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.

formare complexă

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 dicromat 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 găsit 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 legați. 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. Utilizați 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 titrate a unui reactiv (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. în 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, ea 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 varietății 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 folosită 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.

Prevederi generale ale metodei titrimetrice.În activitățile industriale, de mediu, științifice, este în mod constant necesar să se afle compoziția unui anumit produs, materie primă, material natural sau artificial. Aceste sarcini sunt rezolvate prin metode Chimie analitică. În același timp, poate fi analiza calitativa când este suficient să se stabilească prezența sau absența anumitor substanțe în proba analizată, sau analiza cantitativa când află ce substanţe şi în ce cantitate sunt incluse în compoziţia (sub formă de component principal sau ca impuritate) probei analizate.

Una dintre cele mai comune și precise metode de analiză chimică cantitativă este metoda titrimetrică de analiză. Acest nume indică faptul că la implementarea metodei, se efectuează un proces titrare, care constă în adăugarea treptată a unei soluții la un anumit volum a unei alte soluții. Aceasta folosește împrejurarea evidentă că reacția dintre două substanțe continuă până când una dintre ele este consumată. Conform ecuației reacției, puteți calcula cantitatea unuia dintre reactivi, dacă știți cât de mult a reacționat celălalt reactiv.

Metoda titrimetrică de analiză cantitativă se bazează pe măsurarea exactă a volumelor de soluții de substanțe care reacţionează, concentrația uneia dintre acestea fiind cunoscută cu precizie. (soluțiile cu o concentrație cunoscută se numesc standard*). Un anumit volum dintr-o soluție titrat alta solutie. Titrarea este oprită atunci când substanța din soluția titrată este consumată complet ca urmare a reacției în curs. Acest moment se numește punct de echivalareși corespunde faptului că cantitatea de substanță (numărul de moli) din soluția adăugată ( titrant) devine echivalent cu cantitatea de substanță conținută în soluția titrată (momentul în care se atinge punctul de echivalență este determinat de schimbarea culorii indicator- vezi mai jos pentru indicatori).

Tehnica titrarii. Indicatori. Pentru a adăuga un titrant la o soluție care urmează să fie titrată, utilizați bureta- un tub de sticla ingust si lung, pe care se aplica gradatii de zecimi de mililitru (vezi poza de pe prima pagina a copertei). O ieșire în partea de jos a biuretei permite controlul precis al ratei de adăugare a titrantului (de la un jet la picături unice) și măsurarea precisă a cantității de titrant adăugată. În practica de laborator se folosesc de obicei biurete de 25 ml.

O anumită cantitate din soluția de titrat (în majoritatea cazurilor aceasta este soluția de testat) este măsurată și transferată în eprubetă. Acolo se toarnă și câteva picături de soluție indicator. Se adaugă treptat un titrant în soluția din balonul dintr-o biuretă (în majoritatea cazurilor și în experimentele efectuate în această lucrare (dar nu întotdeauna!) soluția titrată este soluția de testare, iar titrantul este cel standard). Când se atinge punctul de echivalență, culoarea indicatorului se schimbă, titrarea este oprită și volumul titrantului adăugat este măsurat pe scara de biuretă, a cărei valoare este apoi utilizată pentru calcule.

Culoarea indicatorului depinde de concentrația de substanțe din soluție. De exemplu, culoarea indicatorilor utilizați în titrare acido-bazică (metoda de neutralizare), depinde de concentrația ionilor de hidrogen din soluție:

Dacă titrați o soluție alcalină cu un acid în prezență de metil portocaliu, atunci culoarea soluției titrate va rămâne galbenă până când componenta alcalină este complet neutralizată, ceea ce înseamnă că a fost atins punctul de echivalență; indicatorul își schimbă culoarea de la galben la portocaliu. Dacă se adaugă chiar și o picătură de acid în exces, culoarea devine roșu-roz. În acest caz, se spune că soluția este „supratratată”. În acest caz, volumul de titrant măsurat pe biuretă este mai mare decât volumul efectiv necesar pentru neutralizare; aceasta introduce o eroare în calculele ulterioare.

În titrmetrie, pe lângă metoda de neutralizare, există și alte metode care folosesc proprii indicatori care își schimbă culoarea în funcție de prezența oricăror substanțe în soluție.

Echivalent chimic și echivalent concentrație molară. Ce cantități de substanțe sunt echivalente între ele este determinată de ecuația reacției. De exemplu, într-o reacție de neutralizare:

NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O

1 mol de alcali și 1 mol de acid reacţionează fără reziduuri. Dar când hidroxidul de sodiu reacţionează cu acidul sulfuric:

NaOH + ½H2SO4 = ½Na2SO4 + H2O

½ mol de acid sulfuric este suficient pentru a neutraliza 1 mol de alcali. Este în general acceptat că un mol de HCl (precum și un mol de NaOH) este unul echivalent chimic. În același timp, ½ mol de acid sulfuric reprezintă, de asemenea, un echivalent chimic. Rezultă că raportul la care substanțele reacționează între ele fără reziduuri trebuie calculat nu după numărul de moli ai acestor substanțe, ci după numărul lor. echivalenți molar. Astfel, pentru a exprima conținutul de substanțe în soluții utilizate în titrimetrie, este convenabil să se utilizeze concentrația (vezi secțiunea de chimie generală „Metode de exprimare a concentrațiilor de soluții”), care arată câți moli de echivalent al unei substanțe. sunt într-o unitate de volum (un litru) de soluție. Acest așa-zis concentrație echivalentă molară (Cu n, echiv mol/l). Anterior, această concentrare era numită „ concentrație normală" (unitate mg-echiv/l), care în prezent este exclus din documentele de reglementare: GOST-uri, metode etc. Cu toate acestea, acest nume vechi continuă să fie utilizat pe scară largă în lucrările practice. În consecință, caracterizarea valorii Cu n, spune totuși că soluția are un anumit normalitate; de exemplu, o soluție cu o concentrație de 2 mol echiv/l se numește doi-normal, 1 mol echiv/l - normal, 0,1 mol echiv/l - decinormal și se notează, respectiv, 2 n., 1 n., 0,1 n. etc. În acest tutorial, sunt utilizați și astfel de termeni și denumiri.

Conceptul de echivalent chimic face posibil să se ia în considerare faptul că o moleculă a unei substanțe poate fi echivalentă într-o reacție cu două, trei sau chiar mai multe molecule ale unei alte substanțe. Echivalentul chimic al unei substanțe este o astfel de cantitate (număr de moli) sau masă a acestei substanțe, care în reacțiile chimice este echivalentă cu (adică adaugă, înlocuiește, eliberează) 1 mol (sau 1 g) de ioni de hidrogen H + sau hidrogen atomic H. Pentru acizi și baze, valoarea masa molară a echivalentului chimic M eq, calculat din Masă molară M luând în considerare numărul de ioni de hidrogen scindați de molecula de acid sau numărul de ioni de hidroxid scindați de molecula de bază în timpul disocierii:

; .

Astfel, ele arată ce masă din masa totală a unui mol dintr-o substanță este echivalentă în reacție cu un mol de ioni încărcați individual. În mod similar, atunci când se află masa molară a echivalentului chimic al unui ion individual, masa molară (sau atomică) a ionului este împărțită la sarcina acestuia. z, calculând câtă masă cade pe o unitate de sarcină:

.

Calculul masei molare echivalente a ionilor de magneziu și calciu este prezentat în subsecțiunea 1.1. când se consideră unități de rigiditate.

Calculul concentrației soluției analizate. Evident, cu cât volumul soluției standard de titrant este mai mare V standard cheltuit pentru a ajunge la punctul de echivalență și cu cât este mai mare concentrația acestui titrant C standard (în continuare vorbim doar despre concentrația normală, deci indicele „n” din denumire C n poate fi omis), cu atât concentrația este mai mare C x soluție titrată analizată, adică în calcul rezultă că
C x ~ C stand · V std. În același timp, cu cât trebuie cheltuit mai mult titrant, cu atât se ia mai mult soluția titrată inițială; pentru a lua în considerare acest lucru la calcul C x produsul dintre volumul și concentrația titrantului uzat trebuie atribuit volumului soluției titrate V x:

.

1.4.2. Determinarea durității carbonatice a apei

Pentru a determina duritatea carbonatului, un anumit volum de apă de testare este titrat cu o soluție standard de acid clorhidric în prezența indicatorului de metil portocaliu. În acest caz, reacțiile cu hidrocarbonați au loc:

Ca (HCO3)2 + 2HCI \u003d CaCl2 + 2CO2 + 2H2O;

Mg (HCO3)2 + 2HCI \u003d MgCl2 + 2CO2 + 2H20;

și carbonați:

CaCO3 + 2HCl \u003d CaCl2 + CO2 + H2O;

MgCO3 + 2HCl \u003d MgCl2 + CO2 + H2O.

Când se atinge punctul de echivalență, când toți carbonații și hidrocarbonații au reacționat, indicatorul își schimbă culoarea de la galben la portocaliu.

1.4.3. Determinarea durității totale a apei

La determinarea durității totale, se utilizează o metodă de titrare, care se numește metoda complexometrică, deoarece folosește substanțe cu denumirea comună complexones. Unul dintre complexuri, cel mai folosit -
trilon B(acesta este marca sub care acest produs chimic a fost lansat pentru prima dată). Este un derivat al unui acid organic, a cărui moleculă conține doi atomi de hidrogen care pot fi înlocuiți cu atomi de metal. Fără a lua în considerare structura moleculei Trilon B, folosim simbolul său general acceptat: H 2 Y.

Definiția se bazează pe faptul că ionii de calciu și magneziu formează compuși complecși solubili cu Trilon B:

Ca2+ + H2Y → + 2H+;

Mg2+ + H2Y → + 2H+.

Ca indicatori, sunt utilizați reactivi care dau compuși colorați caracteristic cu ionii în curs de determinare. Când se atinge punctul de echivalență, când aproape toți ionii de Ca 2+ și Mg 2+ se leagă de Trilon B în complexe și concentrația lor în soluție scade brusc, culoarea soluției se schimbă. Titrarea trebuie efectuată într-un mediu ușor alcalin (pentru a lega ionii de hidrogen rezultați), prin urmare, pe lângă indicator, la soluția titrată se adaugă așa-numitul indicator. soluție tampon, care asigură constanța valorii pH-ului (în timpul implementării acestei titrari, se adaugă soluție tampon de amoniac, care menține un pH constant în intervalul 8 ... 10 unități).

PARTEA EXPERIMENTALĂ

1. Folosind metoda de titrare acido-bazică, determinați duritatea carbonatică a apei de la robinet.

2. Determinați duritatea totală a apei de la robinet folosind titrare complexometrică.

3. Pe baza datelor experimentale se face o concluzie despre nivelul de duritate al apei studiate si se calculeaza valoarea duritatii constante.

Experiență 1. Determinarea durității carbonatice

Se toarnă 100 ml din apă (de la robinet) studiată în două baloane conice (măsurându-l cu un cilindru gradat), se adaugă
5-6 picături de soluție indicator de metil portocaliu. Unul dintre baloane este cel de control; folosit pentru a observa schimbarea culorii unei soluții într-un alt balon în timpul titrarii. Înregistrați nivelul inițial de titrant în biuretă.

Înainte de titrare, asigurați-vă că există suficientă soluție în biuretă și că duza de sticlă este complet umplută cu lichid. Bulele de aer din gura de scurgere sunt stoarse de fluxul de lichid prin rotirea tubului de gura în sus la un unghi de aproximativ 45°. Ieșirea pentru biuretă este un tub de cauciuc cu o minge de sticlă în interior. Pentru a scurge lichidul, trageți ușor peretele tubului departe de minge cu degetul mare și arătător, astfel încât să se formeze un spațiu între ele. Umpleți biureta prin pâlnie, după care pâlnia este scoasă din orificiul de sus; dacă nu se face acest lucru, soluția rămasă în pâlnie se poate scurge în timpul titrarii, iar măsurarea volumului va fi inexactă.

Dacă este necesar, adăugați soluția de titrant în biuretă, aducând nivelul la zero. Se adaugă 0,1 N în al doilea balon din biuretă. soluție de acid clorhidric până când culoarea indicatorului se schimbă de la galben la portocaliu (culoarea rezultată poate fi numită mai degrabă piersică).

Suprafața lichidului din biuretă apare ca o bandă largă concavă ( menisc). Citirea valorilor pe scară se efectuează de-a lungul marginii inferioare a meniscului, ochiul observatorului ar trebui să fie la nivelul meniscului. Titrantul din biuretă se toarnă mai întâi destul de repede, amestecând continuu conținutul balonului cu mișcări de rotație. Bila este presată cu mâna stângă, în timp ce balonul este ținut și amestecat cu mâna dreaptă. Titrarea se efectuează în picioare! Culoarea soluției se observă punând o foaie de hârtie albă sub balon pentru condiții de observare mai bune. Pe măsură ce se apropie sfârșitul titrarii, care poate fi judecat după apariția unui „nor” de culoare roz în centrul balonului, care dispare imediat cu o agitare suplimentară, titrantul se toarnă picătură cu picătură. Soluția ar trebui să își schimbe culoarea de la adăugarea unei picături specifice; în acest moment, „norul” roz nu va dispărea, ci se va răspândi în întreaga soluție.

Pentru a vă asigura că nu există erori aleatorii semnificative la efectuarea titrarii și la măsurarea volumului soluției titrate, titrarea se repetă de două sau de trei ori și se calculează valoarea medie. V standard, care este folosit în continuare pentru calcule.

Înregistrați nivelul soluției în biuretă și calculați volumul de titrant utilizat pentru titrare ca diferență între citirile finale și inițiale. Repetați titrarea (puteți folosi un „balon de control”). Calculați volumul soluției standard ca medie a celor două titrări. Calculați duritatea carbonatului W carb a apei de testat (în mmol echiv/l) folosind formula:

,

Unde Cu HCl este concentrația molară a echivalentului (normalității) unei soluții de acid clorhidric; V HCl este volumul de acid clorhidric utilizat pentru titrare; V echiv mol/l la mmol echiv/l.

Experiența 2. Determinarea rigidității totale

Titrarea se efectuează în prezența indicatorului " crom albastru închis". Se toarnă 25 ml de apă de testare într-un balon conic și se adaugă apă distilată până la un volum total de 100 ml (se măsoară cu un cilindru). Se adaugă 5 ml soluție tampon de amoniac și
5-7 picături de soluție indicator de crom albastru închis; în acest caz, soluția capătă o culoare roșie vin.

Înregistrați nivelul inițial de titrant în biuretă. Dacă este necesar, adăugați soluția de titrant în biuretă, aducând nivelul la zero. Din biuretă picatura cu picatura adăugați 0,1 n. Soluție Trilon B până când culoarea soluției se schimbă de la roșu vin la liliac albăstrui.

Spre deosebire de titrarea din primul experiment, unde reacția are loc aproape instantaneu, interacțiunea Trilon B cu calciul și magneziul necesită o anumită perioadă de timp vizibilă. Pentru a nu rata momentul atingerii punctului de echivalență, titrantul se adaugă încă de la începutul titrarii în picături separate cu un interval de două sau trei secunde observând cu atenție dacă culoarea soluției titrate se modifică. Dacă titrantul este adăugat mai repede, atunci o anumită cantitate din acesta va cădea în soluția deja titrată, care nu a avut încă timp să își schimbe culoarea; ca urmare, soluția va fi supratratată, iar volumul utilizat pentru titrare va fi supraestimat.

Înregistrați nivelul soluției în biuretă și calculați volumul de titrant utilizat pentru titrare ca diferență între citirile finale și inițiale. Repetați titrarea. Calculați volumul soluției standard ca medie a celor două titrări. Calculați duritatea totală W a apei de testare (în mmol echiv/l) folosind formula:

,

Unde Cu TrB - concentrația molară a echivalentului (normalității) soluției Trilon B; V TrB este volumul de Trilon B utilizat pentru titrare; V cercetare - volumul apei investigate; 1000 - factor de conversie de la echiv mol/l la mmol echiv/l.

Pe baza datelor obținute, trageți o concluzie despre nivelul de duritate al apei studiate.

Neglijând contribuția carbonaților la valoarea durității constante și presupunând că în acest caz duritatea temporară a apei coincide cu duritatea carbonatului, adică. W carb \u003d W wr, calculați duritatea permanentă a apei din diferența dintre duritatea totală și cea temporară.

F post \u003d F total - F vr.

SARCINA DE CONTROL

1. 1 litru de apă conține 36,47 mg de ion de magneziu și 50,1 mg de ion de calciu. Care este duritatea apei?

3. Care este duritatea carbonatică a apei dacă 1 litru din aceasta conține 0,292 g de bicarbonat de magneziu și 0,2025 g de bicarbonat de calciu?

ÎNTREBĂRI DE TEST

1. Ce componente determină duritatea apei naturale?

2. Unitati de masura a rigiditatii. Gradarea apelor naturale în funcție de gradul de duritate.

3. Ce duritate se numește carbonat, necarbonat, temporar, permanent și de ce? Ce componente determină fiecare dintre aceste tipuri de rigiditate?

4. Efect nociv al durității apei.

5. Metode cu reactivi pentru eliminarea diferitelor tipuri de duritate a apei (scrieți ecuații pentru reacțiile corespunzătoare).

6. Ce sunt schimbătoarele de ioni? Clasificarea schimbătoarelor de ioni după diverse criterii. Procese de schimb ionic. Diferite forme
schimbătoare de ioni.

7. Demineralizarea si dedurizarea apei prin schimb ionic.

8. Două abordări ale analizei chimice. Esența metodei titrimetrice de analiză.

9. Tehnica de lucru și dispozitivele utilizate în implementarea metodei titrimetrice de analiză.

10. Formula de calcul a concentrației soluției analizate în analiza titrimetrică.

11. S-au folosit reactivi si indicatori si ecuatii ale reactiilor chimice la determinarea carbonatului si a duritatii totale a apei.

Principal

1. Korovin N.V. Chimie generală: manual. pentru tehnic direcțională si deosebita universități. - M.: Mai sus. şcoală, 2007. - 556 p. (și edițiile anterioare)

2. Glinka N. L. Chimie generală: manual. indemnizație pentru universități. - M. : Integral-PRESS, 2008. - 728 p. (și edițiile anterioare)

3. Drobasheva T. I. Chimie generală: manual. pentru universitati. - Rostov n/a: Phoenix, 2007. - 448 p.

4. Glinka N. L. Sarcini și exerciții de chimie generală: manual.
indemnizație pentru non-el. specialități universitare. - M. : Integral-PRESS, 2006. - 240 p. (și edițiile anterioare)

5. Lidin R. A. Probleme de chimie anorganică: manual. alocație pentru tehnologia chimică. universități / R.A.Lidin, V.A. Molochko, L. L. Andreeva; ed. R. A. Lidina. - M.: Mai sus. şcoală, 1990. - 319 p.

Adiţional

6. Akhmetov N. S. Chimie generală și anorganică: manual. pentru universităţi - M .: Mai mare. scoala, ed. Centrul „Academia”, 2001. - 743 p. (și edițiile anterioare)

7. Homcenko I.G. Chimie generală: manual. pentru non-el. universități -
Moscova: Noul Val; ONIX, 2001. - 463 p.

Ediție educațională

Atelier de laborator

În două părți

Compilat de Valery Tarasovich Fomichev,
Oleg Alexandrovich Kuznechikov, Vera Anatolyevna Andronova și alții.

Aspect O.A. Lăcuste

Semnat pentru publicare la 25.01.10. Format 60x84/16.

Hartie offset. Captură ecran. Orele căștilor.

Uch.-ed. l. 4,80. Conv. cuptor l. 5,58. Tiraj 200 de exemplare. Ordinul nr. 104

Instituție de învățământ de stat
studii profesionale superioare

„Universitatea de Stat de Arhitectură și Inginerie Civilă din Volgograd”

Tipărit în deplină conformitate cu originalul transmis de autori
în sectorul tipar operațional CIT

400074, Volgograd, st. Academic, 1

chimie

ATELIER DE LABORATOR

În două părți

Partea 2

Volgograd 2010

* calcul mase de un echivalent molar substanță sau un ion individual (uneori spun pur și simplu „echivalent chimic” și folosesc denumirea E) vezi mai departe în materialul pentru lucrul de laborator „Duritatea apei” (p. 90-91)

* barbotare (barbotare) - trecerea gazului (sau aburului) printr-un strat de lichid, alimentat de obicei printr-un dispozitiv de distribuție cu un număr mare de orificii mici (barbotare) în partea inferioară a aparatului

* Casimir Fayans (1887-1975) - fizician chimist american; N. P. Peskov (1880-1940) Fiziochimist sovietic, autor al monografiei „Fundamentul fizic și chimic al științei coloidale” (1934)

* Hans Schulze (1853-1892) - chimist german, William Hardy (1864-1934) - biolog englez; a studiat stabilitatea soluţiilor coloidale

* pentru simplificarea prezentării, în continuare nu se consideră că MgCO 3 reacţionează cu apa fierbinte pentru a forma hidroxid de magneziu iar la fierberea apei se produce descompunerea bicarbonatului de magneziu conform reacţiei:
Mg (HCO 3) 2 \u003d Mg (OH) 2 ↓ + 2CO 2

*conform terminologiei acceptate anterior mg-echiv/l

* vezi nota de la p. 80

* lignina este un compus polimeric care constituie 20-30% din greutatea lemnului; obținut industrial ca deșeu în producția de celuloză

* folosiți și termenul solutii titrate, deoarece pentru toate soluțiile utilizate în titrimetrie, valoarea concentrației poate fi întotdeauna determinată prin titrare cu o altă soluție standard adecvată

Informații similare.

Umplut cu titrant până la marcajul zero. Titrarea pornind de la alte semne nu este recomandată, deoarece scara biuretei poate fi neuniformă. Biuretele se umplu cu soluție de lucru printr-o pâlnie sau cu ajutorul unor dispozitive speciale dacă biureta este semiautomată. Punctul final al titrării (punctul de echivalență) este determinat prin indicatori sau prin metode fizico-chimice (prin conductivitate electrică, transmisie luminoasă, potențial electrod indicator etc.). Rezultatele analizei sunt calculate în funcție de cantitatea de soluție de lucru utilizată pentru titrare.

Tipuri de analiză titrimetrică

Analiza titrimetrică se poate baza pe diferite tipuri de reacții chimice:

• titrare acido-bazică - reacții de neutralizare;
• titrare redox (permanganatometrie, iodometrie, cromatometrie) - reacții redox;
• titrare prin precipitare (argentometrie) - reacții care apar cu formarea unui compus slab solubil, în timp ce se modifică concentrația ionilor precipitați în soluție;
• titrare complexometrică - reacții bazate pe formarea de compuși complecși puternici ai ionilor metalici cu un complexon (de obicei EDTA), în timp ce se modifică concentrația ionilor metalici în soluția titrată.

Tipuri de titrare

Se face o distincție între titrarea directă, inversă și substituentă.

• La titrare directă la o soluție de analit (o alicotă sau o probă, o substanță titrată) se adaugă o soluție de titrant (soluție de lucru) în porții mici.

• La titrare înapoi mai întâi, se adaugă un exces cunoscut dintr-un reactiv special în soluția de analit, iar apoi reziduul acestuia, care nu a intrat în reacție, este titrat.

• La titrare de substituție mai întâi, se adaugă un anumit exces dintr-un reactiv special în soluția de analit și apoi se titrage unul dintre produsele de reacție dintre analit și reactivul adăugat.

Vezi si

Legături

Fundația Wikimedia. 2010 .

Laboratorul #8

ANALIZA TITRIMETRICA

Scopul lucrării: să se familiarizeze cu elementele de bază ale analizei titrimetrice, să studieze principalele metode și tehnici de titrare.

PARTEA TEORETICĂ

1. Esența analizei titrimetrice. Noțiuni de bază.

Analiza titrimetrică (volumetrică) este unul dintre cele mai importante tipuri de analiză cantitativă. Principalele sale avantaje sunt acuratețea, viteza de execuție și posibilitatea utilizării acestuia pentru a determina o mare varietate de substanțe. Determinarea conținutului unei substanțe într-o analiză titrimetrică se efectuează ca urmare a reacției unei cantități exact cunoscute dintr-o substanță cu o cantitate necunoscută a unei alte substanțe, urmată de calculul cantității de substanță care trebuie determinată conform la ecuația reacției. Reacția care decurge în acest caz trebuie să fie stoechiometrică, adică substanțele trebuie să reacționeze strict cantitativ, conform coeficienților din ecuație. Numai în această condiție reacția poate fi utilizată pentru analiză cantitativă.

Operația principală a analizei titrimetrice este titrare- amestecarea treptată a substanţelor până la terminarea completă a reacţiei. De obicei, soluțiile de substanțe sunt utilizate în analiza titrimetrică. În timpul titrarii, o soluție dintr-o substanță este adăugată treptat la o soluție a unei alte substanțe până când substanțele au reacționat complet. Soluția care se toarnă se numește titrant, se numește soluția la care se adaugă titrantul soluție titrată. Volumul de soluție titrată care este titrată se numește parte alicotă sau volum alicot.

Punct de echivalare numit momentul care are loc în timpul titrarii, când reactanții au reacționat complet. În acest moment sunt în cantități echivalente , adică suficient pentru reacția completă, fără reziduuri.

Pentru titrare se folosesc soluții cu concentrații precis cunoscute, care se numesc standard sau titrat. Există mai multe tipuri de soluții standard.

standard primar numită soluție cu o concentrație precis cunoscută, preparată de o probă exactă a substanței. Substanța pentru prepararea etalonului primar trebuie să aibă o anumită compoziție și să aibă un anumit grad de puritate. Conținutul de impurități din acesta nu trebuie să depășească normele stabilite. Adesea, substanța este supusă unei purificări suplimentare pentru a prepara soluții standard. Înainte de cântărire, substanța este uscată într-un desicator peste un agent de uscare sau păstrată la o temperatură ridicată. Proba se cântărește pe o balanță analitică și se dizolvă într-un anumit volum de solvent. Soluția standard rezultată nu trebuie să își schimbe proprietățile în timpul depozitării. Depozitați soluțiile standard în recipiente bine închise. Dacă este necesar, acestea sunt protejate de lumina directă a soarelui și de expunerea la temperaturi ridicate. Soluțiile standard ale multor substanțe (HCl, H2SO4, Na2B4O7 etc.) pot fi păstrate ani de zile fără modificarea concentrației.

Datorită faptului că prepararea unei substanțe pentru prepararea unei soluții standard este un proces lung și laborios, industria chimică produce așa-numitele. canale fixe. Fixanal este o fiolă de sticlă în care este sigilată o anumită cantitate de substanță. Fiola este spartă, iar substanța este transferată cantitativ într-un balon cotat, aducând apoi volumul de lichid la semn. Utilizarea fixanelor simplifică foarte mult procesul și reduce timpul de preparare a soluției standard.

Unele substanțe sunt greu de obținut într-o formă chimică pură (de exemplu, KMnO4). Datorită conținutului de impurități, este adesea imposibil să se preleveze o probă exactă a unei substanțe. În plus, soluțiile multor substanțe își schimbă proprietățile în timpul depozitării. De exemplu, soluțiile alcaline sunt capabile să absoarbă dioxidul de carbon din aer, drept urmare concentrația lor se modifică în timp. În aceste cazuri, se folosesc standarde secundare.

standard secundar numită soluție a unei substanțe cu o concentrație precis cunoscută, care se stabilește conform standardului primar. Standardele secundare (ex. soluții de KMnO4, NaOH etc.) sunt depozitate în aceleași condiții ca standardele primare, dar concentrația lor este verificată periodic față de soluțiile standard ale așa-numitelor substanțe de referință.

2. Metode și tipuri de titrare.

În timpul procesului de titrare, o parte alicotă din soluție este de obicei luată în balon, apoi soluția de titrant este turnată în el din biuretă în porțiuni mici până când se atinge punctul de echivalență. La punctul de echivalență, se măsoară volumul de titrant utilizat pentru titrarea soluției. Titrarea poate fi efectuată în mai multe moduri.

titrare directă este că soluția analitului DAR titrat cu soluție standard de titrant LA. Metoda de titrare directă este utilizată pentru titrarea soluțiilor de acizi, baze, carbonați etc.

La verso titrarea unei alicote din soluția standard LA titrată cu o soluţie de analit DAR. Titrarea inversă este utilizată atunci când analitul este instabil în condițiile în care se efectuează titrarea. De exemplu, oxidarea nitriților cu permanganat de potasiu are loc într-un mediu acid.

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

Dar nitriții înșiși sunt instabili într-un mediu acid.

2NaNO2 + H2SO4® Na2S04 + 2HNO2

Prin urmare, o soluție standard de permanganat, acidulată cu acid sulfuric, este titrată cu o soluție de nitriți, a cărei concentrație urmează să fie determinată.

Titrare înapoi utilizat în cazurile în care titrarea directă nu este aplicabilă: de exemplu, din cauza unui conținut foarte scăzut de analit, incapacitatea de a determina punctul de echivalență, cu o reacție lentă etc. În timpul titrarii inverse la o alicotă a analitului DAR adăugați un volum măsurat cu precizie dintr-o soluție standard a unei substanțe LA luate in exces. Excesul nereacționat al unei substanțe LA determinată prin titrare cu o soluţie standard a excipientului Cu. Prin diferența dintre cantitatea inițială a substanței LAși cantitatea ei rămasă după reacție, determinați cantitatea de substanță LA care a reacționat cu o substanță DAR, pe baza căruia se calculează conținutul substanței DAR.

Titrare indirectă sau titrare cu substituent. Se bazează pe faptul că nu substanța în sine este titrată, ci produsul reacției sale cu o substanță auxiliară. Cu.

Substanţă D trebuie să fie format strict cantitativ în raport cu substanţa DAR. Determinarea conținutului de produs de reacție D titrare cu o soluție standard a unei substanțe LA, conform ecuației reacției, se calculează conținutul de analit DAR.

Reacțiile care sunt utilizate în analiza titrimetrică ar trebui să fie strict stoichiometrice, să se desfășoare suficient de repede și, dacă este posibil, la temperatura camerei. În funcție de tipul de reacție care are loc, există:

titrare acido-bazică, pe baza reacţiei de neutralizare.

titrare redox, pe baza reacțiilor redox.

titrare complexometrică, pe baza reacţiilor complexe de formare.

3. Titrare acido-bazică.

Titrarea acido-bazică se bazează pe o reacție de neutralizare între un acid și o bază. Ca rezultat al reacției de neutralizare, se formează sare și apă.

HAN + KtOH ® KtAn + H2O

Reacția de neutralizare are loc aproape instantaneu la temperatura camerei. Titrarea acido-bazică este utilizată pentru determinarea acizilor, bazelor, precum și a multor săruri ale acizilor slabi: carbonați, borați, sulfiți etc. Prin această metodă se pot titra amestecuri de diverși acizi sau baze, determinându-se separat conținutul fiecărui component. .

Când un acid este titrat cu o bază sau invers, are loc o schimbare treptată a acidității mediului, care este exprimată prin valoarea pH-ului. Apa este un electrolit slab care se disociază conform ecuației.

H2O® H+ + OH-

Produsul dintre concentrația ionilor de hidrogen și concentrația ionilor de hidroxil este o valoare constantă și se numește produs ionic al apei.

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

Într-un mediu neutru, concentrațiile ionilor de hidrogen și hidroxid sunt egale și se ridică la 10-7 m/l. Produsul ionic al apei rămâne constant atunci când se adaugă în apă un acid sau o bază. Când se adaugă un acid, concentrația de ioni de hidrogen crește, ceea ce duce la o deplasare a echilibrului disocierii apei spre stânga, în urma căreia concentrația ionilor de hidroxid scade. De exemplu, dacă = 10-3m/l, atunci = 10-11m/l. Produsul ionic al apei va rămâne constant.

Dacă creșteți concentrația de alcali, atunci concentrația de ioni de hidroxid va crește, iar concentrația de ioni de hidrogen va scădea, și produsul ionic al apei va rămâne constant. De exemplu, = 10-2, = 10-12

pH pH se numește logaritm zecimal negativ al concentrației ionilor de hidrogen.

pH \u003d - lg. (2)

Pe baza ecuației (1), putem concluziona că într-un mediu neutru, pH = 7.

pH \u003d - lg 10-7 \u003d 7.

Într-un pH acid< 7, в щелочной рН >7. În mod similar, formula pentru pOH este derivată din ecuația (1).

pOH \u003d - lg \u003d 14 - pH. (3)

În cursul titrarii acido-bazice, pH-ul soluției se modifică cu fiecare porțiune de titrant adăugat. La punctul de echivalență, pH-ul atinge o anumită valoare. În acest moment, titrarea trebuie oprită și trebuie măsurat volumul de titrant utilizat pentru titrare. Pentru a determina pH-ul la punctul de echivalență, construiți curba de titrare- graficul dependenței pH-ului soluției de volumul titrantului adăugat. Curba de titrare poate fi construită experimental prin măsurarea pH-ului în diferite puncte din titrare sau calculată teoretic folosind formulele (2) sau (3). Ca exemplu, luați în considerare titrarea acidului tare HCl cu baza tare NaOH.

Tabelul 1. Titrarea a 100 ml de soluție de HCI 0,1 M cu soluție de NaOH 0,1 M.

	nNaOH (mol)	nHCl (mol) a reacţionat.	nHCl rămas în soluție (mol)
	1,00 10-2	1,00 10-2

Pe măsură ce se adaugă alcali la o soluție acidă, cantitatea de acid scade și pH-ul soluției crește. La punctul de echivalență, acidul este complet neutralizat de alcali și pH = 7. Reacția soluției este neutră. Cu adăugarea suplimentară de alcali, pH-ul soluției este determinat de cantitatea în exces de NaOH. Când adăugați 101 și 110 ml. Soluție de NaOH, excesul de alcali este de 1, respectiv 10 ml. Cantitatea de NaOH în aceste două puncte, pe baza formulei pentru concentrația molară a soluției, este mol și, respectiv, 1 10-3 mol.

Pe baza formulei (3) pentru o soluție titrată cu un exces de alcali 1 și 10 ml. avem valori pH de 10, respectiv 11. Pe baza valorilor pH calculate, construim o curbă de titrare.

Curba de titrare arată că la începutul titrarii, pH-ul soluției este determinat de prezența acidului clorhidric în soluție și se modifică ușor atunci când se adaugă o soluție alcalină. Aproape de punctul de echivalență, are loc o creștere bruscă a pH-ului atunci când se adaugă o cantitate foarte mică de alcali. La punctul de echivalență, în soluție sunt prezente doar sare și apă. Sarea unei baze puternice și a unui acid puternic nu suferă hidroliză și, prin urmare, reacția soluției este neutră pH = 7. Adăugarea suplimentară de alcali duce la o creștere a pH-ului soluției, care, de asemenea, se modifică ușor față de volum. a titrantului adăugat, ca la începutul titrarii. În cazul titrarii acizilor tari cu baze tari și invers, punctul de echivalență coincide cu punctul neutru al soluției.

Când un acid slab este titrat cu o bază puternică, se observă o imagine ușor diferită. Acizii slabi din soluții nu se disociază complet și se stabilește echilibrul în soluție.

HAN® H+ + An-.

Constanta acestui echilibru se numește constanta de disociere a acidului.

(4)

Deoarece un acid slab nu se disociază complet, concentrația ionilor de hidrogen nu poate fi redusă la concentrația totală a acidului din soluție, așa cum a fost cazul unei titrari cu acid puternic. (6)

Când se adaugă o soluție alcalină la o soluție de acid slab, în ​​soluție se formează o sare a unui acid slab. Se numesc soluții care conțin un electrolit slab și sarea acestuia soluții tampon. Aciditatea lor depinde nu numai de concentrația unui electrolit slab, ci și de concentrația de sare. Formula (5) poate fi utilizată pentru a calcula pH-ul soluțiilor tampon.

СKtAn este concentrația de sare din soluția tampon.

KD este constanta de disociere a unui electrolit slab

CHAn este concentrația unui electrolit slab în soluție.

Soluțiile tampon au proprietatea de a menține o anumită valoare a pH-ului atunci când se adaugă un acid sau o bază (de unde și denumirea lor). Adăugarea unui acid puternic la o soluție tampon face ca acidul slab să fie deplasat din sarea sa și, în consecință, la legarea ionilor de hidrogen:

KtAn + H+ ® Kt+ + HAN

Când se adaugă o bază tare, aceasta din urmă este imediat neutralizată de acidul slab prezent în soluție pentru a forma o sare,

HAN + OH-® HOH + An-

ceea ce duce şi la stabilizarea pH-ului soluţiei tampon. Soluțiile tampon sunt utilizate pe scară largă în practica de laborator în cazurile în care este necesar să se creeze un mediu cu o valoare constantă a pH-ului.

Ca exemplu, luați în considerare titrarea a 100 ml. 0,1 M. soluție de acid acetic CH3COOH, 0,1 M. soluție de NaOH.

Când se adaugă alcali la o soluție de acid acetic, are loc o reacție.

CH3COOH + NaOH® CH3COOHa + H2O

Din ecuația reacției se poate observa că CH3COOH și NaOH reacționează într-un raport de 1:1, prin urmare, cantitatea de acid care a reacționat este egală cu cantitatea de alcali conținută în titrantul turnat. Cantitatea de acetat de sodiu CH3COOHa formată este, de asemenea, egală cu cantitatea de alcali care a intrat în soluție în timpul titrarii.

La punctul de echivalență, acidul acetic este complet neutralizat și acetat de sodiu este prezent în soluție. Cu toate acestea, reacția soluției la punctul de echivalență nu este neutră deoarece acetatul de sodiu, ca sare a unui acid slab, suferă hidroliză la anion.

CH3COOH - + H + OH-® CH3COOH + OH-.

Se poate demonstra că concentrația ionilor de hidrogen într-o soluție de sare a unui acid slab și a unei baze tare poate fi calculată din formulă.

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

CH3COOH a reacţionat.

CH3COOH rămas în soluție

1,00 10-2

1,00 10-2

0 ,100

Pe baza datelor obținute, construim o curbă de titrare pentru un acid slab cu o bază tare.

Curba de titrare arată că punctul de echivalență în titrarea unui acid slab cu o bază tare nu coincide cu punctul neutru și se află în regiunea reacției alcaline a soluției.

Curbele de titrare vă permit să determinați cu precizie pH-ul soluției la punctul de echivalență, ceea ce este important pentru determinarea punctului final al titrarii. Punctul de echivalență poate fi determinat prin metoda instrumentală, măsurând direct pH-ul soluției cu ajutorul unui pH-metru, dar mai des se folosesc indicatori acido-bazici în aceste scopuri. Indicatorii prin natura lor sunt substanțe organice care își schimbă culoarea în funcție de pH-ul mediului. Prin ei înșiși, indicatorii sunt acizi sau baze slabe care se disociază reversibil conform ecuației:

HInd ® H+ + Ind-

Formele moleculare și ionice ale indicatorului au culori diferite și se schimbă una în alta la o anumită valoare a pH-ului. Intervalul de pH în care indicatorul își schimbă culoarea se numește interval de tranziție al indicatorului. Pentru fiecare indicator, intervalul de tranziție este strict individual. De exemplu, indicatorul roșu de metil își schimbă culoarea în intervalul de pH = 4,4 - 6,2. La pH< 4,4 индикатор окрашен в красный цвет, при рН >6.2, în galben. Fenolftaleina este incoloră într-un mediu acid; în intervalul de pH = 8-10, capătă o culoare purpurie. Pentru a alege indicatorul potrivit, este necesar să se compare intervalul de tranziție al acestuia cu saltul de pH pe curba de titrare. Intervalul de tranziție al indicatorului ar trebui, dacă este posibil, să coincidă cu saltul de pH. De exemplu, atunci când un acid puternic este titrat cu o bază puternică, se observă o creștere a pH-ului în intervalul 4-10. Acest interval include intervalele de tranziție ale unor indicatori precum roșu de metil (4,4 - 6,2), fenolftaleină (8 - 10), turnesol (5 - 8). Toți acești indicatori sunt potriviți pentru stabilirea punctului de echivalență în acest tip de titrare. Indicatori precum galbenul de alizarina (10 - 12), albastrul de timol (1,2 - 2,8) sunt complet nepotriviți în acest caz. Utilizarea lor va da rezultate de analiză complet incorecte.

Atunci când alegeți un indicator, este de dorit ca schimbarea culorii să fie cea mai contrastantă și cea mai clară. În acest scop, se folosesc uneori amestecuri de diverși indicatori sau amestecuri de indicatori cu coloranți.

3. Titrare redox.

(redoximetrie, oxidimetrie.)

Metodele redox includ un grup extins de metode de analiză titrimetrică bazate pe apariția reacțiilor redox. Titrarile redox folosesc o varietate de agenți oxidanți și reducători. În acest caz, este posibil să se determine agenți reducători prin titrare cu soluții standard de agenți de oxidare și invers, determinarea agenților de oxidare cu soluții standard de agenți de reducere. Datorită varietății mari de reacții redox, această metodă face posibilă determinarea unui număr mare de substanțe variate, inclusiv a celor care nu prezintă direct proprietăți redox. În acest din urmă caz, se utilizează titrarea inversă. De exemplu, la determinarea calciului, ionii săi precipită oxalat - un ion

Ca2+ + C2O42- ® CaC2O4¯

Excesul de oxalat este apoi titrat cu permanganat de potasiu.

Titrarea redox are o serie de alte avantaje. Reacțiile redox sunt suficient de rapide pentru a permite titrarilor să fie efectuate în doar câteva minute. Multe dintre ele procedează în medii acide, neutre și alcaline, ceea ce extinde foarte mult posibilitățile de utilizare a acestei metode. În multe cazuri, fixarea punctului de echivalență este posibilă fără utilizarea indicatorilor, deoarece soluțiile de titrant utilizate sunt colorate (KMnO4, K2Cr2O7), iar la punctul de echivalență culoarea soluției titrate se schimbă de la o picătură de titrant. Principalele tipuri de titrări redox se disting prin agentul de oxidare utilizat în reacție.

Permanganatometrie.

În această metodă de titrare redox, agentul de oxidare este permanganatul de potasiu KMnO4. Permanganatul de potasiu este un agent oxidant puternic. Este capabil să reacționeze în medii acide, neutre și alcaline. despre medii diferite, capacitatea de oxidare a permanganatului de potasiu nu este aceeași. Este cel mai pronunțat într-un mediu acid.

Mn04- + 8H+ +5e® Mn+ + 4H2O

MnO4- + 2H2O + 3e ® MnO2¯ + 4OH-

MnO4- + e ® MnO42-

Metoda permanganometrică poate fi utilizată pentru a determina o mare varietate de substanțe: Fe2+, Cr2+, Mn2+, Cl-, Br-, SO32-, S2O32-, NO2,- Fe3+, Ce4+, Cr2O72+, MnO2, NO3-, ClO3-.etc. . Multe substante organice: fenoli, amino zaharuri, aldehide, acid oxalic etc.

Permanganatometria are multe avantaje.

1. Permanganatul de potasiu este o substanță ieftină și ușor disponibilă.

2. Soluțiile de permanganat sunt colorate purpurie, astfel încât punctul de echivalență poate fi setat fără utilizarea indicatorilor.

3. Permanganatul de potasiu este un agent oxidant puternic și, prin urmare, potrivit pentru determinarea multor substanțe care nu sunt oxidate de alți agenți oxidanți.

4. Titrarea cu permanganat poate fi efectuată cu diferite reacții ale mediului.

Permanganatometria are și unele dezavantaje.

1. Permanganatul de potasiu este greu de obținut într-o formă pură din punct de vedere chimic. Prin urmare, este dificil să se pregătească o soluție standard pentru o probă exactă a unei substanțe. Pentru titrare se folosesc etaloane secundare de permanganat, a căror concentrație este stabilită în funcție de soluțiile standard ale altor substanțe: (NH4) 2C2O4, K4, H2C2O4 etc., care se numesc substanțe de fixare.

2. Soluțiile de permanganat sunt instabile și își modifică concentrația în timpul depozitării pe termen lung, care trebuie verificată periodic folosind soluții de substanțe de ajustare.

3. Oxidarea cu permanganat a multor substanțe la temperatura camerei are loc lent și este necesară încălzirea soluției pentru a desfășura reacția.

Iodometrie.

În titrarile iodometrice, iodul este agentul de oxidare. Iodul oxidează mulți agenți reducători: SO32-, S2O32-, S2-, N2O4, Cr2+ etc. Dar puterea de oxidare a iodului este mult mai mică decât cea a permanganatului. Iodul este slab solubil în apă, deci este de obicei dizolvat într-o soluție de KI. Concentrația soluției standard de iod este ajustată cu o soluție standard de tiosulfat de sodiu Na2S2O3.

2S2O32- + I2 ® S4O62- + 2I-

La determinarea iodometrică se folosesc diverse metode de titrare. Substanțele ușor oxidate cu iod sunt titrate direct cu soluție standard de iod. Așa se determină: CN-, SO32-, S2O32- etc.

Substanțele care sunt mai greu de oxidat cu iod sunt titrate folosind metoda de titrare inversă: se adaugă un exces de soluție de iod în soluția de analit. După terminarea reacției, excesul de iod este titrat cu o soluție standard de tiosulfat. Indicatorul în titrarea iodometrică este de obicei amidonul, care dă o culoare albastră caracteristică cu iod, al cărei aspect poate fi folosit pentru a aprecia prezența iodului liber în soluție.

Mulți agenți de oxidare sunt determinați prin titrare iodometrică indirectă: la o soluție de agent oxidant se adaugă un anumit volum dintr-o soluție standard de iodură de potasiu, se eliberează iod liber, care este apoi titrat cu o soluție standard de tiosulfat. Metoda de titrare indirectă determină Cl2, Br2, O3 KMnO4, BrO32- etc.

Avantajele metodei iodometrice.

1. Metoda iodometrică este foarte precisă și depășește alte metode de titrare redox în ceea ce privește precizia.

2. Soluțiile de iod sunt colorate, ceea ce permite în unele cazuri determinarea punctului de echivalență fără utilizarea indicatorilor.

3. Iodul este foarte solubil în solvenți organici, ceea ce face posibilă utilizarea lui pentru titrarea soluțiilor neapoase.

Iodometria are și unele dezavantaje.

1. Iodul este o substanta volatila si in timpul titrarii sunt posibile pierderile sale datorate evaporarii. Prin urmare, titrarea iodometrică trebuie efectuată rapid și, dacă este posibil, la rece.

2. Ionii de iodură sunt oxidați de oxigenul atmosferic, din acest motiv, titrarea iodometrică trebuie efectuată rapid.

3. Definiți conceptele: standard primar, etalon secundar, titrant, volum alicot, titrare.

4. Ce tipuri de analize titrimetrice există, pe ce se bazează clasificarea acestora?

5. Enumerați principalele tipuri de titrare redox. Oferiți o scurtă descriere a permanganatometriei și iodometriei.

6. Ce se numește punctul de echivalență? Care sunt modalitățile de stabilire a acestuia și care dintre ele au fost folosite în acest lucru de laborator?

7. Pentru ce sunt curbele de titrare? Care sunt principiile construcției lor în titrarile acido-bazice și redox?