen geeignet, die bestimmte Bedingungen erfüllen. Die Reaktion muss streng nach der Reaktionsgleichung und ohne Nebenprozesse ablaufen. Der resultierende Niederschlag sollte praktisch unlöslich sein und ziemlich schnell ausfallen, ohne dass übersättigte Lösungen gebildet werden. Außerdem ist es notwendig, den Endpunkt der Titration mit Hilfe eines Indikators bestimmen zu können. Schließlich müssen die Phänomene der Adsorption (Kopräzipitation) bei der Titration so schwach ausgeprägt sein, dass das Ergebnis der Bestimmung nicht verfälscht wird.

Die Namen der einzelnen Fällverfahren leiten sich von den Namen der verwendeten Lösungen ab. Die Methode, bei der eine Silbernitratlösung verwendet wird, wird Argentometrie genannt. Diese Methode bestimmt den Gehalt an C1~- und Br~-Ionen in neutralen oder leicht alkalischen Medien. Die Thiocyanatometrie basiert auf der Verwendung einer Lösung von Ammoniumthiocyanat NH 4 SCN (bzw. Kalium KSCN) und dient der Spurenbestimmung von C1- und Br~, jedoch bereits in stark alkalischen und sauren Lösungen. Es wird auch verwendet, um den Silbergehalt in Erzen oder Legierungen zu bestimmen.

Die aufwendige argentometrische Methode zur Bestimmung von Halogenen wird nach und nach durch die mercurometrische Methode ersetzt. In letzterem wird eine Lösung von Quecksilbernitrat (I) Hg 2 (NO 3) 2 verwendet.

Betrachten wir die argentometrische und die thiocyanatometrische Titration genauer.

2. Argentometrische Titration

Das Verfahren beruht auf der Reaktion der Fällung von C1~- und Br~-Ionen durch Silberkationen unter Bildung schwerlöslicher Halogenide:

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

In diesem Fall wird eine Silbernitratlösung verwendet. Wenn die Substanz auf Silbergehalt analysiert wird, wird eine Lösung aus Natrium- (oder Kalium-) Chlorid verwendet. Titrationslösung Medikament

Titrationskurven sind für das Verständnis der Methode der Argentometrie von großer Bedeutung. Betrachten Sie als Beispiel den Fall einer Titration von 10,00 ml 0,1 N. Kochsalzlösung 0,1 N. eine Lösung von Silbernitrit (ohne Berücksichtigung der Volumenänderung der Lösung).

Vor Beginn der Titration entspricht die Konzentration der Chloridionen in der Lösung der Gesamtkonzentration an Natriumchlorid, d. H. 0,1 mol / l oder \u003d -lg lO-i \u003d 1.

Wenn 9,00 ml einer Silbernitratlösung zu der zu titrierenden Natriumchloridlösung gegeben werden und 90% der Chloridionen ausgefällt werden, nimmt ihre Konzentration in der Lösung um den Faktor 10 ab und wird gleich N0 ~ 2 mol / l. und pC1 ist gleich 2. Da der Wert nPAgci= IQ- 10 ist, ist die Konzentration der Silberionen in diesem Fall:

10. / [C1-] \u003d 10-10 / 10-2 \u003d 10-8 M ol / l ODER pAg \u003d - lg \u003d - IglO-s \u003d 8.

In ähnlicher Weise werden alle anderen Punkte berechnet, um die Titrationskurve zu zeichnen. Am Äquivalenzpunkt pCl=pAg= = 5 (siehe Tabelle).

Tabelle Änderung von pC\ und pAg während der Titration von 10,00 ml 0,1 N. Kochsalzlösung 0,1 N. Silbernitratlösung

AgNO 3 -Lösung zugegeben,
9,99 10,00 (Äquiv. Punkt) 10.01	yu-4 yu-5 yu-6.	yu- 6 yu- 5 yu-*

Das Sprungintervall bei der argentometrischen Titration hängt von der Konzentration der Lösungen und vom Wert des Löslichkeitsprodukts des Niederschlags ab. Je kleiner der aus der Titration resultierende PR-Wert der Verbindung ist, desto größer ist das Sprungintervall auf der Titrationskurve und desto einfacher lässt sich der Endpunkt der Titration mit einem Indikator festlegen.

Am gebräuchlichsten ist die argentometrische Chlorbestimmung nach Mohr. Seine Essenz besteht in der direkten Titration einer Flüssigkeit mit einer Silbernitratlösung mit einem Kaliumchromatindikator, bis ein weißer Niederschlag braun wird.

Mohrs Methodenindikator - eine Lösung von K2CrO 4 ergibt einen roten Niederschlag von Silberchromat Ag 2 CrO 4 mit Silbernitrat, aber die Löslichkeit des Niederschlags (0,65-10 ~ 4 E / l) ist viel größer als die Löslichkeit von Silberchlorid ( 1,25X _X10 ~ 5 E/l). Daher tritt beim Titrieren mit einer Silbernitratlösung in Gegenwart von Kaliumchromat erst nach Zugabe eines Überschusses an Ag + -Ionen ein roter Silberchromatniederschlag auf, wenn alle Chloridionen bereits ausgefällt sind. Dabei wird der analysierten Flüssigkeit immer eine Silbernitratlösung zugesetzt und nicht umgekehrt.

Die Einsatzmöglichkeiten der Argentometrie sind eher begrenzt. Es wird nur beim Titrieren von neutralen oder leicht alkalischen Lösungen (pH 7 bis 10) verwendet. Im sauren Milieu löst sich der Silberchromatniederschlag auf.

In stark alkalischen Lösungen zersetzt sich Silbernitrat unter Freisetzung des unlöslichen Oxids Ag 2 O. Die Methode ist auch für die Analyse von Lösungen, die das NH ^ -Ion enthalten, ungeeignet, da in diesem Fall ein Ammoniakkomplex mit dem Ag + -Kation + - gebildet wird. Die analysierte Lösung sollte kein Ba 2+ , Sr 2+ , Pb 2+ , Bi 2+ und andere Ionen enthalten, die mit Kaliumchromat ausfallen. Nichtsdestotrotz ist die Argentometrie für die Analyse farbloser Lösungen geeignet, die C1~- und Br-Ionen enthalten.

3. Thiocyanatometrische Titration

Die thiocyanatometrische Titration basiert auf der Fällung von Ag+ (oder Hgl+)-Ionen mit Thiocyanaten:

Ag+ + SCN- = AgSCN|

Die Bestimmung erfordert eine Lösung von NH 4 SCN (oder KSCN). Ag+ oder Hgi + durch direkte Titration mit einer Thiocyanatlösung bestimmen.

Die thiocyanatometrische Bestimmung von Halogenen erfolgt nach der sogenannten Volhard-Methode. Seine Essenz kann in Diagrammen ausgedrückt werden:

Cl– + Ag+ (Überschuss) –* AgCl + Ag+ (Rückstand), Ag+ (Rückstand) + SCN~ → AgSCN

Mit anderen Worten wird ein Überschuss einer titrierten Silbernitratlösung zu einer Flüssigkeit gegeben, die C1~ enthält. Anschließend wird der AgNO 3 -Rückstand mit einer Thiocyanatlösung zurücktitriert und das Ergebnis berechnet.

Volhards Methodenindikator ist eine gesättigte Lösung von NH 4 Fe (SO 4 ) 2 - 12H 2 O. Solange Ag + -Ionen in der titrierten Flüssigkeit vorhanden sind, binden die zugesetzten SCN ~ -Anionen an die Ausfällung von AgSCN, treten aber nicht in Wechselwirkung mit Fe 3+ -Ionen. Nach dem Äquivalenzpunkt verursacht jedoch der geringste Überschuss an NH 4 SCN (oder KSCN) die Bildung von blutroten Ionen 2 + und +. Dadurch ist es möglich, den äquivalenten Punkt zu bestimmen.

Thiocyanatometrische Definitionen werden häufiger verwendet als argentometrische. Die Anwesenheit von Säuren stört die Volhard-Titration nicht und trägt sogar zu genaueren Ergebnissen bei, da das saure Medium die Hydrolyse des Fe**-Salzes hemmt. Die Methode ermöglicht die Bestimmung des C1~-Ions nicht nur in Laugen, sondern auch in Säuren. Die Bestimmung stört nicht die Anwesenheit von Ba 2+ , Pb 2+ , Bi 3+ und einigen anderen Ionen. Enthält die analysierte Lösung jedoch Oxidationsmittel oder Quecksilbersalze, dann wird die Anwendung der Volhard-Methode unmöglich: Oxidationsmittel zerstören das SCN-Ion, und das Quecksilberkation fällt es aus.

Die alkalische Prüflösung wird vor der Titration mit Salpetersäure neutralisiert, da sonst die im Indikator enthaltenen Fe 3+ -Ionen Eisen(III)-hydroxid ausfällen.

4. Anwendung der Fällungstitration

4.1 Herstellung einer standardisierten Silbernitratlösung

Die primären Standards zur Standardisierung von Silbernitratlösungen sind Natrium- oder Kaliumchloride. Bereiten Sie eine Standardlösung aus Natriumchlorid und etwa 0,02 N vor. Silbernitratlösung, die zweite Lösung gemäß der ersten standardisieren.

Herstellung einer Standard-Natriumchloridlösung. Aus chemisch reinem Salz wird eine Lösung von Natriumchlorid (oder Kaliumchlorid) hergestellt. Die Äquivalentmasse von Natriumchlorid entspricht seiner Molmasse (58,45 g/mol). Theoretisch für die Zubereitung von 0,1 l 0,02 N. Lösung erfordert 58,45-0,02-0,1 \u003d 0,1169 g NaCl.

Ca. 0,12 g Kochsalz auf Analysenwaage entnehmen, in einen 100-ml-Messkolben überführen, lösen, mit Wasser auf die Marke auffüllen, gut mischen. Berechnen Sie Titer und Normalkonzentration der Natriumchlorid-Stammlösung.

Zubereitung von 100 ml ca. 0,02 N. Silbernitratlösung. Silbernitrat ist ein knappes Reagenz, und normalerweise haben seine Lösungen eine Konzentration von nicht mehr als 0,05 N. Für diese Arbeit ist 0,02 n gut geeignet. Lösung.

Bei der argentometrischen Titration ist die Äquivalentmasse von AgN0 3 gleich der Molmasse, also 169,9 g/mol. Daher 0,1 l 0,02 n. Die Lösung sollte 169,9-0,02-0,1 \u003d 0,3398 g AgNO 3 enthalten. Allerdings ist es nicht sinnvoll, genau so eine Probe zu entnehmen, da handelsübliches Silbernitrat immer Verunreinigungen enthält. Wiegen Sie auf einer technochemischen Waage ungefähr 0,34 - 0,35 g Silbernitrat ab; In einem Messkolben mit einem Fassungsvermögen von 100 ml eine Lösung in einer kleinen Menge Wasser einwiegen und das Volumen mit Wasser auffüllen, die Lösung im Kolben aufbewahren, in schwarzes Papier einwickeln und in eine dunkle Glasflasche füllen der Schwefelnitratlösung mit Kochsalz, Silber und bereite sie für die Titration vor. Pipette mit Kochsalzlösung spülen und 10,00 ml der Lösung in einen Erlenmeyerkolben überführen. 2 Tropfen gesättigte Kaliumchromatlösung zugeben und unter Rühren vorsichtig tropfenweise mit Silbernitratlösung titrieren. Stellen Sie sicher, dass sich die Mischung mit einem Tropfen Silbernitrat von gelb nach rötlich verfärbt. Nachdem Sie die Titration 2-3 Mal wiederholt haben, nehmen Sie den Durchschnitt der konvergenten Messwerte und berechnen Sie die normale Konzentration der Silbernitratlösung.

Nehmen wir an, dass zur Titration 10,00 ml 0,02097 N. Kochsalzlösung gingen durchschnittlich 10,26 ml Silbernitratlösung ein. Dann

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

Wenn der Gehalt an C1 ~ in der Probe bestimmt werden soll, wird zusätzlich der Titer der Silbernitratlösung in Chlor berechnet: T, - \u003d 35,46-0, ml Silbernitratlösung entspricht 0,0007244 g von titriertem Chlor.

4.2 Herstellung einer standardisierten Ammoniumthiocyanatlösungich

Eine Lösung von NH 4 SCN oder KSCN mit genau bekanntem Titer kann nicht durch Auflösen einer Probe hergestellt werden, da diese Salze sehr hygroskopisch sind. Bereiten Sie daher eine Lösung mit ungefähr normaler Konzentration vor und stellen Sie diese auf eine standardisierte Silbernitratlösung ein. Der Indikator ist eine gesättigte Lösung von NH 4 Fe (SO 4 ) 2 - 12H 2 O. Um die Hydrolyse des Fe-Salzes zu verhindern, wird dem Indikator selbst und der analysierten Lösung vor der Titration 6 N zugesetzt. Salpetersäure.

Zubereitung von 100 ml ca. 0,05 N. Ammoniumthiocyanat-Lösung. Die Äquivalentmasse von NH4SCN ist gleich seiner Molmasse, also 76,12 g/mol. Daher 0,1 l 0,05 n. die Lösung sollte 76.12.0.05-0.1 = 0,3806 g NH 4 SCN enthalten.

Eine Probe von etwa 0,3–0,4 g auf einer Analysenwaage entnehmen, in einen 100-ml-Kolben überführen, lösen, das Volumen der Lösung mit Wasser bis zur Marke verdünnen und mischen.

Standardisierung von Ammoniumthiocyanatlösung durch Silbernitrat. Bereiten Sie eine Bürette für die Titration mit der NH 4 SCN-Lösung vor. Pipette mit Silbernitratlösung spülen und 10,00 ml davon in einen Erlenmeyerkolben abmessen. 1 ml NH 4 Fe(SO 4 ) 2 -Lösung (Indikator) und 3 ml zugeben. 6 k. Salpetersäure. Gießen Sie die NH 4 SCN-Lösung langsam unter ständigem Rühren aus der Bürette. Stoppen Sie die Titration, wenn eine braun-rosa 2+-Farbe erscheint, die durch kräftiges Schütteln nicht verschwindet.

Wiederholen Sie die Titration 2-3 Mal, bilden Sie den Durchschnitt der konvergenten Messwerte und berechnen Sie die normale Konzentration von NH 4 SCN.

Nehmen Sie an, dass für die Titration 10,00 ml 0,02043 N. Silbernitratlösung gingen durchschnittlich 4,10 ml NH 4 SCN-Lösung ein.

4.3 DefinitionInhaltChlor in der Probe nach Folgard

Volhard-Halogen werden durch Rücktitration des Silbernitratrückstands mit einer Lösung von NH 4 SCN bestimmt. Eine genaue Titration ist hier jedoch nur unter der Bedingung möglich, dass Maßnahmen ergriffen werden, um die Reaktion zwischen Silberchlorid und einem Überschuss an Eisenthiocyanat zu verhindern (oder zu verlangsamen):

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

bei dem die zunächst erscheinende Farbe nach und nach verschwindet. Am besten filtriert man den AgCl-Niederschlag ab, bevor man das überschüssige Silbernitrat mit NH 4 SCN-Lösung titriert. Aber manchmal wird der Lösung stattdessen etwas organische Flüssigkeit zugesetzt, sie wird nicht mit Wasser gemischt und isoliert sozusagen den ApCl-Niederschlag von überschüssigem Nitrat.

Definitionsmethode. Nehmen Sie ein Reagenzglas mit einer natriumchloridhaltigen Lösung des Analyten. Eine abgewogene Menge der Substanz wird in einem Messkolben mit einem Fassungsvermögen von 100 ml gelöst und das Volumen der Lösung mit Wasser bis zur Marke aufgefüllt (die Chloridkonzentration in der Lösung sollte nicht mehr als 0,05 N betragen).

10,00 ml der analysierten Lösung in einen Erlenmeyerkolben pipettieren, 3 ml 6N zugeben. Salpetersäure und einen bekannten Überschuss an AgNO 3 -Lösung aus der Bürette zugeben, z. B. 18,00 ml. Dann filtern Sie den Niederschlag von Silberchlorid. Titriere den Silbernitratrückstand mit NH 4 SCN wie im vorherigen Absatz beschrieben. Nachdem Sie die Definition 2-3 Mal wiederholt haben, nehmen Sie den Durchschnitt. Wenn der Niederschlag von Silberchlorid filtriert wird, sollte er gewaschen und die Waschflüssigkeit zum Filtrat gegeben werden.

Nehmen wir an, das Probengewicht sei 0,2254 g. Zu 10,00 ml der analysierten Lösung wurden 18,00 ml 0,02043 N gegeben. Silbernitratlösung. Für die Titration seines Überschusses 5,78 ml * 0,04982 n. NH 4 SCN-Lösung.

Zunächst berechnen wir, welches Volumen 0,02043 n. Silbernitratlösung entspricht 5,78 ml 0,04982 N, die bei der Titration verbraucht wurden. NH 4 SCN-Lösung:

folglich gingen 18,00 - 14,09 = 3,91 ml 0,2043 n zur Ausfällung des C1~-Ions. Silbernitratlösung. Von hier aus ist es einfach, die normale Konzentration der Natriumchloridlösung zu finden.

Da die äquivalente Chlormasse 35,46 g/mol* beträgt, beträgt die Gesamtchlormasse in der Probe:

772 \u003d 0,007988-35,46-0,1 \u003d 0,02832 g.

0,2254 g C1 - 100 %

x \u003d 0,02832-100 / 0,2254 \u003d 12,56%.:

0,02832 > C1 -- x %

Nach der Folgard-Methode wird auch der Gehalt an Br~- und I-Ionen bestimmt. Gleichzeitig ist es nicht erforderlich, Niederschläge von Silberbromid oder -iodid herauszufiltern. Dabei ist jedoch zu berücksichtigen, dass das Fe 3+ -Ion Jodide zu freiem Jod oxidiert. Daher wird der Indikator nach der Ausfällung aller Ionen von I-Silbernitrat zugegeben.

4.4 Bestimmung des TrihlgehaltsÜberNatriumacetat | in einem technischen Präparat (für Chlor)

Technisches Natriumtrichloracetat (TXA) ist ein Herbizid zur Bekämpfung von Schadgräsern. Es ist eine weiße oder hellbraune kristalline Substanz, die in Wasser sehr gut löslich ist. Nach Folgard wird zunächst der Massenanteil von Organochloridverbindungen bestimmt und dann nach der Zerstörung von Chlor. Finden Sie den Massenanteil (%) von Natriumchlortrichloracetat als Differenz.

Bestimmung des Massenanteils (%) von chlororganischen Verbindungen. 2-2,5 g des Arzneimittels genau abwiegen, in einen Messkolben mit einem Fassungsvermögen von 250 ml geben, auflösen, die Lösung mit Wasser bis zur Marke verdünnen, mischen. 10 ml der Lösung in einen Erlenmeyerkolben pipettieren und 5-10 ml konzentrierte Salpetersäure zugeben.

5 oder 10 ml 0,05 N aus der Bürette zugeben. Silbernitratlösung und deren Überschuss mit 0,05 N titrieren. NH 4 SCN-Lösung in Gegenwart von NH 4 Fe(SO 4 ) 2 (Indikator).

Berechnen Sie den Massenanteil (%) von Chlor (x) anorganischer Verbindungen anhand der Formel

(V - l / i) 0,001773-250x100

wobei V das Volumen genau 0,05 n ist. zur Analyse entnommene AgNO 3 -Lösung; Vi – das Volumen beträgt genau 0,05 N. NH 4 SCN-Lösung, die zur Titration von überschüssigem AgNO 3 verwendet wird; t ist eine Probe von Natriumtrichloracetat; 0,001773 ist die Chlormasse, die 1 ml 0,05 N entspricht. AgNO-Lösung. Bestimmung des Massenanteils (%) an Gesamtchlor. 10 ml der zuvor hergestellten Lösung in einen Erlenmeyerkolben geben, 10 ml einer Lösung mit einem Massenanteil von NaOH 30 % und 50 ml Wasser zugeben. Verbinden Sie den Kolben mit einem Rückflusskügelchen und kochen Sie den Inhalt 2 Stunden lang Lassen Sie die Flüssigkeit abkühlen, spülen Sie den Kühler mit Wasser und sammeln Sie das Waschwasser in demselben Kolben. Füge 20 ml verdünnte (1:1) Salpetersäure zu der Lösung hinzu und gieße 30 ml 0,05 N. Silbernitratlösung. Überschüssiges Silbernitrat mit 0,05 N titrieren. NH 4 SCN-Lösung in Gegenwart von NH 4 Fe(SO 4) 2. Berechnen Sie den Massenanteil (%) des Gesamtchlors (xi) mit der obigen Formel. Finden Sie den Massenanteil (%) von Natriumtrichloracetat in der Zubereitung (х^) mithilfe der Formel

x2 \u003d (x1 - x) (185,5 / 106,5),

wobei 185,5 die Molmasse von Natriumtrichloracetat ist; 106,5 ist die Masse an Chlor, die in der Molmasse von Natriumtrichloracetat enthalten ist.

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