Metode titrimetrice de analiză chimică. Tipuri de titrare

Metodele de analiză titrimetrică sunt subdivizate în funcție de opțiunea de titrare și în funcție de acele reacții chimice care sunt selectate pentru a determina substanța (componenta). În chimia modernă, cantitativ și

Tipuri de clasificare

Metodele de analiză titrimetrică sunt selectate pentru o reacție chimică specifică. În funcție de tipul de interacțiune, există o împărțire a determinării titrimetrice în tipuri separate.

Metode de analiza:

  • titrare redox; metoda se bazează pe o modificare a stării de oxidare a elementelor din substanță.
  • Complexarea este o reacție chimică complexă.
  • Titrarea acido-bazică presupune neutralizarea completă a substanțelor care interacționează.

Neutralizare

Titrarea acido-bazică vă permite să determinați cantitatea de acizi anorganici (alcalimetrie), precum și să calculați bazele (acidimetria) în soluția dorită. Această metodă este utilizată pentru determinarea substanțelor care reacţionează cu sărurile. La utilizarea solvenților organici (acetonă, alcool), a devenit posibil să se determine un număr mai mare de substanțe.

complexare

Care este esența metodei de analiză titrimetrică? Se presupune că determină substanțele prin precipitarea ionului dorit ca compus slab solubil sau legarea acestuia într-un complex slab disociat.

redoximetrie

Titrarea redox se bazează pe reacții de reducere și oxidare. În funcție de soluția de reactiv titrată utilizată în chimia analitică, există:

  • permanganatometria, care se bazează pe utilizarea permanganatului de potasiu;
  • iodometria, care se bazează pe oxidarea cu iod, precum și pe reducerea cu ioni de iodură;
  • bicromatometria, care folosește oxidarea cu bicromat de potasiu;
  • bromatometrie bazată pe oxidare cu bromat de potasiu.

Metodele redox de analiză titrimetrică includ procese precum cerimetria, titanometria, vanadometria. Ele implică oxidarea sau reducerea ionilor metalului corespunzător.

După metoda de titrare

Există o clasificare a metodelor de analiză titrimetrică în funcție de metoda de titrare. În varianta directă, ionul de determinat este titrat cu soluția de reactiv selectată. Procesul de titrare în metoda substituției se bazează pe determinarea punctului de echivalență în prezența compușilor chimici instabili. Titrarea reziduurilor (metoda inversă) este utilizată atunci când este dificil de selectat un indicator, precum și atunci când interacțiunea chimică este lentă. De exemplu, la determinarea carbonatului de calciu, o probă dintr-o substanță este tratată cu o cantitate în exces de titrat.

Valoarea analizei

Toate metodele de analiză titrimetrică implică:

  • determinarea precisă a volumului uneia sau fiecăreia dintre substanțele chimice care reacţionează;
  • prezența unei soluții titrate, datorită căreia se efectuează procedura de titrare;
  • dezvăluirea rezultatelor analizei.

Titrarea soluțiilor este baza chimiei analitice, de aceea este important să se ia în considerare principalele operațiuni efectuate în timpul experimentului. Această secțiune este strâns legată de practica zilnică. Neavând idee despre prezența componentelor și impurităților principale într-o materie primă sau produs, este dificil să planificați un lanț tehnologic în industriile farmaceutice, chimice și metalurgice. Fundamentele chimiei analitice sunt aplicate pentru a rezolva probleme economice complexe.

Metode de cercetare în chimia analitică

Această ramură a chimiei este știința determinării unei componente sau substanțe. Fundamentele analizei titrimetrice - metode utilizate pentru a efectua un experiment. Cu ajutorul lor, cercetătorul trage o concluzie despre compoziția substanței, conținutul cantitativ al părților individuale din ea. De asemenea, în cursul analizei analitice este posibil să se identifice gradul de oxidare în care se află partea constitutivă a substanței studiate. La clasificarea chimiei, se ține cont de ce fel de acțiune ar trebui efectuată. Pentru a măsura masa sedimentului rezultat, se utilizează o metodă de cercetare gravimetrică. Când se analizează intensitatea unei soluții, este necesară analiza fotometrică. Mărimea EMF prin potențiometrie determină componentele constitutive ale medicamentului de studiu. Curbele de titrare demonstrează clar experimentul care se desfășoară.

Diviziunea metodelor analitice

Dacă este necesar, în chimia analitică se folosesc metode fizico-chimice, clasice (chimice), precum și metode fizice. În cadrul metodelor chimice, se obișnuiește să se înțeleagă analiza titrimetrică și gravimetrică. Ambele metode sunt clasice, dovedite și utilizate pe scară largă în chimia analitică. presupune determinarea masei substanței dorite sau a componentelor sale constitutive, care sunt izolate în stare pură, precum și sub formă de compuși insolubili. Metoda de analiză volumetrică (titrimetrică) se bazează pe determinarea volumului de reactiv consumat într-o reacție chimică, luat într-o concentrație cunoscută. Există o împărțire a metodelor chimice și fizice în grupuri separate:

  • optic (spectral);
  • electrochimic;
  • radiometric;
  • cromatografic;
  • spectrometric de masă.

Specificul cercetării titrimetrice

Această ramură a chimiei analitice implică măsurarea cantității de reactiv care este necesară pentru a efectua o reacție chimică completă cu o cantitate cunoscută de substanță dorită. Esența tehnicii este că un reactiv cu o concentrație cunoscută este adăugat prin picurare la o soluție a substanței de testat. Adăugarea sa continuă până când cantitatea sa este echivalentă cu cantitatea de analit care reacţionează cu acesta. Această metodă permite calcule cantitative de mare viteză în chimia analitică.

Omul de știință francez Gay-Lusac este considerat fondatorul tehnicii. Substanța sau elementul determinat într-o probă dată se numește substanța care se determină. Printre aceștia pot fi ioni, atomi, grupări funcționale, radicali liberi asociați. Reactivii sunt numiți gazoși, lichizi, care reacționează cu o anumită substanță chimică. Procesul de titrare constă în adăugarea unei soluții la alta în timp ce se amestecă constant. O condiție prealabilă pentru implementarea cu succes a procesului de titrare este utilizarea unei soluții cu o concentrație specificată (titrant). Pentru calcule, adică se folosește numărul de echivalenți gram ai unei substanțe conținute în 1 litru de soluție. Curbele de titrare sunt construite după calcule.

Compușii sau elementele chimice interacționează între ei în cantități de greutate bine definite corespunzătoare echivalenților lor gram.

Opțiuni pentru prepararea unei soluții titrate prin cântărirea substanței inițiale

Ca primă metodă de preparare a unei soluții cu o anumită concentrație (un anumit titru), se poate lua în considerare dizolvarea unei probe din masa exactă în apă sau alt solvent, precum și diluarea soluției preparate la volumul necesar. Titrul reactivului rezultat poate fi determinat din masa cunoscută a compusului pur și din volumul soluției preparate. Această tehnică este utilizată pentru a prepara soluții titrate ale acelor substanțe chimice care pot fi obținute în formă pură, a căror compoziție nu se modifică în timpul depozitării pe termen lung. Pentru cantarirea substantelor folosite se folosesc sticle cu capac inchis. Această metodă de preparare a soluțiilor nu este potrivită pentru substanțele cu higroscopicitate crescută, precum și pentru compușii care intră în interacțiune chimică cu monoxidul de carbon (4).

A doua tehnologie de preparare a solutiilor titrate se foloseste la intreprinderile chimice specializate, in laboratoare speciale. Se bazează pe utilizarea unor compuși solizi puri cântăriți în cantități exacte, precum și pe utilizarea unor soluții cu o anumită normalitate. Substanțele sunt plasate în fiole de sticlă, apoi sunt sigilate. Acele substanțe care se află în interiorul fiolelor de sticlă se numesc fixanale. În timpul experimentului direct, fiola cu reactiv este spartă peste o pâlnie, care are un dispozitiv de perforare. Apoi, întreaga componentă este transferată într-un balon cotat, apoi prin adăugarea de apă se obține volumul necesar al soluției de lucru.

Pentru titrare se folosește și un anumit algoritm de acțiuni. Biureta este umplută cu soluție de lucru gata făcută până la marcajul zero, astfel încât să nu existe bule de aer în partea inferioară. Apoi, soluția analizată se măsoară cu o pipetă, apoi se pune într-un balon conic. Adăugați câteva picături de indicator. Treptat, soluția de lucru este adăugată prin picurare la soluția finită din biuretă, iar schimbarea culorii este monitorizată. Când apare o culoare stabilă, care nu dispare după 5-10 secunde, se apreciază finalizarea procesului de titrare. Apoi treceți la calcule, calcularea volumului soluției uzate cu o concentrație dată, trageți concluzii din experiment.

Concluzie

Analiza titrimetrică vă permite să determinați compoziția cantitativă și calitativă a analitului. Această metodă de chimie analitică este necesară pentru diverse industrii, este utilizată în medicină, farmaceutică. Atunci când alegeți o soluție de lucru, este necesar să se țină seama de proprietățile sale chimice, precum și de capacitatea de a forma compuși insolubili cu substanța studiată.

Trimiteți-vă munca bună în baza de cunoștințe este simplu. Foloseste formularul de mai jos

Studenții, studenții absolvenți, tinerii oameni de știință care folosesc baza de cunoștințe în studiile și munca lor vă vor fi foarte recunoscători.

postat pe http://www.allbest.ru/

Introducere

Titrarea este adăugarea treptată a unei soluții de reactiv titrat (titrant) la soluția analizată pentru a determina punctul de echivalență. Metoda titrimetrică de analiză se bazează pe măsurarea volumului unui reactiv de concentrație exact cunoscută, cheltuit pe reacția de interacțiune cu analitul. Punctul de echivalență este momentul titrarii când se atinge un raport echivalent de reactanți.

Următoarele cerințe se aplică reacțiilor utilizate în analiza volumetrică cantitativă:

1. Reacția trebuie să se desfășoare în conformitate cu ecuația reacției stoichiometrice și trebuie să fie practic ireversibilă. Rezultatul reacției ar trebui să reflecte cantitatea de analit. Constanta de echilibru a reacției trebuie să fie suficient de mare.

2. Reacția trebuie să se desfășoare fără reacții secundare, altfel nu se poate aplica legea echivalentelor.

3. Reacția trebuie să se desfășoare cu o viteză suficient de mare, de ex. in 1-3 secunde. Acesta este principalul avantaj al analizei titrimetrice.

4. Trebuie să existe o modalitate de a fixa punctul de echivalență. Sfârșitul reacției ar trebui determinat destul de ușor și simplu.

Dacă o reacție nu satisface cel puțin una dintre aceste cerințe, nu poate fi utilizată în analiza titrimetrică.

1. sisteme

O trăsătură distinctivă a reacțiilor redox este transferul de electroni între particulele care reacţionează - ioni, atomi, molecule și complexe, în urma cărora starea de oxidare a acestor particule se modifică, de exemplu.

Deoarece electronii nu se pot acumula într-o soluție, două procese trebuie să aibă loc simultan - pierderi și câștiguri, adică procesul de oxidare a unora și reducerea altor particule. Astfel, orice reacție redox poate fi întotdeauna reprezentată ca două semireacții:

aOx1 + bRed2 = aRed1 + boxOx2

Particula de pornire și produsul fiecărei semireacții constituie o pereche sau un sistem redox. În semireacțiile de mai sus, Red1 este conjugat cu Ox1 și Ox2 este conjugat cu Red1.

Potențialul oricărui sistem redox, măsurat în condiții standard față de un electrod de hidrogen, se numește potențial standard (E0) al acestui sistem. Potențialul standard este considerat a fi pozitiv dacă sistemul acționează ca un agent de oxidare și are loc o semireacție de oxidare pe electrodul de hidrogen:

sau negativ dacă sistemul joacă rolul unui agent reducător, iar pe electrodul de hidrogen are loc o semireacție de reducere:

Valoarea absolută a potențialului standard caracterizează „tăria” agentului de oxidare sau a agentului reducător.

Potențialul standard - o valoare termodinamică standardizată - este un parametru fizico-chimic și analitic foarte important care face posibilă evaluarea direcției reacției corespunzătoare și calcularea activităților particulelor care reacţionează în condiții de echilibru.

Pentru a caracteriza sistemul redox în condiții specifice, se utilizează conceptul de potențial real (formal) E0”, care corespunde potențialului stabilit la electrod în această soluție particulară atunci când concentrațiile inițiale ale formelor oxidate și reduse de potențial determinantă. ionii sunt egali cu 1 mol / l și concentrația fixă ​​a tuturor celorlalte componente soluție.

Din punct de vedere analitic, potențialele reale sunt mai valoroase decât potențialele standard, deoarece adevăratul comportament al sistemului este determinat nu de standard, ci de potențialul real, iar acesta din urmă este cel care face posibilă prezicerea cursului o reacție redox în condiții specifice. Potențialul real al sistemului depinde de aciditate, prezența ionilor străini în soluție și poate varia într-un interval larg.

2. Curbetitrare

În metodele titrimetrice, calculul și trasarea unei curbe de titrare face posibilă evaluarea gradului de succes al titrarii și permite alegerea unui indicator. Când se construiește o curbă de titrare redox, potențialul sistemului este reprezentat de-a lungul axei ordonatelor, iar volumul titrantului sau procentul de titrare este reprezentat de-a lungul axei absciselor.

2.1 Influențăconditiititrarepemișcarecurbe

Curba de titrare este construită pe baza valorilor potențialelor redox, prin urmare, toți factorii care afectează potențialul vor afecta forma curbei de titrare și saltul pe ea. Acești factori includ valorile potențialului standard al sistemelor de analiză și titrant, numărul de electroni implicați în semireacții, pH-ul soluției, prezența reactivilor de complexare sau a precipitanților și natura acidului. Cu cât este mai mare numărul de electroni implicați în reacția redox, cu atât curba caracterizează mai plată această titrare. Saltul în titrare este cu atât mai mare, cu atât este mai mare diferența dintre potențialele redox ale agentului oxidant și agentului reducător. Cu o diferență foarte mică în potențialele lor redox, titrarea este imposibilă. Deci titrarea ionilor de Cl- (E = 1,36 V) cu permanganat (E = 1,51) este practic imposibilă. Este adesea necesară extinderea intervalului potențial în care se află săritura dacă este mică. În astfel de cazuri, se recurge la controlul sărituri.

O scădere a concentrației unuia dintre componentele perechii redox afectează semnificativ dimensiunea saltului (de exemplu, cu ajutorul unui reactiv de complexare). Să presupunem că acidul fosforic, fluorurile sau oxalații, care formează complexe cu fierul (III) și nu interacționează cu fierul (II), sunt introduși în soluție, în timp ce potențialul perechii Fe3+/Fe2+ scade. Dacă, de exemplu, datorită reacției de complexare competitivă, concentrația ionilor de Fe3+ în soluție scade cu un factor de 10.000, saltul de potențial pe curba de titrare va începe nu la E = 0,95 V, ci la E = 0,71 V. . Se va termina, ca si pana acum, la E = 1,48V. Astfel, regiunea saltului pe curba de titrare va fi extinsă semnificativ.

Creșterea temperaturii, respectiv, crește potențialul sistemului de titrant și analit.

Deci, atunci când alegeți condițiile optime pentru titrarea redox, trebuie să țineți cont în primul rând de efectul acestora asupra stării sistemului redox și, în consecință, asupra potențialului redox real.

2.2 Definițiepuncteechivalenţă

În metodele de titrare redox, precum și în metodele de interacțiune acid-bază, sunt posibile diferite moduri de indicare a punctului de echivalență.

1. Metodele non-indicatoare sunt aplicabile atunci când se utilizează titranți colorați (soluții de KMnO4, I2), a căror ușoară exces conferă soluției o culoare fixabilă vizual.

2. Metodele indicatoare pot fi chimice dacă sunt utilizați compuși chimici ca indicatori care își schimbă brusc culoarea în apropierea punctului de echivalență (în cadrul saltului pe curba de titrare).

Uneori se folosesc indicatori acido-bazici în metodele de titrare redox: portocaliu de metil, roșu de metil, roșu Congo etc. Acești indicatori la punctul final al titrarii sunt oxidați ireversibil de un exces de agent oxidant și își schimbă culoarea.

Este posibil să se utilizeze indicatori fluorescenți și chemiluminescenți la titrarea agenților reducători cu agenți oxidanți puternici. Indicatorii fluorescenți includ multe substanțe (acridină, eucrizină etc.) care emit în regiunea vizibilă la anumite valori ale pH-ului soluției după iradierea cu radiații ultraviolete. Indicatorii chemiluminescenți sunt substanțe (luminol, lucigenină, siloxen etc.) care emit în regiunea vizibilă a spectrului la punctul final al titrarii datorită proceselor chimice exoterme. Chemiluminiscența se observă în principal în timpul reacțiilor de oxidare cu peroxid de hidrogen, hipocloriți și alți agenți oxidanți. Avantajul indicatorilor fluorescenți și chemiluminiscenți este că pot fi utilizați pentru a titra nu numai soluții transparente și incolore, ci și tulburi sau colorate, pentru care indicatorii redox convenționali nu sunt potriviți pentru titrare.

Metodele indicatoare pot fi și fizico-chimice: potențiometrice, amperometrice, conductometrice etc.

2.3 Redoxindicatori

Pentru a determina punctul de echivalență în redoximetrie, se folosesc diverși indicatori:

1. Indicatori redox (indicatori redox) care își schimbă culoarea atunci când potențialul redox al sistemului se modifică.

2. Indicatori specifici care își schimbă culoarea atunci când apare un exces de titrant sau dispare analitul. Indicatori specifici sunt utilizați în unele cazuri. Deci amidonul este un indicator al prezenței iodului liber, sau mai degrabă a ionilor de triiodură. În prezența amidonului, acesta devine albastru la temperatura camerei. Apariția culorii albastre a amidonului este asociată cu adsorbția pe amilază, care face parte din amidon.

Uneori, tiocianatul de amoniu este utilizat ca indicator la titrarea sărurilor de fier (III); cationii cu ioni formează un compus roșu. La punctul de echivalență, toți ionii sunt reduși la și soluția titrată trece de la roșu la incolor.

Când este titrat cu o soluție de permanganat de potasiu, titrantul în sine joacă rolul unui indicator. La cel mai mic exces de KMnO4, soluția devine roz.

Indicatorii redox sunt împărțiți în: reversibili și ireversibili.

Indicatori reversibile - își schimbă reversibil culoarea atunci când potențialul sistemului se modifică. Indicatori ireversibili - suferă o oxidare sau o reducere ireversibilă, în urma căreia culoarea indicatorului se schimbă ireversibil.

Indicatorii redox există în două forme, oxidați și redusi, cu culoarea unei forme diferită de culoarea celeilalte.

Trecerea indicatorului de la o formă la alta și schimbarea culorii acestuia are loc la un anumit potențial al sistemului (potențial de tranziție). Potențialul indicator este determinat de ecuația Nernst:

Când concentrațiile formelor oxidate și reduse ale indicatorului sunt egale. În același timp, jumătate din moleculele indicator există sub formă oxidată și jumătate în formă redusă. Intervalul de tranziție al indicatorului (IT) se află în raporturile de concentrație ale ambelor forme ale indicatorului de la 1/10 la 10/1.

Când se efectuează o titrare redox, este necesar să se selecteze indicatorul în așa fel încât potențialul indicatorului să se încadreze în saltul de potențial pe curba de titrare. Mulți indicatori de titrare redox sunt acizi sau bazici și își pot schimba comportamentul în funcție de pH-ul mediului.

Unul dintre cei mai faimoși și folosiți indicatori redox este difenilamina:

Forma restaurată a indicatorului este incoloră. Sub acțiunea agenților oxidanți, difenilamina este mai întâi transformată ireversibil în difenilbenzidină incoloră, care este apoi oxidată reversibil în violet de difenilbenzidină albastru-violet.

Indicatorul cu două culori este feroina, care este un complex Fe2+ cu o-fenantrolină

Titrarea prin metoda indicatorului este posibilă dacă pentru o anumită reacție EMF? 0,4V. La EMF = 0,4-0,2V se folosesc indicatori instrumentali.

3. Clasificaremetoderedoxtitrare

Dacă reacția redox decurge nestoichiometric sau nu suficient de rapid, se folosesc metode indirecte de titrare: titrare inversă și titrare de substituție. De exemplu, în determinarea cerimetrice a Fe3+, se utilizează metoda de titrare prin substituție:

Fe3+ +Ti3+ = TiIV + Fe2+ + + CeIV = Fe3+ + Ce3+.3+ nu interferează cu titrarea.

O titrare redox este posibilă dacă în soluție este prezentă o stare de oxidare adecvată a analitului. În caz contrar, înainte de a începe titrarea, este necesar să se efectueze o reducere preliminară (oxidare) la o stare de oxidare adecvată, așa cum se face, de exemplu, atunci când se analizează un amestec de Fe2+ și Fe3+ prin permanganatometrie. Reducerea preliminară (oxidarea) ar trebui să asigure un transfer cantitativ al elementului care este determinat la starea de oxidare dorită.

Reactivul introdus în acest scop ar trebui să fie un astfel de compus, din excesul căruia, înainte de începerea titrarii, să se scape ușor (prin fierbere, filtrare etc.). În unele cazuri, redoximetria este utilizată pentru a determina compuși care nu își schimbă starea de oxidare.

Deci, prin titrare de substituție, se determină ionii de calciu, zinc, nichel, cobalt și plumb în permanganatometrie, acizii tari în iodometrie.

tabelul 1

Metode de titrare redox

Numele metodei

Soluție standard (titrant)

Ecuații pentru semireacții ale sistemului titrant

Caracteristicile metodei

Soluție standard - oxidant

Permanganatometrie

MnO4a+ 8H+ + 5e? = Mn2++ 4H2O MnO4a+ 4H+ + 3e? = MnO2 + 2H2O MnO4+ 2H2O + 3e? = MnO2 + 4OH?

Metodă non-indicatoare, utilizată într-un interval larg de pH

Bromatometrie

BrO3a+ 6H+ + 6e? = Brp+ 3H20

Indicatorul este metil portocaliu. Miercuri - foarte acid

Cerimetrie

Ce4+ + e? = Ce3+

Indicatorul este feroina. Miercuri - foarte acid

Cromatometrie

Cr2O72?+ 14H+ + 6e? = 2Cr3++2H2O

Indicatorul este difenilamina. Miercuri? puternic acid

Nitritometrie

NO2- + 2H+ + e? = NO + H2O

Indicatorul extern este hârtie de amidon iodură. Miercuri? acrişor

Iodometrie

Indicator - amidon

Soluție standard - agent reducător

Ascorbinometria

С6H6O6 +2H+ +2 e? = C6H8O6

Indicatori - albastru de variamină sau tiocianat de potasiu pentru determinarea ionilor Fe3 +. miercuri - acru

Titanometrie

TiO2+ + 2H+ + e? =Ti3+ + H2O

Indicatorul este albastru de metilen. miercuri - acru

Iodometrie

S4O62?+ 2e? = 2S2O32?

Indicatorul este amidon mic. Reactiv auxiliar - KI. Mediu - ușor acid sau neutru

4. permanganatometrie

Permanganatometria este una dintre cele mai frecvent utilizate metode de titrare redox. Ca titrant, se folosește o soluție de permanganat de potasiu, ale cărei proprietăți oxidante pot fi controlate în funcție de aciditatea soluției.

4.1 Particularitățimetodă

Cea mai utilizată în practica analitică este metoda permanganometrică de determinare în medii acide: reducerea MnO4- la Mn2+ este rapidă și stoechiometrică:

O caracteristică a metodei este influența puternică a concentrației ionilor de hidrogen asupra potențialului standard al sistemului MnO4-/Mn2+. Acidul sulfuric este cel mai des folosit la titrare în medii puternic acide. Acizii clorhidric și acizii azotic nu trebuie utilizați, deoarece în prezența lor pot apărea reacții redox concurente. Reducerea ionului permanganat într-un mediu alcalin are loc secvenţial: mai întâi la ionul manganat MnO42-, iar apoi la dioxidul de mangan MnO2:

Cantitativ, reducerea permanganatului într-un mediu alcalin la manganat are loc în prezența unei săruri de bariu. Ba(MnO4)2 este solubil în apă, în timp ce BaMnO4 este insolubil; prin urmare, nu are loc o reducere suplimentară a MnVI din precipitat.

Permanganometric în mediu alcalin, de regulă, se determină compuși organici: formiat, formaldehidă, acizi formic, cinamic, tartric, citric, hidrazină, acetonă etc.

Indicatorul finalului titrarii este culoarea roz pal a excesului de titrant de KMnO4 (o picătură de soluție de titrant 0,004 M dă o culoare vizibilă la 100 ml de soluție). Prin urmare, dacă soluția titrată este incoloră, atingerea punctului de echivalență poate fi judecată după apariția unei culori roz pal în exces față de titrantul KMnO4 în titrarea directă sau prin dispariția culorii în titrarea inversă. La analizarea solutiilor colorate se recomanda folosirea indicatorului de feroina.

Avantajele metodei permanganometrice includ:

1. Posibilitate de titrare cu solutie de KMnO4 in orice mediu (acid, neutru, alcalin).

2. Aplicabilitatea unei soluții de permanganat de potasiu în mediu acid pentru determinarea multor substanțe care nu interacționează cu agenții oxidanți mai slabi.

Alături de avantajele enumerate, metoda permanganatometriei are o serie de dezavantaje:

1. Titrantul KMnO4 este preparat ca standard secundar, deoarece reactivul inițial, permanganatul de potasiu, este greu de obținut în stare chimic pură.

2. Reacțiile care implică MnO4- sunt posibile în condiții strict definite (pH, temperatură etc.).

4.2 Aplicațiemetodă

1. Definiția agenților reducători. Dacă reacția redox dintre agentul de reducere determinat și MnO4- are loc rapid, atunci titrarea se efectuează direct. Așa se determină oxalații, nitriții, peroxidul de hidrogen, fierul (II), ferocianurile, acidul arsenic etc.:

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. Determinarea agenților oxidanți. Se adaugă un exces de soluție standard reducătoare și apoi se titează reziduul acestuia cu soluție de KMnO4 (metoda de titrare inversă). De exemplu, cromații, persulfații, cloriții, clorații și alți agenți oxidanți pot fi determinați prin metoda permanganometrică, acționând mai întâi cu un exces de soluție standard de Fe2+, iar apoi titrarea cantității nereacționate de Fe2+ cu o soluție de KMnO4:

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

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

3. Determinarea substanțelor care nu au proprietăți redox se realizează indirect, de exemplu, prin titrare de substituție. Pentru a face acest lucru, componenta determinată este transformată în forma unui compus cu proprietăți reducătoare sau oxidante, apoi se efectuează titrarea. De exemplu, ionii de calciu, zinc, cadmiu, nichel, cobalt precipită sub formă de oxalați puțin solubili:

M2+ + C2O4- = vMC2O4

Precipitatul se separă din soluție, se spală și se dizolvă în H2SO4:

MC2O4 + H2SO4 = H2C2O4 + MSO4

Apoi H2C2O4 (substituent) este titrat cu soluție de KMnO4:

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

4. Determinarea compușilor organici. O caracteristică distinctivă a reacțiilor compușilor organici cu MnO4- este viteza lor scăzută. Determinarea este posibilă dacă se folosește o metodă indirectă: compusul analizat este pretratat cu un exces de soluție puternic alcalină permanentă și reacția este lăsată să continue pentru perioada de timp necesară. Reziduul de permanganat este titrat cu soluție de oxalat de sodiu:

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

(MnO4-), reziduu în exces

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

titrimetric redox

5. esențășiclasificareprecipitaremetode

Metodele de titrare prin precipitare sunt metode de analiză titrimetrică care utilizează titrant care formează precipitate cu analiții.

Cerințe pentru reacții și analiți:

1. Substanța de determinat trebuie să fie foarte solubilă în apă și trebuie să formeze ioni care ar fi activi în reacțiile de precipitare.

2. Precipitatul obţinut în reacţie trebuie să fie practic insolubil (PR< 10 -8 ? - 10 , S < 10 -5).

3. Rezultatele titrării nu trebuie să fie distorsionate de fenomene de adsorbție (co-precipitare).

4. Precipitațiile ar trebui să aibă loc suficient de rapid (adică nu ar trebui să se formeze soluții suprasaturate).

5. Ar trebui să fie posibilă fixarea punctului de echivalență.

Clasificarea metodelor de titrare a precipitațiilor în funcție de titranții utilizați:

Argentometrie (titrant AgNO3);

Mercurometrie (titrant Hg2(NO3)2);

Tiocianatometrie (titrant NH4SCN);

Sulfatometrie (titrant H2S04, BaCI2);

Cromatometrie (titrant K2Cr04);

Hexacianoferratometrie (titrant K4).

6. Curbetitrareșiloranaliză

Construirea curbelor de titrare se realizează pe baza de calcule conform regulii produsului de solubilitate și, respectiv.

Curba de titrare este construită în coordonate care arată modificarea concentrației ionului care se determină în funcție de volumul titrantului adăugat.

Cu cât saltul de titrare pe curbă este mai mare, cu atât mai multe oportunități pentru alegerea indicatorului adecvat.

Factorii care afectează mărimea saltului pe curbele de titrare a precipitațiilor:

1. Concentrația soluțiilor de titrant și ion țintă Cu cât concentrația este mai mare, cu atât este mai mare saltul pe curba de titrare.

2. Solubilitatea precipitatului care se formează în timpul titrarii (cu cât solubilitatea este mai mică, cu atât saltul de titrare este mai mare).

Dependența saltului de titrare de solubilitatea unui electrolit puțin solubil.

3. Temperatura

Cu cât temperatura este mai mare, cu atât solubilitatea precipitatului este mai mare și saltul în curba de titrare este mai mic. Titrarea se efectuează la temperatura camerei.

4. Forța ionică a soluției

Influența este relativ minoră, deoarece puterea ionică a soluției, în comparație cu alți factori, nu modifică atât de mult solubilitatea precipitatului; totuși, cu cât puterea ionică a soluției este mai mare, cu atât solubilitatea este mai mare și saltul de titrare este mai mic.

7. Argentometrie

Argentometria este o metodă de titrare prin precipitare, care se bazează pe formarea de săruri greu solubile de Argentum:

X - + Ag + \u003d AgX,

unde X - = Cl - , Br - , I - , CN - , SCN - etc.

Titrant: AgNO 3 - soluție standard secundară.

Standardizare: pentru soluția standard primară de clorură de sodiu NaCl:

Indicatorul pentru standardizare este cromat de potasiu 5% K 2 CrO 4 . Titrarea se efectuează până când apare un precipitat brun-roșu de cromat de argentum:

În funcție de metoda de titrare și de indicatorul utilizat, metodele de argentometrie se clasifică în:

Non-indicator: - Metoda Gay-Lussac (metoda ceață egală)

Metodă până la iluminare

Indicator: - metoda lui Mohr

Metoda Faience-Fischer-Khodakov

Metoda Folgard

Mai multă metodă

Titrant: AgNO 3 - sec. std. soluţie.

AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl? + NaNO 3

Indicatorul este cromat de potasiu 5% K 2 CrO 4 (până apare cromat de argentum brun-roșu):

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

Substante determinate: cloruri Cl - , bromuri Br - .

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

Aplicație: determinarea cantitativă a clorurii de sodiu, clorurii de potasiu, bromurii de sodiu, bromurii de potasiu în substanța substanțelor medicamentoase.

Restricții de aplicare:

1. Nu titrați soluțiile acide:

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

2. Este imposibil să titrați în prezența amoniacului și a altor ioni, molecule care pot acționa ca liganzi în raport cu ionii de Argentum în reacții complexe de formare.

3. Este imposibilă titrarea în prezenţa multor cationi (Ba 2+ , Pb 2+ etc.), care formează precipitate colorate cu ionii de cromat CrO 4 2- .

4. Nu titrați în prezența agenților reducători care reacționează cu ionii CrO 4 2- cromat, transformându-i în ioni Cr 3+.

5. Este imposibil de titrat în prezenţa multor anioni (PO 4 3-, AsO 4 3-, AsO 3 3-, S 2- etc.), care formează precipitate colorate de argentum cu ioni de argentum.

Metoda Faience-Fischer-Khodakov

Titrant: AgNO 3 - sec. std. soluţie

Standardizare pentru prima. std. cu o soluție de clorură de sodiu NaCl prin pipetare:

AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl? + NaNO 3

Indicatorul pentru standardizare este o soluție 5% de cromat de potasiu K 2 CrO 4 (până când apare un precipitat brun-roșu de cromat de argentum):

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

Mediu: pH ~ 6,5-10,3 la determinarea clorurilor și pH ~ 2,0-10,3 la determinarea bromurilor și iodurilor.

Indicatori de metodă:

Fluoresceina în determinarea clorurilor;

Eozina în determinarea bromurilor și iodurilor.

Mecanismul de acţiune al indicatorilor: adsorbţia. Indicatorii de adsorbție sunt indicatori a căror adsorbție sau desorbție de către un precipitat este însoțită de o schimbare de culoare în T.E. sau lângă el.

AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl? + NaNO 3

HInd x H + + Ind - .

Conditii de titrare:

1. Aciditatea solutiilor

2. Concentrația soluțiilor care reacţionează

3. Contabilizarea capacității de adsorbție a indicatorilor și ionilor prezenți în soluție.

4. Titrare lângă te ar trebui făcută încet

5. Titrarea cu indicatori de adsorbție se realizează în lumină împrăștiată.

Aplicație: determinarea cantitativă a clorurilor, bromurilor, iodurilor, tiocianaților, cianurilor.

Metoda Folgard

Titrant: AgNO 3 , tiocianat de amoniu sau potasiu NH 4 SCN, KSCN - soluții standard secundare.

Standardizarea AgNO 3 pentru prima. std. Soluție de NaCl prin pipetare:

AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl? + NaNO 3

Indicatorul pentru standardizarea AgNO 3 este o soluție 5% de cromat de potasiu K 2 CrO 4 (până când apare un precipitat brun-roșu de cromat de argentum):

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

Standardizarea NH4SCN, KSCN pentru soluția standard AgNO3:

AgN03 + NH4SCN = AgSCN + NH4NO3

Indicatorul pentru standardizarea tiocianatului de amoniu sau de potasiu sunt sărurile de fer (ІІІ) (de exemplu, NH 4 Fe (SO 4) 2 12H 2 O în prezența acidului azotat):

Fe 3+ + SCN - \u003d 2+

Se titează până când apare o culoare roz slab.

Miercuri: nitrat.

Indicatori de metodă: săruri de fer (ІІІ) NH 4 Fe(SO 4) 2 ?12H 2 O în prezenţa acidului azotat.

Substante determinate: ioni de halogenura, cianuri, tiocianati, sulfuri, carbonati, cromati, oxalati, arseniati etc.

Hal - + Ag + (exces) = AgHal

Ag + (reziduu) + SCN - = AgSCN,

și după punctul de echivalență:

Fe 3+ + SCN - \u003d 2+

(colorație roz-roșu)

La determinarea iodurilor, indicatorul este adăugat la sfârșitul titrarii pentru a evita o reacție paralelă:

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

Beneficiile metodei Volhard - capacitatea de titrare:

În soluții foarte acide;

În prezența multor cationi care au interferat cu determinarea prin metoda Mohr (cationi de bariu, plumbum etc., care au format precipitate colorate de cromați).

8. Mercurometrie

Mercurometria este o metodă de titrare prin precipitare, care se bazează pe utilizarea reacțiilor de formare a sărurilor de mercur (I) Hg 2 2+, greu solubile prin precipitare:

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

Titrant: sec. std. Hg 2 (NO 3) 2 soluție.

Standardizare: pentru soluția standard de NaCl:

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

Indicatori: 1) soluție de tiocianat de fer (ІІІ) (de la roșu la decolorare)

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

Soluție alcoolică 1-2% de difenilcarbazonă (până când apare o culoare albastră).

Pentru a ține seama de volumul de titrant care a fost utilizat pentru a titra indicatorul, titrați o „probă oarbă”:

2) Indicatorul se adaugă înainte de sfârșitul titrarii, deoarece dacă este adăugat mai întâi, poate fi cu mult înainte de t.e. se formează difenilcarbazida de mercur (II) și dă o culoare albastră mai devreme decât este titrată halogenura.

Substante determinate: cloruri si ioduri.

Mediu: foarte acid (poate fi până la 5 mol/l ioni H +).

Dezavantaj: Sărurile de mercur (I) sunt foarte toxice.

9. Sulfametrie

Sulfatometria este o metodă de titrare prin precipitare, care se bazează pe utilizarea reacțiilor de formare a sărurilor puțin solubile - sulfați.

Uneori se distinge barimetria - o metodă de titrare prin precipitare, care se bazează pe utilizarea reacțiilor pentru formarea sărurilor de bariu insolubile.

Metoda se bazează pe reacția de formare a precipitării sulfatului de bariu:

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 Ї

def. substanță titrant

Titrant: sec. std. soluţii H2S04, Ba(NO3)2, BaCl2.

Standardizare: soluţie de H2SO4 cu Na2B4O7 sau Na2CO3 cu metil portocaliu; Ba (NO3)2 și BaCl2 pentru H2SO4 cu nitrocromazo sau ortonil A.

Indicatori: se folosesc indicatori metalocromici (își schimbă culoarea în prezența ionilor metalici) - nitrchromazo (ortanil C), ortanil A. Acești indicatori sunt roz în soluție și violet în prezența cationilor de bariu.

Substanțe determinate în titrare directă:

acid sulfat - conținutul de bariu;

clorură de bariu sau nitrat de bariu - conținut de sulfat.

Concluzie

Dintre metodele titrimetrice de analiză, titrarea redox este larg răspândită, limitele de aplicare ale acestei metode sunt mai largi decât cele ale metodelor acido-bazice sau complexometrice. Datorită varietatii mari de reacții redox, această metodă face posibilă determinarea unui număr mare de substanțe variate, inclusiv a celor care nu prezintă direct proprietăți redox.

Permanganatometria este utilizată pentru a determina oxidabilitatea generală a apei și a solului. În același timp, toate componentele organice (inclusiv acizii humici din sol și apele naturale) reacționează cu ionul MnO4 - într-un mediu acid. Numărul de milimol echivalenți de KMnO4 utilizat pentru titrare este o caracteristică a oxidabilității (prin permanganat).

Permanganatometria este utilizată și pentru analiza compușilor organici ușor oxidabili (aldehide, cetone, alcooli, acizi carboxilici: oxalic, tartric, citric, malic, precum și grupări hidrazo). În industria alimentară, permanganatometria poate fi utilizată pentru a determina conținutul de zahăr din produsele alimentare și din materiile prime, conținutul de nitriți din cârnați.

În industria metalurgică, conținutul de fier în săruri, aliaje, metale, minereuri și silicați este determinat prin permanganatometrie.

Listăliteratură

1. Chimie analitică. Metode chimice de analiză / ed. O.M. Petrukhin. Moscova: Chimie, 1992, 400 p.

2. Vasiliev V.P. Chimie analitică. La 14:00 Partea 1. Metode gravimetrice și titrimetrice de analiză. M.: Şcoala superioară, 1989, 320 p.

3. Fundamentele chimiei analitice. In 2 carti. Carte. 2. Metode de analiză chimică / ed. Yu.A. Zolotova. Moscova: Școala superioară, 2000, 494 p.

Găzduit pe Allbest.ru

...

Documente similare

    Caracteristici distinctive ale reacțiilor redox. Schema unui electrod standard de hidrogen. Ecuația Nernst. Curbele teoretice de titrare. Definirea punctului de echivalență. Indicatori redox, permanganatometrie.

    lucrare de termen, adăugată 05/06/2011

    Clasificarea metodelor de titrare redox. Indicatori de titrare redox. Permanganatometrie, iodometrie și dicromatometrie. Colorarea formei oxidate și reduse. Fixarea punctului de echivalență.

    rezumat, adăugat 23.02.2011

    Caracteristicile metodelor de titrare redox. Cerințe de bază pentru reacții, constantă de echilibru. Caracteristicile tipurilor de titrare redox, indicatorii și curbele acesteia. Pregătirea și standardizarea soluțiilor.

    lucrare de termen, adăugată 25.12.2014

    Clasificarea metodelor de analiză titrametrică. Esența metodei „neutralizării”. Pregătirea soluțiilor de lucru. Calculul punctelor și construcția curbelor pentru titrarea acido-bazică și redox. Avantajele și dezavantajele iodometriei.

    lucrare de termen, adăugată 17.11.2013

    Clasificarea metodelor de titrare redox. Factori care afectează viteza de reacție. Indicatori specifici și redox. Esența permanganatometriei, iodometriei, dicromatometriei. Prepararea soluției de dicromat de potasiu.

    prezentare, adaugat 19.03.2015

    Metoda de titrare acido-bazică: concept și conținut, principalele etape și principii de implementare, cerințe, condiții principale și posibilități de aplicare. Calculul soluțiilor de pH. Construirea curbelor de titrare. Alegerea indicatorului și justificarea acestuia.

    prezentare, adaugat 16.05.2014

    Conceptul analizei titrametrice. Titrarea redox, tipurile și condițiile de reacție. Calculul punctelor curbei de titrare, potențialelor, construcția unei curbe de titrare. Selectarea indicatorului, calcularea erorilor de titrare a indicatorului.

    lucrare de termen, adăugată 06.10.2012

    Metoda titrimetrică de analiză. Teoria metodei bromatometrice de analiză. Tehnica titrarii. Avantajele și dezavantajele metodei bromatometrice. Fenolii. Determinarea fenolului. Reacții chimice utilizate în metodele de titrimetrie.

    lucrare de termen, adăugată 26.03.2007

    Clasificarea titrarii redox; utilizarea sa în analiza farmaceutică, în determinarea oxidabilității apei și a compușilor organici. Luarea în considerare a titrarii redox pe exemplul de cerimetrie. Titrarea unei sări de fier cu sulfat de ceriu.

    lucrare de termen, adăugată 09.12.2012

    Determinarea apei de cristalizare în clorură de bariu. Stabilirea titrului soluției de lucru de acid clorhidric. Metoda de titrare acido-bazică și redox. Determinarea conținutului de ioni dintr-o soluție prin metoda analizei calitative.

Curs 7. Metoda titrimetrică de analiză.

1. Esența metodei titrimetrice de analiză

2. Clasificarea metodelor titrimetrice de analiză

3. Calcule în titrimetrie. Soluții standard și de lucru

4. Erori ale metodei titrimetrice

5. Construirea curbelor de titrare.

Metoda titrimetrică de analiză se bazează pe faptul că substanțele reacționează între ele în cantități echivalente:

Unden1 șin2 cantități de substanță 1 și 2, [ n ]= alunita

UndeCconcentrație echivalentă molară;Vvolumul soluției [V]= l

Atunci, pentru două substanțe care reacţionează stoichiometric, relaţia este adevărată:

Analiza titrimetrică este o metodă de determinare a cantității unei substanțe prin măsurarea exactă a volumului soluțiilor de substanțe care reacţionează între ele.

Titrul- cantitatea de g de substanță conținută în 1 ml de soluție sau echivalent cu substanța de determinat. De exemplu, dacă titrul de H2SO4 este de 0,0049 g/ml, aceasta înseamnă că fiecare ml de soluție conține 0,0049 g de acid sulfuric.

O soluție al cărei titru este cunoscut se numește soluție titrată. Titrare- procesul de adăugare la soluția de testat sau o alicotă dintr-o cantitate echivalentă dintr-o soluție titrată. În acest caz, se folosesc soluții standard - soluții cu o concentrație exactă a unei substanțe (Na2CO3, HCl).

Reacția de titrare trebuie să îndeplinească următoarele cerințe:

1) Reacția trebuie să se desfășoare cantitativ, să fie strict stoichiometrică

2) Reacția trebuie să se desfășoare cu o viteză mare;


3) Reacția trebuie să meargă până la capăt, nu trebuie să existe procese concurente;

4) Pentru o reacție dată, trebuie să existe o modalitate convenabilă de a fixa sfârșitul reacției (punctul de echivalență).

De exemplu, titrare acido-bazică:

HCl + NaOH → NaCl + H2O (indicator metil portocaliu)

Clasificarea metodelor de analiză titrimetrică.

Metodele titrimetrice de analiză pot fi clasificate după mai multe criterii. De exemplu, în funcție de tipul reacției principale care are loc în timpul titrarii:

1) titrare acido-bazică (neutralizare): H3O + + OH - ↔ 2H2O

această metodă determină cantitatea de acid sau alcali din soluția analizată;

a) acidimetrie

b) alcalimetrie

2) titrare redox (redoximetrie):

Ox1 + Roșu2 ↔ Ox2 + Roșu1

a) permanganatometrie (KMnO4);

b) iodometrie (I2);

c) bromatometrie (KBrO3);

d) dicromatometrie (K2Cr2O7);

e) cerimetrie (Ce(SO4)2);

f) vanadometrie (NH4VO3);

g) titanometrie (TiCl3), etc.

3) titrare prin precipitare: Me + X ↔ MeX↓

a) argentometrie Ag+ + Cl - „AgCl $

b) mercurometrie

4) titrare complexometrică Mem+ + nL ↔ m+

a) mercur

b) complexometrie (EDTA)

Sarcina principală a analizei titrimetrice este nu numai utilizarea unei soluții de concentrație exact cunoscută, ci și determinarea corectă a punctului de echivalență. Există mai multe moduri de a fixa un punct de echivalență:

1. În funcție de culoarea ionilor elementului care se determină, de exemplu, ionii de permanganat MNO4 - au o culoare purpurie

2. Cu ajutorul indicatorilor, de exemplu, indicatorii acido-bazici sunt utilizați în reacția de neutralizare: turnesol, fenolftaleină, metil portocală - compuși organici care își schimbă culoarea la trecerea dintr-un mediu acid într-un mediu alcalin.

Indicatori- coloranti organici care isi schimba culoarea cand se schimba aciditatea mediului. Schematic (omitând formele intermediare), echilibrul indicator poate fi reprezentat ca o reacție acido-bazică

HIn + H2O In - + H3O +

Zona de tranziție a culorii indicatorului (poziția și intervalul) este afectată de toți factorii care determină constanta de echilibru (tăria ionică, temperatură, substanțe străine, solvent), precum și de indicator.

3. Prin substanță-martor

Exemplu: Ag+ + Cl - " AgCl $

Ag+ + CrO4" Ag2CrO4$ (culoare portocalie strălucitoare)

În balon se adaugă o cantitate mică de sare K2CrO4 unde este necesară determinarea ionului de clor (martor). Apoi, substanța de testat este adăugată treptat din biuretă, în timp ce ionii de clorură sunt primii care reacţionează și se formează un precipitat alb (AgCl), adică PR AgCl<< ПР Ag2Cr O4.

Astfel, o picătură suplimentară de nitrat de argint va da o culoare portocalie strălucitoare, deoarece tot clorul a reacționat deja.

Metode de titrare.

1. titrare directa, la titrare directă titrantul se adaugă direct la substanța de titrat. Această metodă este aplicabilă numai dacă sunt îndeplinite toate cerințele enumerate mai sus.

2. titrare înapoi(cu exces), folosit într-o reacție lentă. Dacă viteza de reacție este scăzută sau nu este posibil să găsiți un indicator sau se observă efecte secundare, de exemplu, pierderi ale analitului din cauza volatilității, puteți utiliza tehnica titrare înapoi: se adaugă un exces cunoscut de titrant T1 la substanța care urmează să fie determinată, se aduce reacția la sfârșit, apoi se află cantitatea de titrant nereacționat prin titrarea acesteia cu un alt reactiv T2 cu o concentrație de C2. este evident că cantitatea de titrant T1, egală cu diferența CT1VT1 = CT2VT2, este cheltuită pe analit.


3. titrare indirectă (prin substituție), utilizate în analiza compuşilor organici. Dacă reacția este nestoichiometrică sau se desfășoară lent, atunci se utilizează titrarea cu substituenți, pentru care se efectuează o reacție chimică a analitului cu un reactiv auxiliar, iar produsul obținut într-o cantitate echivalentă este titrat cu un titrant adecvat.

Metode de exprimare a concentrației unei soluții.

Concentrația molară - mol/l

1M - 1 litru conține 1 g/mol de substanță

Concentrația molară de echivalenți (soluții normale) (soluția trebuie să conțină un număr dat de mase echivalente în 1 litru).

Echivalentul chimic este cantitatea dintr-o substanță echivalentă cu un g de atom de hidrogen.

Titrul soluției T

Titrul pentru substanța de lucru: https://pandia.ru/text/79/035/images/image004_113.gif" width="133" height="48 src="> [g/ml]

Titrul pentru substanța de lucru trebuie convertit în titrul pentru analit utilizând factorul de conversie: Tonp = Trab F

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

a - proba din substanta analizata

Soluții standard și de lucru

Un titrant cu o concentrație cunoscută se numește soluție standard. După metoda de preparare, se disting soluțiile standard primare și secundare. O soluție standard primară este preparată prin dizolvarea unei cantități precise dintr-o substanță chimic pură cu compoziție stoechiometrică cunoscută într-un volum specificat de solvent. O soluție standard secundară se prepară după cum urmează: se prepară o soluție cu o concentrație aproximativă și se determină concentrația acesteia (standardizează) față de un standard primar adecvat.

Substanțele primare de referință trebuie să îndeplinească o serie de cerințe:

1. Compoziția substanței trebuie să corespundă strict cu formula chimică. Conținut de impurități mai mic de 0,05%

2. Substanța trebuie să fie stabilă la temperatura camerei, să nu fie higroscopică, să nu fie oxidată de oxigenul atmosferic, să nu absoarbă dioxid de carbon, să nu fie volatilă.

3. Substanța trebuie să aibă o greutate moleculară suficient de mare pentru a reduce erorile de cântărire.

Pentru prepararea soluțiilor standard primare, puteți utiliza fixanal - o fiolă în care este sigilată o cantitate cunoscută dintr-o substanță sau soluție standard.

Clasificarea metodelor de analiză titrimetrică

Chimie analitică

Metodele de analiză titrimetrică pot fi clasificate în funcție de natura reacției chimice care stă la baza determinării substanțelor și în funcție de metoda de titrare.

Prin natura lor, reacțiile utilizate în analiza titrimetrică sunt de diferite tipuri - reacții combinate de ioni și reacții de oxidare-reducere. În conformitate cu aceasta, determinările titrimetrice pot fi împărțite în următoarele metode principale: titrare acido-bazică (neutralizare), metode de precipitare și complexare, metoda de oxidare-reducere.

Metoda de titrare acido-bazică (neutralizare). Aceasta include definiții bazate pe interacțiunea acizilor și bazelor, de ex. despre reacția de neutralizare:

Metoda de titrare acido-bazică (neutralizare) determină cantitatea de acizi (alcalimetrie) sau baze (acidimetrie) dintr-o soluție dată, cantitatea de săruri ale acizilor și bazelor slabe, precum și substanțele care reacţionează cu aceste săruri. Utilizarea solvenților neapoși (alcooli, acetonă etc.) a făcut posibilă extinderea gamei de substanțe care pot fi determinate prin această metodă.

Metode de precipitare și complexare. Aceasta include determinări titrimetrice bazate pe precipitarea unui ion sub formă de compus slab solubil sau legarea acestuia într-un complex slab disociat.

Metode de oxidare – recuperare (redoximetrie). Aceste metode se bazează pe reacții de oxidare și reducere. Ele sunt de obicei denumite în funcție de soluția de reactiv titrată utilizată, de exemplu:

permanganatometria, care utilizează reacții de oxidare cu permanganat de potasiu KMnO4;

iodometria, care utilizează reacții de oxidare cu iod sau de reducere cu ioni I;

bicromatometria, care utilizează reacții de oxidare cu dicromat de potasiu K2Cr2O7;

bromatometria, care utilizează reacțiile de oxidare cu bromatul de potasiu KBrO3.

Metodele de oxido-reducere includ și cerimetria (oxidarea cu ioni Ce4+), vanadatometria (oxidarea cu ioni VO3), titanometria (reducerea cu ioni T13+). După metoda de titrare, se disting următoarele metode.

Metoda de titrare directă. În acest caz, ionul de determinat este titrat cu o soluție de reactiv (sau invers).

metoda de înlocuire. Această metodă este utilizată atunci când, dintr-un motiv sau altul, este dificil să se determine punctul de echivalență, de exemplu, când se lucrează cu substanțe instabile etc.

Metoda de titrare inversă (titrare după reziduu). Această metodă este utilizată atunci când nu este disponibil niciun indicator adecvat sau când reacția principală nu decurge foarte rapid. De exemplu, pentru a determina CaCO3, o probă dintr-o substanță este tratată cu un exces de soluție titrată de acid clorhidric:

Indiferent de metoda folosită pentru a determina, se presupune întotdeauna:

1) măsurarea precisă a volumelor uneia sau ambelor soluții care reacţionează;

2) prezența unei soluții titrate, cu care se efectuează titrarea;

3) calculul rezultatelor analizei.

În conformitate cu aceasta, înainte de a trece la examinarea metodelor individuale de analiză titrimetrică, să ne oprim asupra măsurării volumelor, calculului concentrațiilor și pregătirii soluțiilor titrate, precum și asupra calculelor pentru determinările titrimetrice.

Punct de echivalare

Punct de echivalență (în analiza titrimetrică) - momentul titrarii în care numărul de echivalenți ai titrantului adăugat este echivalent sau egal cu numărul de echivalenți ai analitului din probă. În unele cazuri, se observă mai multe puncte de echivalență succesive, de exemplu, la titrarea acizilor polibazici sau la titrarea unei soluții în care sunt de determinați mai mulți ioni.

Graficul curbei de titrare are unul sau mai multe puncte de inflexiune corespunzătoare punctelor de echivalență.

Punctul final al unei titrari (similar cu punctul de echivalență, dar nu același) este punctul în care indicatorul își schimbă culoarea într-o titrare colorimetrică.

Metode de determinare a punctului de echivalență

Utilizarea indicatorilor

Acestea sunt substanțe care își schimbă culoarea datorită proceselor chimice. Indicatorii acido-bazici, cum ar fi fenolftaleina, își schimbă culoarea în funcție de pH-ul soluției în care se află. Indicatorii redox își schimbă culoarea în urma unei modificări a potențialului sistemului și sunt astfel utilizați în titrarile redox. Înainte de începerea titrarii, câteva picături de indicator sunt adăugate în soluția de testat și titrantul este adăugat în picături. Imediat ce soluția după indicatorul își schimbă culoarea, titrarea este oprită, acest moment este aproximativ punctul de echivalență.

Regula de selecție a indicatorului - la titrare se folosește un indicator care își schimbă culoarea în apropierea punctului de echivalență, adică. intervalul de tranziție al culorii indicatorului ar trebui, dacă este posibil, să coincidă cu saltul în titrare.

Potențiometrie

În acest caz, se folosește un dispozitiv pentru a măsura potențialul electrod al soluției. Când se atinge punctul de echivalență, potențialul electrodului de lucru se modifică dramatic.

Cu pH-metre

Un pH-metru este, în esență, și un potențiometru, care utilizează un electrod al cărui potențial depinde de conținutul de ioni H+ din soluție, acesta este un exemplu de utilizare a unui electrod ion selectiv. În acest fel, modificarea pH-ului poate fi monitorizată pe parcursul întregului proces de titrare. Când se atinge punctul de echivalență, pH-ul se modifică dramatic. Această metodă este mai precisă decât titrarea folosind indicatori acido-bazici și poate fi automatizată cu ușurință.

Conductivitate

Conductivitatea unei soluții de electrolit depinde de ionii prezenți în ea. În timpul unei titrari, conductivitatea se modifică adesea semnificativ (de exemplu, într-o titrare acido-bazică, ionii H+ și OH− interacționează pentru a forma o moleculă neutră de H2O, ceea ce determină o modificare a conductivității soluției). Conductivitatea globală a soluției depinde și de alți ioni prezenți (de exemplu, contrainii), care au contribuții diferite la aceasta. Ea, la rândul său, depinde de mobilitatea fiecărui ion și de concentrația totală a ionilor (tăria ionică). În acest sens, este mult mai dificil să prezici schimbarea conductibilității decât să o măsori.

Schimbarea culorii

În timpul unor reacții, o schimbare de culoare are loc chiar și fără adăugarea unui indicator. Acest lucru se observă cel mai adesea în titrarile redox, când materiile prime și produsele de reacție au culori diferite în diferite stări de oxidare.

precipitare

Dacă în timpul reacției se formează un solid insolubil, la sfârșitul titrarii se formează un precipitat. Un exemplu clasic de astfel de reacție este formarea de clorură de argint foarte insolubilă AgCl din ionii Ag+ și Cl−. În mod surprinzător, acest lucru nu determină cu exactitate sfârșitul titrarii, astfel încât titrarea prin precipitare este folosită cel mai adesea ca titrare inversă.

Titrare calorimetrică izotermă

Se folosește un calorimetru de titrare izotermă, care determină punctul de echivalență prin cantitatea de căldură eliberată sau absorbită de sistemul de reacție. Această metodă este importantă în titrarile biochimice, de exemplu, pentru a determina modul în care un substrat enzimatic se leagă de o enzimă.

Titrimetrie termometrică

Titrimetria termometrică este o tehnică extrem de flexibilă. Diferă de titrimetria calorimetrică prin faptul că căldura de reacție, care este indicată de o scădere sau o creștere a temperaturii, nu este utilizată pentru a determina cantitatea de substanță conținută în proba de testat. Dimpotrivă, punctul de echivalență se determină pe baza zonei în care are loc schimbarea temperaturii. În funcție de faptul că reacția dintre titrant și analit este exotermă sau endotermă, temperatura în timpul procesului de titrare va crește sau va scădea în mod corespunzător. Când toată substanța de testat a reacționat cu titrantul, modificarea zonei în care temperatura crește sau scade face posibilă determinarea punctului de echivalență și a curbei curbei de temperatură. Punctul de echivalență exact poate fi determinat luând derivata a doua a curbei de temperatură: un vârf clar va indica punctul de echivalență.

Spectroscopie

Punctul de echivalență poate fi determinat prin măsurarea absorbției de lumină a soluției în timpul titrarii dacă spectrul produsului, titrantului sau analitului este cunoscut. Conținutul relativ al produsului de reacție și al substanței de testat vă permite să determinați punctul de echivalență. Cu toate acestea, prezența titrantului liber (care indică finalizarea reacției) poate fi detectată la valori foarte scăzute.

Amperometrie

O metodă care vă permite să determinați punctul de echivalență prin mărimea curentului la un anumit potențial. Mărimea curentului datorată reacției de oxidare/reducere a substanței sau produsului de testat la electrodul de lucru depinde de concentrația acestora în soluție. Punctul de echivalență corespunde unei modificări a mărimii curentului. Această metodă este cea mai utilă atunci când este necesar să se reducă consumul de titrant, de exemplu, la titrarea halogenurilor cu ion Ag+.

Titrare directă și inversă.

În cea mai simplă variantă de titrare, analitul interacționează direct cu titrantul. Cantitatea de analit se calculează din concentrația molară a titrantului, volumul acestuia necesar pentru a atinge punctul de echivalență și stoichiometria reacției dintre analit și titrant.

Într-o titrare inversă, analitul nu interacționează cu titrantul, ci cu un alt reactiv prezent în exces. Excesul este apoi determinat prin titrare. Dacă se cunoaște cantitatea inițială de reactiv și se determină excesul său, atunci diferența dintre ele este cantitatea de reactiv care a intrat în reacția cu analitul.

Titrarea inversă este utilizată, de exemplu, atunci când constanta de echilibru a reacției directe de titrare este prea mică. Alte motive pentru utilizarea titrarii inverse includ lipsa unei metode de indicare adecvate sau rata de reacție insuficientă în titrarea directă.

titrare de substituție.

Complexul de magneziu MgY2- se adaugă la soluția analizată care conține ioni metalici care urmează să fie determinati. pentru că este mai puțin stabil decât complexul ionului metalic de determinat cu complexona, atunci are loc o reacție de substituție și ionul Mg2+ este eliberat.

Apoi ionul Mg2+ este titrat cu complexon III în prezența negru eriocrom T.

Pe baza volumului de EDTA utilizat pentru titrare, se calculează masa ionului metalic care trebuie determinat. Această metodă de titrare este posibilă numai dacă compușii complecși ai metalelor analizate sunt mai stabili decât complexul de magneziu.

___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Trimiteți-vă munca bună în baza de cunoștințe este simplu. Foloseste formularul de mai jos

Studenții, studenții absolvenți, tinerii oameni de știință care folosesc baza de cunoștințe în studiile și munca lor vă vor fi foarte recunoscători.

postat pe http://www.allbest.ru/

Plan

1. Esența titrarii precipitațiilor

2. Titrare argentometrică

3. Titrare tiocianatometrică

4. Aplicarea titrarii precipitatiilor

4.1 Prepararea soluției standardizate de azotat de argint

4.2 Prepararea soluției standardizate de tiocianat de amoniu

4.3 Determinarea conținutului de clor al unei probe conform Volhard

4.4 Determinarea conținutului de tricloracetat de sodiu într-un produs tehnic

1. Esența precipitațiilortitrare

Metoda combină determinări titrimetrice bazate pe reacțiile de formare a precipitatelor compușilor slab solubili. În aceste scopuri, sunt potrivite doar anumite reacții care îndeplinesc anumite condiții. Reacția trebuie să decurgă strict conform ecuației și fără procese secundare. Precipitatul rezultat ar trebui să fie practic insolubil și să precipite destul de repede, fără formarea de soluții suprasaturate. În plus, este necesar să se poată determina punctul final al titrarii folosind un indicator. În sfârșit, fenomenele de adsorbție (co-precipitare) trebuie exprimate atât de slab în timpul titrarii încât rezultatul determinării să nu fie distorsionat.

Denumirile metodelor individuale de precipitare sunt derivate din denumirile soluțiilor utilizate. Metoda care utilizează o soluție de nitrat de argint se numește argentometrie. Această metodă determină conținutul de ioni C1~ și Br~ în medii neutre sau ușor alcaline. Tiocianatometria se bazează pe utilizarea unei soluții de tiocianat de amoniu NH 4 SCN (sau KSCN de potasiu) și servește la determinarea urmelor de C1- și Br~, dar deja în soluții puternic alcaline și acide. De asemenea, este utilizat pentru determinarea conținutului de argint în minereuri sau aliaje.

Metoda costisitoare argentometrică pentru determinarea halogenilor este treptat înlocuită de metoda mercurometrică. În aceasta din urmă se folosește o soluție de azotat de mercur (I) Hg 2 (NO 3) 2.

Să luăm în considerare mai detaliat titrarea argentometrică și tiocianatometrică.

2. Titrare argentometrică

Metoda se bazează pe reacția de precipitare a ionilor C1~ și Br~ de către cationii de argint cu formarea de halogenuri puțin solubile:

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

În acest caz, se folosește o soluție de nitrat de argint. Dacă substanța este analizată pentru conținutul de argint, atunci se folosește o soluție de clorură de sodiu (sau potasiu). soluție de titrare a medicamentului

Curbele de titrare sunt de mare importanță pentru înțelegerea metodei de argentometrie. Ca exemplu, luați în considerare cazul titrarii a 10,00 ml de 0,1 N. soluție de clorură de sodiu 0,1 N. o soluție de nitrit de argint (fără a ține cont de modificarea volumului soluției).

Înainte de începerea titrarii, concentrația ionilor de clorură din soluție este egală cu concentrația totală de clorură de sodiu, adică 0,1 mol / l sau \u003d -lg lO-i \u003d 1.

Când se adaugă 9,00 ml dintr-o soluție de azotat de argint la soluția de clorură de sodiu care este titrată și 90% din ionii de clorură sunt precipitați, concentrația lor în soluție va scădea cu un factor de 10 și va deveni egală cu N0 ~ 2 mol/l, iar pC1 va fi egal cu 2. Deoarece valoarea nPAgci= IQ-10, concentrația ionilor de argint în acest caz va fi:

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

În mod similar, toate celelalte puncte sunt calculate pentru a reprezenta curba de titrare. La punctul de echivalență pCl=pAg= = 5 (vezi tabel).

Tabelul Modificarea pC\ și pAg în timpul titrarii a 10,00 ml de 0,1 N. soluție de clorură de sodiu 0,1 N. soluție de azotat de argint

Soluție de AgNO3 adăugată,

9,99 10,00 (punct echiv.) 10,01

yu-4 yu-5 yu-6.

yu- 6 yu- 5 yu-*

Intervalul de salt în titrarea argentometrică depinde de concentrația soluțiilor și de valoarea produsului de solubilitate al precipitatului. Cu cât valoarea PR a compusului rezultat din titrare este mai mică, cu atât intervalul de salt pe curba de titrare este mai larg și cu atât este mai ușor să se stabilească punctul final al titrarii folosind un indicator.

Cea mai comună este determinarea argentometrică a clorului prin metoda Mohr. Esența sa constă în titrarea directă a unui lichid cu o soluție de nitrat de argint cu indicator de cromat de potasiu până când un precipitat alb devine maro.

Indicatorul metodei lui Mohr - o soluție de K2CrO 4 dă un precipitat roșu de cromat de argint Ag 2 CrO 4 cu azotat de argint, dar solubilitatea precipitatului (0,65-10 ~ 4 E/l) este mult mai mare decât solubilitatea clorurii de argint ( 1,25X _X10 ~ 5 E / l ). Prin urmare, la titrarea cu o soluție de azotat de argint în prezență de cromat de potasiu, un precipitat roșu de cromat de argint apare numai după adăugarea unui exces de ioni Ag +, când toți ionii de clorură au precipitat deja. În acest caz, la lichidul analizat se adaugă întotdeauna o soluție de azotat de argint și nu invers.

Posibilitățile de utilizare a argentometriei sunt destul de limitate. Se folosește numai la titrarea soluțiilor neutre sau ușor alcaline (pH 7 până la 10). Într-un mediu acid, precipitatul de cromat de argint se dizolvă.

În soluțiile puternic alcaline, azotatul de argint se descompune cu eliberarea de oxid insolubil Ag 2 O. Metoda este, de asemenea, nepotrivită pentru analiza soluțiilor care conțin ionul NH ^, deoarece în acest caz se formează un complex de amoniac cu cationul Ag + + - Soluția analizată nu trebuie să conțină Ba 2 +, Sr 2+ , Pb 2+ , Bi 2+ și alți ioni care precipită cu cromat de potasiu. Cu toate acestea, argentometria este convenabilă în analiza soluțiilor incolore care conțin ioni C1~ și Br_.

3. Titrare tiocianatometrică

Titrarea tiocianatometrică se bazează pe precipitarea ionilor Ag+ (sau Hgl+) cu tiocianați:

Ag+ + SCN- = AgSCN|

Determinarea necesită o soluție de NH4SCN (sau KSCN). Se determină Ag+ sau Hgi + prin titrare directă cu o soluție de tiocianat.

Determinarea tiocianatometrică a halogenilor se realizează conform așa-numitei metode Volhard. Esența sa poate fi exprimată în diagrame:

CI- + Ag+ (exces) -* AgCI + Ag+ (reziduu), Ag+ (reziduu) + SCN~-> AgSCN

Cu alte cuvinte, un exces dintr-o soluție titrată de azotat de argint este adăugat la un lichid care conține C1~. Reziduul de AgN03 este apoi titrat din nou cu o soluție de tiocianat și rezultatul este calculat.

Indicatorul metodei Volhard este o soluție saturată de NH 4 Fe (SO 4) 2 - 12H 2 O. Atâta timp cât există ioni Ag + în lichidul titrat, anionii SCN ~ adăugați se leagă de precipitarea AgSCN, dar nu interacționează cu ionii Fe 3 +. Totuși, după punctul de echivalență, cel mai mic exces de NH 4 SCN (sau KSCN) determină formarea de ioni roșu sânge 2 + și +. Datorită acestui fapt, este posibil să se determine punctul echivalent.

Definițiile tiocianatometrice sunt folosite mai des decât cele argentometrice. Prezența acizilor nu interferează cu titrarea Volhard și chiar contribuie la obținerea unor rezultate mai precise, întrucât mediul acid inhibă hidroliza sării Fe**. Metoda face posibilă determinarea ionului C1~ nu numai în alcalii, ci și în acizi. Determinarea nu interferează cu prezența Ba2+, Pb2+, Bi3+ și a altor ioni. Totuși, dacă soluția analizată conține agenți oxidanți sau săruri de mercur, atunci aplicarea metodei Volhard devine imposibilă: agenții de oxidare distrug ionul SCN-, iar cationul de mercur îl precipită.

Soluția de testare alcalină este neutralizată înainte de titrare cu acid azotic, altfel ionii Fe 3 +, care fac parte din indicator, vor precipita hidroxidul de fier (III).

4. Aplicarea titrarii precipitatiilor

4.1 Prepararea unei soluții standardizate de nitrat de argint

Standardele principale pentru standardizarea soluției de azotat de argint sunt clorurile de sodiu sau potasiu. Se prepară o soluție standard de clorură de sodiu și aproximativ 0,02 N. soluție de azotat de argint, standardizați a doua soluție conform primei.

Prepararea soluției standard de clorură de sodiu. Din sare chimic pură se prepară o soluție de clorură de sodiu (sau clorură de potasiu). Masa echivalentă a clorurii de sodiu este egală cu masa sa molară (58,45 g/mol). Teoretic, pentru prepararea a 0,1 l 0,02 N. soluția necesită 58,45-0,02-0,1 \u003d 0,1169 g NaCl.

Se ia o probă de aproximativ 0,12 g de clorură de sodiu pe o balanță analitică, se transferă într-un balon cotat de 100 ml, se dizolvă, se aduce volumul la semn cu apă, se amestecă bine. Calculați titrul și concentrația normală a soluției stoc de clorură de sodiu.

Prepararea a 100 ml de aproximativ 0,02 N. soluție de azotat de argint. Nitratul de argint este un reactiv rar și, de obicei, soluțiile sale au o concentrație nu mai mare de 0,05 N. Pentru această lucrare, 0,02 n este destul de potrivit. soluţie.

În titrarea argentometrică, masa echivalentă a AgN0 3 este egală cu masa molară, adică 169,9 g / mol. Prin urmare, 0,1 l 0,02 n. soluția ar trebui să conțină 169,9-0,02-0,1 \u003d 0,3398 g AgNO 3. Cu toate acestea, nu are sens să luați exact o astfel de probă, deoarece azotatul de argint comercial conține întotdeauna impurități. Se cântăresc pe cântare tehnochimice aproximativ 0,34 - 0,35 g azotat de argint; Se cântărește soluția într-un balon cotat cu o capacitate de 100 ml, o soluție într-o cantitate mică de apă și se aduce volumul cu apă; se păstrează soluția în balon, învelind-o în hârtie neagră și se toarnă într-o sticlă de sticlă închisă la culoare. .Standarizarea soluţiei de azotat de sulf prin clorură de sodiu.argint şi se prepară pentru titrare. Se clătește pipeta cu soluție de clorură de sodiu și se transferă 10,00 ml de soluție într-un balon conic. Se adaugă 2 picături de soluție saturată de cromat de potasiu și se titează cu atenție cu soluție de azotat de argint picătură cu picătură în timp ce se agită. Asigurați-vă că amestecul devine din galben în roșcat cu o picătură în exces de nitrat de argint. După repetarea titrarii de 2-3 ori, luați media citirilor convergente și calculați concentrația normală a soluției de azotat de argint.

Să presupunem că pentru titrare 10,00 ml de 0,02097 N. Soluția de clorură de sodiu a mers în medie 10,26 ml de soluție de azotat de argint. Apoi

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

Dacă se presupune că se determină conținutul de C1 ~ în probă, atunci, în plus, se calculează titrul soluției de azotat de argint în clor: T, - \u003d 35,46-0, ml de soluție de azotat de argint corespunde la 0,0007244 g. de clor titrat.

4.2 Prepararea soluției standardizate de tiocianat de amoniueu

O soluție de NH4SCN sau KSCN cu un titru precis cunoscut nu poate fi preparată prin dizolvarea unei probe, deoarece aceste săruri sunt foarte higroscopice. Prin urmare, pregătiți o soluție cu o concentrație aproximativă normală și setați-o la o soluție standardizată de azotat de argint. Indicatorul este o soluție saturată de NH 4 Fe (SO 4) 2 - 12H 2 O. Pentru a preveni hidroliza sării de Fe, se adaugă 6 N în indicatorul propriu-zis și în soluția analizată înainte de titrare. acid azotic.

Prepararea a 100 ml de aproximativ 0,05 N. soluție de tiocianat de amoniu. Masa echivalentă a NH4SCN este egală cu masa sa molară, adică 76,12 g/mol. Prin urmare, 0,1 l 0,05 n. soluţia trebuie să conţină 76,12,0,05-0,1=0,3806 g de NH4SCN.

Se ia o probă de aproximativ 0,3-0,4 g pe o balanță analitică, se transferă într-un balon de 100 ml, se dizolvă, se diluează volumul soluției cu apă până la semn și se amestecă.

Standardizarea soluției de tiocianat de amoniu prin nitrat de argint. Se prepară o biuretă pentru titrare cu soluția de NH4SCN. Clătiți pipeta cu soluție de azotat de argint și măsurați 10,00 ml din aceasta într-un balon conic. Se adaugă 1 ml soluție de NH4Fe(SO4)2 (indicator) și 3 ml. 6 n. acid azotic. Încet, cu agitare continuă, se toarnă soluția de NH 4 SCN din biuretă. Opriți titrarea când apare o culoare maro-roz 2+, care nu dispare la agitare puternică.

Se repetă titrarea de 2-3 ori, se ia media din citirile convergente și se calculează concentrația normală de NH 4 SCN.

Să presupunem că pentru titrare 10,00 ml de 0,02043 N. Soluția de azotat de argint a mers în medie 4,10 ml de soluție de NH4SCN.

4.3 Definițieconţinutclor în probă conform Folgard

Halogenii Volhard sunt determinați prin titrare inversă a reziduului de azotat de argint cu o soluție de NH4SCN. Cu toate acestea, titrarea precisă este posibilă aici numai cu condiția să se ia măsuri pentru a preveni (sau a încetini) reacția dintre clorura de argint și un exces de tiocianat de fier:

3AgCI + Fe(SCN)3 = SAgSCNJ + FeCI3

în care culoarea care apare la început dispare treptat. Cel mai bine este să filtrați precipitatul de AgCl înainte de a titra excesul de azotat de argint cu soluție de NH4SCN. Dar uneori, în schimb, în ​​soluție se adaugă ceva lichid organic, acesta nu este amestecat cu apă și, parcă, izolând precipitatul ApCl de excesul de nitrat.

Metoda definirii. Luați o eprubetă cu o soluție de analit care conține clorură de sodiu. O porțiune cântărită a substanței este dizolvată într-un balon cotat cu o capacitate de 100 ml și volumul soluției este adus la semn cu apă (concentrația de clorură în soluție nu trebuie să fie mai mare de 0,05 N).

Se pipetează 10,00 ml din soluția analizată într-un balon conic, se adaugă 3 ml de 6N. acid azotic și se adaugă un exces cunoscut de soluție de AgNO 3 din biuretă, de exemplu 18,00 ml. Apoi se filtrează precipitatul de clorură de argint. Se titrează reziduul de azotat de argint cu NH4SCN așa cum este descris în paragraful anterior. După repetarea definiției de 2-3 ori, luați media. Dacă precipitatul de clorură de argint este filtrat, atunci trebuie spălat și spălările adăugate la filtrat.

Să presupunem că greutatea probei a fost de 0,2254 g. La 10,00 ml de soluție analizată s-au adăugat 18,00 ml de 0,02043 N. soluție de azotat de argint. Pentru titrarea excesului său, 5,78 ml * 0,04982 n. Soluție NH4SCN.

În primul rând, calculăm ce volum 0,02043 n. Soluția de azotat de argint corespunde la 5,78 ml de 0,04982 N cheltuiți la titrare. Soluție NH4SCN:

în consecință, 18,00 - 14,09 = 3,91 ml de 0,2043 n au mers la precipitarea ionului C1 ~. soluție de azotat de argint. De aici este ușor de găsit concentrația normală a soluției de clorură de sodiu.

Deoarece masa echivalentă a clorului este de 35,46 g/mol*, masa totală a clorului din probă este:

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%

Conform metodei Folgard se determină şi conţinutul de ioni Br~ şi I-. În același timp, nu este necesară filtrarea precipitatelor de bromură de argint sau iodură. Dar trebuie luat în considerare faptul că ionul Fe 3 + oxidează iodurile la iod liber. Prin urmare, indicatorul este adăugat după precipitarea tuturor ionilor de I-nitrat de argint.

4.4 Determinarea conținutului de trichldespreacetat de sodiu | într-un preparat tehnic (pentru clor)

Tricloroacetatul de sodiu tehnic (TXA) este un erbicid pentru combaterea buruienilor de iarbă. Este o substanță cristalină albă sau maro deschis, foarte solubilă în apă. Potrivit lui Folgard, fracția de masă a compușilor organoclorurați este mai întâi determinată și apoi după distrugerea clorului. Prin diferență, găsiți fracția de masă (%) de tricloracetat de sodiu.

Determinarea fracției de masă (%) a compușilor anorganici ai clorului. Se cântăresc cu precizie 2-2,5 g de medicament, se pun într-un balon cotat cu o capacitate de 250 ml, se dizolvă, se diluează soluția cu apă până la semn, se amestecă. Se pipetează 10 ml de soluție într-un balon conic și se adaugă 5-10 ml de acid azotic concentrat.

Adăugați din biuretă 5 sau 10 ml de 0,05 N. Soluția de azotat de argint și excesul acesteia, se titrează cu 0,05 N. Soluție de NH4SCN în prezență de NH4Fe(SO4)2 (indicator).

Calculați fracția de masă (%) de clor (x) a compușilor anorganici folosind formula

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

unde V este volumul exact 0,05 n. Soluție de AgNO 3 luată pentru analiză; Vi -- volumul este exact 0,05 N. Soluție de NH4SCN utilizată pentru titrarea excesului de AgNO3; t este o probă de tricloracetat de sodiu; 0,001773 este masa de clor corespunzătoare la 1 ml de 0,05 N. Soluție AgNO. Determinarea fracției de masă (%) a clorului total. Se iau 10 ml din soluția preparată anterior într-un balon conic, se adaugă 10 ml dintr-o soluție cu o fracție de masă NaOH 30% și 50 ml apă. Conectați balonul la un condensator cu bile de reflux și fierbeți conținutul timp de 2 ore.Lăsați lichidul să se răcească, clătiți condensatorul cu apă, colectând apa de spălare în același balon. Adăugați 20 ml de acid azotic diluat (1:1) în soluție și turnați 30 ml de 0,05 N. soluție de azotat de argint. Se titează excesul de azotat de argint cu 0,05 N. Soluție de NH4SCN în prezență de NH4Fe(SO4)2. Calculați fracția de masă (%) a clorului total (xi) folosind formula de mai sus. Găsiți fracția de masă (%) de tricloracetat de sodiu din preparat (х^) folosind formula

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

unde 185,5 este masa molară a tricloracetatului de sodiu; 106,5 este masa de clor conținută în masa molară a tricloracetatului de sodiu.

Găzduit pe Allbest.ru

...

Documente similare

    Esența și clasificarea metodelor de titrare acido-bazică, utilizarea indicatorilor. Caracteristicile titrarii complexometrice. Analiza metodelor de titrare a precipitațiilor. Detectarea punctului final al titrarii. Conceptul de argenometrie și ticianometrie.

    test, adaugat 23.02.2011

    Secvența de calcul a curbei de titrare a unei soluții de acid clorhidric cu o soluție de bază slabă de hidroxid de amoniu. Construirea unei curbe de titrare, determinarea punctului de echivalență și neutralitatea directă. Selectarea unui indicator și calcularea erorii acestuia.

    lucrare de control, adaugat 01.03.2016

    Determinarea conținutului de purtător de alcalinitate în soluția de carbonat de sodiu prin titrare directă acido-bazică. Exprimarea matematică a legii echivalentelor. Construirea curbelor integrale și diferențiale de titrare potențiometrică.

    lucru de laborator, adaugat 15.02.2012

    Conceptul și tipurile de analiză titrimetrică. Caracterizarea agenților de complexare și a indicatorilor. Prepararea unei soluții titrate pentru titrare complexometrică. Metodologie pentru studiul aluminiului, bismutului, plumbului, magneziului, zincului.

    lucrare de termen, adăugată 13.01.2013

    Metoda de titrare potențiometrică. Titrare acido-bazică. Determinarea punctului final al titrarii. Metoda de realizare a titrarii potentiometrice. Titrare potențiometrică, instrumente utilizate și prelucrare rezultate analize.

    lucrare de termen, adăugată 24.06.2008

    Clasificarea metodelor de titrare redox. Factori care afectează viteza de reacție. Indicatori specifici și redox. Esența permanganatometriei, iodometriei, dicromatometriei. Prepararea soluției de dicromat de potasiu.

    prezentare, adaugat 19.03.2015

    Calculul erorilor de indicator pentru indicatorii selectați, curba de titrare cu 25 ml de soluție de CH3COOH 0,05 M cu soluție de KOH 0,05 M. Indicatori acido-bazici. Etape de titrare: punctul de pornire, zona înaintea punctului și zona de după punctul de echivalență.

    test, adaugat 18.12.2013

    Caracteristicile metodelor de titrare redox. Cerințe de bază pentru reacții, constantă de echilibru. Caracteristicile tipurilor de titrare redox, indicatorii și curbele acesteia. Pregătirea și standardizarea soluțiilor.

    lucrare de termen, adăugată 25.12.2014

    Conceptul analizei titrametrice. Titrarea redox, tipurile și condițiile de reacție. Calculul punctelor curbei de titrare, potențialelor, construcția unei curbe de titrare. Selectarea indicatorului, calcularea erorilor de titrare a indicatorului.

    lucrare de termen, adăugată 06.10.2012

    Clasificarea metodelor de analiză titrametrică. Esența metodei „neutralizării”. Pregătirea soluțiilor de lucru. Calculul punctelor și construcția curbelor pentru titrarea acido-bazică și redox. Avantajele și dezavantajele iodometriei.

ARTICOLE SIMILARE