Scopul lucrării : dobândirea deprinderilor în aplicarea uneia dintre metode analiza cantitativa– titrimetric, și instruire în tehnici de bază pentru prelucrarea statistică a rezultatelor măsurătorilor.
Partea teoretică
Analiza titrimetrică este o metodă cantitativă analiza chimica, bazat pe măsurarea volumului unei soluții de reactiv cu o concentrație precis cunoscută consumată pentru reacția cu analitul.
Determinarea titrimetrică a unei substanțe se realizează prin titrare - adăugarea uneia dintre soluții la alta în porțiuni mici și picături separate în timp ce se înregistrează (monitorizează) constant rezultatul.
Una dintre cele două soluții conține o substanță într-o concentrație necunoscută și reprezintă soluția analizată.
A doua soluție conține un reactiv de concentrație precis cunoscută și se numește soluție de lucru, soluție standard sau titrant.
Cerințe pentru reacțiile utilizate în analiza titrimetrică:
1. Capacitatea de a fixa punctul de echivalență, cea mai utilizată este observarea culorii acestuia, care se poate modifica în următoarele condiții:
Unul dintre reactanți este colorat, iar reactivul colorat își schimbă culoarea în timpul reacției;
Substanțele utilizate - indicatori - își schimbă culoarea în funcție de proprietățile soluției (de exemplu, în funcție de reacția mediului).
2. Cursul cantitativ al reacției, până la echilibru, caracterizat prin valoarea corespunzătoare a constantei de echilibru
3. Viteză suficientă de reacție chimică, deoarece Este extrem de dificil de fixat punctul de echivalență în reacții lente.
4. Absența reacțiilor secundare în care calculele precise sunt imposibile.
Metodele de analiză titrimetrică pot fi clasificate în funcție de natura reacției chimice care stă la baza determinării substanțelor: titrare acido-bazică (neutralizare), precipitare, complexare, oxido-reducere.
Lucrul cu soluții.
Flacon volumetric conceput pentru a măsura volumul exact de lichid. Sunt vase rotunde, cu fund plat, cu un gât îngust și lung, pe care există un semn la care trebuie umplut balonul (Fig. 1).
Fig.1 Baloane cotate
Tehnica de preparare a solutiilor in baloane cotate din fixanale.
Pentru a prepara o soluție din fixanal, fiola este spartă peste o pâlnie introdusă într-un balon cotat, conținutul fiolei este spălat cu apă distilată; apoi se dizolvă într-un balon cotat. Soluția din balonul cotat este adusă la semn. După aducerea nivelului lichidului la semn, soluția din balon se amestecă bine.
Biurete Sunt tuburi subțiri de sticlă gradate în mililitri (Fig. 2). Un robinet de sticlă este lipit la capătul inferior, ușor îngustat al biuretei sau un furtun de cauciuc cu o supapă cu bilă și este atașat o gura de sticlă. O biuretă este selectată pentru lucru în funcție de volumul de soluție utilizat în analiză.
Fig.2. Biurete
Cum se folosește o biuretă
1. Biureta se spală cu apă distilată.
2. Biureta pregătită pentru lucru este fixată vertical într-un suport folosind o pâlnie, soluția este turnată în biuretă, astfel încât nivelul acesteia să fie peste marcajul zero;
3. Îndepărtați bulele de aer de la capătul inferior extins al biuretei. Pentru a face acest lucru, îndoiți-l în sus și eliberați lichidul până când tot aerul este îndepărtat. Apoi capilarul este coborât în jos.
4. Nivelul lichidului din biuretă este setat la diviziunea zero.
5. Când efectuați o titrare, apăsați tubul de cauciuc pe partea laterală a mingii și scurgeți lichidul din biuretă în balon, rotindu-l pe acesta din urmă. Mai întâi, titrantul din biuretă este turnat într-un flux subțire. Când culoarea indicatorului în punctul în care cad picăturile titrantului începe să se schimbe, soluția se adaugă cu grijă, picătură cu picătură. Titrarea este oprită atunci când are loc o schimbare bruscă a culorii indicatorului datorită adăugării unei picături de titrant și se înregistrează volumul de soluție consumat.
6. La sfârșitul lucrării, titrantul se scurge din biuretă, biureta se spală cu apă distilată.
Metoda de titrare acido-bazică (neutralizare).
Metoda de titrare acido-bazică se bazează pe reacția dintre acizi și baze, adică. pentru reactii de neutralizare:
H + + OH¯ = H2O
La îndeplinirea acestei sarcini, se utilizează metoda de titrare acido-bazică, bazată pe utilizarea unei reacții de neutralizare:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Metoda constă în adăugarea treptată a unei soluții de acid sulfuric de concentrație cunoscută la o soluție a substanței care se determină - hidroxid de sodiu. Adăugarea soluției de acid se continuă până când cantitatea acesteia devine echivalentă cu cantitatea de hidroxid de sodiu care reacţionează cu aceasta, adică. până când alcaliul este neutralizat. Momentul neutralizării este determinat de schimbarea culorii indicatorului adăugat la soluția titrată. Conform legii echivalentelor conform ecuației:
C n (k-you) · V (k-you) = C n (alcalii) · V (alcalii)
Cn(k-ty) și Cn(alcali) – concentrații molare ale echivalenților soluțiilor de reacție, mol/l;
V (totale) și V (alcali) – volume de soluții de reacție, l (ml).
C (NaOH) și 
- concentraţii molare de echivalent NaOH şi H 2 SO 4 în soluţiile de reacţie, mol/l;
V(NaOH) și 
) - volume de soluții de reacție de alcali și acid, ml.
Exemple de rezolvare a problemelor.
1. Pentru neutralizarea a 0,05 l soluție acidă s-au folosit 20 cm 3 de soluție alcalină 0,5 N. Care este normalitatea unui acid?
2. Cât şi ce substanţă va rămâne în exces dacă se adaugă 120 cm 3 de soluţie 0,3 N de hidroxid de potasiu la 60 cm 3 de soluţie de acid sulfuric 0,4 N?
Soluția problemelor de determinare a pH-ului unei soluții și a concentrațiilor de diferite tipuri este prezentată în manual metodologic.
PARTEA EXPERIMENTALĂ
Primiți de la asistentul de laborator un balon cu o soluție alcalină de concentrație necunoscută. Se măsoară probe de 10 ml din soluția analizată în trei baloane de titrare conice folosind un cilindru gradat. Adăugați 2-3 picături de indicator metil portocaliu la fiecare dintre ele. Soluția va deveni galbenă (portocaliul de metil este galben într-un mediu alcalin și portocaliu-roșu într-un mediu acid).
Pregătiți instalația de titrare pentru lucru (Fig. 3 Clătiți biureta cu apă distilată, apoi umpleți-o cu o soluție de acid sulfuric de o concentrație precis cunoscută (concentrația molară a echivalentului de H 2 SO 4 este indicată pe tablă). sticla) peste zero diviziune. Îndoiți tubul de cauciuc cu vârful de sticlă în sus și, trăgând cauciucul departe de măslina de sticlă care acoperă ieșirea din biuretă, eliberați încet lichidul, astfel încât după umplerea vârfului să nu rămână bule de aer în el. Eliberați excesul de soluție de acid din biuretă într-un pahar de înlocuire, în timp ce meniscul inferior al lichidului din biuretă trebuie setat la zero.
Puneți unul dintre baloanele cu soluție alcalină sub vârful biuretei pe o foaie de hârtie albă și treceți direct la titrare: cu o mână, alimentați încet acidul din biuretă, iar cu cealaltă, amestecați continuu soluția în o mișcare circulară a balonului într-un plan orizontal. La sfârșitul titrarii, soluția acidă trebuie alimentată prin picurare din biuretă până când o picătură transformă soluția într-o culoare portocalie permanentă.
Determinați volumul de acid utilizat pentru titrare, cu o precizie de 0,01 ml. Numărați diviziunile biuretei de-a lungul meniscului inferior, în timp ce ochiul ar trebui să fie la nivelul meniscului.
Se repetă titrarea de încă 2 ori, de fiecare dată începând de la diviziunea zero a biuretei. Înregistrați rezultatele titrarii în tabelul 1.
Calculați concentrația soluției alcaline folosind formula:
tabelul 1
Rezultatele titrarii soluției de hidroxid de sodiu
Efectuați prelucrarea statistică a rezultatelor titrarii conform metodei descrise în anexă. Rezumați rezultatele prelucrării statistice a datelor experimentale în tabelul 2.
masa 2
Rezultatele prelucrării statistice a datelor experimentale din titrarea soluției de hidroxid de sodiu. Probabilitatea de încredere α = 0,95.
| n | S x |  |
||
Notați rezultatul determinării concentrației molare de echivalent NaOH în soluția analizată ca interval de încredere.
ÎNTREBĂRI PENTRU AUTOCONTROL
1. Soluția de hidroxid de potasiu are pH = 12. Concentrația bazei în soluție la disociere 100% este de ... mol/l.
1) 0,005; 2) 0,01; 3) 0,001; 4) 1.10 -12; 5) 0,05.
2. Pentru neutralizarea a 0,05 l soluție acidă s-au folosit 20 cm3 de soluție alcalină 0,5 N. Care este normalitatea unui acid?
1) 0,2 n; 2) 0,5 n; 3) 1,0 n; 4) 0,02 n; 5) 1,25 n.
3. Cât şi ce substanţă va rămâne în exces dacă se adaugă 125 cm 3 de soluţie 0,2 N de hidroxid de potasiu la 75 cm 3 de soluţie 0,3 N de acid sulfuric?
1) 0,0025 g alcali; 2) 0,0025 g acid; 3) 0,28 g alcali; 4) 0,14 g alcalii; 5) 0,28 g acid.
4. O metodă de analiză bazată pe determinarea creșterii punctului de fierbere se numește...
1) spectrofotometrică; 2) potențiometric; 3) ebulioscopic; 4) radiometric; 5) conductometrice.
5. Determinați concentrația procentuală, molaritatea și normalitatea unei soluții de acid sulfuric obținute prin dizolvarea a 36 g acid în 114 g apă, dacă densitatea soluției este de 1,031 g/cm3.
1) 31,6 ; 3,77; 7,54 ; 2) 31,6; 0,00377; 0,00377 ;
3) 24,0 ; 2,87; 2,87 ; 4) 24,0 ; 0,00287; 0,00287;
5) 24,0; 2,87; 5,74.
Analiza titrimetrică sau volumetrică- o metodă de analiză cantitativă bazată pe măsurarea volumului (sau masei) reactivului T cheltuit în reacția cu analitul X. Cu alte cuvinte, analiza titrimetrică este o analiză bazată pe titrare.
Scopul orelor de laborator privind metodele titrimetrice de analiză este dezvoltarea abilităților practice în tehnica efectuării analizei titrimetrice și stăpânirea metodelor de prelucrare statistică a rezultatelor analizelor folosind exemplul determinărilor cantitative specifice, precum și consolidarea cunoștințelor teoretice prin rezolvarea unor probleme tipice de calcul. pe fiecare subiect.
Cunoașterea teoriei și practicii metodelor de analiză titrimetrică este necesară pentru studierea ulterioară a metodelor instrumentale de analiză, a altor discipline chimice și farmaceutice speciale (farmaceutică, chimie toxicologică, farmacognozie, tehnologie farmaceutică). Metodele de analiză titrimetrică studiate sunt farmacopee și sunt utilizate pe scară largă în activitățile practice ale farmaciștilor de control al calității medicamentelor.
Legendă
A, X, T - orice substanță, analit și respectiv titrant;
m(A), m(X), t(T)- masa oricărei substanțe, analit și respectiv titrant, g;
M(A), M(X), M(T)- Masă molară orice substanță, analit și respectiv titrant, g/mol;
n(A), n(X), n(T) - cantitatea oricărei substanțe, analit și respectiv titrant, mol;
Cantitatea de substanță echivalentă cu orice substanță, analit și respectiv titrant, mol;
- volumul de soluție de orice substanță, analit și respectiv titrant, l;
- volumul unei alicote din analit, egal cu capacitatea pipetei, l;
- volumul soluției analizate a analitului, egal cu capacitatea balonului, l.
1. Concepte de bază de titrimetric
analiză
1.1. Titrare- procesul de determinare a substanței X prin adăugarea treptată a unor cantități mici de substanță T, în care într-un fel este asigurată detectarea punctului (momentului) când toată substanța X a reacționat. Titrarea vă permite să găsiți cantitatea de substanță X din cantitatea cunoscută de substanță T adăugată până în acest punct (moment), ținând cont de faptul că raportul în care X și T reacționează este cunoscut din stoichiometrie sau altfel.
1.2. Titrant- o soluție care conține reactivul activ T, cu care se efectuează titrarea. De obicei, titrarea se realizează prin adăugarea titrantului dintr-o biuretă calibrată într-un balon de titrare care conține soluția de analizat. Se adaugă în acest balon înainte de titrare fracție alicotă solutie analizata.
1.3. Fracție alicotă (alicotă)- o parte cunoscută cu precizie din soluția analizată luată pentru analiză. Este adesea desenat cu o pipetă calibrată și volumul său este de obicei indicat prin simbol V ss.
1.4. Punct de echivalență (PE)- un punct (moment) de titrare la care cantitatea de titrant T adăugată este echivalentă cu cantitatea de substanță titrată X. Sinonime ale TE: punct stoichiometric, punct final teoretic.
1.5. Punct final de titrare (Punctul final de titrare)) - punctul (momentul) de titrare la care o anumită proprietate a soluției (de exemplu, culoarea acesteia) prezintă o schimbare vizibilă (ascuțită). CTT corespunde mai mult sau mai puțin cu TE, dar cel mai adesea nu coincide cu acesta.
1.6. Indicator- o substanță care prezintă o modificare vizibilă în sau în apropierea TE. În mod ideal, indicatorul este prezent într-o concentrație suficient de scăzută pentru a intervalul tranziției sale Fără costuri
o cantitate semnificativă de titrant T a fost prezentă O schimbare vizibilă accentuată a indicatorului (de exemplu, culoarea acestuia) corespunde CTT.
1.7. Intervalul de tranziție al indicatorului- regiunea de concentrare a hidrogenului, metalului sau alți ioni în care ochiul este capabil să detecteze o modificare a nuanței, intensității culorii, fluorescenței sau a altor proprietăți a unui indicator vizual cauzată de o modificare a raportului dintre cele două forme corespunzătoare ale indicator. Această zonă este de obicei exprimată ca logaritmul negativ al concentrației, de exemplu: 
Pentru un indicator redox, intervalul de tranziție reprezintă regiunea corespunzătoare a potențialului redox.
1.8. Gradul de titrare - raportul de volum V (T) a adăugat titrant la volumul V (TE) al titrantului corespunzător TE. Cu alte cuvinte, gradul de titrare a unei soluții este raportul dintre cantitatea de substanță titrată și cantitatea inițială din soluția analizată:
1.9. Nivelul de titrare- Ordin 
concentrația soluției de titrant utilizată, de exemplu, 10 -1, 10 -2, 10 -3 etc.
1.10. curba de titrare - reprezentare grafică a dependenței modificării concentrației c (X) a analitului X sau a unei proprietăți asociate a sistemului (soluției) de volumul V (T) titrant adăugat T. Valoarea lui c (X) se modifică cu mai multe ordine de mărime în timpul titrarii, prin urmare, curba de titrare este adesea trasată în coordonate: 
Volumul titrantului V adăugat este reprezentat grafic de-a lungul axei absciselor. (T) sau gradul de titrare / . Dacă concentrația de echilibru c (X) sau intensitatea unei proprietăți proporționale cu aceasta este reprezentată de-a lungul axei ordonatelor, atunci obținem curba liniara de titrare. Dacă trasăm de-a lungul axei ordonatelor 
sau logaritmul intensității proprietății proporțional cu c (X), atunci obținem curba de titrare logaritmică (sau monologaritmică). Pentru a identifica mai clar caracteristicile procesului de titrare și pentru scopuri aplicate, acestea se construiesc uneori curbe de titrare diferenţială, trasând volumul de titrant V adăugat pe axa x (T),și de-a lungul ordonatei - prima derivată a logaritmului concentrației (sau intensitatea proprietății proporționale cu aceasta) în raport cu volumul titrantului adăugat: 
Astfel de curbe de titrare sunt utilizate de obicei în metodele fizico-chimice de analiză, de exemplu, în titrarea potențiometrică.
1.11. Soluție standard- o soluție având o concentrație cunoscută a substanței active.
1.12. Standardizare- procesul de găsire a concentrației unui reactiv activ într-o soluție (cel mai adesea prin titrarea acestuia cu o soluție standard a substanței corespunzătoare).
1.13. Salt de titrare- un interval de schimbare bruscă a oricărei proprietăți fizice sau fizico-chimice a unei soluții în apropierea punctului de echivalență, observată de obicei când se adaugă 99,9-100,1% din titrant față de cantitatea sa stoechiometrică.
1.14. Titrare blanc- titrarea unei soluţii identice cu soluţia analizată ca volum, aciditate, cantitate de indicator etc., dar care nu conţine analit.
2. Operatii de baza ale analizei titrimetrice
2.1. Curățarea, spălarea, depozitarea recipientelor de măsurare.
2.2. Verificarea capacitatii recipientelor de masurare.
2.3. Prelevarea unei probe cu o masă cunoscută cu precizie pe baza diferenței dintre rezultatele a două cântăriri (de obicei pe o balanță analitică).
2.4. Transferul cantitativ al unei probe dintr-o substanță într-un balon cotat și dizolvarea substanței.
2.5. Umplerea vaselor de măsurare (baloane, biurete, pipete) cu soluție.
2.6. Golirea pipetelor și biuretelor.
2.7. Selectarea unei părți alicote din soluția analizată.
2.8. Titrare și calcule pe baza rezultatelor titrarii.
3. Calibrarea ustensilelor de măsurat
În analiza titrimetrică, volumele exacte ale soluției sunt măsurate folosind vase de măsurare, care includ baloane volumetrice cu o capacitate de 1000, 500, 250, 100, 50 și 25 ml, pipete și pipete gradate cu o capacitate de 10, 5, 3, 2 și 1 ml. Capacitatea balonului și a pipetei la 20 °C este gravată pe gâtul balonului sau pe partea laterală a pipetei (volum nominal). În timpul producției în masă a sticlăriei volumetrice, capacitatea reală (adevărată) a baloanelor volumetrice, biuretelor, pipetelor poate diferi de valorile nominale indicat pe vase. Pentru a obține acuratețea necesară a rezultatelor analizei titrimetrice obținute
Calibrarea ustensilelor de măsurare se bazează pe determinarea masei exacte de apă distilată turnată sau turnată, care este determinată de rezultatele cântăririi sticlăriei înainte și după turnarea sau turnarea apei. Volumul de apă din recipientul calibrat (capacitatea acestuia) și masa de apă sunt legate de relația:
Unde 
- densitatea apei la temperatura experimentală, g/ml.
Densitatea apei depinde de temperatură, așa că atunci când faceți calcule ar trebui să utilizați datele din tabel. 2-1.
Tabelul 2-1. Valorile densității apei la temperatura corespunzătoare
Baloanele volumetrice sunt calibrate pentru turnare, iar biuretele și pipetele sunt calibrate pentru turnare, deoarece cantități mici de lichid rămân întotdeauna pe pereții recipientului atunci când sunt turnate.
3.1. Verificarea capacitatii baloanelor cotate
Balonul se spală bine, se usucă și se cântărește pe o balanță analitică cu o precizie de ±0,002 g Apoi se umple cu apă (în continuare - distilată) de-a lungul meniscului inferior, picături de apă în partea superioară a gâtului balonului. sunt îndepărtate cu hârtie de filtru și cântărite din nou. Fiecare cântărire a unui balon gol și a unui balon cu apă se efectuează de cel puțin două ori, iar discrepanța dintre două cântăriri nu trebuie să depășească ±0,005 g Diferența dintre masa unui balon cu apă și masa unui balon gol este egală la masa de apă conținută de balon la o temperatură dată. Capacitatea reală a balonului se calculează împărțind masa medie de apă la densitatea acesteia la temperatura experimentului (vezi Tabelul 2-1).
De exemplu, la calibrarea unui balon cotat cu un volum nominal de 100 ml, masa medie de apă la 18 °C să fie de 99,0350 g. Atunci capacitatea reală a balonului cotat este:
3.2. Verificarea capacitatii biuretelor
O biuretă este un cilindru de sticlă, al cărui diametru interior poate varia ușor pe lungimea biuretei. Diviziunile egale ale biuretei în diferitele sale părți corespund unor volume inegale de soluție. Acesta este motivul pentru care calibrarea biuretei calculează volume reale pentru fiecare zonă selectată a biuretei.
O biuretă curată și uscată este umplută cu apă până la marcajul zero de-a lungul meniscului inferior și picăturile de apă sunt îndepărtate de pe suprafața interioară a părții superioare a biuretei folosind hârtie de filtru. Apoi un pahar, cântărit în prealabil cu un capac pe o balanță analitică, se pune sub biuretă. Un anumit volum de apă (de exemplu, 5 ml) este turnat încet în sticlă din biuretă. După aceasta, sticla este închisă cu un capac și cântărită din nou. Diferența de masă a sticlei cu apă și a sticlei goale este egală cu masa de apă conținută în biuretă între diviziunile de 0 și 5 ml la temperatura experimentală. Apoi, biureta este din nou umplută cu apă până la marcajul zero de-a lungul meniscului inferior, 10 ml de apă sunt turnați încet într-o sticlă goală și masa de apă conținută în biuretă între diviziunile 0 și 10 ml este determinată printr-o metodă similară. . La calibrarea unei biurete, de exemplu, pentru 25 ml, această operație se efectuează de 5 ori și se calculează masa de apă corespunzătoare volumelor nominale de 5, 10, 15, 20 și 25 ml indicate pe biuretă. Fiecare cântărire a unui pahar gol și a unui pahar cu apă se repetă de cel puțin două ori, iar discrepanța dintre două cântăriri nu trebuie să depășească ±0,005 g.
Apoi conform tabelului. 2-1 se determină densitatea apei la temperatura experimentului și se calculează capacitatea reală a biuretei pentru fiecare valoare a volumului nominal indicat pe aceasta.
Pe baza datelor obținute se calculează valoarea de corecție egal cu diferentaîntre valoarea calculată a capacității reale și valoarea corespunzătoare a volumului nominal al biuretei:
și apoi trasați curba de eroare a capacității biuretei în coordonate 
(Figura 2-1).
De exemplu, să presupunem că la calibrarea unei biurete cu o capacitate de 25 ml la o temperatură de 20 °C, s-au obținut următoarele date experimentale, care, împreună cu rezultatele calculelor corespunzătoare, sunt prezentate în tabel. 2-2.
Pe baza datelor tabelare obținute, se trasează o curbă de corecție a capacității pentru o anumită biuretă, cu ajutorul căreia puteți clarifica rezultatele citirii pentru biuretă.
Tabelul 2-2. Rezultatele calibrării pentru o biuretă de 25 ml
Orez. 2-1. Curba de corecție a capacității biuretei
De exemplu, să presupunem că s-au folosit 7,50 ml de titrant pentru a titra o parte alicotă a analitului folosind citirile biuretei. În conformitate cu graficul (vezi Fig. 2-1), valoarea de corecție corespunzătoare acestui volum nominal este egală cu 0,025 ml, volumul real al titrantului consumat este egal cu: 7,50 - 0,025 = 7,475 ml.
3.3. Verificarea capacitatii pipetei
O pipetă curată cântărită pe o balanță analitică se umple cu apă până la marcajul zero de-a lungul meniscului inferior și apoi se udă încet
se toarnă pe perete într-o sticlă pre-cântăritată. Sticla este închisă cu un capac și cântărită împreună cu apă. Fiecare cântărire a unui pahar gol și a unui pahar cu apă se repetă de cel puțin două ori, iar discrepanța dintre două cântăriri nu trebuie să depășească ±0,005 g Diferența de masă a paharului cu apă și a paharului gol este egală cu masa de apa retinuta de pipeta. Capacitatea adevărată a pipetei se calculează împărțind masa medie a apei la densitatea apei la temperatura experimentului (vezi Tabelul 2-1).
4. Calcule tipice în analiza titrimetrică
4.1. Metode de exprimare a concentrațiilor utilizate pentru calcule în analiza titrimetrică
4.1.1. Concentrația molară a substanței c (A), mol/l - cantitatea de substanță A în moli conținută în 1 litru de soluție:
(2.1)
Unde 
- cantitatea de substanţă A în moli dizolvată în V (A) l
soluţie.
4.1.2. Concentrația molară a echivalentului de substanță 
, mol/l - cantitatea de substanță echivalentă cu A în moli conținută în 1 litru de soluție (fostul nume era „normalitatea” soluției):
(2.2)
Unde 
- cantitatea de substanță echivalentă A în moli,
dizolvat în V (A) l de soluție; 
- masa molara echivalenta cu greutatea
substanța A, g/mol - factor de echivalență a substanței.
4.1.3. Titrul substanței T(A), g/ml - masa substanței dizolvate A în grame conținută în 1 ml de soluție:
4.1.4. Factorul de conversie titrimetric 
I, g/ml - masa analitului în grame care interacționează cu 1 ml de titrant:
(2.4)
4.1.5. Factor de corectie F- o valoare care arată de câte ori diferă concentrațiile practice de titrant față de valorile teoretice corespunzătoare specificate în metodă:
(2.5)
4.2. Calculul echivalentului de masă molară a substanțelor în reacțiile utilizate în analiza titrimetrică
Un echivalent este o particulă reală sau condiționată care poate atașa sau dona un ion de hidrogen H+ (sau poate fi echivalent cu acesta în reacțiile acido-bazice) sau poate atașa sau dona un electron în reacțiile redox.
Factorul de echivalență 
- un număr care indică care
fracția echivalentă este dintr-o particulă reală de substanță A. Factorul de echivalență este calculat pe baza stoichiometriei acestei reacții: 
Unde Z- numărul de protoni cedați sau câștigați de o particulă care reacționează (moleculă sau ion) într-o reacție acido-bazică sau numărul de electroni cedați sau acceptați de o particulă care reacţionează (moleculă sau ion) într-o jumătate de oxidare sau reducere - reacţie.
Masa molară a unui echivalent de substanță este masa unui mol de echivalent de substanță, egală cu produsul dintre factorul de echivalență și masa molară a substanței, g/mol. Poate fi calculat folosind formula:
(2.6)
4.3. Prepararea unei soluții prin diluarea unei soluții mai concentrate cu o concentrație cunoscută
La efectuarea analizei titrimetrice, în unele cazuri este necesar să se pregătească o soluție de substanță A într-un volum 
cu o concentraţie aproximativ cunoscută prin diluarea unei soluţii mai concentrate.
Când o soluție este diluată cu apă, cantitatea de substanță A sau cantitatea de substanță echivalentă A nu se modifică, prin urmare, în conformitate cu expresiile (2.1) și (2.2), putem scrie:
(2.7) 
(2.8)
unde indicele 1 și 2 se referă la soluții înainte și, respectiv, după diluare.
Din rapoartele obținute se calculează volumul unei soluții mai concentrate 
, care trebuie măsurat pentru a prepara o soluție dată.
4.4. Prepararea unui volum dat de soluție dintr-o probă cu o masă cunoscută cu precizie
4.4.1. Calculul greutății probei
Masa teoretică a unei probe de substanță standard A, necesară pentru prepararea unui volum dat al unei soluții cu o concentrație cunoscută, se calculează din expresiile (2.1) și (2.2). Este egal cu:
(2.9)
dacă se utilizează concentrația molară a substanței în soluție și:
(2.10)
dacă se foloseşte concentraţia molară a substanţei echivalente în soluţie.
4.4.2. Calculul concentrației exacte a soluției preparate
Concentrația unei soluții de substanță A, preparată dintr-o cântărire precisă a masei m (A), se calculează din relațiile (2.1-2.3), unde t(A)- masa practică a substanței A, luată din diferența a două cântăriri pe o balanță analitică.
4.5. Calculul concentrației titrantului în timpul standardizării acestuia
Volumul cunoscut al volumului soluției standard 
cu concentrare 
titrat cu soluție titrant volumul V (T)(sau vice versa). În acest caz, pentru o reacție care are loc în soluție în timpul titrarii 
, legea echivalentelor are forma:
Și 
Din aceasta obținem o expresie pentru calcularea concentrației molare a echivalentului titrant pe baza rezultatelor titrarii:
(2.12)
4.6. Calculul masei analitului în soluția analizată4.6.1. Titrare directă
Substanța care trebuie determinată în soluția analizată este titrată direct cu titrantul.
4.6.1.1. Calcul folosind concentrația echivalentă de titrant molar
O alicotă dintr-o soluție de analit 
titrat
soluție titrant cu volumul V(T). În acest caz, pentru o reacție care are loc în soluție în timpul titrarii:
legea echivalentelor are forma: 
Și
(2.13)
Prin urmare, concentrația molară a echivalentului analitului, calculată din rezultatele titrarii, este egală cu:
(2.14)
Expresia rezultată este înlocuită în ecuația (2.2) și se obține o formulă pentru calcularea masei substanței care se determină într-un balon cu un volum de 
conform rezultatelor titrarii directe:
(2.15)
Dacă în timpul titrarii o parte din titrant este cheltuită pentru reacția cu indicatorul, se efectuează un „experiment martor” și se determină volumul de titrant V" (T).
cheltuită pentru titrarea indicatorului. La calcul, acest volum este scăzut din volumul de titrant care a fost utilizat pentru a titra soluția substanței care se determină. O astfel de modificare se face atunci când se efectuează un „experiment martor” în toate formulele de calcul utilizate în analiza titrimetrică. De exemplu, formula (2.15) pentru calcularea masei analitului luând în considerare „experimentul martor” va arăta astfel:
(2.16)
4.6.1.2. Calcul folosind factorul de conversie titrimetric
Avem o soluție analizată cu un volum 
Pentru titrare
cota de vot 
soluție de analit, volumul de titrant V a fost consumat (T) cu factor de conversie titrimetric teoretic 
și factor de corecție F. Apoi masa analitului din fracția alicotă este egală cu:
(2.17)
şi pe întreg volumul analizat 
(2.18)
4.6.2. Titrare de substituție
se adaugă un exces deliberat de reactiv A și se eliberează substituentul B într-o cantitate echivalentă cu substanța care se determină:
Substituentul B este titrat cu un titrant adecvat:
Legea echivalentelor pentru titrarea de substituție:
folosind relația (2.8) poate fi scrisă ca:
Din aceasta obținem o formulă pentru calcularea concentrației molare a echivalentului analitului în soluție pe baza rezultatelor titrarii de substituție:
care are aceeași formă ca în titrarea directă (2.14). De aceea, toate calculele masei analitului din problema analizată în timpul titrarii de substituție sunt efectuate conform formulelor (2.15-2.18) pentru titrarea directă. 4.6.3. Titrare înapoi
La o parte alicotă a analitului 
adăuga celebru excesul de prim titrant 
:
Apoi excesul de prim titrant nereacționat este titrat cu un al doilea titrant, care consumă un volum 
:
Legea echivalentelor în acest caz poate fi scrisă astfel:
De aici se calculează concentrația molară a echivalentului substanței X în soluție:
(2.19)
Înlocuiți expresia rezultată în ecuația (2.2) și obțineți o formulă pentru calcularea masei analitului din soluția analizată, egală cu volumul balonului, pe baza rezultatelor titrarii inverse:
5. Executarea si asigurarea munca practica prin analiză titrimetrică
5.1. Dispoziții generale
La studierea secțiunii „Analiză titrimetrică”, este planificat să se lucreze pe următoarele subiecte.
Subiectul I. Metode de titrare acido-bazică.
Subiectul II. Metode de titrare redox.
Subiectul III. Metode de titrare a precipitațiilor.
Subiectul IV. Metode de titrare complexometrică.
Lectia 1. Prepararea soluției de acid clorhidric și standardizarea acesteia.
Lectia 2. Determinarea masei alcaline în soluție. Determinarea masei carbonaților în soluție. Determinarea masei de alcali și carbonat în soluție atunci când sunt prezente împreună.
Lecția 3. Determinarea masei de amoniac în soluții de săruri de amoniu.
a) Controlul de testare 1.
b) Determinarea masei de amoniac în soluţii de săruri de amoniu. Lecția 4. Titrare permanganometrică.
a) Proba scrisă 1.
b) Determinarea masei de peroxid de hidrogen in solutie.
c) Determinarea masei de fier(II) într-o soluție de sare. Determinarea fracției de masă a fierului(II) într-o probă de sare.
Lecția 5. Titrare iodometrică.
a) Determinarea masei de peroxid de hidrogen in solutie.
b) Determinarea masei cuprului(II) in solutie. Lecția 6. Titrare iodimetrică.
Lecția 7. Titrare bromatometrică. Determinarea masei de arsenic (III) in solutie.
Lecția 8. Titrare bromometrică. Determinarea fracției masice de salicilat de sodiu din preparat.
Lecția 9. Titrare nitritometrică.
a) Controlul de testare 2.
b) Determinarea fracției de masă a novocainei din medicament. Lecția 10. Titrare argentometrică și hexacianoferratom-
titrare tric.
a) Proba scrisă 2.
b) Determinarea masei de bromură de potasiu și iodură de potasiu în soluție prin metode de titrare argentometrică.
c) Determinarea masei de zinc în soluție prin titrare hexacianoferratometrică.
Lecția 11. Determinarea complexometrică a masei de zinc și plumb în soluție.
a) Controlul de testare 3.
b) Determinarea masei de zinc si plumb in solutie.
Lecția 12. Determinarea complexometrică a fierului(III) și calciului în soluție.
a) Proba scrisă 3.
b) Determinarea masei de fier(III) si calciu in solutie.
În funcție de situația specifică, este posibil să se desfășoare unele lucrări în timpul nu una, ci două clase. De asemenea, este posibilă schimbarea calendarului controalelor testelor și testelor scrise.
La sfarsitul fiecarui subiect sunt exemple de itemi de testare pentru controlul intermediar al cunostintelor elevilor, continutul scrisului final. munca de testare, un exemplu de bilet de test scris.
La sfârșitul fiecărei lecții, elevul întocmește un protocol, care cuprinde data și denumirea lucrării efectuate, esența metodologiei, ordinea lucrării, datele experimentale obținute, calcule, tabele și concluzii. Elevii efectuează toate calculele rezultatelor analizei (concentrația soluției, masa substanței care se determină) cu o precizie de până la a patra cifră semnificativă, cu excepția cazurilor menționate în mod specific în text.
Controlul intermediar al abilităților practice și al cunoștințelor teoretice se realizează cu ajutorul testelor de control și a testelor scrise.
5.2. Suport material pentru clasele de analiză titrimetrică
Sticlărie: biurete cu o capacitate de 5 ml, pipete volumetrice cu o capacitate de 2 și 5 ml, baloane volumetrice cu o capacitate de 25, 50, 100 și 250 ml, baloane conice cu o capacitate de 10-25 ml, sticle de sticlă, pâlnii de sticlă cu diametrul de 20-30 mm, baloane din sticlă obișnuită sau închisă la culoare cu o capacitate de 100, 200 și 500 ml, cilindri de măsurare cu o capacitate de 10, 100 ml.
Reactivi:În lucrare se folosesc reactivi de calitate chimică. și „grad analitic”, hârtie indicator.
Dispozitive: balante analitice cu greutati, cantare tehnice cu greutati, dulap de uscare, termometru de laborator cu cantar de 20-100 °C, stative cu picioare pentru asigurarea biuretelor si inele pentru plasa de azbest, arzatoare cu gaz, bai de apa.
Materiale auxiliare și accesorii: detergenți (sodă, pudră de spălat, amestec de crom), perii de vase, becuri de cauciuc, plase de azbest, lipici de birou, creioane de sticlă, hârtie de filtru.
Bibliografie
1. Prelegeri pentru studenți la secțiunea „Analiză titrimetrică”.
2.Kharitonov Yu.Ya. Chimie analitică (analitică): În 2 volume - ed. 5 - M.: facultate, 2010 (denumit în continuare „Manualul”).
3.Lurie Yu.Yu. Handbook of Analytical Chemistry - M.: Chemistry, 1989 (denumit în continuare „Manualul”).
4.Dzhabarov D.N. Culegere de exerciții și probleme de chimie analitică - M.: doctor rus, 2007.
Introducere
Atelierul de laborator se desfășoară în urma studierii cursului teoretic „Chimie analitică și analiză fizico-chimică” și servește la consolidarea și aprofundarea cunoștințelor dobândite.
Sarcina analizei cantitative este de a determina cantitatea (conținutul) de elemente (ioni), radicali, grup functional, conexiuni sau faze în obiectul analizat. Acest curs acoperă metodele de bază ale analizei titrimetrice (volumice), metodele de titrare și aplicațiile lor practice.
Înainte de a începe munca de laborator, studenții sunt supuși instrucțiunilor de siguranță. Înainte de finalizarea fiecărei lucrări, elevul trebuie să susțină un colocviu pe secțiunile specificate de profesor, precum și despre metodologia de analiză. Pentru a face acest lucru aveți nevoie de:
1) repetați secțiunea corespunzătoare a cursului;
2) să se familiarizeze cu metodologia de lucru în detaliu;
3) întocmește ecuații ale reacțiilor chimice care stau la baza analizei chimice care se efectuează;
4) studiază caracteristicile analizei din punct de vedere al siguranței.
Pe baza rezultatelor muncii lor, studenții întocmesc un raport, care ar trebui să indice:
· denumirea funcției;
· Obiectiv;
· fundamentele teoretice ale metodei: esența metodei, ecuația de bază, calculele și construirea curbelor de titrare, alegerea indicatorului;
· reactivii si echipamentele folosite in timpul lucrarii;
· tehnica de analiza:
Pregătirea standardelor primare;
Pregătirea și standardizarea soluției de lucru;
Determinarea conținutului de substanță testată în soluție;
· date experimentale;
· prelucrarea statistică a rezultatelor analizelor;
· concluzii.
METODE DE ANALIZĂ TITRIMETRICĂ
Metoda titrimetrică analiză se bazează pe măsurarea volumului unui reactiv de concentrație precis cunoscută (titrant) cheltuit într-o reacție chimică cu substanța care se determină.
Procedura de determinare (titrare) constă în adăugarea prin picurare a unui titrant dintr-o biuretă la un volum precis cunoscut al unei soluții de analit cu o concentrație necunoscută până la atingerea punctului de echivalență.
Unde X– analit; R– titrant, P– produs de reacție.
Punct de echivalență (adică)- aceasta este starea teoretică a soluției care apare în momentul adăugării unei cantități echivalente de titrant R la analit X. În practică, titrantul este adăugat la analit până când ajunge la punctul final de titrare (e.t.t.), care este înțeles în indicația vizuală a punctului de echivalență ca momentul în care culoarea indicatorului adăugat la soluție se schimbă. Pe lângă indicația vizuală, punctul de echivalență poate fi înregistrat prin mijloace instrumentale. În acest caz, punctul final de titrare (punctul final de titrare) este înțeles ca momentul unei schimbări bruște a unei mărimi fizice măsurată în timpul procesului de titrare (tăria curentului, potențialul, conductivitatea electrică etc.).
Metoda titrimetrică de analiză utilizează următoarele tipuri de reacții chimice: reacții de neutralizare, reacții de oxidare-reducere, reacții de precipitare și reacții de complexare.
În funcție de tipul de reacție chimică utilizată, se disting următoarele: metode de analiză titrimetrică:
– titrare acido-bazică;
– titrarea precipitatiilor;
– titrare complexometrică sau complexometrie;
– titrare redox sau redoximetrie.
Reacțiile utilizate în metoda titrimetrică de analiză necesită următoarele: cerinte:
· reacţia trebuie să se desfăşoare în rapoarte stoichiometrice, fără reacţii secundare;
· reacția trebuie să decurgă aproape ireversibil (≥ 99,9%), constanta de echilibru a reacției K p >10 6, precipitatele rezultate trebuie să aibă solubilitate S < 10 -5 моль/дм 3 , а образующиеся комплексы – К уст > 10 -6 ;
· reacția trebuie să se desfășoare cu o viteză suficient de mare;
· reacţia trebuie să aibă loc la temperatura camerei;
· punctul de echivalență trebuie fixat în mod clar și sigur într-un fel.
Metode de titrare
În orice metodă de analiză titrimetrică, există mai multe metode de titrare. Distinge titrare înainte, titrare înapoi și titrare prin deplasare .
Titrare directă– titrantul se adaugă prin picurare în soluția de analit până la atingerea punctului de echivalență.
Schema de titrare: X + R = P.
Legea echivalentelor pentru titrarea directă:
C (1/z) X V X = C (1/z) R V R . (2)
Cantitatea (masa) de analit conținută în soluția de testat se calculează folosind legea echivalenților (pentru titrare directă)
m X = C (1/z)R V R M (1/z) X٠10 -3 , (3)
Unde C (1/z) R– concentrația molară a echivalentului titrant, mol/dm 3 ;
V R– volum de titrant, cm3;
M ( 1/ z) X– masa molară a echivalentului substanței care se determină;
C (1/z) X– concentrația molară a echivalentului analitului, mol/dm 3 ;
V X– volumul substanței care se determină, cm3.
Titrare înapoi– se folosesc doi titrant. La început
Volumul exact al primului titrant este adăugat la soluția analizată ( R 1), luate în exces. Restul de titrant R1 nereacționat este titrat cu un al doilea titrant ( R 2). Cantitatea de titrant R 1, a petrecut
pentru interacțiunea cu analitul ( X) este determinată de diferența dintre volumul adăugat de titrant R 1 (V 1) și volumul titrantului R 2 (V 2) cheltuită pentru titrarea titrantului rămas R 1.
Schema de titrare: X + R 1 exces fix = P 1 (R 1 rest).
R 1 rest + R 2 = P2.
Când se utilizează titrarea inversă, legea echivalentelor se scrie după cum urmează:
Masa analitului în cazul titrarii inverse se calculează folosind formula
Metoda de titrare inversă este utilizată în cazurile în care este imposibil să se selecteze un indicator adecvat pentru o reacție directă sau se procedează cu dificultăți cinetice (viteză scăzută de reacție chimică).
Titrare prin substituție (titrare indirectă)– utilizat în cazurile în care titrarea directă sau inversă a analitului este imposibilă sau dificilă sau când nu este disponibil un indicator adecvat.
La analit X adăugați niște reactiv Aîn exces, la interacțiunea cu care se eliberează o cantitate echivalentă de substanță R. Apoi produsul de reacție R titrate cu un titrant adecvat R.
Schema de titrare: X + A exces = P1.
P 1 + R = P2.
Legea echivalentelor pentru titrarea prin substituție se scrie după cum urmează:
Deoarece numărul de echivalenți ai analitului este Xși produs de reacție R sunt aceleași, calculul masei analitului în cazul titrarii indirecte se calculează folosind formula
m X = C (1/z) R V R M (1/z) X٠10 -3 . (7)
Reactivi
1. Acid succinic H 2 C 4 H 4 O 4 (grad reactiv) – standard primar.
2. Soluție de hidroxid de sodiu NaOH cu concentrație molară
~2,5 mol/dm 3
3. H2O distilat.
Echipamente elevii descriu singuri.
Progresul lucrării:
1. Prepararea etalonului primar de acid succinic HOOCCH 2 CH 2 COOH.
Acidul succinic se prepară într-un volum de 200,00 cm 3 cu o concentrație molară a echivalentului 
mol/dm3.
g/mol.
Ecuația reacției:
Prelevarea unei probe (cântărire):
Greutatea cârligului
Cântărit cantitativ transferat într-un balon cotat ( 
cm 3), se adaugă 50 - 70 cm 3 de apă distilată, se amestecă până când acidul succinic este complet dizolvat, se ajustează la semn cu apă distilată
și amestecați bine.
conta pe
conform formulei
Reactivi
1. Carbonat de sodiu Na 2 CO 3 (grad reactiv) – standard primar.
2. H2O distilat.
3. Concentrație de HCI acid clorhidric 1:1 (r=1,095 g/cm3).
4. Indicator acido-bazic (selectat în funcție de curba de titrare).
5. Indicator mixt - metil portocaliu și albastru de metilen.
Progresul lucrării:
1. Prepararea carbonatului de sodiu standard primar (Na2CO3).
Se prepară o soluție de carbonat de sodiu cu un volum de 200,00 cm 3 cu o concentrație molară a echivalentului 
mol/dm3.
Calculul masei probei, g: (masa este luată cu precizie până la a patra zecimală).
Ecuații de reacție:
1) Na2C03 + HCI = NaHC03 + NaCI
2) NaHC03 + HCI = NaCI + H2O + CO2
_____________________________________
Na2CO3 + 2HCI = 2NaCI + H2O + CO2
H2CO3 – acid slab (K a1= 10 -6,35, K a2 = 10 -10,32).
Prelevarea unei probe (cântărire):
Greutatea sticlei de ceas (sticlă)
Greutatea sticlei de ceas (sticlă) cu greutatea
Greutatea cârligului
Cântărit cantitativ transferat într-un balon cotat ( cm 3), se adaugă 50 - 70 cm 3 de apă distilată, se amestecă până când carbonatul de sodiu este complet dizolvat, se ajustează la semn cu apă distilată
și amestecați bine.
Concentrația reală a standardului primar conta pe
conform formulei
2. Prepararea și standardizarea titrantului (soluție de HCI)
Se prepară o soluție de acid clorhidric cu un volum de aproximativ 500 cm3
cu o concentrație molară echivalentă de aproximativ 0,05÷0,06 mol/dm 3)
Titrant - se prepară o soluție de acid clorhidric cu o concentrație aproximativă de 0,05 mol/dm3 din acid clorhidric diluat 1:1 (r = 1,095 g/cm3).
Standardizarea soluției HCI se efectuează conform standardului primar Na 2 CO 3 prin titrare directă, folosind metoda pipetării.
Indicatorul este selectat în funcție de curba de titrare a carbonatului de sodiu cu acid clorhidric (Fig. 4).
Orez. 4. Curba de titrare a soluţiei de 100,00 cm 3 Na 2 CO 3 cu CU= 0,1000 mol/dm 3 soluție de HCI cu C1/z= 0,1000 mol/dm 3
Când titrați până la al doilea punct de echivalență, utilizați indicatorul metil portocaliu, soluție apoasă 0,1% (pT = 4,0). Schimbarea culorii de la galben la portocaliu (culoarea trandafirului de ceai). Interval de tranziție
(pH = 3,1 – 4,4).
Schema 3. Standardizarea soluției de HCl
Pune o alicotă de 25,00 cm 3 dintr-o soluție standard de Na 2 CO 3 (cu o pipetă) într-un balon de titrare conic cu o capacitate de 250 cm 3, se adaugă 2-3 picături de metil portocală, se diluează cu apă la 50-75 cm 3 și se titează cu o soluție de acid clorhidric până când culoarea se schimbă de la galben la culoarea „trandafir de ceai” cu o picătură de titrant. Titrarea se efectuează în prezența unui „martor” (o soluție stoc de Na 2 CO 3 cu un indicator). Rezultatele titrarii sunt înregistrate în tabel. 4. Concentraţia acidului clorhidric se determină conform legii echivalenţilor: .
Tabelul 4
Rezultatele standardizării soluției de acid clorhidric
Sarcini
1. Formulați conceptul de echivalent în reacțiile acido-bazice. Calculați echivalenții de sodă și acid fosforic în următoarele reacții:
Na2C03 + HCI = NaHC03 + NaCI
Na2CO3 + 2HCI = 2NaCI + CO2 + H2O
H3P04 + NaOH = NaH2P04 + H2O
H3P04 + 2NaOH = Na2HP04 + H20
H3P04 + 3NaOH = Na3P04 + 3H2O
2. Scrieți ecuațiile de reacție dintre acid clorhidric, acid sulfuric, hidroxid de sodiu, hidroxid de aluminiu, carbonat de sodiu, bicarbonat de potasiu și calculați masa echivalentă a acestor substanțe.
3. Trasează o curbă de titrare pentru 100,00 cm 3 de acid clorhidric cu o concentrație molară echivalentă cu 0,1 mol/dm 3 cu hidroxid de sodiu cu o concentrație molară echivalentă cu 0,1 mol/dm 3. Selectați indicatori posibili
4. Trasează o curbă de titrare pentru 100,00 cm 3 acid acrilic (CH 2 = CHCOOH, pK A= 4,26) cu echivalent concentrație molară
0,1 mol/dm 3 hidroxid de sodiu cu concentrație molară echivalentă
0,1 mol/dm3. Cum se modifică compoziția unei soluții în timpul titrarii? Selectați indicatori posibili și calculați eroarea indicatorului de titrare.
5. Trasați o curbă de titrare pentru hidrazină (N 2 H 4 + H 2 O, pK b= 6,03)
cu o concentraţie molară echivalentă cu 0,1 mol/dm 3 acid clorhidric
cu o concentraţie molară echivalentă de 0,1 mol/dm 3 . Care sunt asemănările
și diferența dintre calculele pH-ului și curba de titrare în comparație cu curba de titrare a unui acid slab cu alcali? Selectați indicatori posibili
și calculați eroarea indicatorului de titrare.
6. Calculați coeficienții de activitate și concentrațiile ionilor activi
în soluție 0,001 M de sulfat de aluminiu, carbonat de sodiu 0,05 M, clorură de potasiu 0,1 M.
7. Calculați pH-ul unei soluții 0,20 M de metilamină dacă ionizarea acesteia într-o soluție apoasă este descrisă de ecuație
B + H20 = BH + + OH-, K b= 4,6 ×10 - 3, unde B este baza.
8. Calculați constanta de disociere a acidului hipocloros HOCl dacă o soluție 1,99 × 10 - 2 M are pH = 4,5.
9. Calculați pH-ul unei soluții care conține 6,1 g/mol acid glicolic (CH 2 (OH)COOH, K A= 1,5 × 10 - 4).
10. Calculați pH-ul soluției obținute prin amestecarea a 40 ml soluție de acid clorhidric 0,015 M cu:
a) 40 ml apă;
b) 20 ml soluţie de hidroxid de sodiu 0,02 M;
c) 20 ml soluţie de hidroxid de bariu 0,02 M;
d) 40 ml de soluție 0,01 M de acid hipocloros, K A=5,0 × 10 - 8.
11. Calculați concentrația ionului acetat într-o soluție de acid acetic
cu o fracție de masă de 0,1%.
12. Calculați concentrația ionului de amoniu într-o soluție de amoniac cu o fracție de masă de 0,1%.
13. Calculați masa unei probe de carbonat de sodiu necesară pentru prepararea a 250,00 ml dintr-o soluție 0,5000 M.
14. Calculați volumul unei soluții de acid clorhidric cu o concentrație molară echivalentă cu 11 mol/l și volumul de apă care trebuie luat pentru prepararea a 500 ml dintr-o soluție 0,5 M de acid clorhidric.
15. S-au dizolvat 0,15 g de magneziu metalic în 300 ml de soluţie 0,3% de acid clorhidric. Calculați concentrația molară a ionilor de hidrogen, magneziu și clor în soluția rezultată.
16. Când se amestecă 25,00 ml soluție de acid sulfuric cu o soluție de clorură de bariu se obțin 0,2917 g sulfat de bariu. Determinați titrul soluției de acid sulfuric.
17. Calculați masa de carbonat de calciu care a reacționat
cu 80,5 mmol acid clorhidric.
18. Câte grame de fosfat monosodic trebuie adăugate?
la 25,0 ml soluție de hidroxid de sodiu 0,15 M pentru a obține o soluție cu pH = 7? Pentru acid fosforic pK a1= 2,15; pK a2= 7,21; pK a3 = 12,36.
19. Pentru a titra 1,0000 g de acid sulfuric fumos, diluat bine cu apă, se consumă 43,70 ml de soluție de hidroxid de sodiu 0,4982 M. Se știe că acidul sulfuric fumant conține anhidridă sulfuric dizolvată în acid sulfuric anhidru. calculati fractiune in masa anhidridă sulfuric în acid sulfuric fumos.
20. Eroarea absolută în măsurarea volumului folosind o biuretă este de 0,05 ml. Calculați eroarea relativă a volumelor de măsurare în 1; 10 și 20 ml.
21. Se prepară o soluție într-un balon cotat cu o capacitate de 500,00 ml
dintr-o probă de 2,5000 g carbonat de sodiu. Calculati:
a) concentrația molară a soluției;
b) concentraţia molară a echivalentului (½ Na2CO3);
c) titrul soluţiei;
d) titrul pentru acid clorhidric.
22. Care este volumul soluției de carbonat de sodiu 10% cu densitatea
Pentru preparare trebuie luate 1,105 g/cm 3:
a) 1 litru de soluţie cu un titru de TNa2CO3 = 0,005000 g/cm3;
b) 1 litru de soluţie cu TNa2CO3/HCl = 0,003000 g/cm3?
23. Ce volum de acid clorhidric cu o fracție de masă de 38,32% și o densitate de 1,19 g/cm3 trebuie luat pentru a prepara 1500 ml de soluție 0,2 M?
24. Ce volum de apă trebuie adăugat la 1,2 L de HCl 0,25 M pentru a prepara o soluție 0,2 M?
25. Din 100 g hidroxid de sodiu tehnic conţinând 3% carbonat de sodiu şi 7% impurităţi indiferente, s-a preparat 1 litru de soluţie. Calculați concentrația molară și titrul de acid clorhidric al soluției alcaline rezultate, presupunând că carbonatul de sodiu este titrat la acid carbonic.
26. Există o probă care poate conține NaOH, Na2CO3, NaHCO3 sau un amestec din acești compuși cântărind 0,2800 g. Proba a fost dizolvată în apă.
Pentru a titra soluția rezultată în prezența fenolftaleinei se consumă 5,15 ml, iar în prezența metil-orange - 21,45 ml acid clorhidric cu o concentrație molară echivalentă de 0,1520 mol/l. Determinați compoziția probei și fracțiunile de masă ale componentelor din eșantion.
27. Trasați o curbă de titrare pentru o soluție de amoniac de 100,00 cm 3 0,1000 M cu o soluție de acid clorhidric 0,1000 M, justificați alegerea indicatorului.
28. Calculați pH-ul punctului de echivalență, începutul și sfârșitul titrarii soluției de acid malonic 100,00 cm 3 0,1000 M (HOOCCH 2 COOH) cu soluție de hidroxid de sodiu 0,1000 M (pK). a 1= 1,38; rK a 2=5,68).
29. Titrarea a 25,00 cm 3 de soluţie de carbonat de sodiu cu o concentraţie molară echivalentă de 0,05123 mol/dm 3 a necesitat 32,10 cm 3 de acid clorhidric. Calculați concentrația molară a echivalentului de acid clorhidric.
30. Câți ml de soluție de clorură de amoniu 0,1 M trebuie adăugate
la 50,00 ml de soluție de amoniac 0,1 M pentru a forma o soluție tampon
cu pH=9,3.
31. Un amestec de acizi sulfuric și fosforic a fost transferat într-un balon cotat de 250,00 cm3. Pentru titrare au fost prelevate două probe de 20,00 cm 3, una a fost titrată cu o soluție de hidroxid de sodiu cu o concentrație molară a echivalentului
0,09940 mol/dm 3 cu indicator metil portocaliu, iar al doilea cu fenolftaleină. Consumul de hidroxid de sodiu în primul caz a fost de 20,50 cm 3 , iar în al doilea caz de 36,85 cm 3 . Determinați masele de acizi sulfuric și fosforic din amestec.
În complexometrie
Până la punctul de echivalență =( C M V M – C EDTA V EDTA)/( V M+ V EDTA). (21)
La punctul de echivalență = 
. (22)
După punctul de echivalență = 
. (23)
În fig. Figura 9 prezintă curbele de titrare a ionilor de calciu în soluții tampon cu diferite valori ale pH-ului. Se poate observa că titrarea Ca 2+ este posibilă numai la pH ³ 8.
Reactivi
2. H2O distilat.
3. Soluție standard de Mg(II) cu concentrație molară
0,0250 mol/dm3.
4. Tampon de amoniac cu pH = 9,5.
5. Soluție de hidroxid de potasiu KOH cu o fracție de masă de 5%.
6. T negru eriocrom, amestec indicator.
7. Kalcon, amestec indicator.
Baza teoretica metodă:
Metoda se bazează pe interacțiunea ionilor de Ca 2+ și Mg 2+ cu sarea disodică a acidului etilendiaminotetraacetic (Na 2 H 2 Y 2 sau Na-EDTA) cu formarea de complexe stabili în raportul molar M:L=1 :1 într-un anumit interval de pH.
Pentru a fixa punctul de echivalență la determinarea Ca 2+ și Mg 2+, se utilizează calcon și negru eriocrom T.
Determinarea Ca 2+ se realizează la pH ≈ 12, în timp ce Mg 2+ este
in solutie sub forma de precipitat de hidroxid de magneziu si nu se titra cu EDTA.
Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2↓
Ca 2+ + Y 4- « CaY 2-
La pH ≈ 10 (soluție tampon de amoniac), Mg 2+ și Ca 2+ sunt
în soluție sub formă de ioni și la adăugarea de EDTA sunt titrate împreună.
Ca 2+ + HY 3- « CaY 2- + H +
Mg2+ + HY3- «MgY2- +H+
Pentru a determina volumul de EDTA cheltuit la titrarea Mg 2+,
din volumul total utilizat pentru titrarea amestecului la pH ≈ 10, se scade volumul utilizat pentru titrarea Ca 2+ la pH ≈ 12.
Pentru a crea un pH ≈ 12, utilizați 5% soluție KOH, pentru creare
pH ≈ 10 se folosește o soluție tampon de amoniac (NH 3 × H 2 O + NH 4 Cl).
Progresul lucrării:
1. Standardizarea titrantului – soluție EDTA (Na 2 H 2 Y)
Se prepară o soluție de EDTA cu o concentrație aproximativă de 0,025 M
din soluție ≈ 0,05 M, diluând-o cu apă distilată de 2 ori. Pentru a standardiza EDTA, utilizați o soluție standard de MgSO4
cu o concentraţie de 0,02500 mol/dm3.
Schema 5. Standardizarea titrantului - soluție EDTA
Într-un balon de titrare conic cu o capacitate de 250 cm 3 se pun 20,00 cm 3 dintr-o soluție standard de MgSO 4 cu o concentrație de 0,02500 mol/dm 3, se adaugă ~ 70 cm 3 apă distilată, ~ 10 cm 3 soluție tampon de amoniac cu pH ~ 9,5 – 10 și se adaugă indicatorul eriocrom negru T aproximativ 0,05 g
(în vârful spatulei). În acest caz, soluția devine roșie de vin. Soluția din balon este titrată lent cu soluție de EDTA până când culoarea se schimbă de la roșu vin la verde. Rezultatele titrarii sunt înregistrate în tabel. 6. Concentrația de EDTA se determină conform legii echivalentelor: 
.
Tabelul 6
Rezultatele standardizării soluției de EDTA
2. Determinarea conținutului de Ca 2+
Curbele de titrare ale Ca2+ cu soluție de EDTA la pH=10 și pH=12 sunt construite independent.
Soluția problemei într-un balon cotat se aduce la semn cu apă distilată și se amestecă bine.
Schema 6. Determinarea conținutului de Ca 2+ în soluție
O alicotă din soluția de testat de 25,00 cm3 care conține calciu și magneziu este plasată într-un balon de titrare conic cu o capacitate de 250 cm3, se adaugă ~ 60 cm3 apă, ~10 cm3 dintr-o soluție de KOH 5%. După ce s-a format un precipitat amorf de Mg(OH) 2 ↓, se adaugă în soluție (în vârful unei spatule) un indicator calconic de aproximativ 0,05 g și se titratează încet cu o soluție de EDTA până când culoarea se schimbă de la roz la albastru pal. . Rezultatele titrarii ( V 1) sunt introduse în tabelul 7.
Tabelul 7
| Experienta nr. | Volumul EDTA, cm 3 | Conținut de Ca 2+ în soluție, g | |
| 25,00 |  |
||
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 |
3. Determinarea conţinutului de Mg 2+
Curba de titrare a Mg2+ cu soluţie de EDTA la pH=10 este construită independent.
Schema 7. Determinarea conţinutului de Mg 2+ în soluţie
O alicotă de 25,00 cm 3 din soluția de testat care conține calciu și magneziu este plasată într-un balon de titrare conic cu o capacitate de 250 cm 3, ~ 60 cm 3 de apă distilată, ~ 10 cm 3 de soluție tampon de amoniac cu pH ~ 9,5– Se adaugă 10 şi se adaugă un indicator negru eriocrom T aproximativ 0,05 g
(în vârful spatulei). În acest caz, soluția devine roșie de vin. Soluția din balon este titrată lent cu soluție de EDTA până când culoarea se schimbă de la roșu vin la verde. Rezultatele titrarii ( V 2) introdus în tabel. 8.
Tabelul 8
Rezultatele titrării unei soluții care conține calciu și magneziu
| Experienta nr. | Volumul soluției de testat, cm 3 | Volumul EDTA, V∑, cm 3 | Conținut de Mg 2+ în soluție, g |
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 |
Reactivi
1. Soluție de EDTA cu o concentrație molară de ~ 0,05 mol/dm 3.
2. Soluție standard de Cu(II) cu un titru de 2,00×10 -3 g/dm3.
3. H2O distilat.
4. Tampon amoniac cu pH ~ 8 – 8,5.
5. Murexide, amestec indicator.
Sarcini
1. Calculați α 4 pentru EDTA la pH=5, dacă constantele de ionizare ale EDTA sunt după cum urmează: K 1 =1,0·10 -2, K 2 =2,1·10 -3, K 3 =6,9·10 -7 , K 4 =5,5.10 -11.
2. Trasează o curbă de titrare pentru 25,00 ml de soluție de nichel 0,020 M cu soluție de EDTA 0,010 M la pH = 10, dacă constanta de stabilitate
K NiY = 10 18,62. Calculați p după adăugarea a 0,00; ora 10.00; ora 25.00; 40,00; 50,00 și 55,00 ml titrant.
3. Pentru titrarea a 50,00 ml de soluție care conține ioni de calciu
și magneziu, a fost nevoie de 13,70 ml de soluție de EDTA 0,12 M la pH=12 și 29,60 ml la pH=10. Exprimați concentrațiile de calciu și magneziu în soluție în mg/ml.
4. La analiza a 1 litru de apă s-au găsit 0,2173 g oxid de calciu și 0,0927 g oxid de magneziu. Calculați ce volum de EDTA cu o concentrație de 0,0500 mol/l a fost cheltuit la titrare.
5. Pentru a titra 25,00 ml dintr-o soluție standard care conține 0,3840 g de sulfat de magneziu, s-au consumat 21,40 ml de soluție Trilon B. Calculați titrul acestei soluții pentru carbonat de calciu și concentrația molară a acesteia.
6. Pe baza constantelor de formare (stabilitate) a complexonaților metalici prezentate mai jos, se evaluează posibilitatea de titrare complexometrică a ionilor metalici la pH = 2; 5; 10; 12.
7. La titrarea unei soluții 0,01 M de Ca 2+ cu o soluție 0,01 M de EDTA la pH = 10, constanta de stabilitate K CaY = 10 10,6. Calculați care ar trebui să fie constanta de stabilitate condiționată a complexului metalic cu indicatorul la pH=10 dacă = la punctul final de titrare.
8. Constanta de ionizare acidă a indicatorului utilizat în titrarea complexometrică este 4,8·10 -6. Calculați conținutul de forme acide și alcaline ale indicatorului la pH = 4,9, dacă concentrația totală a acestuia în soluție este de 8,0·10 -5 mol/l. Determinați posibilitatea utilizării acestui indicator la titrarea unei soluții
cu pH=4,9, dacă culoarea formei sale acide se potrivește cu culoarea complexului.
9. Pentru a determina conținutul de aluminiu din probă, s-a dizolvat o probă de 550 mg și s-au adăugat 50,00 ml dintr-o soluție 0,05100 M de complexon III. Excesul din acesta din urmă a fost titrat cu 14,40 ml de soluție de zinc(II) 0,04800 M. Calculați fracția de masă a aluminiului din probă.
10. La distrugerea unui complex care conține ioni de bismut și iodură, aceștia din urmă sunt titrați cu o soluție de Ag(I), iar bismut cu complexon III.
Pentru a titra o soluție care conține 550 mg de probă, sunt necesari 14,50 ml de soluție 0,05000 M de complexonă III, iar pentru titrarea ionului de iodură conținut în 440 mg de probă sunt necesari 23,25 ml de soluție de Ag(I) 0,1000 M. Calculați numărul de coordonare al bismutului din complex dacă ionii de iodură sunt ligand.
11.
O probă cântărind 0,3280 g care conține Pb, Zn, Cu a fost dizolvată
şi transferat într-un balon cotat de 500,00 cm3. Determinarea a fost efectuată în trei etape:
a) pentru titrarea primei porţiuni dintr-o soluţie cu un volum de 10,00 cm3 conţinând Pb, Zn, Cu, s-a consumat 37,50 cm3 de soluţie de EDTA 0,0025 M; b) în cea de-a doua porţiune cu un volum de 25,00 cm3, a fost mascat Cu şi s-a folosit 27,60 cm3 EDTA pentru titrarea Pb şi Zn; c) în a treia porţiune cu un volum de 100,00 cm 3 Zn a fost mascat
şi Cu, 10,80 cm3 EDTA a fost cheltuit la titrarea Pb. Determinați fracția de masă a Pb, Zn, Cu din probă.
Curbele de titrare
În redoxmetrie, curbele de titrare sunt trasate în coordonate E = f(C R),
ele ilustrează grafic modificarea potenţialului sistemului în timpul procesului de titrare. Înainte de punctul de echivalență, potențialul sistemului se calculează prin raportul dintre concentrațiile formelor oxidate și reduse ale analitului (deoarece înainte de punctul de echivalență, una dintre formele de titrant este practic absentă), după punctul de echivalență - prin raportul dintre concentrațiile formelor oxidate și reduse ale titrantului (deoarece după punctul de echivalență, analitul este titrat aproape complet).
Potențialul la punctul de echivalență este determinat de formulă
, (26)
unde este numărul de electroni care participă la semireacții;
– potențialele electrodului standard ale semireacțiilor.
În fig. Figura 10 prezintă curba de titrare a unei soluții de acid oxalic H 2 C 2 O 4 cu o soluție de permanganat de potasiu KMnO 4 într-un mediu acid
( = 1 mol/dm3).
Orez. 10. Curba de titrare pentru 100,00 cm 3 soluție oxalică
acizi H 2 C 2 O 4 s C1/z= 0,1000 mol/dm 3 soluție de permanganat
potasiu KMnO 4 s C1/z= 0,1000 mol/dm3 la = 1 mol/dm3
Potențial de semireacție MnO 4 - + 5 e+ 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O depinde de pH-ul mediului, deoarece ionii de hidrogen participă la semireacție.
Permanganatometrie
Titrantul este o soluție de permanganat de potasiu KMnO 4, care este un agent oxidant puternic. Ecuația de bază:
MnO4 - +8H + + 5e = Mn2+ + 4H2O, 
=+1,51 V.
M1/z (KMn04) = 
g/mol.
In medii usor acide, neutre si usor alcaline, datorita potentialului redox mai mic, ionul permanganat se reduce la Mn +4.
MnO 4 - +2H 2 O + 3e = MnO 2 ¯ + 4OH - , 
= +0,60 V.
M1/z (KMn04) = 158,03/3 = 52,68 g/mol.
Într-un mediu alcalin, o soluție de permanganat de potasiu este redusă
până la Mn +6.
MnO 4 - + 1e = MnO 4 2-, 
= +0,558 V.
M1/z (KMn04) = 158,03 g/mol.
Pentru a elimina reacțiile secundare, titrarea cu permanganat de potasiu se efectuează într-un mediu acid, care este creat cu acid sulfuric. Nu se recomandă utilizarea acidului clorhidric pentru a crea un mediu, deoarece permanganatul de potasiu poate oxida ionul de clorură.
2Cl - – 2e = Cl 2 , = +1,359 V.
Permanganatul de potasiu este cel mai adesea folosit sub formă de soluție.
cu o concentrație echivalentă molară de ~ 0,05 – 0,1 mol/dm 3 . Nu este un standard primar datorită faptului că solutii apoase Permanganatul de potasiu este capabil să oxideze apa și impuritățile organice din el:
4MnO 4- + 2H 2 O = 4MnО 2 ¯+ 3O 2 + 4OH -
Descompunerea soluțiilor de permanganat de potasiu este accelerată în prezența dioxidului de mangan. Deoarece dioxidul de mangan este un produs al descompunerii permanganatului, acest precipitat are efect autocatalitic la procesul de descompunere.
Permanganatul de potasiu solid utilizat pentru prepararea soluțiilor este contaminat cu dioxid de mangan, deci este imposibil să se pregătească o soluție dintr-o probă exactă. Pentru a obține o soluție suficient de stabilă de permanganat de potasiu, după dizolvarea unei probe de KMnO 4 în apă, se lasă într-o sticlă închisă la culoare timp de câteva zile (sau se fierbe), iar apoi MnO 2 se separă prin filtrare prin sticlă filtru (nu poate fi folosit un filtru de hârtie, deoarece reacţionează cu permanganatul de potasiu formând dioxid de mangan).
Culoarea soluției de permanganat de potasiu este atât de intensă încât
că nu este necesar un indicator în această metodă. Pentru a da o culoare roz vizibilă la 100 cm 3 de apă, este suficient 0,02 - 0,05 cm 3 de soluție de KMnO 4
cu o concentraţie molară echivalentă de 0,1 mol/dm 3 (0,02 M). Culoarea permanganatului de potasiu la punctul final al titrarii este instabilă și se decolorează treptat ca urmare a interacțiunii excesului de permanganat.
cu ioni de mangan(II) prezenți la punctul final în cantități relativ mari:
2MnO 4 - + 3Mn 2+ + 2H 2 O « 5MnО 2 ¯ + 4H +
Standardizarea soluției de lucru KMn04 se efectuează cu oxalat de sodiu sau acid oxalic (proaspăt recristalizat şi uscat la 105°C).
Utilizați soluții de standarde primare cu o concentrație molară echivalentă CU(½ Na2C2O4) = 0,1000 sau 0,05000 mol/l.
C 2 O 4 2- – 2e ® 2CO 2 , = -0,49 V
Analiza titrimetrică se bazează pe măsurarea precisă a cantității de reactiv consumată în reacția cu substanța determinată. Până de curând, acest tip de analiză era de obicei numit volumetric datorită faptului că cel mai comun mod în practică de a măsura cantitatea de reactiv era măsurarea volumului de soluție consumată în reacție. În prezent, analiza volumetrică este înțeleasă ca un set de metode bazate pe măsurarea volumului fazelor lichide, gazoase sau solide.
Denumirea titrimetrică este asociată cu cuvântul titru, indicând concentrația soluției. Titrul arată numărul de grame de soluție în 1 ml de soluție.
O soluție titrată sau standard este o soluție a cărei concentrație este cunoscută cu mare precizie. Titrarea este adăugarea unei soluții titrate la soluția de testat pentru a determina o cantitate exact echivalentă. Soluția de titrare este adesea numită soluție de lucru sau titrant. De exemplu, dacă un acid este titrat cu un alcalin, soluția alcalină se numește titrant. Punctul de titrare când cantitatea de titrant adăugată este echivalentă chimic cu cantitatea de substanță titrată se numește punct de echivalență.
Reacțiile utilizate în titrimetrie trebuie să îndeplinească următoarele cerințe de bază:
1) reacția trebuie să se desfășoare cantitativ, adică constanta de echilibru a reacției trebuie să fie suficient de mare;
2) reacția trebuie să se desfășoare cu viteză mare;
3) reacția nu trebuie să fie complicată de reacții adverse;
4) trebuie să existe o modalitate de a determina sfârșitul reacției.
Dacă o reacție nu îndeplinește cel puțin una dintre aceste cerințe, nu poate fi utilizată în analiza titrimetrică.
În titrimetrie, există titrari directe, inverse și indirecte.
În metodele de titrare directă, analitul reacționează direct cu titrantul. Pentru a efectua analiza folosind această metodă, este suficientă o soluție de lucru.
Metodele de titrare inversă (sau, așa cum sunt numite și metodele de titrare a reziduurilor) folosesc două soluții de lucru titrate: o soluție principală și una auxiliară. De exemplu, titrarea inversă a ionului de clorură în soluții acide este cunoscută pe scară largă. În primul rând, la soluția de clorură analizată se adaugă un exces cunoscut de soluție titrată de azotat de argint (soluția principală de lucru). În acest caz, are loc o reacție pentru a forma clorură de argint ușor solubilă.
Cantitatea în exces de AgNO3 care nu a reacţionat este titrată cu o soluţie de tiocianat de amoniu (soluţie de lucru auxiliară).
Al treilea tip principal de determinare titrimetrică este titrarea unui substituent sau titrarea prin substituție (titrare indirectă). În această metodă se adaugă un reactiv special substanței care se determină, care reacţionează cu aceasta. Unul dintre produșii de reacție este apoi titrat cu soluția de lucru. De exemplu, în timpul determinării iodometrice a cuprului, la soluția analizată se adaugă un exces deliberat de KI. Are loc reacția 2Cu 2+ +4I - =2CuI+ I 2. Iodul eliberat este titrat cu tiosulfat de sodiu.
Există și așa-numita titrare inversă, în care o soluție de reactiv standard este titrată cu soluția analizată.
Calculul rezultatelor analizei titrimetrice se bazează pe principiul echivalenței, conform căruia substanțele reacționează între ele în cantități echivalente.
Pentru a evita orice contradicții, se recomandă ca toate reacțiile acido-bazice să fie aduse la o singură bază comună, care poate fi un ion de hidrogen. În reacțiile redox, este convenabil să se relaționeze cantitatea de reactant la numărul de electroni acceptați sau donați de substanță într-o semireacție dată. Acest lucru ne permite să oferim următoarea definiție.
Un echivalent este o particulă reală sau fictivă care se poate atașa, elibera sau poate fi echivalentă în alt mod cu un ion de hidrogen în reacțiile acido-bazice sau cu un electron în reacțiile redox.
Când se utilizează termenul „echivalent”, este întotdeauna necesar să se indice la ce reacție specifică se referă. Echivalentul acestei substanțe nu este valori constante, dar depind de stoichiometria reacției la care participă.
În analiza titrimetrică se folosesc reacții de diferite tipuri: - interacțiunea acido-bazică, complexare etc., satisfacând cerințele reacțiilor titrimetrice. Tipul de reacție care are loc în timpul titrarii formează baza clasificării metodelor titrimetrice de analiză. De obicei, se disting următoarele metode de analiză titrimetrică.
1. Metodele de interacțiune acido-bazică sunt asociate cu procesul de transfer de protoni:
2. Metodele de complexare folosesc reacții de formare a compușilor de coordonare:
3. Metodele de precipitare se bazează pe reacțiile de formare a compușilor slab solubili:
4. Metodele de oxidare-reducere combină un grup mare de reacții redox:
Unele metode titrimetrice sunt denumite după tipul de reacție principală care are loc în timpul titrarii sau după numele titrantului (de exemplu, în metodele argentometrice titrantul este o soluție de AgNO 3, în metodele permanganatometrice - o soluție KMn0 4 etc.).
Metodele de titrare se caracterizează printr-o precizie ridicată: eroarea de determinare este de 0,1 - 0,3%. Soluțiile de lucru sunt stabile. Pentru a indica punctul de echivalență, există un set de diferiți indicatori. Dintre metodele titrimetrice bazate pe reacții de complexare, cea mai mare valoare au reacții folosind complexoni. Aproape toți cationii formează compuși de coordonare stabili cu complexonii, prin urmare, metodele de complexometrie sunt universale și aplicabile la analiza unei game largi de obiecte diferite.
Metoda de titrare acido-bazică se bazează pe reacții de reacție între acizi și baze, adică reacții de neutralizare:
H + + OH - ↔ H2O
Soluțiile de lucru ale metodei sunt soluții de acizi tari (HCl, H 2 S, HNO3 etc.) sau baze tari (NaOH, KOH, Ba(OH) 2 etc.). În funcție de titrant, metoda de titrare acido-bazică se împarte în acidimetrie , dacă titrantul este o soluție acidă și alcalimetrie , dacă titrantul este o soluție a unei baze.
Soluțiile de lucru sunt preparate în principal ca soluții standard secundare, deoarece materiile prime pentru prepararea lor nu sunt standard și apoi sunt standardizate față de substanțe standard sau soluții standard. De exemplu: soluţiile acide pot fi standardizate conform substanțe standard- tetraborat de sodiu Na 2 B 4 O 7 ∙ 10H 2 O, carbonat de sodiu Na 2 CO 3 ∙ 10H 2 O sau soluţii standard de NaOH, KOH; și soluții de bază - folosind acid oxalic H 2 C 2 O 4 ∙ H 2 O, acid succinic H 2 C 4 H 4 O 4 sau soluții standard de HCl, H 2 SO 4, HNO 3.
Punctul de echivalență și punctul final de titrare. Conform regulii de echivalență, titrarea trebuie continuată până când cantitatea de reactiv adăugată devine echivalentă cu conținutul substanței care se determină. Momentul din timpul procesului de titrare în care cantitatea de soluție de reactiv standard (titrant) devine teoretic strict echivalentă cu cantitatea de substanță determinată conform unei anumite ecuații de reacție chimică se numește punct de echivalare .
Punctul de echivalență este determinat în diferite moduri, de exemplu, prin schimbarea culorii indicatorului adăugat la soluția titrată. Momentul în care are loc o schimbare observată a culorii indicatorului se numește punctul final de titrare. Foarte adesea punctul final al titrarii nu coincide exact cu punctul de echivalență. De regulă, ele diferă unele de altele prin cel mult 0,02-0,04 ml (1-2 picături) de titrant. Aceasta este cantitatea de titrant care este necesară pentru a interacționa cu indicatorul.
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 cu o concentrație precis cunoscută cheltuită pentru reacția de interacțiune cu substanța care se determină. Punctul de echivalență este punctul de titrare când se obține un raport echivalent de reactanți.
Următoarele cerințe se aplică reacțiilor utilizate în analiza volumetrică cantitativă:
1. Reacția trebuie să decurgă 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 îndeplinește 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 achiziții, adică procesul de oxidare a unor particule și reducerea altor particule. Astfel, orice reacție redox poate fi întotdeauna reprezentată sub forma a două semireacții:
aOx1 + bRed2 = aRed1 + boxOx2
Particula părinte și produsul fiecărei semireacții constituie un cuplu sau 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 în raport cu un electrod de hidrogen, se numește potențial standard (E0) al acestui sistem. Potențialul standard este considerat pozitiv dacă sistemul acționează ca un agent de oxidare și are loc o semireacție de oxidare la electrodul de hidrogen:
sau negativ dacă sistemul joacă rolul unui agent reducător, iar la 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 permite evaluarea direcției reacției corespunzătoare și calcularea activităților particulelor de reacție în condiții de echilibru.
Pentru a caracteriza un sistem redox în condiții specifice, se utilizează conceptul de potențial real (formal) E0, care corespunde potențialului stabilit la electrod într-o soluție specifică dată când concentrațiile inițiale ale formelor oxidate și reduse ale ionilor determinanți de potențial. sunt egale 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 permite prezicerea apariției unui 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 construcția unei curbe de titrare face posibilă estimarea gradului de succes va fi titrarea și permite alegerea unui indicator. Când se construiește o curbă de titrare redox, potențialul sistemului este reprezentat de-a lungul axei ordonatelor, iar volumul de titrant sau procentul de titrare este reprezentat de-a lungul axei absciselor.
2.1 Influențăconditiititrarepemișcarecurbe
Curba de titrare este construită pe baza valorilor potențialelor redox, astfel încât toți factorii care influențează potențialul vor afecta forma curbei de titrare și saltul pe ea. Astfel de factori includ valorile potențialului standard al sistemelor de analiză și titrant, numărul de electroni care participă la 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. Cu cât este mai mare diferența dintre potențialele redox ale agentului oxidant și agentului reducător, cu atât saltul de titrare este mai mare. Dacă diferența dintre potențialele lor redox este foarte mică, titrarea este imposibilă. Astfel, 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 saltul dacă este mic. În astfel de cazuri, ei recurg la regulamentul de sărituri.
Mărimea saltului este afectată semnificativ de reducerea concentrației unuia dintre componentele cuplului redox (de exemplu, folosind un reactiv de complexare). Să presupunem că în soluție se introduc acid fosforic, fluoruri sau oxalați, formând complexe cu fierul (III) și neinteracționând cu fierul (II), iar potențialul perechii Fe3+/Fe2+ scade. Dacă, de exemplu, ca urmare a reacției de complexare competitivă, concentrația ionilor de Fe3+ în soluție scade de 10.000 de ori, saltul de potențial pe curba de titrare nu va mai începe 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 în curba de titrare va fi extinsă semnificativ.
Creșterea temperaturii în consecință crește potențialul sistemului de titrant și analit.
Deci, atunci când alegeți condițiile optime pentru titrarea redox, trebuie luate în considerare în primul rând influența acestora asupra stării sistemului redox și, în consecință, asupra potențialului redox real.
2.2 Definițiepuncteechivalenţă
În metodele de titrare redox, precum și în metodele acido-bazice, sunt posibile diferite metode de indicare a punctului de echivalență.
1. Metodele non-indicatoare sunt aplicabile atunci când se utilizează titranți colorați (soluții de KMnO4, I2), un ușor exces al cărora dă soluției o culoare detectabilă vizual.
2. Metodele indicatoare pot fi chimice, dacă sunt folosite ca indicatori compuși chimici, schimbându-și brusc culoarea în apropierea punctului de echivalență (în cadrul saltului pe curba de titrare).
Uneori, în metodele de titrare redox, se folosesc indicatori acido-bazici: portocaliu de metil, roșu de metil, roșu Congo, etc. Acești indicatori la punctul final de titrare sunt oxidați ireversibil de excesul de agent oxidant și, în același timp, 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, euchrysin etc.) care emit în regiunea vizibilă la anumite valori ale pH-ului soluției după iradiere radiații ultraviolete. Indicatorii chemiluminescenți sunt substanțe (luminol, lucigenină, siloxen etc.) care emit în regiunea vizibilă a spectrului la punctul final de titrare din cauza exotermiei. procese chimice. 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 titrarea nu numai a soluțiilor transparente și incolore, ci și a soluțiilor tulburi sau colorate, pentru titrarea cărora indicatorii redox convenționali sunt nepotriviți.
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 se modifică potențialul redox al sistemului.
2. Indicatori specifici care își schimbă culoarea atunci când apare un exces de titrant sau dispare substanța care se determină. Indicatorii 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 unei culori albastre în amidon 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 și ionii formează un compus roșu. La punctul de echivalență, toți ionii sunt reduse la și soluția titrată trece de la roșu la incolor.
La titrarea cu o soluție de permanganat de potasiu, titrantul în sine joacă rolul unui indicator. Cu cel mai mic exces de KMnO4, soluția devine roz.
Indicatorii redox sunt împărțiți în: reversibili și ireversibili.
Indicatoare 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, iar culoarea unei forme este diferită de culoarea celeilalte.
Trecerea unui indicator de la o formă la alta și o schimbare a 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 acest caz, jumătate din moleculele indicator există în formă oxidată, 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.
Atunci când se efectuează titrări redox, este necesar să se selecteze indicatorul astfel încât potențialul indicatorului să se încadreze în saltul de potențial pe curba de titrare. Mulți indicatori de titrare redox au proprietăți acide sau bazice și își pot schimba comportamentul în funcție de pH-ul mediului.
Unul dintre cei mai cunoscuți și folosiți indicatori redox este difenilamina:
Forma redusă a indicatorului este incoloră. Sub influența agenților de oxidare, difenilamina este mai întâi transformată ireversibil în difenilbenzidină incoloră, care este apoi oxidată reversibil în violet de difenilbenzidină albastru-violet.
Un indicator cu două culori este feroina, care este un complex de Fe2+ cu o-fenantrolină
Titrarea prin metoda indicatorului este posibilă dacă pentru o reacție dată EMF? 0,4V. Când EMF = 0,4-0,2V, se folosesc indicatori instrumentali.
3. Clasificaremetoderedoxtitrare
Dacă reacția redox decurge nestoichiometric sau nu suficient de rapid, se folosesc metode de titrare indirectă: 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.
Titrarea redox este posibilă dacă soluția conține o stare de oxidare adecvată a componentului care se determină. În caz contrar, înainte de a începe titrarea, este necesar să se efectueze reducerea preliminară (oxidarea) 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 o conversie cantitativă a elementului care se determină la starea de oxidare dorită.
Reactivul introdus în acest scop trebuie să fie un compus al cărui exces să poată fi îndepărtat cu ușurință înainte de începerea titrarii (prin fierbere, filtrare etc.). În unele cazuri, redoximetria este utilizată pentru a determina compuși care nu își schimbă starea de oxidare.
Astfel, prin titrare prin 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 de 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 fără indicator, utilizată într-un interval larg de pH |
|||
|
Bromatometrie |
BrO3a+ 6H+ + 6e? = Brp+ 3H20 |
Indicator - metil portocaliu. Mediu - foarte acid |
|||
|
Cerimetrie |
Ce4+ + e? = Ce3+ |
Indicatorul este feroină. Mediu - foarte acid |
|||
|
Cromatometrie |
Сr2O72?+ 14H+ + 6e? = 2Cr3++2H2O |
Indicatorul este difenilamina. Miercuri? puternic acid |
|||
|
Nitritometrie |
NO2- + 2H+ + e? = NO + H2O |
Indicator extern - hârtie iodură-amidon. Miercuri? usor acid |
|||
|
Iodometrie |
Indicator - amidon |
||||
|
Soluție standard - agent reducător |
|||||
|
Ascorbinometrie |
С6H6O6 +2H+ +2 e? = C6H8O6 |
Indicatori - albastru de variamină sau pentru determinarea ionilor de Fe3+, tiocianat de potasiu. Mediu - acid |
|||
|
Titanometrie |
TiO2+ + 2H+ + e? =Ti3+ + H2O |
Indicatorul este albastru de metilen. Mediu - acid |
|||
|
Iodometrie |
S4O62?+ 2e? = 2S2O32? |
Indicator - accident-mic. Reactiv auxiliar - KI. Mediu - ușor acid sau neutru |
4. Permanganatometrie
Permanganatometria este una dintre cele mai utilizate metode de titrare redox. Ca titrant este utilizată o soluție de permanganat de potasiu, ale cărei proprietăți oxidante pot fi ajustate în funcție de aciditatea soluției.
4.1 Particularitățimetodă
Cea mai răspândită în practica analitică este metoda permanganatometrică de determinare în medii acide: reducerea MnO4- la Mn2+ are loc rapid și stoichiometric:
O caracteristică a metodei este influența puternică a concentrației ionilor de hidrogen asupra potențialului standard al sistemului MnO4-/Mn2+. La titrarea în medii puternic acide, este cel mai des utilizat acid sulfuric. Clorhidric si acid azotic nu trebuie utilizat, deoarece pot apărea reacții redox concurente în prezența lor. Reducerea ionului permanganat într-un mediu alcalin are loc secvenţial: mai întâi la ionul manganat MnO42-, iar apoi la dioxidul de mangan MnO2:
Reducerea cantitativă a permanganatului într-un mediu alcalin la manganat are loc în prezența sării de bariu. Ba(MnO4)2 este solubil în apă, în timp ce BaMnO4 este insolubil, deci nu are loc o reducere suplimentară a MnVI din precipitat.
Permanganatometric în mediu alcalin, de regulă, se determină compuși organici: formiat, formaldehidă, acizi formic, cinamic, tartric, citric, hidrazină, acetonă etc.
Sfârșitul titrarii este indicat de culoarea roz pal a excesului de titrant 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 a excesului de titrant KMnO4 în timpul titrarii directe sau prin dispariția culorii în timpul titrarii inverse. La analizarea soluțiilor colorate se recomandă utilizarea indicatorului feroină.
Avantajele metodei permanganatometrice 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 reacționează 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 - permanganat 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- se desfășoară rapid, atunci titrarea se efectuează într-un mod direct. Așa se determină oxalații, nitriții, peroxidul de hidrogen, fierul (II), ferocianurile, acidul arsenos etc.:
H2O2 + 2MnO4- + 6H+ = 5O2 + 2Mn2+ + 8H2O
54- + MnO4- + 8H+ = 53- + 2Mn2+ + 4H2O
AsIII + 2MnO4- + 16H+ = 5AsV + 2 Mn2+ + 8H2O
5Fe2+ + MnO4- +8H+ = 5Fe3+ + 2Mn2+ + 4H2O
2. Determinarea agenţilor oxidanţi. Se adaugă soluție de agent reducător standard în exces și apoi se titează restul cu soluție de KMnO4 (metoda de titrare inversă). De exemplu, cromații, persulfații, cloriții, clorații și alți agenți oxidanți pot fi determinați prin metoda permanganometrică prin tratarea mai întâi cu un exces de soluție standard de Fe2+ și 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 - rest
3. Determinarea substanțelor care nu au proprietăți redox se realizează indirect, de exemplu, prin titrare de substituție. Pentru a face acest lucru, componenta care trebuie determinată este transformată în forma unui compus cu proprietăți reducătoare sau oxidante și apoi se efectuează titrarea. De exemplu, ionii de calciu, zinc, cadmiu, nichel, cobalt sunt precipitați sub formă de oxalați slab 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- + 5С2O42- + 16H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2O
4. Definiție compusi organici. Trăsătură distinctivă reacțiile compușilor organici cu MnO4- este viteza lor mică. Determinarea este posibilă dacă se utilizează o metodă indirectă: compusul analizat este pretratat cu un exces de soluție de permanganat puternic alcalină 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- + 5С2O42- + 16H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2O rest
reducere oxidativă titrimetrică
5. EsentaȘiclasificareprecipitativmetode
Metodele de titrare prin precipitare sunt metode de analiză titrimetrică care utilizează titrant care formează precipitate odată cu substanțele care se determină.
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 titrarii nu trebuie distorsionate de fenomene de adsorbtie (co-precipitare).
4. Precipitațiile ar trebui să aibă loc destul de repede (adică nu ar trebui să se formeze soluții suprasaturate).
5. Trebuie 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 K 4).
6. CurbetitrareȘial loranaliză
Construcția curbelor de titrare se realizează pe baza calculelor conform regulii produsului de solubilitate și, în consecință.
Curba de titrare este trasată în coordonate care arată modificarea concentrației ionului care se determină în funcție de volumul titrantului adăugat.
Cu cât saltul de titrare este mai mare în curbă, cu atât sunt mai mari posibilitățile de alegere a indicatorului corespunzător.
Factori care influențează mărimea saltului în curbele de titrare a precipitațiilor:
1. Concentrația soluțiilor de titrant și ion fiind determinată Cu cât concentrația este mai mare, cu atât este mai mare saltul în curba de titrare.
2. Solubilitatea precipitatului care se formează în timpul procesului de titrare (cu cât solubilitatea este mai mică, cu atât saltul de titrare este mai mare).
Dependența mărimii 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
Efectul este relativ minor, 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 reacțiile de formare a sărurilor de Argentum slab solubile:
X - + Ag + = AgХ,
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:
Fără indicator: - Metoda Gay-Lussac (metoda turbidității egale)
Metodă până la iluminare
Indicator: - metoda lui Mohr
Faianta - metoda Fischer - Khodakov
metoda Volhard
metoda lui Mohr
Titrant: AgNO 3 - sec. std. soluţie.
AgNO3 + NaCl = AgCI? + NaNO3
Indicatorul este cromat de potasiu 5% K 2 CrO 4 (până la apariția cromatului de argentum brun-roșu):
2AgNO3 + K2CrO4 = Ag2CrO4 + 2KNO3
Substante determinate: Cl - cloruri, Br - bromuri.
Mediu: pH~ 6,5-10,3.
Aplicație: cuantificarea clorura de sodiu, clorura de potasiu, bromura de sodiu, bromura de potasiu in substanta substantelor medicamentoase.
Limitări de utilizare:
1. Nu puteți titra soluțiile acide:
2CrO 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 ai ionilor de argentum în reacțiile de complexare.
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 puteți titra 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 ionii de argentum.
Metoda Faience-Fisher-Khodakov
Titrant: AgNO 3 - sec. std. soluţie
Standardizare pentru prima std. soluție de clorură de sodiu NaCl prin pipetare:
AgNO3 + NaCl = AgCI? + NaNO3
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):
2AgNO3 + K2CrO4 = Ag2CrO4 + 2KNO3
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 sediment este însoțită de o schimbare de culoare în T.E. sau lângă el.
AgNO3 + NaCl = AgCI? + NaNO3
HInd x H + + Ind - .
Condiții de titrare:
1. Aciditatea solutiilor
2. Concentrația soluțiilor care reacţionează
3. Ținând cont de capacitatea de adsorbție a indicatorilor și ionilor prezenți în soluție.
4. Titrare lângă t.e. ar trebui făcută încet
5. Titrarea cu indicatori de adsorbție se realizează în lumină difuză.
Aplicație: determinarea cantitativă a clorurilor, bromurilor, iodurilor, tiocianaților, cianurilor.
metoda Volhard
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:
AgNO3 + NaCl = AgCI? + NaNO3
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 CrO 4 = Ag 2 CrO 4 + 2KNO 3
Standardizarea NH4SCN, KSCN pentru o soluție standard de AgNO3:
AgN03 + NH4SCN = AgSCN + NH4NO3
Indicatorul pentru standardizarea tiocianatului de amoniu sau de potasiu sunt sărurile de fer (III) (de exemplu, NH 4 Fe(SO 4) 2 12H 2 O în prezența acidului azotat):
Fe 3+ + SCN - = 2+
Se titează până când apare o culoare roz slab.
Mediu: acid nitrat.
Indicatori de metodă: săruri de fer (III) NH 4 Fe(SO 4) 2 ?12H 2 O în prezenţa acidului azotat.
Substanțe determinate: ioni de halogenură, cianuri, tiocianați, sulfuri, carbonați, cromați, oxalați, arseniați etc.
Hal - + Ag + (exces) = AgHal
Ag + (reziduu) + SCN - = AgSCN,
iar după punctul de echivalență:
Fe 3+ + SCN - = 2+
(culoare roz-rosu)
La determinarea iodurilor, indicatorul este adăugat la sfârșitul titrarii pentru a evita reacțiile paralele:
2Fe 3+ + 2I - = 2Fe 2+ + I 2
Avantajele metodei Volhard - posibilitatea de titrare:
În soluții foarte acide;
În prezența multor cationi care au interferat cu determinarea prin metoda lui 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+, care sunt puțin solubile de precipitat:
2Cl - + Hg 2 2+ = Hg 2 Cl 2 Ї PR = 1,3H10 -18
2I - + Hg 2 2+ = Hg 2 I 2 Ї PR = 4,5 H10 -29
Titrant: al doilea. std. Hg 2 (NO 3) 2 soluție.
Standardizare: pentru o soluție standard de NaCl:
Hg 2 (NO 3) 2 + 2NaCl = Hg 2 Cl 2 Ї + 2NaNO 3
Indicatori: 1) soluție de ferum (III) tiocianat (roșu până la decolorat)
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 cheltuit pentru titrarea indicatorului, titrați o „probă oarbă”:
2) Indicatorul se adaugă înainte de sfârșitul titrarii, deoarece, dacă este adăugat mai întâi, poate fi mult înainte de sfârșitul titrarii. se formează difenilcarbazida de mercur (II) și dă o culoare albastră mai devreme decât se titra 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. Sulfometrie
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 de formare a sărurilor de bariu insolubile.
Metoda se bazează pe reacția de formare a precipitatului de sulfat de bariu:
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 Ї
definit substanță titrant
Titrant: al doilea. std. soluții de H2SO4, Ba(NO3)2, BaCl2.
Standardizare: soluţie de H2SO4 în Na2B4O7 sau Na2CO3 cu metil portocaliu; Ba(NO3)2 și BaCl2 prin H2SO4 cu nitrcromazo sau ortanil A.
Indicatori: se folosesc indicatori metalocromici (își schimbă culoarea în prezența ionilor metalici) - nitrchromazo (ortanil C), ortanil A. Acești indicatori sunt colorați roz în soluție și violet în prezența cationilor de bariu.
Substanțe determinate în titrare directă:
acid sulfat - conținut de bariu;
clorură de bariu sau nitrat de bariu - conținut de sulfat.
Concluzie
Dintre metodele titrimetrice de analiză, titrarea redox este larg răspândită, domeniul de aplicare al acestei metode este mai larg decât cel al metodelor acido-bazice sau complexometrice. Datorită varietății mari de reacții redox, această metodă face posibilă determinarea unui număr mare de substanțe diferite, inclusiv cele care nu prezintă direct proprietăți redox.
Permanganatometria este utilizată pentru a determina oxidabilitatea totală a apei și a solului. În acest caz, toate componentele organice reacţionează cu ionul MnO4 într-un mediu acid (inclusiv acizii humici din sol şi ape naturale). Numărul de echivalenți milimole de KMnO4 utilizați pentru titrare este o caracteristică a oxidării (pentru permanganat).
Permanganatometria este utilizată și pentru analiza compușilor organici ușor oxidabili (aldehide, cetone, alcooli, acizi carboxilici: grupe oxalice, tartric, lămâie, măr și, de asemenea, hidrazo). În industria alimentară, permanganatometria poate fi utilizată pentru a determina conținutul de zahăr al Produse alimentareși materii prime, conținutul de nitriți în cârnați.
În industria metalurgică, metoda permanganatometriei este utilizată pentru determinarea conținutului de fier în săruri, aliaje, metale, minereuri și silicați.
Listăliteratură
1. Chimie analitică. Metode chimice de analiză / ed. O.M. Petrukhina. M.: Chimie, 1992, 400 p.
2. Vasiliev V.P. Chimie analitică. În 2 ore Partea 1. Metode gravimetrice și titrimetrice. M.: Şcoala superioară, 1989, 320 p.
3. Fundamentele chimiei analitice. In 2 carti. Carte 2. Metode de analiză chimică / ed. Yu.A. Zolotova. M.: Şcoala superioară, 2000, 494 p.
Postat pe Allbest.ru
...Documente similare
Caracteristici distinctive ale reacțiilor redox. Diagrama unui electrod standard de hidrogen. Ecuația Nernst. Curbele teoretice de titrare. Determinarea punctului de echivalență. Indicatori redox, permanganatometrie.
lucru curs, adăugat 05.06.2011
Clasificarea metodelor de titrare redox. Indicatori de titrare redox. Permanganatometrie, iodometrie și dicromatometrie. Colorarea formelor 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 curs, adaugat 25.12.2014
Clasificarea metodelor de analiză titrametrică. Esența metodei „neutralizării”. Pregătirea soluțiilor de lucru. Calculul punctelor și construcția curbelor de titrare acido-bazică și redox. Avantajele și dezavantajele iodometriei.
lucrare curs, adaugat 17.11.2013
Clasificarea metodelor de titrare redox. Factori care influențează 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 pH-ului soluțiilor. Construirea curbelor de titrare. Selectarea 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 curs, adaugat 06.10.2012
Metoda titrimetrică de analiză. Teoria metodei bromatometrice de analiză. Tehnica titrarii. Avantajele și dezavantajele metodei bromatometrice. Fenolii. Determinarea fenolului. Reacții chimice, utilizat în metodele de titrimetrie.
lucrare curs, adaugat 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 folosind exemplul de cerimetrie. Titrarea sării de fier cu sulfat de ceriu.
lucrare curs, adaugat 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 în soluție prin analiză calitativă.