Arten der Titration. Analytische Chemie Titration in Kürze

24.11.202227.05.2017

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Planen

1. Essenz der Fällungstitration

2. Argentometrische Titration

3. Thiocyanatometrische Titration

4. Anwendung der Fällungstitration

4.1 Herstellung einer standardisierten Silbernitratlösung

4.2 Herstellung einer standardisierten Ammoniumthiocyanatlösung

4.3 Bestimmung des Chlorgehaltes einer Probe nach Volhard

4.4 Bestimmung des Gehalts an Natriumtrichloracetat in einem technischen Produkt

1. Die Essenz des NiederschlagsTitration

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

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

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

Betrachten wir die argentometrische und die thiocyanatometrische Titration genauer.

2. Argentometrische Titration

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

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

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

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

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

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

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

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

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

AgNO 3 -Lösung zugegeben,


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

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

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

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

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

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

3. Thiocyanatometrische Titration

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

Ag+ + SCN- = AgSCN|

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

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

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

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

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

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

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

4. Anwendung der Fällungstitration

4.1 Herstellung einer standardisierten Silbernitratlösung

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

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

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

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

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

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

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

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

4.2 Herstellung einer standardisierten AmmoniumthiocyanatlösungICH

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

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

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

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

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

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

4.3 DefinitionInhaltChlor in der Probe nach Folgard

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

0,2254 g C1 - 100 %

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

0,02832 > C1 -- x %

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

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

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

Bestimmung des Massenanteils (%) von chlororganischen Verbindungen. Genau gewogene 2–2,5 g des Arzneimittels werden in einen Messkolben mit einem Fassungsvermögen von 250 ml gegeben, aufgelöst, die Lösung mit Wasser bis zur Marke verdünnt, gemischt. 10 ml der Lösung in einen Erlenmeyerkolben pipettieren und 5-10 ml konzentrierte Salpetersäure zugeben.

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

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

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

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

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

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

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Klassifizierung von Methoden der titrimetrischen Analyse.

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

Präzipitation und Komplexbildung (Argentometrie)

Ag + + Cl - "AgCl $

Redoxtitration (Redoximetrie):

a) Permanganatometrie (KMnO 4);

b) Jodometrie (Y 2);

c) Bromatometrie (KBrO 3);

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

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

f) Vanadometrie (NH 4 VO 3);

g) Titanometrie (TiCl 3) usw.

Titrimetrische Analyse

Geschichte und Prinzip der Methode

Die titrimetrische Analyse (Titrimetrie) ist das wichtigste chemische Analyseverfahren. Es entstand im 18. Jahrhundert zunächst als empirisches Verfahren zur Prüfung der Qualität verschiedener Materialien wie Essig, Soda, Bleichlösungen. Um die Wende vom 18. zum 19. Jahrhundert wurden Büretten und Pipetten erfunden (F.Decroisille). Von besonderer Bedeutung waren die Arbeiten von J. Gay-Lussac, der die Grundbegriffe dieser Methode vorstellte: Titration, Titriermittel und andere, die vom Wort "Titel" abgeleitet sind. Ein Titer ist die Masse eines gelösten Stoffes (in Gramm), der in einem Milliliter einer Lösung enthalten ist. Zur Zeit von Gay-Lussac wurden die Ergebnisse der Analyse anhand von Titern berechnet. Der Titer als Ausdruck der Konzentration einer Lösung erwies sich jedoch als weniger bequem als andere Merkmale (z. B. molare Konzentrationen), daher sind Berechnungen mit Titern in der modernen chemischen Analytik ziemlich selten. Im Gegenteil, verschiedene Begriffe, die vom Wort "Titel" abgeleitet sind, werden sehr häufig verwendet.

Mitte des 19. Jahrhunderts fasste der deutsche Chemiker K. Mohr alle damals entstandenen titrimetrischen Methoden zusammen und zeigte, dass allen Methoden das gleiche Prinzip zugrunde liegt. Zu einer Probelösung mit der zu bestimmenden Komponente X immer eine Lösung mit genau bekannter Konzentration des Reagenzes R (Titriermittel) geben. Dieser Vorgang wird als Titration bezeichnet. Bei der Durchführung einer Titration überwacht der Analytiker den Fortschritt einer chemischen Reaktion zwischen X und dem zugesetzten R. Beim Erreichen des Äquivalenzpunktes (t.eq.), wenn die Anzahl der Moläquivalente des eingeführten R genau gleich der Anzahl der Moläquivalente der in der Probe vorhandenen Substanz X ist, wird die Titration gestoppt und das Volumen des Titriermittels verbraucht wird gemessen. Der Endpunkt der Titration wird als Endpunkt der Titration (k.t.t.) bezeichnet und wird wie t.eq. in Volumeneinheiten ausgedrückt, normalerweise in Millilitern. Im Idealfall ist Vk.t.t \u003d V t.eq. , aber in der Praxis aus verschiedenen Gründen keine exakte Übereinstimmung erreicht wird, wird die Titration etwas früher oder umgekehrt etwas später beendet als die t.eq. Natürlich sollte die Titration so durchgeführt werden, dass die Differenz zwischen V t.eq. und V k.t.t. wäre so klein wie möglich.

Da sich die Masse bzw. Konzentration X aus dem zur Titration der Probe verwendeten Volumen des Titriermittels (nach V k.t.t.) errechnet, wurde früher Titrimetrie genannt volumetrische Analyse. Dieser Name wird heute oft verwendet, aber der Begriff Titrimetrische Analyse genauer. Tatsache ist, dass der Vorgang der allmählichen Zugabe eines Reagens (Titration) für jede Technik dieser Art charakteristisch ist und der Titriermittelverbrauch nicht nur durch Messen des Volumens, sondern auch durch andere Methoden geschätzt werden kann. Manchmal wird das zugesetzte Titriermittel gewogen (die Messung der Masse auf einer Analysenwaage ergibt einen kleineren relativen Fehler als die Messung des Volumens). Manchmal wird die Zeit gemessen, die für die Injektion des Titriermittels (bei konstanter Injektionsrate) benötigt wird.

Seit dem Ende des 19. Jahrhunderts werden titrimetrische Techniken in Forschungs-, Fabrik- und anderen Laboratorien eingesetzt. Mit der neuen Methode konnten Milligramm- und sogar Mikrogrammmengen verschiedenster Substanzen bestimmt werden. Die Einfachheit der Methode, die niedrigen Kosten und die Vielseitigkeit der Ausrüstung trugen zur weit verbreiteten Verwendung der Titrimetrie bei. Besonders häufig wurde die Titrimetrie in den 50er Jahren des 20. Jahrhunderts eingesetzt, nachdem der Schweizer Analytiker G. Schwarzenbach eine neue Version dieser Methode (Komplexometrie) entwickelt hatte. Gleichzeitig ist der weitverbreitete Einsatz instrumenteller Methoden zur Kontrolle von c.t.t. Gegen Ende des 20. Jahrhunderts ging die Bedeutung der Titrimetrie aufgrund der Konkurrenz empfindlicherer instrumenteller Methoden etwas zurück, aber auch heute noch ist die Titrimetrie eine sehr wichtige Analysemethode. Damit können Sie schnell, einfach und ziemlich genau den Gehalt der meisten chemischen Elemente, einzelner organischer und anorganischer Substanzen, den Gesamtgehalt ähnlicher Substanzen sowie allgemeine Indikatoren für die Zusammensetzung (Wasserhärte, Milchfettgehalt, Säuregehalt von Mineralölprodukten) bestimmen. .

Titrimetrische Analysetechnik

Das Prinzip der Methode wird nach der Darstellung der Technik ihrer Durchführung klarer. Lassen Sie sich also eine Alkalilösung unbekannter Konzentration bringen, und Ihre Aufgabe ist es, deren genaue Konzentration festzustellen. Dazu benötigen Sie Regent Lösung, oder Titriermittel- ein Stoff, der mit Alkali eine chemische Reaktion eingeht, und die Konzentration des Titriermittels muss genau bekannt sein. Offensichtlich verwenden wir zur Bestimmung der Alkalikonzentration eine saure Lösung als Titriermittel.

1. Wir wählen mit einer Pipette das genaue Volumen der analysierten Lösung aus - es heißt aliquot. In der Regel beträgt das Volumen eines Aliquots 10-25 ml.

2. Ein Aliquot in einen Titrierkolben überführen, mit Wasser verdünnen und einen Indikator zugeben.

3. Bürette mit Titrierlösung füllen und durchführen Titration ist die langsame, tropfenweise Zugabe eines Titriermittels zu einem Aliquot der Testlösung.

4. Wir beenden die Titration in dem Moment, in dem der Indikator seine Farbe ändert. Dieser Augenblick wird gerufen der Endpunkt der Titration ist k.t.t. K.t.t. fällt in der Regel mit dem Moment zusammen, in dem die Reaktion zwischen dem Analyten und dem Titriermittel abgeschlossen ist, d.h. dem Aliquot wird eine genau äquivalente Menge Titriermittel zugesetzt - dieser Punkt wird aufgerufen Äquivalenzpunkt, d.h. Also, d.h. und k.t.t. - dies sind zwei Merkmale desselben Moments, das eine ist theoretisch, das andere experimentell, je nach gewähltem Indikator. Daher ist es notwendig, den Indikator richtig zu wählen, damit die k.t.t. fiel so genau wie möglich mit t.e.

5. Messen Sie das Volumen des für die Titration verwendeten Titriermittels und berechnen Sie die Konzentration der Testlösung.

Arten der titrimetrischen Analyse

Titrimetrische Methoden können nach mehreren unabhängigen Merkmalen klassifiziert werden: nämlich: 1) nach der Art der Reaktion zwischen X und R, 2) nach der Methode der Titration und Berechnung der Ergebnisse, 3) nach der Methode zur Überwachung der t.eq .

Klassifizierung nach Art der chemischen Reaktion- das wichtigste. Denken Sie daran, dass nicht alle chemischen Reaktionen für Titrationen verwendet werden können.

Zunächst muss, wie bei anderen chemischen Methoden, die zu bestimmende Komponente (Analyt) quantitativ mit dem Titriermittel reagieren.

Zweitens ist es erforderlich, dass sich das Gleichgewicht der Reaktion so schnell wie möglich einstellt. Reaktionen, bei denen nach Zugabe der nächsten Portion des Titriermittels die Einstellung des Gleichgewichts mindestens einige Minuten dauert, sind in der Titrimetrie nur schwer oder gar nicht anwendbar.

Drittens muss die Reaktion einer einzigen und zuvor bekannten stöchiometrischen Gleichung entsprechen. Wenn die Reaktion zu einem Produktgemisch führt, ändert sich die Zusammensetzung dieses Gemisches während der Titration und hängt von den Reaktionsbedingungen ab. Das Festlegen des Äquivalenzpunktes wird sehr schwierig sein und das Ergebnis der Analyse wird ungenau sein.Die Kombination dieser Anforderungen erfüllt die Protolyse-(Neutralisierungs-)Reaktion, vieleKomplexierungs- und Redoxreaktionen sowie einige Fällungsreaktionen. Dementsprechend wird in der titrimetrischen Analyse unterschieden:

Neutralisationsverfahren,

Komplexometrie,

Redox-Methoden

Ablagerungsmethoden.

Innerhalb jeder Methode werden die einzelnen Varianten unterschieden (Tabelle 1). Ihre Namen stammen von den Namen der Reagenzien, die in jeder der Optionen als Titriermittel verwendet werden (Permanganatometrie, Iodometrie, Chromatometrie usw.).

Tabelle 1.

Einteilung der titrimetrischen Methoden nach Art der verwendeten chemischen Reaktion

Reaktion	Methode	Reagenz (Titriermittel)	Verfahrensvariante	Zu bestimmende Stoffe
Protolyse	Methode der Neutralisation	HCl, HClO 4 , HNO 3	Acidimetrie	Oc-Innovationen
Protolyse	Methode der Neutralisation	KOH, NaOH usw.	Alkalimetrie	Säuren
Komplexbildung	Komplexe Metrik	EDTA	Komplexometrie	Metalle und ihre Verbindungen
Komplexbildung	Komplexe Metrik		Fluoridometrie, Cyanidometrie	Einige Metalle, organische Substanzen
Redox	Redox-Meter	KMnO 4 K 2 Cr 2 O 7	Permanganatometrie Chromatometrie	Restauratoren
		KJ und Na2S203	Jodometrie	Reduktionsmittel, Oxidationsmittel, Säuren
		Askorbinsäure	Ascorbinometrie	Oxidationsmittel
Niederschlag	Sedimetrie	AgNO3	Argentometrie	Halogenide
		Hg2 (NO3) 2	Merkurmetrie	Halogenide
		KSCN	Rodanometrie	Einige Metalle
		Ba(NO3)2	Baryometrie	Sulfate

Einstufung nach Titrationsverfahren.Üblicherweise gibt es drei Methoden: Direkt-, Rück- und Substitutionstitration. direkte Titration beinhaltet die direkte Zugabe des Titriermittels zur Probenlösung. Manchmal wird eine andere Reihenfolge zum Mischen von Reagenzien verwendet - eine Probenlösung wird allmählich zu einer bekannten Menge R hinzugefügt, in der sie die Konzentration X bestimmen möchten; aber auch das ist eine direkte Titration. In beiden Fällen werden die Analyseergebnisse nach den gleichen Formeln nach dem Äquivalentgesetz berechnet.

νX = νR

wobei ν X und ν R die Anzahl der Mole von X- und R-Äquivalenten sind. Berechnungsformeln basierend auf dem Verhältnis sowie Berechnungsbeispiele werden unten angegeben.

Die direkte Titration ist die bequemste und gebräuchlichste Variante der Titrimetrie. Es ist genauer als andere. Schließlich treten bei der Volumenmessung von Lösungen hauptsächlich zufällige Fehler auf und bei dieser Titrationsmethode wird das Volumen nur einmal gemessen, jedoch ist eine direkte Titration längst nicht immer möglich. Viele Reaktionen zwischen X und R laufen nicht schnell genug ab, und nach Zugabe der nächsten Portion des Titriermittels hat die Lösung keine Zeit, sich ins Gleichgewicht zu bringen. Manchmal ist eine direkte Titration aufgrund von Nebenreaktionen oder des Fehlens eines geeigneten Indikators nicht möglich. In solchen Fällen werden komplexere Rück- oder Substitutionstitrationsschemata verwendet. Sie umfassen mindestens zwei chemische Reaktionen.

Rücktitration erfolgt nach einem zweistufigen Schema:

X + R 1 \u003d Y 1

R1 + R2 = Y2

Hilfsreagenz R 1 wird in genau bekannter Menge eingebracht. Das Volumen und die Konzentration der Lösung R 1 wird so gewählt, dass R 1 nach Beendigung der Reaktion mit Hostal im Überschuss vorliegt. Der nicht umgesetzte Teil von R 1 wird dann mit R 2 Titriermittel titriert. Ein Beispiel wäre die permanganatometrische Titration organischer Substanzen. Viele Stoffe lassen sich wegen ihrer langsamen Oxidation und aus anderen Gründen nicht "direkt" mit Permanganat titrieren. Sie können der analysierten Probe jedoch zunächst eine bekannte (überschüssige) Menge KMnO 4 zugeben, die resultierende Lösung ansäuern und erhitzen. Dies führt zu einer vollständigen und schnellen Vervollständigung der Oxidation organischer Substanzen. Dann wird das verbleibende Permanganat mit etwas aktivem Reduktionsmittel, beispielsweise einer Lösung von SnCl 2 oder FeSO 4 , titriert.

Die Berechnung der Rücktitrationsergebnisse erfolgt nach dem naheliegenden Zusammenhang:

ν X \u003d ν R. 1 - ν R. 2

Da hier die Volumina doppelt gemessen werden (zuerst das Volumen der Reagenzlösung R 1 , dann das Volumen des Titriermittels R 2 ), ist der zufällige Fehler des Analysenergebnisses etwas höher als bei der direkten Titration. Der relative Fehler der Analyse steigt bei geringem Überschuss des Hilfsreagenzes besonders stark an, wenn ν R 1 ≈ ν R 2 .

Klassifizierung nach der Methode der Kontrolle von t.eq. Mehrere solche Verfahren sind bekannt. Am einfachsten ist die indikatorlose Titration, am gebräuchlichsten die Titration mit Farbindikatoren und am genauesten und empfindlichsten sind instrumentelle Titrimetrieoptionen.

Indikatorlose Titration basiert auf der Verwendung von Reaktionen, die mit einer Veränderung der sichtbaren Eigenschaften der titrierten Lösung einhergehen. In der Regel hat eines der Reagenzien (X oder R) eine sichtbare Farbe. Der Verlauf einer solchen Reaktion wird ohne spezielle Instrumente und ohne Zusatz von Indikatorreagenzien kontrolliert. So werden farblose Reduktionsmittel in einem sauren Medium mit einer violetten Lösung eines Oxidationsmittels - Kaliumpermanganat (KMnO 4) - titriert. Jede Portion des zugegebenen Titriermittels verfärbt sich sofort und verwandelt sich unter der Wirkung des Reduktionsmittels in Mn 2+ -Ionen. Dies setzt sich fort bis zu t.eq. Der allererste "zusätzliche" Tropfen Titriermittel färbt jedoch die austitrierte Lösung rosa-violett, die Farbe verschwindet auch nicht, wenn die Lösung gerührt wird. Wenn eine nicht verschwindende Farbe erscheint, wird die Titration gestoppt und das Volumen des verbrauchten Titriermittels gemessen ( v k.t.t.). Das Ende der Titration kann nicht nur durch das Erscheinen der Farbe der austitrierten Lösung, wie im betrachteten Beispiel, sondern auch durch die Verfärbung der zuvor gefärbten Probelösung, sowie durch das Erscheinen eines eventuellen Niederschlags, sein Verschwinden oder Veränderung des Aussehens. Indikatorlose Titration wird selten verwendet, da nur wenige Reaktionen von einer Änderung der sichtbaren Eigenschaften der Lösung begleitet werden.

Instrumentelle Titration. Der Verlauf der Reaktion zwischen X und R kann nicht nur „mit dem Auge“ (visuell) verfolgt werden, sondern auch mit Hilfe von Instrumenten, die eine physikalische Eigenschaft der Lösung messen. Je nachdem, welche Eigenschaft der Lösung kontrolliert wird, unterscheidet man Varianten der instrumentellen Titrimetrie. Sie können jede Eigenschaft verwenden, die von der qualitativen und quantitativen Zusammensetzung der titrierten Lösung abhängt. Es ist nämlich möglich, die elektrische Leitfähigkeit der Lösung zu messen (diese Option heißt konduktometrisch Titration), das Potential der in die titrierte Lösung eingetauchten Indikatorelektrode ( potentiometrisch Titration), Lichtabsorption durch die titrierte Lösung ( photometrisch Titration) usw. Sie können die Titration stoppen, wenn ein vorgewählter Wert der gemessenen Eigenschaft erreicht ist. Beispielsweise wird eine saure Lösung mit Lauge titriert, bis ein pH-Wert von 7 erreicht ist, aber häufiger macht man es anders - die gewählte Eigenschaft der Lösung wird nicht nur beim Einbringen des Titriermittels wiederholt (oder sogar kontinuierlich) gemessen vor, aber auch nach der erwarteten Temperatur. .eq. Entsprechend den erhaltenen Daten wird eine graphische Abhängigkeit der gemessenen Eigenschaft vom Volumen des zugegebenen Titriermittels aufgetragen ( Titrationskurve). In der Nähe des Äquivalenzpunktes gibt es eine scharfe Änderung in der Zusammensetzung und den Eigenschaften der titrierten Lösung, und auf der Titrationskurve wird ein Sprung oder Bruch aufgezeichnet. Zum Beispiel ein Sprung im Potential einer in eine Lösung getauchten Elektrode. Die Position des eq wird aus der Position der Wende auf der Kurve geschätzt. Diese Art der Analyse ist mühsamer und zeitaufwändiger als die herkömmliche Titration, liefert jedoch genauere Ergebnisse. In einer Titration können die Konzentrationen mehrerer Komponenten separat bestimmt werden.

Es sind mehr als ein Dutzend Varianten der instrumentellen Titrimetrie bekannt. Der amerikanische Analytiker I. Koltgof spielte bei ihrer Entstehung eine wichtige Rolle. Geeignete Methoden unterscheiden sich in der gemessenen Eigenschaft der Lösung, in der verwendeten Ausrüstung und in den analytischen Fähigkeiten, aber alle sind empfindlicher und selektiver als Optionen der visuellen Titrimetrie mit oder ohne Indikator. Die instrumentelle Kontrolle ist besonders wichtig, wenn Indikatoren nicht verwendet werden können, beispielsweise bei der Analyse von trüben oder stark gefärbten Lösungen sowie bei der Bestimmung von Spurenverunreinigungen und bei der Analyse von Mischungen. Die instrumentelle Titrimetrie erfordert jedoch die Ausstattung des Labors mit speziellen Instrumenten, vorzugsweise selbstaufzeichnend oder vollautomatisiert, was wirtschaftlich nicht immer machbar ist. In vielen Fällen lassen sich anhand von Indikatoren einfacher und kostengünstiger hinreichend genaue und verlässliche Ergebnisse erzielen.

Verwendung von Indikatoren. Der austitrierten Probe kann vorab eine kleine Menge eines Spezialreagenzes zugesetzt werden - Indikator. Die Titration muss in dem Moment abgebrochen werden, in dem der Indikator unter der Wirkung des eingeführten Titriermittels seine sichtbare Farbe ändert, dies ist der Endpunkt der Titration. Wichtig ist, dass der Farbumschlag nicht schleichend durch die Zugabe von nur einem „zusätzlichen“ Tropfen Titriermittel erfolgt. In einigen Fällen ändert der Indikator nicht seine Farbe, sondern die Löslichkeit oder die Art des Leuchtens. Allerdings werden solche Indikatoren (Adsorptions-, Fluoreszenz-, Chemolumineszenz-, etc.) viel seltener verwendet als Farbindikatoren. Die Farbänderung eines Indikators erfolgt aufgrund der chemischen Wechselwirkung des Indikators mit dem Titriermittel, was zum Übergang des Indikators in eine neue Form führt.Die Eigenschaften der Indikatoren müssen genauer betrachtet werden.

Indikatoren

In Analyselabors werden mehrere hundert Farbindikatoren verschiedener Art verwendet (Säure-Base, Metall-Chrom, Adsorption usw.). Früher wurden aus Pflanzen gewonnene Tinkturen - aus Veilchenblüten oder aus einer speziellen Flechtenart (Lackmus) - als Indikatoren verwendet. R. Boyle war der erste, der solche Indikatoren verwendete. Derzeit werden natürliche Indikatoren nicht verwendet, da sie immer eine Mischung verschiedener Substanzen sind, sodass der Übergang ihrer Farbe nicht klar zum Ausdruck kommt. Moderne Indikatoren sind speziell synthetisierte organische Einzelverbindungen. Indikatoren sind in der Regel Verbindungen der aromatischen Reihe, deren Moleküle mehrere funktionelle Gruppen (Substituenten) enthalten.Viele ähnliche Verbindungen sind bekannt, aber nur einige von ihnen können als Farbindikatoren verwendet werden. Der vorgeschlagene Indikator muss eine Reihe von Anforderungen erfüllen:

· der Indikator sollte sich gut auflösen und Lösungen ergeben, die während der Lagerung stabil sind;

· in Lösung muss der Indikator in mehreren Formen existieren, die sich in der molekularen Struktur unterscheiden. Zwischen den Formen muss ein mobiles chemisches Gleichgewicht hergestellt werden. Beispielsweise geht die saure Form des Indikators in die basische über (und umgekehrt), die oxidierte in die reduzierte (und umgekehrt); der metallochrome Indikator ist reversibel mit Metallionen usw. komplexiert;

· Farbindikator sollte intensiv sein absorbieren Licht im sichtbaren Bereich des Spektrums. Die Farbe seiner Lösung sollte auch bei sehr geringen Konzentrationen (10 -6 - 10 -7 mol/l) unterscheidbar sein. In diesem Fall ist es möglich, sehr kleine Mengen des Indikators in die titrierte Lösung einzubringen, was dazu beiträgt, genauere Analyseergebnisse zu erhalten;

· verschiedene Formen des Indikators sollten sich in ihrer Farbe unterscheiden, dh im Absorptionsspektrum im sichtbaren Bereich. In diesem Fall wird während der Titration ein kontrastierender Farbübergang beobachtet, beispielsweise ist der Übergang der Indikatorfarbe von Rosa nach Smaragdgrün für das Auge deutlich sichtbar. Es ist viel schwieriger, den Endpunkt der Titration (c.t.t.) durch den Übergang der rosa Farbe zu orange oder violett festzulegen. Es ist sehr wichtig, wie unterschiedlich die Absorptionsspektren der beiden Formen des Indikators sind. Wenn eine der Formen des Indikators Licht mit einer Wellenlänge von λ 1 maximal absorbiert und die andere mit einer Wellenlänge von λ 2, dann charakterisiert die Differenz ∆λ = λ 1 - λ 2 den Kontrast des Farbübergangs. Je größer ∆λ, desto besser wird der Farbübergang des Indikators vom Auge wahrgenommen. Um den visuellen Kontrast des Farbübergangs zu erhöhen, werden teilweise Mischungen verschiedener Indikatoren verwendet oder dem Indikator ein inerter Fremdfarbstoff zugesetzt;

· der Übergang des Indikators von einer Form in eine andere beim Ändern der Zusammensetzung der Lösung sollte sehr schnell in Sekundenbruchteilen erfolgen;

· Der Übergang muss durch einen einzigen Faktor verursacht werden, der für alle Indikatoren eines bestimmten Typs gleich ist. Eine Farbveränderung eines Säure-Base-Indikators sollte also nicht durch Reaktionen anderer Art erfolgen, zB durch Wechselwirkung mit Oxidationsmitteln, Metallionen oder Proteinen! Im Gegensatz dazu sollen Redox-Indikatoren ihre Farbe nur durch Wechselwirkung mit Oxidations- und Reduktionsmitteln ändern, und dies sollte bei einem bestimmten, für jeden Redox-Indikator spezifischen Potential erfolgen. Die Farbe dieser Indikatoren und das Übergangspotential sollten nicht vom pH-Wert der Lösung abhängen. Leider hängt in der Praxis das Übergangspotential vieler Redoxindikatoren auch vom pH-Wert ab.

Um den Einfluss von Nebenprozessen zu verringern, wird der Indikator manchmal nicht in die titrierte Lösung eingebracht, sondern im Gegenteil während der Titration periodisch ein Tropfen der titrierten Lösung entnommen und auf einem Uhrglas mit einem Tropfen des Indikators gemischt Lösung und die erhaltene Farbe wird beobachtet. Diese Technik erlaubt den Einsatz irreversibel reagierender Indikatoren. Bequemer ist es, mit dem „Außenindikator“ zu arbeiten, wenn das Impaper vorher eingeweicht wird.

Der Endpunkt der Titration, bestimmt durch den Farbumschlag des Indikators, darf nicht mit dem Äquivalenzpunkt zusammenfallen. Nichtübereinstimmung v k.t.t. Und v t.eq führt zu einem systematischen Fehler im Analyseergebnis. Der Fehlerwert wird durch die Art dieses Indikators, seine Konzentration und die Zusammensetzung der austitrierten Lösung bestimmt.

Das Prinzip der Auswahl von Indikatoren ist sehr einfach und universell. : Die Übergangscharakteristik des Indikators (pT-Wert der Titration, Übergangspotential etc.) muss der erwarteten Zusammensetzung der austitrierten Lösung am Äquivalenzpunkt entsprechen. Wenn also ein Analytiker eine wässrige Lösung einer starken Säure mit einer starken Base titriert, hat die Lösung am Äquivalenzpunkt einen pH-Wert von 7. Daher sollte ein Säure-Base-Indikator verwendet werden, der seine Farbe bei ungefähr pH 7 ändert (Bromthymolblau). usw.) über pT - Titrationsindikatoren für Indikatoren verschiedener Typen sind in der Referenzliteratur zu finden.

Berechnung der titrimetrischen Analysenergebnisse

Es wird nicht empfohlen, die Ergebnisse der titrimetrischen Analyse direkt aus der Reaktionsgleichung zu berechnen, beispielsweise unter Verwendung von Anteilen. Eine solche "Schul"-Methode zur Lösung von Rechenproblemen ist irrational und liefert in der Regel nicht die erforderliche Genauigkeit. Die Ergebnisse der titrimetrischen Analyse werden mit einer von mehreren vorgefertigten algebraischen Formeln berechnet, die aus dem Äquivalentgesetz abgeleitet werden. Die Anfangsdaten sind das Volumen des verbrauchten Titriermittels (in Milliliter) und die Konzentration des Titriermittels (in Mol / Liter), sie müssen mit der erforderlichen Genauigkeit eingestellt werden.

Die Berechnungsmethode ist unabhängig von der Art der chemischen Reaktion, die während der Titration auftritt, und der Methode zur Überwachung des Äquivalenzpunkts (Indikator, Gerät usw.). Die Wahl der Berechnungsformel richtet sich danach, welche Titrationsmethode (direkt, revers, Substitution) bei der Analyse verwendet wird.Bei der Wahl einer Formel sind zwei Fälle zu unterscheiden: a) Berechnung der Konzentration von X-Lösung, b) Bestimmung von der Massenanteil der Komponente (Prozentsatz von X in der Probe).

Am einfachsten sehen die Berechnungsformeln aus, wenn die Konzentrationen der zu bestimmenden Komponente und des Titriermittels als Molzahl ihrer Äquivalente pro Liter der entsprechenden Lösungen ausgedrückt werden, also Konzentrationen des Analyten verwendet werden ( N x ) und Titriermittel (N T ), ausgedrückt in Moläquivalent pro Liter Lösung. Früher wurden diese Konzentrationen als normal bezeichnet. Jetzt wird die Verwendung dieses Begriffs nicht empfohlen, aber in der Praxis wird er ziemlich häufig verwendet, insbesondere in der Redoxmetrie. Aber in der Komplexometrie und einigen anderen Methoden, wo immer 1 Mol des Analyten X mit 1 Mol Titriermittel reagiert, fallen die normalen Konzentrationen mit den üblichen molaren Konzentrationen zusammen ( C x und C T ), und daher müssen bei der Berechnung der Ergebnisse keine normalen Konzentrationen und Äquivalente verwendet werden.

Im Gegensatz zu herkömmlichen molaren Konzentrationen wird die normale Konzentration bestimmt, indem die Chemie der Reaktion berücksichtigt wird, die während der Titration auftritt. Es ist nützlich, sich daran zu erinnern, dass die normale Konzentration von X in einer Lösung entweder gleich seiner molaren Konzentration ist oder sie um ein Vielfaches (2,3,4 ....) übersteigt, je nachdem, wie viele Protonen (oder Elektronen) beteiligt sind in der Reaktion, pro Teilchen X. Beim Aufstellen der Reaktionsgleichung, bei der Bestimmung von Äquivalenten und bei der Berechnung von Normalkonzentrationen sollte man die Bedingungen berücksichtigen, unter denen die Titration stattfindet, und sogar die Wahl des Indikators.

Gewichttitriert Xatdirekte Titration entspricht (in mg):

m x = N T . VT . Ex, (1),

wo E x ist die Molmasse des X-Äquivalents, das einem Proton (bei Säure-Base-Reaktionen), einem Elektron (bei Redoxreaktionen), einem Liganden (bei Komplexierungsreaktionen) usw. entspricht. VT ist das Volumen des Titriermittels (in ml). In der Komplexometrie wird die Masse des Analyten (in mg) am besten mit der Formel berechnet, die den Wert enthält Mx -Molmasse X:

m x = C T . VT . M x (2).

Aus (4.11) folgt, dass der Massenanteil von X in der Probe, ausgedrückt in %, gleich ist zu:

%X = NT . VT . Ex . 100% / m S , (3),

wo m S - Einwaage in mg Normalerweise hängt das Titrationsergebnis nicht von der Wassermenge ab, in der die Probe vor der Titration gelöst wurde, und diese Menge wird bei den Berechnungen nicht berücksichtigt. Wird nicht die gesamte Probe titriert, sondern nur ein Teil (ein Aliquot), muss ein zusätzlicher Koeffizient berücksichtigt werden ZU , gleich dem Verhältnis V0 - das Volumen der Lösung, in die diese Probe überführt und aus der Aliquots entnommen wurden, bis Wert - das Volumen eines Aliquots:

m x = K. N. T. . VT . Ex, (4).

Beim Rechnen KonzentrationNach der Methode der direkten (oder Substitutions-) Titration wird eine einfache Formel verwendet, die direkt aus dem Äquivalentgesetz folgt:

N x . V x \u003d NT. VT (5).

Bei der Analyse in Werkslabors werden jedoch auch andere Berechnungsmethoden verwendet.

Herstellung von Arbeitslösungen in der Titrimetrie

Arbeitslösungen mit genau bekannten Konzentrationen, die in der titrimetrischen Analyse verwendet werden, werden auf verschiedene Arten hergestellt:

· nach dem genauen Wiegen des chemischen Reagens auf einer Analysenwaage aufgenommen. Diese Probe wird in einer kleinen Menge Lösungsmittel gelöst und dann das Volumen der resultierenden Lösung in einem Messkolben auf die Marke gebracht. Die resultierenden Lösungen werden als Standard und die entsprechenden Reagenzien als Primärstandards bezeichnet. Nur wenige Substanzen können Primärstandards sein – sie müssen reine Chemikalien mit konstanter und genau bekannter Zusammensetzung sein, bei Raumtemperatur fest, an der Luft stabil, nicht hygroskopisch und nicht flüchtig. Beispiele sind Kaliumdichromat, Komplexon III, Oxalsäure. Im Gegenteil, es ist unmöglich, eine Standardlösung aus Salzsäure (das Reagenz „Salzsäure“ ist eine Flüssigkeit mit einer ungenau bekannten Zusammensetzung), Eisenchlorid (es oxidiert schnell an der Luft), Natronlauge (hygroskopisch) und vielen anderen herzustellen Substanzen.

· von festen Kanälen. Dieser Begriff bezieht sich auf eine versiegelte Glasampulle, die eine bestimmte Menge eines Reagenzes enthält, normalerweise 0,1000 Moläquivalente. Fixanals werden im Werk hergestellt. Wird im Labor der Inhalt von Fixanal quantitativ in einen 1000-ml-Messkolben überführt und mit dem Lösungsmittel auf die Marke gebracht, erhält man einen Liter genau 0,1000 N Lösung. Die Herstellung von Fixanallösungen spart dem Analytiker nicht nur Zeit, sondern ermöglicht auch die Herstellung von Lösungen mit genau bekannter Konzentration aus Substanzen, die nicht den für Primärstandards erforderlichen Eigenschaftskomplex aufweisen (z. B. Fixanallösungen von Salzsäure, Ammoniak, oder Jod).

· nach einer annähernd bekannten Probe eines chemischen Reagenzes, entnommen im technischen Maßstab. Diese Probe wird in einer ungefähr bekannten Menge Lösungsmittel gelöst. Dann wird eine zusätzliche Operation durchgeführt - Standardisierung der resultierenden Lösung. Beispielsweise wird mit der resultierenden Lösung ein genaues Gewicht einer anderen Substanz (Primärstandard) titriert. Sie können auch anders vorgehen: Nehmen Sie ein bekanntes Volumen (Aliquot) der angesetzten Lösung und titrieren Sie es mit einer geeigneten Standardlösung Aus dem zur Titration eingesetzten Volumen errechnet sich die genaue Konzentration der angesetzten Lösung. Solche Lösungen werden als standardisiert bezeichnet. Beispielsweise wird eine KOH-Lösung durch eine abgewogene Portion Oxalsäure oder durch eine Fixanallösung von Salzsäure standardisiert. Liegt der Stoff im Labor in Form einer konzentrierten Lösung mit annähernd bekannter Konzentration vor (z. B. Salzsäure), so wird statt einer Wägung ein bestimmtes vorausberechnetes Volumen der konzentrierten Lösung abgemessen. Dies erfordert die Kenntnis der Dichte der Ausgangslösung. Dann wird, wie im vorherigen Fall, die resultierende Lösung standardisiert.

Die Konzentration von Lösungen sollte sich während der Lagerung nicht spontan ändern. In diesem Fall können vorgefertigte (Standard- oder standardisierte) Lösungen ohne zusätzliche Arbeitsgänge für Titrationen verwendet werden, wobei zu beachten ist, dass je verdünnter die Lösung ist, desto weniger stabil ist sie in der Regel während der Lagerung (Hydrolyse der gelöster Stoff, seine Oxidation mit Sauerstoffluft, Adsorption an der Innenfläche von Glaswaren usw.). Daher werden Arbeitslösungen mit niedriger Konzentration in der Regel nicht im Voraus hergestellt. Sie werden nur nach Bedarf am Tag der Verwendung zubereitet. Dazu werden die Ausgangslösungen (Standard, fixiert oder standardisiert) mit einem reinen Lösungsmittel in genau bekannter Anzahl verdünnt (normalerweise wird die Lösung in einem Arbeitsgang 5- oder 10-fach verdünnt). Wenn noch verdünntere Lösungen benötigt werden, wird dieser Vorgang wiederholt. Beispielsweise werden 0,01 M aus einer 0,1 M Lösung hergestellt, 0,001 M daraus usw.

Die Herstellung von Lösungen mit genau bekannten Konzentrationen erfordert den Einsatz eines ganzen Satzes spezieller volumetrischer Utensilien, mit denen Sie Volumina mit der erforderlichen Genauigkeit messen können. Dies sind Messkolben, Pipetten und Büretten. Die Handbücher für Laborarbeiten enthalten Beschreibungen von Messutensilien und die Regeln für den Umgang damit.

Titrationsmethoden

Einzelprobenmethode und Aliquotmethode. Um den Einfluss zufälliger Fehler zu reduzieren, wird die Titration in der Regel mehrmals wiederholt und anschließend die Ergebnisse gemittelt. Wiederholte Analysen können auf zwei verschiedene Arten durchgeführt werden: nach der Methode der getrennten Portionen nach der Methode der Aliquots. Beide Methoden werden sowohl in der Standardisierung von Arbeitslösungen als auch direkt in der Analyse realer Objekte eingesetzt.

Einzelgewichtsmethode geht, wie der Name schon sagt, davon aus, dass mehrere Einwaagen des analysierten Materials zur Titration genommen werden. Ihre Massen sollten ungefähr gleich sein. Die Probengröße wird unter Berücksichtigung des gewünschten Verbrauchs an Titriermittel pro Titration (maximal das Volumen der Bürette) und unter Berücksichtigung der Konzentration des Titriermittels gewählt.

Man nehme drei abgewogene Portionen Oxalsäure, deren Massen in Tabelle 2 angegeben sind. Berechnen Sie nach jeder Titration (separat!) die KOH-Konzentration. Dann werden die Konzentrationen gemittelt Die Volumina, die für die Titration verschiedener Proben aufgewendet werden, können nicht gemittelt werden!

Tabelle 2. Ein Beispiel für die Berechnung der Analyseergebnisse nach der Methode der einzelnen Proben

Scharniernummer	Massanaveski, mg	Volumen des Titriermittels, ml	Gefundene KOH-Konzentration, mol/l
	95,7	14,9	0,102
	106,9	16,2	0,105
	80,8	12,7	0,101
Durchschnittliches Analyseergebnis СKOH = 0,103 mol/l

Aliquot-Titrationsmethode (oder Pipettiermethode) basiert auf der Titration mehrerer separater Aliquots - kleiner Volumina der Testlösung, die mit Pipetten entnommen werden.

Die Methode der Einzelgewichte und die Methode der Titration von Aliquots wird nicht nur für die direkte Titration, wie in den angegebenen Beispielen gezeigt, sondern auch für die Umkehr- und Substitutionstitration verwendet. Bei der Auswahl einer Titrationsmethode sollte berücksichtigt werden, dass die Methode der getrennten Gewichte genauere Ergebnisse liefert, aber mühsamer ist und mehr Berechnungen erfordert. Daher ist es besser, die Methode der getrennten Gewichte zur Standardisierung von Arbeitslösungen und für seriell durchgeführte Analysen die schnellere Methode der Aliquots zu verwenden.

Form der Titrationskurven

Logarithmische Titrationskurven stellen eine graphische Abhängigkeit des Logarithmus der Gleichgewichtskonzentration eines der Reagenzien vom Volumen des zugegebenen Titriermittels dar. Anstelle des Logarithmus der Konzentration wird üblicherweise der pH-Wert der Lösung (pH) auf der senkrechten Achse aufgetragen. Es werden auch andere ähnliche Indikatoren verwendet (z. B. pAg \u003d - lg) sowie der Wert dieser physikalisch-chemischen Eigenschaften der titrierten Lösung, die linear von den Logarithmen der Gleichgewichtskonzentrationen abhängen. Ein Beispiel wäre das Elektrodenpotential (E).

Wenn die Lösung nur eine Substanz enthält, die mit dem Titriermittel reagiert, und die Reaktion durch eine einzige chemische Gleichung beschrieben wird (d. h. sie nicht in Schritten abläuft), wird auf der logarithmischen Kurve ein nahezu vertikaler Abschnitt beobachtet, genannt Sprungtitration . Im Gegenteil, Abschnitte der Kurve weg von t.eq. nahezu horizontal. Ein Beispiel kann die Abhängigkeit des pH-Wertes von Lösungen vom Volumen V des zugegebenen Titriermittels sein, dargestellt in Abb. 1

Abb.1. Art der Titrationskurven

Je höher die Sprunghöhe auf der Tidingkurve ist, desto genauer kann der Äquivalenzpunkt festgelegt werden.

Säure-Base-Titration (Neutralisationsverfahren)

Methodenprinzip

Das Neutralisationsverfahren basiert auf der Durchführung von Säure-Base-Reaktionen (protolytische Reaktionen). Während dieser Titration ändert sich der pH-Wert der Lösung. Säure-Base-Reaktionen eignen sich am besten für die titrimetrische Analyse: Sie verlaufen nach fest definierten Gleichungen, ohne Nebenprozesse und mit sehr hoher Geschwindigkeit. Die Wechselwirkung starker Säuren mit starken Basen führt zu hohen Gleichgewichtskonstanten. Um k.t.t. Es gibt einen bequemen und gut untersuchten Weg - die Verwendung von Säure-Base-Indikatoren. Instrumentelle Methoden können ebenfalls verwendet werden und sind besonders wichtig beim Titrieren von nichtwässrigen, trüben oder gefärbten Lösungen.

Die Neutralisationsmethode umfasst zwei Optionen − Acidimetrie(Titriermittel ist eine starke Säurelösung) und Alkalimetrie(Titriermittel ist eine Lösung einer starken Base). Diese Methoden werden jeweils zur Bestimmung von Basen und Säuren, einschließlich ionischer und multiprotonischer, verwendet. Die Fähigkeit, starke Protolithen zu titrieren, wird durch ihre Konzentration bestimmt; Titration ist möglich, wenn Cx> 10 - 4 M .Bei einer solchen Titration in wässriger Lösung tritt folgende Reaktion auf:

H 3 O + +OH – ® 2 H 2 O

Die Titration von schwachen Säuren und schwachen Basen in wässrigen Lösungen folgt den Schemata:

EIN+OH - ® H 2 O (Alkalimetrie)

B + H 3 O + ® HB + + H 2 O (Azidimetrie)

Beispiele für praktische Anwendungen der Säure-Base-Titration:

· Bestimmung des Säuregehalts von Lebensmitteln, Böden und natürlichen Gewässern (alkalimetrische Titration wässriger Lösungen mit dem Indikator Phenolphthalein);

· Bestimmung des Säuregehalts von Erdölprodukten (alkalimetrische Titration nichtwässriger Lösungen mit instrumenteller Kontrolle von RT);

· Bestimmung von Carbonaten und Bicarbonaten in Mineralien und Baustoffen (acidimetrische Titration wässriger Lösungen mit zwei Indikatoren);

· Bestimmung von Stickstoff in Ammoniumsalzen und in organischen Substanzen (Kjeldahl-Methode). Dabei werden organische stickstoffhaltige Substanzen durch Kochen mit konzentrierter Schwefelsäure in Gegenwart von Quecksilbersalzen zersetzt, Ammoniumstickstoff wird durch Alkalieinwirkung beim Erhitzen ausgetrieben, Ammoniak wird mit einer im Überschuss genommenen HCl-Maßlösung absorbiert . Der nicht umgesetzte Teil HCl wird dann mit Alkali in Gegenwart von Methylorange-Indikator titriert. Diese Methode verwendet sowohl das Substitutionsprinzip als auch die Rücktitrationsmethode.

funktionierende Lösungen.Bei der acidimetrischen Titration wässriger Lösungen werden Titriermittel wie z Lösungen starker Säuren (HCl, seltener HNO 3 oder H 2 SO 4). IN Alkalimetrie Titriermittel - Lösungen von NaOH oder KOH. Die aufgeführten Reagenzien weisen jedoch keine Eigenschaften auf, die es ermöglichen würden, aus ihnen durch einfaches Einwiegen Standardlösungen herzustellen. Feste Alkalien sind also hygroskopisch und enthalten immer Verunreinigungen von Carbonaten. Bei HCl und anderen starken Säuren ist das Ausgangsreagenz kein Reinstoff, sondern eine Lösung mit ungenau bekannter Konzentration. Daher wird beim Neutralisationsverfahren zuerst eine Lösung mit ungefähr bekannter Konzentration hergestellt und dann standardisiert. Säurelösungen sind für wasserfreies Natriumcarbonat Na 2 CO 3 (Soda) oder Natriumtetraborat Na 2 B 4 O 7 standardisiert . 10H 2 O (Sturm). Borax interagiert in gelöstem Zustand mit Wasser:

B 4 O 7 2– + 3 H 2 O \u003d 2 H 3 VO 3 + 2 VO 2 -

Das resultierende Metaborat ist eine ziemlich starke Base. Es wird mit Säure titriert:

IN 2 - + H 3 O + \u003d H 3 IN 3.

Offensichtlich ist die Molmasse dem Borax äquivalent M(½ Na 2 B 4 O 7 . 10 H 2 O) = 190,71 g/mol. Das hohe Molmassenäquivalent ist ein Vorteil von Borax als Primärstandard. Alkalische Lösungen sind für Kaliumhydrophthalat genormt. Das Hydrophthalat-Molekül enthält ein bewegliches Proton und hat die Eigenschaften einer schwachen Säure:

Als Standards werden häufig Benzoesäure C 6 H 5 COOH, Oxalsäure H 2 C 2 O 4 verwendet. . 2H 2 O und andere schwache organische Säuren (feste, reine stabile Substanzen). 0,1000 M Standardlösungen von Säuren und Basen werden in Laboratorien üblicherweise aus Fixanalen hergestellt. Die hergestellte Säurelösung kann zur Standardisierung der Alkalilösung verwendet werden und umgekehrt. Standardisierte Säurelösungen sind stabil und können beliebig lange unverändert gelagert werden. Alkalilösungen sind weniger stabil, es wird empfohlen, sie in gewachsten oder Fluorkunststoffbehältern zu lagern, um eine Wechselwirkung mit Glas zu vermeiden. Dabei ist zu berücksichtigen, dass Alkalilösungen CO 2 aus der Luft aufnehmen und bei der Lagerung mit einem mit Brannt- oder Atemkalk gefüllten Röhrchen geschützt werden.

Reis. 2. Neutralisationskurven für eine starke Säure.

1 - 0,1 M, 2 - 0,01 M, 3 - 0,001 M.

Um k.t.t. bei einem Farbindikator ist es erforderlich, dass die Sprunghöhe größer ist als die Breite des Übergangsintervalls des Indikators. Letzteres liegt normalerweise bei etwa zwei pH-Einheiten.

Die Höhe des Sprungs auf der Neutralisationskurve für schwache Säuren hängt von der Stärke der Säure (dem Wert ihrer Säurekonstante oder pK a ) ab. Je schwächer nämlich die Säure ist (je größer der Wert von pK a ), desto kleiner sollte bei sonst gleichen Bedingungen die Sprunghöhe sein.

1 - Salzsäure, 2 - Essigsäure (pK a = 4,8), 3 - Blausäure (pK a = 9,2).

Die Höhe des Sprungs sollte größer sein als die Breite der Übergangszone des Indikators, die normalerweise 2 pH-Einheiten beträgt. Daher zu Wie bei starken Elektrolyten Titrationskriterium schwacher Protolith mit 1% Fehler lässt sich aus der Bedingung ∆p Н ±1% ≥ 2 ableiten. Für eine wässrige Lösung einer schwachen Säure erhalten wir das geforderte Kriterium in folgender Form:

R ZUA+ S MIT≤ 8

Bei p C \u003d 2 ist der kritische Wert p K ein gleich 6. Mit anderen Worten, wenn die Säure sehr schwach ist und ihr pK A größer als 6, dann kann es nicht genau mit Farbindikatoren titriert werden.

Titration von Mischungen aus Protolithen und Multiprotonen-Protolithen. In gemischten Lösungen hemmen starke Säuren die Protolyse schwächerer. Dasselbe wird bei Lösungen beobachtet, die ein Gemisch unterschiedlich starker Basen enthalten: Wird ein solches Gemisch mit einem Titriermittel versetzt, so wird zuerst der stärkere Protolith titriert und erst danach reagiert der schwächere mit dem Titriermittel. Die Anzahl der auf der Mischungstitrationskurve beobachteten Sprünge hängt jedoch nicht nur von der Anzahl der vorhandenen Protolithen ab, sondern auch von den absoluten Werten der entsprechenden Säure- (Basizitäts-) Konstanten sowie von ihrem Verhältnis. Die Säure- (oder Basizitäts-) Konstanten der Mischungskomponenten müssen sich um mehr als das 10 4 -fache unterscheiden, nur in diesem Fall werden deutlich ausgeprägte Titrationssprünge separat auf der Titrationskurve beobachtet und der relative Fehler bei der Bestimmung jeder Komponente wird nicht überschritten 1%. Das Kriterium für die Möglichkeit der getrennten Titration von Protolithen ist die sogenannte "Regel der vier Einheiten":

(6)

Multiprotonen-Protolithen reagieren schrittweise mit Titriermitteln, zuerst in der ersten Stufe, dann in der zweiten usw., wenn sich die entsprechenden Säurekonstanten gemäß Bedingung (6) unterscheiden Bei der Berechnung der Neutralisationskurven können Multiprotonen-Protolithen als Gemische verschiedener betrachtet werden Elektrolyte.

Betrachten Sie als Beispiel die Möglichkeit

Abb.5. Titrationskurve einer Mischung aus Carbonat- und Bicarbonat-Ionen mit einer Lösung HCl.

Angegeben sind die pH-Werte, bei denen Farbübergänge der Indikatoren beobachtet werden.

Beim Titrieren einer Mischung aus zwei starken Säuren, einer Mischung aus zwei gleich schwachen Säuren oder einer Mischung aus zwei Basen mit nahen p ZUB es gibt keine zwei getrennten Sprünge auf der Titrationskurve. Es ist jedoch durchaus möglich, die Konzentration der Komponenten solcher Mischungen separat zu bestimmen. Diese Probleme werden mit differenzierenden nichtwässrigen Lösungsmitteln erfolgreich gelöst.

Säure-Base-Indikatoren und ihre Auswahl

Um k.t.t. Die Neutralisationsmethode verwendet traditionell Säure-Base-Indikatoren – synthetische organische Farbstoffe, die schwache Säuren oder Basen sind und ihre sichtbare Farbe in Abhängigkeit vom pH-Wert der Lösung ändern.Beispiele für einige (am häufigsten in Labors verwendete) Säure-Base-Indikatoren sind in der Tabelle aufgeführt 3. Struktur- und Eigenschaftsindikatoren sind in Nachschlagewerken angegeben. Die wichtigsten Eigenschaften jedes Säure-Base-Indikators sind Übergangsintervall Und Titrationsindex (pT). Das Übergangsintervall ist die Zone zwischen zwei pH-Werten, die den Grenzen der Zone entsprechen, innerhalb derer eine Mischfarbe des Indikators beobachtet wird. So wird ein Beobachter eine wässrige Lösung von Methylorange als reines Gelb charakterisieren - bei pH< 3,1 и как чисто красный при рН >4.4, und zwischen diesen Grenzwerten wird eine gemischte, rosa-orange Farbe mit unterschiedlichen Schattierungen beobachtet. Die Breite des Übergangsintervalls beträgt typischerweise 2 pH-Einheiten. Experimentell ermittelte Übergangsintervalle von Indikatoren betragen teilweise weniger oder mehr als zwei pH-Einheiten. Dies erklärt sich insbesondere aus der unterschiedlichen Empfindlichkeit des Auges gegenüber verschiedenen Teilen des sichtbaren Spektralbereichs. Bei einfarbigen Indikatoren hängt die Breite des Intervalls auch von der Konzentration des Indikators ab.

Tisch 3

Die wichtigsten Säure-Basen-Indikatoren

Indikator	Übergangsintervall ΔрН Ind	R ZUA(hinten)	Farbwechsel
Orangenschnaps			Rot Gelb
Bromkresol grün			Gelb / Blau
Methylrot			Rot Gelb
Bromkresol lila			Gelb - lila
Bromthymolblau			Gelb / Blau
Phenolrot			Gelb Rot
Thymolblau
Phenolphthalein			Farblos - rot

Wenn man die Eigenschaften verschiedener Indikatoren kennt, kann man diese theoretisch sinnvoll auswählen, um die richtigen Analyseergebnisse zu erhalten, wobei folgende Regel gilt: das Übergangsintervall des Indikators muss im Bereich des Sprungs der Titrationskurve liegen.

Bei der Auswahl von Indikatoren für die Titration schwacher Protolithen sollte berücksichtigt werden, dass t.eq. und der Titrationssprung verschieben sich bei der Titration einer Säure ins schwach alkalische und bei der Titration einer Base ins schwach saure Medium. Somit, für die Titration schwacher Säuren eignen sich Indikatoren, die in leicht alkalischem Medium die Farbe wechseln (z. B. Phenolphthalein), und für die Titration einer schwachen Base Indikatoren, die in leicht saurem Medium die Farbe ändern (z. B. Methylorange).

Es gibt noch ein weiteres Merkmal jedes Säure-Base-Indikators - es ist Titrationsindex ( rt ). Dies ist der pH-Wert, bei dem der Beobachter den Farbumschlag des Indikators am deutlichsten wahrnimmt und die Titration in diesem Moment als abgeschlossen betrachtet. Offensichtlich pT = pH K.T.T. . Bei der Wahl eines geeigneten Indikators sollte darauf geachtet werden, dass der pT-Wert möglichst nahe am theoretisch errechneten Wert liegt. pH-T.EKV .. Typischerweise liegt der pT-Wert nahe der Mitte des Übergangsintervalls. Aber pT ist ein schlecht reproduzierbarer Wert. Verschiedene Personen, die dieselbe Titration mit demselben Indikator durchführen, erhalten deutlich unterschiedliche pT-Werte.Zudem hängt der pT-Wert von der Reihenfolge der Titration ab, dh von der Richtung des Farbumschlags.Bei der Titration von Säuren und Basen mit demselben Indikator pT-Werte werden leicht variieren. Bei monochromatischen Indikatoren (Phenolphthalein etc.) hängt der pT-Wert auch von der Konzentration des Indikators ab.

Bis zur Nullmarke mit Titriermittel gefüllt. Eine Titration ausgehend von anderen Markierungen wird nicht empfohlen, da die Bürettenskala ungleichmäßig sein kann. Büretten werden mit Arbeitslösung durch einen Trichter oder mit Hilfe spezieller Vorrichtungen gefüllt, wenn die Bürette halbautomatisch ist. Der Endpunkt der Titration (Äquivalenzpunkt) wird durch Indikatoren oder physikalisch-chemische Methoden (durch elektrische Leitfähigkeit, Lichttransmission, Potential der Indikatorelektrode etc.) bestimmt. Die Ergebnisse der Analyse werden anhand der Menge der für die Titration verwendeten Arbeitslösung berechnet.

Arten der titrimetrischen Analyse

Die titrimetrische Analyse kann auf verschiedenen Arten chemischer Reaktionen basieren:

Säure-Base-Titration - Neutralisationsreaktionen;
Redoxtitration (Permanganatometrie, Iodometrie, Chromatometrie) - Redoxreaktionen;
Präzipitationstitration (Argentometrie) - Reaktionen, die unter Bildung einer schwer löslichen Verbindung auftreten, während die Konzentration der präzipitierten Ionen in Lösung geändert wird;
komplexometrische Titration - Reaktionen, die auf der Bildung starker Komplexverbindungen von Metallionen mit einem Komplexon (normalerweise EDTA) beruhen, während die Konzentration von Metallionen in der titrierten Lösung geändert wird.

Titrationsarten

Es wird zwischen Direkt-, Rück- und Substituententitration unterschieden.

Bei direkte Titration zu einer Lösung des Analyten (einem Aliquot oder einer Probe, einer titrierbaren Substanz) eine Titrierlösung (Arbeitslösung) in kleinen Portionen zugeben.

Bei Rücktitration Zunächst wird der Lösung des Analyten ein bekannter Überschuss eines speziellen Reagenzes zugesetzt und dann der nicht in die Reaktion eingegangene Rückstand titriert.

Bei Substitutionstitration Zunächst wird der Lösung des Analyten ein bestimmter Überschuss eines speziellen Reagenzes zugesetzt, und dann wird eines der Reaktionsprodukte zwischen dem Analyten und dem zugesetzten Reagenz titriert.