Neutralisationsmethode in der titrimetrischen Analysemethode. Arten der Titration Titration in Kürze

Die titrimetrische Analyse ist eine Methode zur Bestimmung der Menge eines Stoffes durch genaue Messung des Volumens von Lösungen von Stoffen, die miteinander reagieren.

Titer– die Menge an g Substanz, die in 1 ml enthalten ist. Lösung oder Äquivalent zum zu bestimmenden Stoff. Wenn der Titer von H 2 SO 4 beispielsweise 0,0049 g/ml beträgt, bedeutet dies, dass jeder ml Lösung 0,0049 g Schwefelsäure enthält.

Eine Lösung, deren Titer bekannt ist, wird titriert genannt. Titration- der Vorgang der Zugabe einer äquivalenten Menge einer titrierten Lösung zur Testlösung oder einem Aliquot davon. In diesem Fall werden Standardlösungen verwendet - feste Kanäle– Lösungen mit der genauen Konzentration des Stoffes (Na 2 CO 3, HCl).

Die Titrationsreaktion muss folgende Anforderungen erfüllen:

hohe Reaktionsgeschwindigkeit;

die Reaktion muss vollständig ablaufen;

die Reaktion muss hoch stöchiometrisch sein;

verfügen über eine praktische Methode zur Aufzeichnung des Reaktionsendes.

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Die Hauptaufgabe der titrimetrischen Analyse besteht nicht nur darin, eine Lösung mit genau bekannter Konzentration (Fixanal) zu verwenden, sondern auch den Äquivalenzpunkt korrekt zu bestimmen.

Es gibt mehrere Möglichkeiten, den Äquivalenzpunkt festzulegen:

Anhand der Eigenfarbe der Ionen des zu bestimmenden Elements, beispielsweise Mangan in Form eines AnionsMnO 4 -

Laut Zeugensubstanz

Beispiel: Ag + + Cl - " AgCl $

Ag + + CrO 4 " Ag 2 CrO 4 $ (hellorange Farbe)

Eine kleine Menge Salz K 2 CrO 4 (Zeuge) wird in den Kolben gegeben, in dem das Chlorion bestimmt werden soll. Anschließend wird die Testsubstanz nach und nach aus der Bürette zugegeben, wobei zunächst Chlorionen reagieren und ein weißer Niederschlag (AgCl) entsteht, d. h. AgCl PR<< ПР Ag2Cr O4.

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

III. Verwendung von Indikatoren: Während der Neutralisationsreaktion werden beispielsweise Säure-Base-Indikatoren verwendet: Lackmus, Phenolphthalein, Methylorange – organische Verbindungen, die beim Übergang von einer sauren in eine alkalische Umgebung ihre Farbe ändern.

Indikatoren– organische Farbstoffe, die ihre Farbe ändern, wenn sich der Säuregehalt der Umgebung ändert.

Schematisch (ohne Zwischenformen) lässt sich das Gleichgewicht des Indikators als Säure-Base-Reaktion darstellen

HIn +H 2 O In - + H 3 O +

H2O
H + + OH -

H++H2O
H3O+

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

Klassifizierung titrimetrischer Analysemethoden.

Säure-Base-Titration (Neutralisation): Diese Methode bestimmt die Menge an Säure oder Alkali in der analysierten Lösung;

Fällung und Komplexierung (Argentometrie)

Ag + + Cl - " AgCl $

Redoxtitration (Redoximetrie):

a) Permanganatometrie (KMnO 4);

b) Jodometrie (Y 2);

c) Bromometrie (KBrO 3);

d) Dichromatometrie (K 2 Cr 2 O 7);

e) Cerimetrie (Ce(SO 4) 2);

e) Vanadometrie (NH 4 VO 3);

g) Titanometrie (TiCl 3) usw.

Die titrimetrische Analysemethode (Titration) ermöglicht eine volumetrische quantitative Analyse und wird in der Chemie häufig eingesetzt. Sein Hauptvorteil ist die Vielfalt der Methoden und Methoden, dank derer es zur Lösung unterschiedlichster analytischer Probleme eingesetzt werden kann.

Prinzip der Analyse

Die titrimetrische Analysemethode basiert auf der Messung des Volumens einer Lösung bekannter Konzentration (Titriermittel), die mit der Testsubstanz reagiert.

Für die Analyse benötigen Sie eine spezielle Ausrüstung, nämlich eine Bürette – ein dünnes Glasröhrchen mit aufgebrachter Graduierung. Das obere Ende dieses Rohres ist offen, am unteren Ende befindet sich ein Absperrventil. Mithilfe eines Trichters wird die kalibrierte Bürette bis zur Nullmarke mit Titriermittel gefüllt. Die Analyse erfolgt bis zum Titrationsendpunkt (ETP), indem der Prüfsubstanz eine kleine Menge Lösung aus der Bürette zugesetzt wird. Der Endpunkt der Titration wird durch eine Änderung der Farbe des Indikators oder einer physikalisch-chemischen Eigenschaft identifiziert.

Das Endergebnis wird auf der Grundlage des verbrauchten Volumens des Titriermittels berechnet und in Titer (T) ausgedrückt – der Masse der Substanz pro 1 ml Lösung (g/ml).

Begründung für den Prozess

Die titrimetrische Methode der quantitativen Analyse liefert genaue Ergebnisse, da die Substanzen in äquivalenten Mengen miteinander reagieren. Das bedeutet, dass das Produkt aus Volumen und Menge identisch ist: C 1 V 1 = C 2 V 2. Aus dieser Gleichung lässt sich der unbekannte Wert von C 2 leicht ermitteln, wenn die übrigen Parameter unabhängig voneinander eingestellt werden (C 1, V 2) und während der Analyse ermittelt werden (V 1).

Endpunkterkennung der Titration

Da die rechtzeitige Erfassung des Titrationsendes der wichtigste Teil der Analyse ist, ist es notwendig, die richtigen Methoden auszuwählen. Am bequemsten ist die Verwendung von Farb- oder Fluoreszenzindikatoren, es können aber auch instrumentelle Methoden verwendet werden – Potentiometrie, Amperometrie, Photometrie.

Die endgültige Wahl einer Methode zur Erkennung von CFTs hängt von der erforderlichen Genauigkeit und Selektivität der Bestimmung sowie ihrer Geschwindigkeit und der Möglichkeit der Automatisierung ab. Dies gilt insbesondere für trübe und farbige Lösungen sowie aggressive Umgebungen.

Anforderungen an die Titrationsreaktion

Damit die titrimetrische Analysemethode das richtige Ergebnis liefert, müssen Sie die zugrunde liegende Reaktion richtig auswählen. Die Voraussetzungen dafür sind wie folgt:

• Stöchiometrie;
• hohe Durchflussrate;
• hohe Gleichgewichtskonstante;
• das Vorhandensein einer zuverlässigen Methode zur Aufzeichnung des experimentellen Endes der Titration.

Geeignete Reaktionen können jeglicher Art sein.

Arten der Analyse

Die Klassifizierung titrimetrischer Analysemethoden erfolgt nach der Art der Reaktion. Basierend auf diesem Merkmal werden folgende Titrationsmethoden unterschieden:

• Säure Base;
• Redox;
• komplexometrisch;
• präzipitativ.

Jeder Typ basiert auf einem eigenen Reaktionstyp; je nachdem, welche Untergruppen von Methoden in der Analyse unterschieden werden, werden bestimmte Titriermittel ausgewählt.

Säure-Base-Titration

Die titrimetrische Analysemethode unter Verwendung der Reaktion von Hydronium mit Hydroxidionen (H 3 O + + OH - = H 2 O) wird als Säure-Base bezeichnet. Bildet ein bekannter Stoff in Lösung ein Proton, was typisch für Säuren ist, gehört die Methode zur Untergruppe der Acidimetrie. Als Titriermittel wird hier meist stabile Salzsäure HCl verwendet.

Wenn das Titriermittel ein Hydroxidion erzeugt, nennt man die Methode Alkalimetrie. Die verwendeten Substanzen sind Alkalien wie NaOH oder Salze, die durch Reaktion einer starken Base mit einer schwachen Säure wie Na 2 CO 3 gewonnen werden.

In diesem Fall werden farbige Indikatoren verwendet. Es handelt sich um schwache organische Verbindungen – Säuren und Basen, die unterschiedliche Strukturen und Farben in protonierter und nicht protonierter Form aufweisen. Die am häufigsten verwendeten Indikatoren bei der Säure-Base-Titration sind einfarbiges Phenolphthalein (eine klare Lösung wird in einer alkalischen Lösung purpurrot) und zweifarbiges Methylorange (eine rote Substanz wird in einer sauren Lösung gelb).

Ihre weit verbreitete Verwendung ist auf ihre hohe Lichtabsorption zurückzuführen, wodurch ihre Farbe mit bloßem Auge deutlich sichtbar ist, sowie auf ihren Kontrast und den schmalen Farbübergangsbereich.

Redox-Titration

Die redoxtitrimetrische Analyse ist eine Methode der quantitativen Analyse, die auf der Änderung des Konzentrationsverhältnisses oxidierter und reduzierter Formen basiert: aOx 1 + bRed 2 = aRed 1 + bOx 2.

Die Methode ist in folgende Untergruppen unterteilt:

• Permanganatometrie (Titrant - KMnO 4);
• Jodometrie (I 2);
• Dichromatometrie (K 2 Cr 2 O 7);
• Bromometrie (KBrO 3);
• Jodometrie (KIO 3);
• Cerimetrie (Ce(SO 4) 2);
• Vanadatometrie (NH 4 VO 3);
• Titanometrie (TiCl 3);
• Chromometrie (CrCl 2);
• Ascorbinometrie (C 6 H 8 OH).

In manchen Fällen kann ein Reagens, das an der Reaktion teilnimmt und seine Farbe ändert, um eine oxidierte oder reduzierte Form anzunehmen, die Rolle eines Indikators übernehmen. Es kommen aber auch spezifische Indikatoren zum Einsatz, zum Beispiel:

• Bei der Bestimmung von Jod wird Stärke verwendet, die mit I 3 - Ionen eine dunkelblaue Verbindung bildet;
• Bei der Titration von Eisen (III) werden Thiocyanat-Ionen verwendet, die mit dem Metall Komplexe bilden, die leuchtend rot gefärbt sind.

Darüber hinaus gibt es spezielle Redox-Indikatoren – organische Verbindungen, die in ihrer oxidierten und reduzierten Form unterschiedliche Farben haben.

Komplexometrische Titration

Kurz gesagt, die titrimetrische Analysemethode, auch Komplexometrie genannt, basiert auf der Wechselwirkung zweier Substanzen unter Bildung eines Komplexes: M + L = ML. Werden Quecksilbersalze verwendet, beispielsweise Hg(NO 3) 2, spricht man von Quecksilbermessung, bei Ethylendiamintetraessigsäure (EDTA) von Komplexometrie. Insbesondere bei der letztgenannten Methode wird eine titrimetrische Methode zur Analyse von Wasser, nämlich seiner Härte, eingesetzt.

In der Komplexometrie werden transparente Metallindikatoren verwendet, die ihre Farbe annehmen, wenn sie mit Metallionen Komplexe bilden. Beispielsweise wird bei der Titration von Eisensalzen mit EDTA klare Sulfosalicylsäure als Indikator verwendet. Es färbt die Lösung rot, wenn es mit Eisen einen Komplex bildet.

Allerdings haben Metallindikatoren häufiger eine eigene Farbe, die sich je nach Konzentration des Metallions ändert. Als solche Indikatoren werden mehrbasige Säuren verwendet, die mit Metallen recht stabile Komplexe bilden, die bei Einwirkung von EDTA unter kontrastierendem Farbumschlag schnell zerstört werden.

Niederschlagstitration

Die titrimetrische Analysemethode, die auf der Reaktion der Wechselwirkung zweier Stoffe unter Bildung einer festen Verbindung basiert, die ausfällt (M + X = MX↓), ist die Fällung. Sie ist von begrenzter Bedeutung, da Abscheidungsprozesse in der Regel nicht quantitativ und nicht stöchiometrisch ablaufen. Aber manchmal wird es immer noch verwendet und hat zwei Untergruppen. Wenn die Methode Silbersalze verwendet, beispielsweise AgNO 3, spricht man von Argentometrie, wenn Quecksilbersalze, Hg 2 (NO 3) 2, dann Mercurometrie genannt werden.

Zur Bestimmung des Titrationsendpunkts werden folgende Methoden verwendet:

• Mohrs Methode, bei der der Indikator das Chromation ist, das mit Silber einen ziegelroten Niederschlag bildet;
• Volhards Methode, basierend auf der Titration einer Lösung von Silberionen mit Kaliumthiocyanat in Gegenwart von Eisen (III), das in einer sauren Umgebung mit dem Titriermittel einen roten Komplex bildet;
• Fayence-Methode, die eine Titration mit Adsorptionsindikatoren beinhaltet;
• Gay-Lussac-Methode, bei der die CTT durch die Klärung oder Trübung der Lösung bestimmt wird.

Letztere Methode wurde in letzter Zeit kaum noch angewendet.

Titrationsmethoden

Die Klassifizierung der Titration erfolgt nicht nur nach der zugrunde liegenden Reaktion, sondern auch nach der Art der Durchführung. Basierend auf dieser Funktion werden folgende Typen unterschieden:

• Direkte;
• umkehren;
• Titration des Substituenten.

Der erste Fall wird nur unter idealen Reaktionsbedingungen verwendet. Das Titriermittel wird direkt der zu bestimmenden Substanz zugesetzt. So werden Magnesium, Calcium, Kupfer, Eisen und etwa 25 weitere Metalle mit EDTA bestimmt. In anderen Fällen werden jedoch häufig komplexere Methoden verwendet.

Rücktitration

Es ist nicht immer möglich, die ideale Reaktion zu finden. Meistens geht es langsam voran, oder es ist schwierig, eine Methode zur Festlegung des Endpunkts der Titration zu finden, oder es bilden sich flüchtige Verbindungen zwischen den Produkten, wodurch der Analyt teilweise verloren geht. Diese Nachteile können durch die Verwendung der Rücktitrationsmethode überwunden werden. Dazu wird der zu bestimmenden Substanz eine große Menge Titriermittel zugesetzt, so dass die Reaktion vollständig abläuft, und anschließend wird ermittelt, wie viel von der Lösung unumgesetzt bleibt. Dazu wird das verbleibende Titriermittel aus der ersten Reaktion (T 1) mit einer anderen Lösung (T 2) titriert und seine Menge durch die Differenz der Produkte aus Volumen und Konzentration in zwei Reaktionen bestimmt: C T1 V T 1 -C T 2 V T 2.

Der Bestimmung von Mangandioxid liegt die Verwendung der inverstitrimetrischen Analysemethode zugrunde. Seine Reaktion mit Eisensulfat verläuft sehr langsam, daher wird das Salz im Überschuss aufgenommen und die Reaktion durch Erhitzen beschleunigt. Die nicht umgesetzte Menge an Eisenionen wird mit Kaliumdichromat titriert.

Titration des Substituenten

Bei nichtstöchiometrischen oder langsamen Reaktionen kommt die Substituententitration zum Einsatz. Sein Kern besteht darin, dass für den zu bestimmenden Stoff eine stöchiometrische Reaktion mit einer Hilfsverbindung ausgewählt und anschließend das Reaktionsprodukt einer Titration unterzogen wird.

Genau das geschieht bei der Bestimmung von Dichromat. Durch Zugabe von Kaliumjodid wird eine der zu bestimmenden Substanz entsprechende Menge Jod freigesetzt, die anschließend mit Natriumthiosulfat titriert wird.

Somit ermöglicht die titrimetrische Analyse die Bestimmung des quantitativen Gehalts einer Vielzahl von Substanzen. Wenn Sie ihre Eigenschaften und die Charakteristika der Reaktionen kennen, können Sie die optimale Methode und Titrationsmethode auswählen, die Ergebnisse mit einem hohen Maß an Genauigkeit liefert.

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Planen

1. Das Wesen der Fällungstitration

2. Argentometrische Titration

3. Thiocyanatometrische Titration

4. Anwendung der Fällungstitration

4.1 Herstellung einer standardisierten Silbernitratlösung

4.2 Herstellung einer standardisierten Ammoniumthiocyanatlösung

4.3 Bestimmung des Chlorgehalts in einer Probe nach Volhard

4.4 Bestimmung des Natriumtrichloracetatgehalts in einer technischen Zubereitung

1. Das Wesen des NiederschlagsTitration

Die Methode kombiniert titrimetrische Bestimmungen, die auf Bildungsreaktionen schwerlöslicher Verbindungen basieren. Für diese Zwecke sind nur bestimmte Reaktionen geeignet, die bestimmte Bedingungen erfüllen. Die Reaktion muss streng nach der Gleichung und ohne Nebenprozesse ablaufen. Der entstehende Niederschlag muss praktisch unlöslich sein und relativ schnell ausfallen, ohne dass sich übersättigte Lösungen bilden. Darüber hinaus ist es notwendig, den Endpunkt der Titration anhand eines Indikators bestimmen zu können. Schließlich müssen die Phänomene der Adsorption (Copräzipitation) bei der Titration so schwach zum Ausdruck kommen, dass das Ergebnis der Bestimmung nicht verfälscht wird.

Die Namen der einzelnen Fällungsmethoden ergeben sich aus den Namen der verwendeten Lösungen. Die Methode unter Verwendung einer Silbernitratlösung wird Argentometrie genannt. Mit dieser Methode wird der Gehalt an C1~- und Br~-Ionen in neutralen oder leicht alkalischen Medien bestimmt. Die Thiocyanatometrie basiert auf der Verwendung einer Lösung von Ammoniumthiocyanat NH 4 SCN (oder Kalium KSCN) und dient der Bestimmung von Spuren von C1- und Br~, jedoch in stark alkalischen und sauren Lösungen. Es wird auch zur Bestimmung des Silbergehalts in Erzen oder Legierungen verwendet.

Die teure argentometrische Methode zur Bestimmung von Halogenen wird nach und nach durch die mercurometrische Methode ersetzt. Bei letzterem wird eine Lösung von Quecksilber(I)-nitrat Hg 2 (NO 3) 2 verwendet.

Betrachten wir die argentometrischen und thiocyanatometrischen Titrationen genauer.

2. Argentometrische Titration

Die Methode basiert auf der Reaktion der Ausfällung von C1~- und Br~-Ionen durch Silberkationen unter Bildung schwerlöslicher Halogenide:

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

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

Titrationskurven sind für das Verständnis der Argentometriemethode von großer Bedeutung. Betrachten Sie als Beispiel den Fall der Titration von 10,00 ml 0,1 N. Natriumchloridlösung 0,1 N. Lösung von Silbernitrit (ohne Berücksichtigung von Volumenänderungen der Lösung).

Vor Beginn der Titration ist die Konzentration der Chloridionen in der Lösung gleich der Gesamtkonzentration an Natriumchlorid, d. h. 0,1 mol/l oder = --lg lO-i = 1.

Wenn 9,00 ml Silbernitratlösung zu einer titrierten Natriumchloridlösung gegeben werden und 90 % der Chloridionen ausgefällt werden, nimmt ihre Konzentration in der Lösung um das Zehnfache ab und beträgt N0~ 2 mol/l, und pCl wird gleich sein zu 2. Da der Wert nPAgci= IQ- 10 ist, beträgt die Konzentration der Silberionen:

10-yu/[C1-] = Yu-Yu/10-2 = 10-8 M ol/l, ODER pAg= -- lg = -- IglO-s = 8.

Alle anderen Punkte zur Erstellung der Titrationskurve werden auf ähnliche Weise berechnet. Am Äquivalenzpunkt ist pCl=pAg= = 5 (siehe Tabelle).

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

AgNO 3 -Lösung wurde hinzugefügt,
9,99 10,00 (gleicher Punkt) 10,01	Yu-4 Yu-5 Yu-6.	yu- 6 yu- 5 yu-*

Das Sprungintervall bei der argentometrischen Titration hängt von der Konzentration der Lösungen und vom Wert des Löslichkeitsprodukts des Niederschlags ab. Je kleiner der PR-Wert der durch Titration erhaltenen Verbindung ist, desto größer ist das Sprungintervall auf der Titrationskurve und desto einfacher ist es, den Endpunkt der Titration mithilfe eines Indikators zu erfassen.

Die gebräuchlichste argentometrische Bestimmung von Chlor ist die Mohr-Methode. Sein Wesen besteht in der direkten Titration der Flüssigkeit mit einer Silbernitratlösung mit dem Indikator Kaliumchromat, bis der weiße Niederschlag braun wird.

Der Indikator der Methode von Mohr: Eine Lösung von K2CrO 4 mit Silbernitrat ergibt einen roten Niederschlag von Silberchromat Ag 2 CrO 4, aber die Löslichkeit des Niederschlags (0,65-10~ 4 E/l) ist viel größer als die Löslichkeit von Silber Chlorid (1,25X_X10~ 5 E/l). Daher erscheint bei der Titration mit einer Silbernitratlösung in Gegenwart von Kaliumchromat ein roter Niederschlag von Silberchromat erst nach Zugabe eines Überschusses an Ag+-Ionen, wenn bereits alle Chloridionen ausgefällt sind. In diesem Fall wird der zu analysierenden Flüssigkeit immer eine Lösung von Silbernitrat zugesetzt und nicht umgekehrt.

Die Einsatzmöglichkeiten der Argentometrie sind recht begrenzt. Es wird nur zum Titrieren neutraler oder leicht alkalischer Lösungen (pH-Wert 7 bis 10) verwendet. In einer sauren Umgebung löst sich der Silberchromatniederschlag auf.

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

3. Thiocyanatometrische Titration

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

Ag+ + SCN- = AgSCN|

Zur Bestimmung ist eine Lösung von NH 4 SCN (oder KSCN) erforderlich. Bestimmen Sie Ag+ oder Hgi+ durch direkte Titration mit einer Thiocyanatlösung.

Die thiocyanatometrische Bestimmung von Halogenen erfolgt nach der sogenannten Volhard-Methode. Sein Wesen lässt sich in Diagrammen ausdrücken:

CI- + Ag+ (Überschuss) -* AgCI + Ag+ (Rückstand), Ag+ (Rückstand) + SCN~-> AgSCN

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

Der Indikator der Volhard-Methode ist eine gesättigte Lösung von NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12H 2 O. Während in der titrierten Flüssigkeit Ag+-Ionen vorhanden sind, sind die zugesetzten SCN~-Anionen mit der Freisetzung von AgSCN-Niederschlag verbunden, tun dies jedoch interagiert nicht mit Fe 3+-Ionen. Nach dem Äquivalenzpunkt führt jedoch der geringste Überschuss an NH 4 SCN (oder KSCN) zur Bildung blutroter 2+- und +-Ionen. Dadurch ist es möglich, den äquivalenten Punkt zu bestimmen.

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

Die alkalische Testlösung wird vor der Titration mit Salpetersäure neutralisiert, da sonst die im Indikator enthaltenen Fe 3 + -Ionen zur Ausfällung von Eisen(III)-hydroxid führen.

4. Anwendungen der Fällungstitration

4.1 Herstellung einer standardisierten Silbernitratlösung

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

Herstellung einer Standard-Natriumchloridlösung. Aus chemisch reinem Salz wird eine Lösung von Natriumchlorid (oder Kaliumchlorid) hergestellt. Die äquivalente Masse von Natriumchlorid entspricht seiner Molmasse (58,45 g/mol). Theoretisch, um 0,1 l 0,02 n vorzubereiten. Lösung erfordert 58,45-0,02-0,1 = 0,1169 g NaCl.

Eine Probe von ca. 0,12 g Natriumchlorid auf einer Analysenwaage entnehmen, in einen 100-ml-Messkolben überführen, auflösen, mit Wasser bis zur Marke auffüllen und gut vermischen. Berechnen Sie den Titer und die normale Konzentration der ursprünglichen Natriumchloridlösung.

Zubereitung: 100 ml ca. 0,02 N. Silbernitratlösung. Silbernitrat ist ein seltenes Reagens und seine Lösungen haben normalerweise eine Konzentration von nicht mehr als 0,05 N. 0,02 n ist für diese Arbeit durchaus geeignet. Lösung.

Bei der argentometrischen Titration entspricht die Äquivalentmasse von AgN0 3 der Molmasse, also 169,9 g/mol. Daher 0,1 l 0,02 n. die Lösung sollte 169,9-0,02-0,1 = 0,3398 g AgNO 3 enthalten. Es macht jedoch keinen Sinn, genau diese Probe zu entnehmen, da handelsübliches Silbernitrat immer Verunreinigungen enthält. Wiegen Sie im technochemischen Maßstab etwa 0,34 - 0,35 g Silbernitrat; Wiegen Sie die Lösung in einer kleinen Menge Wasser in einen 100-ml-Messkolben ein und stellen Sie das Volumen mit Wasser ein. Bewahren Sie die Lösung im Kolben auf, wickeln Sie sie in schwarzes Papier ein und gießen Sie sie in einen dunklen Glaskolben. Silber und bereiten Sie sie für die Titration vor. Spülen Sie die Pipette mit Natriumchloridlösung und geben Sie 10,00 ml der Lösung in einen Erlenmeyerkolben. 2 Tropfen einer gesättigten Kaliumchromatlösung hinzufügen und unter Rühren vorsichtig tropfenweise mit einer Silbernitratlösung titrieren. Stellen Sie sicher, dass sich die Farbe der Mischung durch einen überschüssigen Tropfen Silbernitrat von gelb nach rötlich ändert. Nachdem Sie die Titration zwei- bis dreimal wiederholt haben, ermitteln Sie den Durchschnitt der konvergenten Messwerte und berechnen Sie die normale Konzentration der Silbernitratlösung.

Nehmen wir an, dass für die Titration von 10,00 ml 0,02097 n. Natriumchloridlösung wurden durchschnittlich 10,26 ml Silbernitratlösung verwendet. Dann

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

Soll der Gehalt an C1~ in der Probe bestimmt werden, so berechnen Sie zusätzlich den Titer der Silbernitratlösung bezüglich Chlor: T, - = 35,46-0,02043/1000 = 0,0007244 g/ml, „l Das bedeutet, dass 1 ml Silbernitratlösung 0,0007244 g titriertem Chlor entspricht.

4.2 Herstellung einer standardisierten AmmoniumthiocyanatlösungICH

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

Zubereitung: 100 ml ca. 0,05 N. Ammoniumthiocyanatlösung. Die äquivalente Masse von NH4SCN entspricht seiner Molmasse, also 76,12 g/mol. Daher 0,1 l 0,05 n. Die Lösung sollte 76,12,0,05-0,1=0,3806 g NH 4 SCN enthalten.

Nehmen Sie eine Probe von etwa 0,3–0,4 g auf einer Analysenwaage, geben Sie sie in einen 100-ml-Kolben, lösen Sie sie auf, bringen Sie das Volumen der Lösung mit Wasser auf die Marke und mischen Sie.

Standardisierung einer Ammoniumthiocyanatlösung mit Silbernitrat. Bereiten Sie eine Bürette für die Titration mit NH 4 SCN-Lösung vor. Spülen Sie die Pipette mit der Silbernitratlösung und messen Sie 10,00 ml davon in den Erlenmeyerkolben ab. 1 ml NH 4 Fe(SO 4)2-Lösung (Indikator) und 3 ml hinzufügen. 6 n. Salpetersäure. Langsam und unter ständigem Schütteln die NH 4 SCN-Lösung aus der Bürette einfüllen. Stoppen Sie die Titration, wenn eine braun-rosa Farbe 2+ auftritt, die auch bei kräftigem Schütteln nicht verschwindet.

Wiederholen Sie die Titration 2-3 Mal, bilden Sie den Durchschnitt aus den konvergierenden Messwerten und berechnen Sie die normale Konzentration von NH 4 SCN.

Nehmen wir an, dass für die Titration von 10,00 ml 0,02043 n. Silbernitratlösung wurden durchschnittlich 4,10 ml NH 4 SCN-Lösung verwendet.

4.3 DefinitionInhaltChlor in der Probe nach Volhard

Volhard-Halogene werden durch Rücktitration des Silbernitratrückstands mit einer Lösung von NH 4 SCN bestimmt. Eine genaue Titration ist hier jedoch nur möglich, wenn Maßnahmen ergriffen werden, um die Reaktion zwischen Silberchlorid und überschüssigem Eisenthiocyanat zu verhindern (oder zu verlangsamen):

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

bei dem die Farbe, die zuerst erscheint, allmählich verschwindet. Es ist am besten, den AgCl-Niederschlag abzufiltrieren, bevor das überschüssige Silbernitrat mit NH 4 SCN-Lösung titriert wird. Aber manchmal wird der Lösung stattdessen etwas organische Flüssigkeit zugesetzt, die nicht mit Wasser vermischt wird und sozusagen den ApCl-Niederschlag vom überschüssigen Nitrat isoliert.

Bestimmungsmethode. Nehmen Sie ein Reagenzglas mit einer Lösung des Analyten, die Natriumchlorid enthält. Eine Probe der Substanz in einem 100-ml-Messkolben auflösen und das Volumen der Lösung mit Wasser bis zur Marke auffüllen (die Chloridkonzentration in der Lösung sollte nicht mehr als 0,05 N betragen).

10,00 ml der Testlösung in einen Erlenmeyerkolben pipettieren, 3 ml 6 N zugeben. Salpetersäure hinzufügen und einen bekannten Überschuss an AgNO 3 -Lösung aus der Bürette einfüllen, beispielsweise 18,00 ml. Anschließend den Silberchlorid-Niederschlag abfiltrieren. Titrieren Sie das verbleibende Silbernitrat mit NH 4 SCN-Lösung, wie im vorherigen Absatz beschrieben. Nachdem Sie die Bestimmung 2-3 Mal wiederholt haben, ermitteln Sie den Durchschnitt. Wenn der Silberchlorid-Niederschlag filtriert wurde, sollte er gewaschen und das Waschwasser zum Filtrat gegeben werden.

Nehmen wir an, dass das Probengewicht 0,2254 g betrug. Zu 10,00 ml der analysierten Lösung wurden 18,00 ml 0,02043 N hinzugefügt. Silbernitratlösung. Zur Titration des Überschusses wurden 5,78 ml * 0,04982 N verwendet. NH 4 SCN-Lösung.

Berechnen wir zunächst, welches Volumen 0,02043 n beträgt. Die Silbernitratlösung entspricht 5,78 ml 0,04982 N, die für die Titration aufgewendet wurden. NH 4 SCN-Lösung:

daher wurden 18,00 – 14,09 = 3,91 ml 0,2043 N verwendet, um das C1~-Ion auszufällen. Silbernitratlösung. Von hier aus lässt sich leicht die normale Konzentration der Natriumchloridlösung ermitteln.

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

772=0,007988-35,46-0,1 =0,02832 g.

0,2254 g C1-- 100 %

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

0,02832 > C1 – x %

Die Volhard-Methode wird auch zur Bestimmung des Gehalts an Br~- und I--Ionen verwendet. In diesem Fall ist es nicht erforderlich, die Niederschläge von Silberbromid oder -iodid herauszufiltern. Es muss jedoch berücksichtigt werden, dass das Fe 3 + -Ion Jodide zu freiem Jod oxidiert. Daher wird der Indikator hinzugefügt, nachdem alle I-Ionen durch Silbernitrat ausgefällt wurden.

4.4 Bestimmung des TrihlgehaltsÖNatriumracetat| in der technischen Aufbereitung (für Chlor)

Technisches Natriumtrichloracetat (TCA) ist ein Herbizid zur Vernichtung von Getreideunkräutern. Es ist eine weiße oder hellbraune kristalline Substanz, die in Wasser gut löslich ist. Nach Volhard wird zunächst der Massenanteil organischer Chloridverbindungen und dann die Zerstörung von Chlor bestimmt. Aus der Differenz wird der Massenanteil (%) an Natriumtrichloracetat-Chlor ermittelt.

Bestimmung des Massenanteils (%) an anorganischen Chlorverbindungen. Eine genau abgewogene Portion des Arzneimittels (2-2,5 g) in einen 250-ml-Messkolben geben, auflösen, die Lösung mit Wasser bis zur Marke auffüllen und mischen. 10 ml Lösung in einen Erlenmeyerkolben pipettieren und 5-10 ml konzentrierte Salpetersäure zugeben.

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

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

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

wobei V das Volumen von genau 0,05 N ist. Zur Analyse entnommene AgNO 3 -Lösung; Vi – Volumen genau 0,05 N. NH 4 SCN-Lösung, verwendet zur Titration von überschüssigem AgNO 3; t – eine Probe von Natriumtrichloracetat; 0,001773 – Chlormasse entsprechend 1 ml 0,05 N. AgNO-Lösung. Bestimmung des Massenanteils (%) des Gesamtchlors. Geben Sie 10 ml der zuvor zubereiteten Lösung in einen Erlenmeyerkolben, geben Sie 10 ml einer Lösung mit einem Massenanteil von 30 % NaOH und 50 ml Wasser hinzu. Schließen Sie den Kolben an einen Rückflusskühler an und kochen Sie den Inhalt 2 Stunden lang. Lassen Sie die Flüssigkeit abkühlen, spülen Sie den Kühler mit Wasser und sammeln Sie das Waschwasser im selben Kolben. 20 ml verdünnte (1:1) Salpetersäure zur Lösung hinzufügen und 30 ml 0,05 N aus einer Bürette hinzufügen. Silbernitratlösung. Überschüssiges Silbernitrat auf 0,05 N titrieren. eine Lösung von NH 4 SCN in Gegenwart von NH 4 Fe(SO 4)2. Berechnen Sie den Massenanteil (%) des Gesamtchlors (xi) mithilfe der obigen Formel. Ermitteln Sie mithilfe der Formel den Massenanteil (%) von Natriumtrichloracetat in der Zubereitung (x^).

x2 = (x1 -- x) (185,5/106,5),

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

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Einführung

Bei der Titration handelt es sich um die schrittweise Zugabe einer titrierten Lösung eines Reagens (Titriermittels) zur zu analysierenden Lösung, um den Äquivalenzpunkt zu bestimmen. Die titrimetrische Analysemethode basiert auf der Messung des Volumens eines Reagenzes einer genau bekannten Konzentration, das für die Wechselwirkungsreaktion mit der zu bestimmenden Substanz aufgewendet wird. Der Äquivalenzpunkt ist der Titrationspunkt, an dem ein äquivalentes Verhältnis der Reaktanten erreicht wird.

Für Reaktionen, die in der quantitativen volumetrischen Analyse verwendet werden, gelten folgende Anforderungen:

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

2. Die Reaktion muss ohne Nebenreaktionen ablaufen, sonst kann das Äquivalentgesetz nicht angewendet werden.

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

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

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

1. Systeme

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

Da sich Elektronen in einer Lösung nicht ansammeln können, müssen zwei Prozesse gleichzeitig ablaufen – Verluste und Übernahmen, also der Prozess der Oxidation einiger Teilchen und der Reduktion anderer Teilchen. Somit kann jede Redoxreaktion immer in Form von zwei Halbreaktionen dargestellt werden:

aOx1 + bRed2 = aRed1 + bOx2

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

Das Potential eines Redoxsystems, gemessen unter Standardbedingungen relativ zu einer Wasserstoffelektrode, wird als Standardpotential (E0) dieses Systems bezeichnet. Das Standardpotential gilt als positiv, wenn das System als Oxidationsmittel wirkt und an der Wasserstoffelektrode eine Oxidationshalbreaktion auftritt:

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

Der Absolutwert des Standardpotentials charakterisiert die „Stärke“ des Oxidationsmittels bzw. Reduktionsmittels.

Das Standardpotential – ein thermodynamisch normierter Wert – ist ein sehr wichtiger physikalisch-chemischer und analytischer Parameter, der es ermöglicht, die Richtung der entsprechenden Reaktion abzuschätzen und die Aktivitäten reagierender Teilchen unter Gleichgewichtsbedingungen zu berechnen.

Um ein Redoxsystem unter bestimmten Bedingungen zu charakterisieren, wird das Konzept des realen (formalen) Potenzials E0 verwendet, das dem Potenzial entspricht, das an der Elektrode in einer bestimmten spezifischen Lösung entsteht, wenn die Anfangskonzentrationen der oxidierten und reduzierten Formen potenziell bestimmender Ionen sind gleich 1 mol/l und die feste Konzentration aller anderen Lösungskomponenten.

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

2. KurvenTitration

Bei titrimetrischen Methoden ermöglicht die Berechnung und Erstellung einer Titrationskurve die Abschätzung des Erfolgs der Titration und die Wahl eines Indikators. Beim Erstellen einer Redox-Titrationskurve wird das Systempotential auf der Ordinatenachse und das Titriermittelvolumen oder der Titrationsprozentsatz auf der Abszissenachse aufgetragen.

2.1 BeeinflussenBedingungenTitrationAnbewegenKurven

Die Titrationskurve wird auf der Grundlage der Werte der Redoxpotentiale erstellt, sodass alle Faktoren, die das Potential beeinflussen, die Form der Titrationskurve und den Sprung darauf beeinflussen. Zu diesen Faktoren gehören die Werte des Standardpotentials der Analyt- und Titriermittelsysteme, die Anzahl der an Halbreaktionen beteiligten Elektronen, der pH-Wert der Lösung, das Vorhandensein von Komplexierungsreagenzien oder Fällungsmitteln und die Art der Säure. Je mehr Elektronen an der Redoxreaktion beteiligt sind, desto flacher ist die Kurve, die diese Titration charakterisiert. Je größer der Unterschied der Redoxpotentiale des Oxidationsmittels und des Reduktionsmittels ist, desto größer ist der Titrationssprung. Wenn der Unterschied in ihren Redoxpotentialen sehr gering ist, ist eine Titration nicht möglich. Somit ist eine Titration von Cl-Ionen (E = 1,36 V) mit Permanganat (E = 1,51) praktisch unmöglich. Wenn der Sprung klein ist, ist es häufig erforderlich, das Potenzialintervall, in dem sich der Sprung befindet, zu erweitern. In solchen Fällen greifen sie auf die Sprungregulierung zurück.

Die Größe des Sprungs wird erheblich durch die Verringerung der Konzentration einer der Komponenten des Redoxpaares (z. B. durch Verwendung eines Komplexierungsreagenzes) beeinflusst. Nehmen wir an, dass Phosphorsäure, Fluoride oder Oxalate in die Lösung eingebracht werden, die mit Eisen (III) Komplexe bilden und nicht mit Eisen (II) interagieren, und das Potenzial des Fe3+/Fe2+-Paares abnimmt. Wenn beispielsweise durch die Reaktion der kompetitiven Komplexierung die Konzentration an Fe3+-Ionen in der Lösung um das 10.000-fache abnimmt, beginnt der Potentialsprung auf der Titrationskurve nicht mehr bei E = 0,95 V, sondern bei E = 0,71 V. Es endet wie zuvor bei E = 1,48 V. Dadurch wird der Bereich des Sprunges in der Titrationskurve deutlich erweitert.

Eine entsprechende Erhöhung der Temperatur erhöht das Potenzial des Titriermittel- und Analytsystems.

Bei der Auswahl optimaler Bedingungen für die Redoxtitration sollte man daher zunächst deren Einfluss auf den Zustand des Redoxsystems und damit auf das tatsächliche Redoxpotential berücksichtigen.

2.2 DefinitionPunkteGleichwertigkeit

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

1. Nicht-Indikator-Methoden sind anwendbar, wenn farbige Titriermittel (Lösungen von KMnO4, I2) verwendet werden, deren leichter Überschuss der Lösung eine visuell erkennbare Farbe verleiht.

2. Indikatormethoden können chemisch sein, wenn sie chemische Verbindungen als Indikatoren verwenden, die ihre Farbe in der Nähe des Äquivalenzpunkts (innerhalb des Sprungs auf der Titrationskurve) stark ändern.

Manchmal werden bei Redoxtitrationsmethoden Säure-Base-Indikatoren verwendet: Methylorange, Methylrot, Kongorot usw. Diese Indikatoren werden am Endpunkt der Titration durch überschüssiges Oxidationsmittel irreversibel oxidiert und ändern gleichzeitig ihre Farbe.

Bei der Titration von Reduktionsmitteln mit starken Oxidationsmitteln können Fluoreszenz- und Chemilumineszenzindikatoren verwendet werden. Zu den Fluoreszenzindikatoren zählen viele Stoffe (Acridin, Euchrysin etc.), die bei bestimmten pH-Werten der Lösung nach Bestrahlung mit ultravioletter Strahlung im sichtbaren Bereich emittieren. Chemilumineszenzindikatoren sind Substanzen (Luminol, Lucigenin, Siloxen usw.), die am Endpunkt der Titration aufgrund exothermer chemischer Prozesse im sichtbaren Bereich des Spektrums emittieren. Chemilumineszenz wird hauptsächlich bei Oxidationsreaktionen mit Wasserstoffperoxid, Hypochloriten und einigen anderen Oxidationsmitteln beobachtet. Der Vorteil von Fluoreszenz- und Chemilumineszenzindikatoren besteht darin, dass mit ihnen nicht nur transparente und farblose, sondern auch trübe oder farbige Lösungen titriert werden können, für deren Titration herkömmliche Redoxindikatoren ungeeignet sind.

Indikatormethoden können auch physikalisch-chemischer Natur sein: potentiometrisch, amperometrisch, konduktometrisch usw.

2.3 RedoxIndikatoren

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

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

2. Spezifische Indikatoren, die ihre Farbe ändern, wenn ein Überschuss an Titriermittel auftritt oder die zu bestimmende Substanz verschwindet. In einigen Fällen werden spezifische Indikatoren verwendet. Stärke ist also ein Indikator für das Vorhandensein von freiem Jod bzw. Triiodidionen. In Gegenwart von Stärke verfärbt es sich bei Raumtemperatur blau. Das Auftreten einer blauen Farbe in der Stärke hängt mit der Adsorption an Amylase zusammen, die ein Bestandteil der Stärke ist.

Bei der Titration von Eisen(III)-Salzen wird manchmal Ammoniumthiocyanat als Indikator verwendet; Kationen und Ionen bilden eine rote Verbindung. Am Äquivalenzpunkt werden alle Ionen reduziert und die titrierte Lösung wechselt von rot zu farblos.

Beim Titrieren mit einer Kaliumpermanganatlösung übernimmt das Titriermittel selbst die Rolle eines Indikators. Beim geringsten Überschuss an KMnO4 verfärbt sich die Lösung rosa.

Redoxindikatoren werden unterteilt in: reversibel und irreversibel.

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

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

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

Wenn die Konzentrationen der oxidierten und reduzierten Form des Indikators gleich sind. In diesem Fall liegt die Hälfte der Indikatormoleküle in oxidierter Form vor, die andere Hälfte in reduzierter Form. Das Indikatorübergangsintervall (IT) liegt innerhalb der Konzentrationsverhältnisse beider Formen des Indikators von 1/10 bis 10/1.

Bei der Durchführung von Redoxtitrationen ist es notwendig, den Indikator so auszuwählen, dass das Potenzial des Indikators innerhalb des Potenzialsprungs auf der Titrationskurve liegt. Viele Redox-Titrationsindikatoren haben saure oder basische Eigenschaften und können ihr Verhalten je nach pH-Wert der Umgebung ändern.

Einer der bekanntesten und am häufigsten verwendeten Redoxindikatoren ist Diphenylamin:

Die reduzierte Form des Indikators ist farblos. Unter dem Einfluss von Oxidationsmitteln wird Diphenylamin zunächst irreversibel in farbloses Diphenylbenzidin umgewandelt, das anschließend reversibel zu blauviolettem Diphenylbenzidinviolett oxidiert wird.

Ein zweifarbiger Indikator ist Ferroin, ein Komplex aus Fe2+ und o-Phenanthrolin

Eine Titration nach der Indikatormethode ist möglich, wenn für eine bestimmte Reaktion der EMF? 0,4V. Bei EMF = 0,4–0,2 V werden instrumentelle Indikatoren verwendet.

3. EinstufungMethodenRedoxTitration

Läuft die Redoxreaktion nichtstöchiometrisch oder nicht schnell genug ab, kommen indirekte Titrationsmethoden zum Einsatz: Umkehrtitration und Substitutionstitration. Beispielsweise wird bei der cerimetrischen Bestimmung von Fe3+ die Methode der Substitutionstitration verwendet:

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

Eine Redoxtitration ist möglich, wenn die Lösung einen geeigneten Oxidationszustand der zu bestimmenden Komponente enthält. Andernfalls muss vor Beginn der Titration eine Vorreduktion (Oxidation) auf eine geeignete Oxidationsstufe durchgeführt werden, wie dies beispielsweise bei der permanganatometrischen Analyse eines Gemisches aus Fe2+ und Fe3+ der Fall ist. Durch die Vorreduktion (Oxidation) soll eine quantitative Umwandlung des zu bestimmenden Elements in die gewünschte Oxidationsstufe gewährleistet werden.

Das zu diesem Zweck eingeführte Reagenz muss eine Verbindung sein, deren Überschuss vor Beginn der Titration leicht entfernt werden kann (durch Kochen, Filtrieren usw.). In einigen Fällen wird die Redoximetrie zur Bestimmung von Verbindungen eingesetzt, die ihren Oxidationszustand nicht ändern.

So werden durch Titration durch Substitution Calcium-, Zink-, Nickel-, Kobalt- und Bleiionen in der Permanganatometrie, starke Säuren - in der Iodometrie bestimmt.

Tabelle 1

Redox-Titrationsmethoden

Methodenname	Standardlösung (Titriermittel)	Gleichungen der Halbreaktionen des Titriermittelsystems		Merkmale der Methode
Standardlösung - Oxidationsmittel
Permanganatometrie		MnO4?+ 8H+ + 5e? = Mn2++ 4H2O MnO4?+ 4H+ + 3e? = MnO2 + 2H2O MnO4?+ 2H2O + 3e? = MnO2+ 4OH?		Indikatorfreie Methode, einsetzbar in einem weiten pH-Bereich
Bromatometrie		BrO3?+ 6H+ + 6e? = Br?+ 3H2O		Indikator - Methylorange. Umgebung – stark sauer
Cerimetrie		Ce4+ + e? = Ce3+		Der Indikator ist Ferroin. Umgebung – stark sauer
Chromatometrie		Сr2O72?+ 14H+ + 6e? = 2Cr3++2H2O		Der Indikator ist Diphenylamin. Mittwoch? stark sauer
Nitritometrie		NO2- + 2H+ + e? = NEIN + H2O		Externer Indikator - Jodidstärkepapier. Mittwoch? leicht sauer
Iodimetrie				Indikator - Stärke
Standardlösung - Reduktionsmittel
Ascorbinometrie		С6H6O6 +2H+ +2 e? = C6H8O6		Indikatoren - Variaminblau oder zur Bestimmung von Fe3+-Ionen, Kaliumthiocyanat. Umgebung – sauer
Titanometrie		TiO2+ + 2H+ + e? =Ti3+ + H2O		Der Indikator ist Methylenblau. Umgebung – sauer
Iodometrie		S4O62?+ 2e? = 2S2O32?		Blinker - crash-klein. Hilfsreagenz - KI. Mittel – leicht sauer oder neutral

4. Permanganatometrie

Die Permanganatometrie ist eine der am häufigsten verwendeten Methoden der Redoxtitration. Als Titriermittel wird eine Lösung von Kaliumpermanganat verwendet, deren oxidierende Eigenschaften je nach Säuregehalt der Lösung angepasst werden können.

4.1 BesonderheitenMethode

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

Ein Merkmal der Methode ist der starke Einfluss der Konzentration von Wasserstoffionen auf das Standardpotential des MnO4-/Mn2+-Systems. Bei der Titration in stark sauren Medien wird am häufigsten Schwefelsäure verwendet. Salzsäure und Salpetersäure sollten nicht verwendet werden, da in deren Gegenwart konkurrierende Redoxreaktionen auftreten können. Die Reduktion des Permanganationen in einem alkalischen Medium erfolgt sequentiell: zuerst zum Manganationen MnO42- und dann zu Mangandioxid MnO2:

Die quantitative Reduktion von Permanganat in alkalischem Medium zu Manganat erfolgt in Gegenwart von Bariumsalz. Ba(MnO4)2 ist in Wasser löslich, während BaMnO4 unlöslich ist, sodass keine weitere Reduktion von MnVI aus dem Niederschlag stattfindet.

Permanganatometrisch im alkalischen Milieu werden in der Regel organische Verbindungen bestimmt: Formiat, Formaldehyd, Ameisensäure, Zimtsäure, Weinsäure, Zitronensäure, Hydrazin, Aceton usw.

Das Ende der Titration wird durch die blassrosa Farbe des überschüssigen Titriermittels KMnO4 angezeigt (ein Tropfen 0,004 M Titriermittellösung verleiht 100 ml Lösung eine auffällige Farbe). Wenn die titrierte Lösung farblos ist, kann das Erreichen des Äquivalenzpunkts daher anhand des Auftretens einer blassrosa Farbe des überschüssigen KMnO4-Titriermittels während der direkten Titration oder anhand des Verschwindens der Farbe während der umgekehrten Titration beurteilt werden. Bei der Analyse farbiger Lösungen empfiehlt sich die Verwendung des Indikators Ferroin.

Zu den Vorteilen der permanganatometrischen Methode gehören:

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

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

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

1. Titriermittel KMnO4 wird als Sekundärstandard hergestellt, da das Ausgangsreagenz – Kaliumpermanganat – in chemisch reinem Zustand schwer zu erhalten ist.

2. Reaktionen mit MnO4- sind unter genau definierten Bedingungen (pH-Wert, Temperatur usw.) möglich.

4.2 AnwendungMethode

1. Definition von Reduktionsmitteln. Wenn die Redoxreaktion zwischen dem ermittelten Reduktionsmittel und MnO4- schnell abläuft, wird die Titration direkt durchgeführt. So werden Oxalate, Nitrite, Wasserstoffperoxid, Eisen(II), Ferrocyanide, Arsensäure usw. bestimmt:

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. Bestimmung von Oxidationsmitteln. Überschüssige Standard-Reduktionsmittellösung hinzufügen und dann den Rest mit KMnO4-Lösung titrieren (Rücktitrationsmethode). Beispielsweise können Chromate, Persulfate, Chlorite, Chlorate und andere Oxidationsmittel mit der permanganometrischen Methode bestimmt werden, indem zunächst mit einem Überschuss einer Standard-Fe2+-Lösung behandelt und dann die nicht umgesetzte Menge an Fe2+ mit einer KMnO4-Lösung titriert wird:

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

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

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

M2+ + C2O4- = vMC2O4

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

MC2O4 + H2SO4 = H2C2O4 + MSO4

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

2MnO4- + 5С2O42- + 16H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2O

4. Bestimmung organischer Verbindungen. Eine Besonderheit der Reaktionen organischer Verbindungen mit MnO4- ist ihre geringe Geschwindigkeit. Die Bestimmung ist möglich, wenn eine indirekte Methode verwendet wird: Die analysierte Verbindung wird mit einem Überschuss einer stark alkalischen Permanganatlösung vorbehandelt und die Reaktion über den erforderlichen Zeitraum ablaufen gelassen. Der Permanganatrückstand wird mit Natriumoxalatlösung titriert:

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

(MnO4-), überschüssiger Rest

2MnO4- + 5С2O42- + 16H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2O Rest

oxidative Reduktion titrimetrisch

5. Die EssenzUndEinstufungpräzipitativMethoden

Niederschlagstitrationsverfahren sind Methoden der titrimetrischen Analyse, bei denen Titriermittel eingesetzt werden, die mit den zu bestimmenden Stoffen Niederschläge bilden.

Anforderungen an Reaktionen und Analyten:

1. Der zu bestimmende Stoff muss in Wasser gut löslich sein und Ionen bilden, die bei Fällungsreaktionen aktiv sind.

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

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

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

5. Der Äquivalenzpunkt muss festlegbar sein.

Einteilung der Fällungstitrationsverfahren in Abhängigkeit von den verwendeten Titriermitteln:

Argentometrie (AgNO 3-Titriermittel);

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

Thiocyanatometrie (NH 4 SCN-Titriermittel);

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

Chromatometrie (Titriermittel K 2 CrO 4);

Hexacyanoferratometrie (K 4-Titriermittel).

6. KurvenTitrationUndihreAnalyse

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

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

Je größer der Titrationssprung in der Kurve ist, desto größer sind die Möglichkeiten, den geeigneten Indikator auszuwählen.

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

1. Konzentration der zu bestimmenden Titriermittel- und Ionenlösungen. Je höher die Konzentration, desto größer der Sprung in der Titrationskurve.

2. Löslichkeit des während des Titrationsprozesses entstehenden Niederschlags (je geringer die Löslichkeit, desto größer der Titrationssprung).

Abhängigkeit der Größe des Titrationssprungs von der Löslichkeit eines schwerlöslichen Elektrolyten.

3. Temperatur

Je höher die Temperatur, desto größer ist die Löslichkeit des Niederschlags und desto kleiner ist der Sprung in der Titrationskurve. Die Titration erfolgt bei Raumtemperatur.

4. Ionenstärke der Lösung

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

7. Argentometrie

Die Argentometrie ist eine Methode der Fällungstitration, die auf den Bildungsreaktionen schwerlöslicher Argentumsalze basiert:

X - + Ag + = AgХ,

wobei X - = Cl - , Br - , I - , CN - , SCN - usw.

Titriermittel: AgNO 3 – sekundäre Standardlösung.

Standardisierung: für die Primärstandardlösung Natriumchlorid NaCl:

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

Abhängig von der Titrationsmethode und dem verwendeten Indikator werden argentometrische Methoden in folgende Kategorien eingeteilt:

Indikatorfrei: - Gay-Lussac-Methode (Methode gleicher Trübung)

Methode bis zur Erleuchtung

Indikator: - Methode nach Mohr

Fayence - Fischer - Khodakov-Methode

Volhard-Methode

Mohrs Methode

Titriermittel: AgNO 3 - Sek. std. Lösung.

AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO3

Der Indikator ist 5 % Kaliumchromat K 2 CrO 4 (bis zum Auftreten von braunrotem Argentumchromat):

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

Bestimmte Stoffe: Cl – Chloride, Br – Bromide.

Umgebung: pH-Wert ~ 6,5–10,3.

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

Nutzungseinschränkungen:

1. Sie können saure Lösungen nicht titrieren:

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

2. Es ist unmöglich, in Gegenwart von Ammoniak und anderen Ionen zu titrieren, Molekülen, die bei Komplexierungsreaktionen als Liganden für Argentumionen fungieren können.

3. Es ist unmöglich, in Gegenwart vieler Kationen (Ba 2+, Pb 2+ usw.) zu titrieren, die mit Chromationen CrO 4 2- farbige Niederschläge bilden.

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

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

Fayence-Fisher-Khodakov-Methode

Titriermittel: AgNO 3 - Sek. std. Lösung

Standardisierung zum ersten Mal std. Natriumchlorid-NaCl-Lösung durch Pipettieren:

AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO3

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

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

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

Methodenindikatoren:

Fluorescein bei der Bestimmung von Chloriden;

Eosin bei der Bestimmung von Bromiden und Jodiden.

Wirkungsmechanismus von Indikatoren: Adsorption. Adsorptionsindikatoren sind Indikatoren, deren Adsorption oder Desorption durch das Sediment mit einer Farbänderung im T.E. einhergeht. oder in der Nähe davon.

AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO3

HInd x H + + Ind - .

Titrationsbedingungen:

1. Säuregehalt von Lösungen

2. Konzentration reagierender Lösungen

3. Berücksichtigung der Adsorptionsfähigkeit der in der Lösung vorhandenen Indikatoren und Ionen.

4. Titration in der Nähe des t.e. sollte langsam erfolgen

5. Die Titration mit Adsorptionsindikatoren erfolgt im diffusen Licht.

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

Volhard-Methode

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

Standardisierung von AgNO 3 zum ersten Mal std. NaCl-Lösung durch Pipettieren:

AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO3

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

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

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

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

Der Indikator zur Standardisierung von Ammonium- oder Kaliumthiocyanat sind Ferum(III)-Salze (zum Beispiel NH 4 Fe(SO 4) 2 · 12H 2 O in Gegenwart von Salpetersäure):

Fe 3+ + SCN - = 2+

Titrieren, bis eine schwache rosa Farbe erscheint.

Medium: Salpetersäure.

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

Bestimmte Stoffe: Halogenidionen, Cyanide, Thiocyanate, Sulfide, Carbonate, Chromate, Oxalate, Arsenate usw.

Hal - + Ag + (Überschuss) = AgHal

Ag + (Rückstand) + SCN – = AgSCN,

und nach dem Äquivalenzpunkt:

Fe 3+ + SCN - = 2+

(rosa-rote Farbe)

Bei der Bestimmung von Iodiden wird der Indikator am Ende der Titration zugegeben, um Parallelreaktionen zu vermeiden:

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

Vorteile der Volhard-Methode – die Möglichkeit der Titration:

In sehr sauren Lösungen;

In Gegenwart vieler Kationen, die die Bestimmung nach Mohrs Methode störten (Barium-, Bleikationen usw., die farbige Chromatniederschläge bildeten).

8. Mercurometrie

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

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

Titriermittel: zweites. std. Hg 2 (NO 3) 2-Lösung.

Standardisierung: für eine Standard-NaCl-Lösung:

Hg 2 (NO 3) 2 + 2NaCl = Hg 2 Cl 2 Ї + 2NaNO 3

Indikatoren: 1) Lösung von Ferum(III)thiocyanat (rot bis verfärbt)

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

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

Um die Menge an Titriermittel zu berücksichtigen, die für die Titration des Indikators aufgewendet wurde, titrieren Sie eine „Blindprobe“:

2) Der Indikator wird vor dem Ende der Titration zugegeben, da er, wenn er zuerst zugegeben wird, möglicherweise schon deutlich vor dem Ende der Titration zugegeben wird. Diphenylcarbazid von Quecksilber (II) entsteht und ergibt eine blaue Farbe, bevor das Halogenid titriert wird.

Bestimmte Stoffe: Chloride und Jodide.

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

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

9. Sulfatometrie

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

Manchmal wird die Barimetrie unterschieden – eine Methode der Fällungstitration, die auf der Nutzung von Reaktionen zur Bildung unlöslicher Bariumsalze basiert.

Die Methode basiert auf der Bildungsreaktion eines Bariumsulfat-Niederschlags:

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 Ї

definiert titrierende Substanz

Titriermittel: Zweite. std. Lösungen von H 2 SO 4, Ba(NO 3) 2, BaCl 2.

Standardisierung: Lösung von H 2 SO 4 in Na 2 B 4 O 7 oder Na 2 CO 3 mit Methylorange; Ba(NO 3) 2 und BaCl 2 durch H 2 SO 4 mit Nitrchromazo oder Orthanyl A.

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

Bestimmte Substanzen bei der Direkttitration:

Sulfatsäure - Bariumgehalt;

Bariumchlorid oder Bariumnitrat – Sulfatgehalt.

Abschluss

Unter den titrimetrischen Analysemethoden ist die Redoxtitration weit verbreitet; der Anwendungsbereich dieser Methode ist breiter als der von Säure-Base- oder komplexometrischen Methoden. Aufgrund der großen Vielfalt an Redoxreaktionen ermöglicht diese Methode die Bestimmung einer Vielzahl unterschiedlicher Stoffe, auch solcher, die keine direkten Redoxeigenschaften aufweisen.

Mithilfe der Permanganatometrie wird die Gesamtoxidierbarkeit von Wasser und Boden bestimmt. In diesem Fall reagieren alle organischen Bestandteile (einschließlich Huminsäuren von Böden und natürlichen Gewässern) mit MnO4-Ionen in einer sauren Umgebung. Die Anzahl der zur Titration verwendeten Millimol-Äquivalente KMnO4 ist ein Merkmal der Oxidation (für Permanganat).

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

In der metallurgischen Industrie wird die Methode der Permanganatometrie zur Bestimmung des Eisengehalts in Salzen, Legierungen, Metallen, Erzen und Silikaten eingesetzt.

AufführenLiteratur

1. Analytische Chemie. Chemische Analysemethoden / hrsg. O.M. Petrukhina. M.: Chemie, 1992, 400 S.

2. Wassiljew V.P. Analytische Chemie. In 2 Stunden. Teil 1. Gravimetrische und titrimetrische Analysemethoden. M.: Higher School, 1989, 320 S.

3. Grundlagen der analytischen Chemie. In 2 Büchern. Buch 2. Methoden der chemischen Analyse / hrsg. Yu.A. Zolotova. M.: Higher School, 2000, 494 S.

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Die Methoden der titrimetrischen Analyse werden nach der Titrationsoption und nach den chemischen Reaktionen unterteilt, die zur Bestimmung des Stoffes (der Komponente) ausgewählt werden. In der modernen Chemie gibt es quantitative und

Arten der Klassifizierung

Titrimetrische Analysemethoden werden für eine bestimmte chemische Reaktion ausgewählt. Abhängig von der Art der Interaktion gibt es eine Einteilung der titrimetrischen Bestimmung in einzelne Typen.

Analysemethoden:

• Redox-Titration; Die Methode basiert auf der Änderung des Oxidationszustands von Elementen in einem Stoff.
• Komplexierung ist eine komplexe chemische Reaktion.
• Bei der Säure-Base-Titration handelt es sich um eine vollständige Neutralisierung der reagierenden Substanzen.

Neutralisation

Mit der Säure-Base-Titration können Sie die Menge an anorganischen Säuren (Alkalimetrie) bestimmen und Basen (Azidimetrie) in der gewünschten Lösung berechnen. Mit dieser Methode werden Stoffe bestimmt, die mit Salzen reagieren. Durch die Verwendung organischer Lösungsmittel (Aceton, Alkohol) konnte eine größere Anzahl von Substanzen bestimmt werden.

Komplexierung

Was ist das Wesentliche an der titrimetrischen Analysemethode? Es wird davon ausgegangen, dass Substanzen durch Ausfällung des gewünschten Ions als schwerlösliche Verbindung oder durch dessen Bindung in einen leicht dissoziierten Komplex bestimmt werden.

Redoximetrie

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

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

Zu den Redoxmethoden der titrimetrischen Analyse zählen auch Verfahren wie Cerimetrie, Titanometrie und Vanadometrie. Dabei handelt es sich um die Oxidation oder Reduktion von Ionen des entsprechenden Metalls.

Durch Titrationsmethode

Abhängig von der Titrationsmethode gibt es eine Einteilung der titrimetrischen Analysemethoden. Bei der direkten Variante wird das zu bestimmende Ion mit der gewählten Reagenzlösung titriert. Der Titrationsprozess bei der Substitutionsmethode basiert auf der Bestimmung des Äquivalenzpunktes in Gegenwart instabiler chemischer Verbindungen. Die Rückstandstitration (Umkehrmethode) wird verwendet, wenn die Auswahl eines Indikators schwierig ist und die chemische Reaktion langsam abläuft. Beispielsweise wird bei der Bestimmung von Calciumcarbonat eine Probe der Substanz mit einer überschüssigen Menge titriert

Analysewert

Alle Methoden der titrimetrischen Analyse gehen davon aus:

• genaue Bestimmung des Volumens einer oder jeder der reagierenden Chemikalien;
• das Vorhandensein einer titrierten Lösung, dank derer der Titrationsvorgang durchgeführt wird;
• Identifizierung der Analyseergebnisse.

Die Titration von Lösungen ist die Grundlage der analytischen Chemie. Daher ist es wichtig, die grundlegenden Vorgänge bei der Durchführung eines Experiments zu berücksichtigen. Dieser Abschnitt steht in engem Bezug zur alltäglichen Praxis. Da man keine Ahnung vom Vorhandensein der Hauptbestandteile und Verunreinigungen in einem Rohstoff oder Produkt hat, ist es schwierig, eine technologische Kette in der pharmazeutischen, chemischen und metallurgischen Industrie zu planen. Grundlagen der analytischen Chemie werden auf komplexe wirtschaftliche Fragestellungen angewendet.

Forschungsmethoden in der analytischen Chemie

Dieser Zweig der Chemie ist die Wissenschaft von der Bestimmung einer Komponente oder Substanz. Grundlagen der titrimetrischen Analyse – Methoden zur Durchführung des Experiments. Mit ihrer Hilfe zieht der Forscher Rückschlüsse auf die Zusammensetzung des Stoffes und den quantitativen Gehalt einzelner Bestandteile darin. Bei der analytischen Analyse ist es auch möglich, den Oxidationszustand zu ermitteln, in dem sich der Bestandteil des untersuchten Stoffes befindet. Bei der Klassifizierung der Chemie berücksichtigen sie genau, welche Aktion ausgeführt werden soll. Um die Masse des resultierenden Sediments zu messen, wird eine gravimetrische Forschungsmethode verwendet. Bei der Analyse der Intensität einer Lösung ist eine photometrische Analyse erforderlich. Basierend auf dem EMF-Wert werden die Bestandteile des Testarzneimittels potentiometrisch bestimmt. Titrationskurven veranschaulichen deutlich den durchgeführten Versuch.

Abteilung für analytische Methoden

Bei Bedarf bedient sich die analytische Chemie physikalisch-chemischer, klassischer (chemischer) und physikalischer Methoden. Unter chemischen Methoden versteht man üblicherweise die titrimetrische und die gravimetrische Analyse. Beide Methoden sind klassisch, bewährt und werden in der analytischen Chemie häufig eingesetzt. Dabei geht es um die Bestimmung der Masse des gewünschten Stoffes oder seiner Bestandteile, die sowohl in reinem Zustand als auch in Form unlöslicher Verbindungen isoliert vorliegen. Die volumetrische (titrimetrische) Analysemethode basiert auf der Bestimmung des Volumens des bei einer chemischen Reaktion verbrauchten Reagenzes in einer bekannten Konzentration. Es gibt eine Einteilung chemischer und physikalischer Methoden in separate Gruppen:

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

Besonderheiten der titrimetrischen Forschung

In diesem Zweig der analytischen Chemie wird die Menge an Reagens gemessen, die erforderlich ist, um eine vollständige chemische Reaktion mit einer bekannten Menge der gewünschten Substanz durchzuführen. Der Kern der Technik besteht darin, dass ein Reagenz mit bekannter Konzentration tropfenweise zu einer Lösung der Testsubstanz gegeben wird. Die Zugabe erfolgt so lange, bis die Menge der Menge des damit reagierenden Analyten entspricht. Diese Methode ermöglicht schnelle quantitative Berechnungen in der analytischen Chemie.

Als Begründer der Technik gilt der französische Wissenschaftler Gay-Lusac. Der in dieser Probe bestimmte Stoff oder das Element wird als zu bestimmender Stoff bezeichnet. Dazu können Ionen, Atome, funktionelle Gruppen und gebundene freie Radikale gehören. Reagenzien sind gasförmige oder flüssige Substanzen, die mit einer bestimmten chemischen Substanz reagieren. Bei der Titration wird unter ständigem Mischen eine Lösung zu einer anderen gegeben. Voraussetzung für die erfolgreiche Durchführung des Titrationsprozesses ist die Verwendung einer Lösung mit einer bestimmten Konzentration (Titriermittel). Für die Berechnungen verwenden sie die Anzahl der Grammäquivalente der Substanz, die in 1 Liter Lösung enthalten ist. Titrationskurven werden nach Berechnungen erstellt.

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

Möglichkeiten zur Herstellung einer titrierten Lösung unter Verwendung einer abgewogenen Portion der Ausgangssubstanz

Als erste Methode zur Herstellung einer Lösung mit einer bestimmten Konzentration (bestimmtem Titer) können Sie das Auflösen einer Probe mit der genauen Masse in Wasser oder einem anderen Lösungsmittel sowie das Verdünnen der vorbereiteten Lösung auf das erforderliche Volumen in Betracht ziehen. Der Titer des resultierenden Reagenzes kann anhand der bekannten Masse der reinen Verbindung und des Volumens der fertigen Lösung bestimmt werden. Mit dieser Technik werden titrierte Lösungen derjenigen chemischen Substanzen hergestellt, die in reiner Form erhältlich sind und deren Zusammensetzung sich bei längerer Lagerung nicht ändert. Zum Abwiegen der eingesetzten Stoffe werden Flaschen mit geschlossenem Deckel verwendet. Für stark hygroskopische Stoffe sowie für Verbindungen, die chemisch mit Kohlenmonoxid reagieren, ist diese Methode der Lösungsherstellung nicht geeignet (4).

Die zweite Technologie zur Herstellung titrierter Lösungen wird in spezialisierten Chemiefabriken und in Speziallabors eingesetzt. Es basiert auf der Verwendung fester reiner Verbindungen, die in präzisen Mengen abgewogen werden, sowie auf der Verwendung von Lösungen mit einer gewissen Normalität. Die Substanzen werden in Glasampullen gefüllt und anschließend verschlossen. Die Substanzen, die sich in Glasampullen befinden, werden Fixane genannt. Beim eigentlichen Experiment wird die Ampulle mit dem Reagenz über einen Trichter, der über eine Stanzvorrichtung verfügt, zerbrochen. Anschließend wird die gesamte Komponente in einen Messkolben überführt und anschließend durch Zugabe von Wasser das erforderliche Volumen an Arbeitslösung erhalten.

Auch bei der Titration kommt ein bestimmter Aktionsalgorithmus zum Einsatz. Die Bürette wird bis zur Nullmarke mit der vorbereiteten Arbeitslösung gefüllt, sodass sich im Unterteil keine Luftblasen befinden. Anschließend wird die analysierte Lösung mit einer Pipette abgemessen und anschließend in einen Erlenmeyerkolben gegeben. Fügen Sie ein paar Tropfen Indikator hinzu. Geben Sie die Arbeitslösung nach und nach tropfenweise aus einer Bürette zur vorbereiteten Lösung und beobachten Sie den Farbumschlag. Wenn eine stabile Farbe auftritt, die nach 5–10 Sekunden nicht verschwindet, gilt der Titrationsprozess als abgeschlossen. Als nächstes beginnen sie mit den Berechnungen, berechnen das bei einer bestimmten Konzentration verbrauchte Lösungsvolumen und ziehen Schlussfolgerungen aus dem durchgeführten Experiment.

Abschluss

Mit der titrimetrischen Analyse können Sie die quantitative und qualitative Zusammensetzung der analysierten Substanz bestimmen. Diese Methode der analytischen Chemie ist für verschiedene Branchen notwendig und wird in der Medizin und Pharmazie eingesetzt. Berücksichtigen Sie bei der Auswahl einer Arbeitslösung unbedingt deren chemische Eigenschaften sowie die Fähigkeit, mit der untersuchten Substanz unlösliche Verbindungen zu bilden.