Titrimeetriline analüüs on meetod aine koguse määramiseks, mõõtes täpselt üksteisega reageerivate ainete lahuste mahtu.
Tiiter– aine kogus grammides 1 ml-s. lahus või samaväärne määratava ainega. Näiteks kui H 2 SO 4 tiiter on 0,0049 g/ml, tähendab see, et iga ml lahust sisaldab 0,0049 g väävelhapet.
Lahust, mille tiiter on teada, nimetatakse tiitrituks. Tiitrimine- katselahusele või selle alikvoodile samaväärse koguse tiitritud lahuse lisamise protsess. Sel juhul kasutatakse standardlahendusi - fikseeritud kanalid– aine täpse kontsentratsiooniga lahused (Na 2 CO 3, HCl).
Tiitrimisreaktsioon peab vastama järgmistele nõuetele:
kõrge reaktsioonikiirus;
reaktsioon peab kulgema lõpuni;
reaktsioon peab olema väga stöhhiomeetriline;
neil on mugav meetod reaktsiooni lõpu registreerimiseks.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Titrimeetrilise analüüsi põhiülesanne pole mitte ainult täpselt teadaoleva kontsentratsiooniga lahuse (fixanal) kasutamine, vaid ka ekvivalentpunkti õige määramine.
Samaväärsuse punkti fikseerimiseks on mitu võimalust:
Põhineb määratava elemendi, näiteks mangaani, ioonide sisemise värvuse põhjal aniooni kujulMnO 4 -
Tunnistaja aine järgi
Näide: Ag + + Cl - " AgCl $
Ag + + CrO 4 " Ag 2 CrO 4 $ (ereoranž värv)
Kolbi, kus tuleb määrata klooriioon, lisatakse väike kogus soola K 2 CrO 4 (tunnistaja). Seejärel lisatakse büretist järk-järgult uuritav aine, esmalt reageerivad klooriioonid ja moodustub valge sade (AgCl), st AgCl PR.<< ПР Ag2Cr O4.
Seega annab täiendav tilk hõbenitraati ereoranži värvi, kuna kogu kloor on juba reageerinud.
III. Näitajate kasutamine: näiteks neutraliseerimisreaktsiooni käigus kasutatakse happe-aluse indikaatoreid: lakmus, fenoolftaleiin, metüülapelsin - orgaanilised ühendid, mis muudavad värvi liikudes happelisest keskkonnast aluselisesse.
Näitajad– orgaanilised värvained, mis muudavad värvi keskkonna happesuse muutumisel.
Skemaatiliselt (vahevormid välja jättes) võib indikaatori tasakaalu kujutada happe-aluse reaktsioonina
HIn +H 2 O In - + H 3 O +
H2O 
H + + OH -
H++H2O 
H3O+
Indikaatori värvisiirdepiirkonda (asend ja intervall) mõjutavad kõik tegurid, millest sõltub tasakaalukonstant (ioontugevus, temperatuur, võõrained, lahusti), samuti indikaator.
Titrimeetriliste analüüsimeetodite klassifikatsioon.
happe-aluse tiitrimine (neutraliseerimine): selle meetodiga määratakse happe või leelise kogus analüüsitavas lahuses;
sadestumine ja kompleksi moodustumine (argentomeetria)
Ag + + Cl - " AgCl $
redoks-tiitrimine (redoksimeetria):
a) permanganatomeetria (KMnO 4);
b) jodomeetria (Y 2);
c) bromatomeetria (KBr03);
d) dikromatomeetria (K2Cr2O7);
e) tserimeetria (Ce(SO4)2);
e) vanadomeetria (NH4VO3);
g) titanomeetria (TiCl 3) jne.
Titrimeetriline analüüsimeetod (tiitrimine) võimaldab teha mahulist kvantitatiivset analüüsi ja seda kasutatakse laialdaselt keemias. Selle peamine eelis on meetodite ja meetodite mitmekesisus, tänu millele saab seda kasutada mitmesuguste analüütiliste probleemide lahendamiseks.
Analüüsi põhimõte
Titrimeetriline analüüsimeetod põhineb uuritava ainega reageerinud teadaoleva kontsentratsiooniga lahuse (tiitri) mahu mõõtmisel.
Analüüsiks vajate spetsiaalset varustust, nimelt büretti - õhukest klaastoru, millele on lisatud gradueerimine. Selle toru ülemine ots on avatud ja alumises otsas on sulgventiil. Lehtri abil täidetakse kalibreeritud bürett titrandiga nullmärgini. Analüüs viiakse läbi kuni tiitrimise lõpp-punktini (ETP), lisades uuritavale ainele väikese koguse lahust büretist. Tiitrimise lõpp-punkt tuvastatakse indikaatori värvuse või mõne füüsikalis-keemilise omaduse muutumise järgi.
Lõpptulemus arvutatakse kulutatud tiitrimahu põhjal ja seda väljendatakse tiitris (T) – aine mass 1 ml lahuse kohta (g/ml).
Protsessi põhjendus
Kvantitatiivse analüüsi titrimeetriline meetod annab täpsed tulemused, kuna ained reageerivad üksteisega samaväärsetes kogustes. See tähendab, et nende mahu ja koguse korrutis on üksteisega identne: C 1 V 1 = C 2 V 2. Sellest võrrandist on lihtne leida C 2 tundmatu väärtus, kui ülejäänud parameetrid on seatud iseseisvalt (C 1, V 2) ja need määratakse analüüsi käigus (V 1).
Tiitrimise lõpp-punkti tuvastamine
Kuna tiitrimise lõpu õigeaegne registreerimine on analüüsi kõige olulisem osa, on vaja valida õiged meetodid. Kõige mugavam on värvi- või fluorestsentsindikaatorite kasutamine, kuid kasutada võib ka instrumentaalseid meetodeid - potentsiomeetriat, amperomeetriat, fotomeetriat.
CFT tuvastamise meetodi lõplik valik sõltub määramise nõutavast täpsusest ja selektiivsusest, samuti selle kiirusest ja automatiseerimise võimalusest. See kehtib eriti häguste ja värviliste lahenduste, aga ka agressiivse keskkonna kohta.
Tiitrimisreaktsiooni nõuded
Selleks, et titrimeetriline analüüsimeetod annaks õige tulemuse, peate õigesti valima selle aluseks oleva reaktsiooni. Nõuded sellele on järgmised:
- stöhhiomeetria;
- suur voolukiirus;
- kõrge tasakaalukonstant;
- usaldusväärse meetodi olemasolu tiitrimise eksperimentaalse lõpu registreerimiseks.
Sobivad reaktsioonid võivad olla mis tahes tüüpi.
Analüüsi tüübid
Titrimeetriliste analüüsimeetodite klassifikatsioon põhineb reaktsiooni tüübil. Selle tunnuse põhjal eristatakse järgmisi tiitrimismeetodeid:
- happe-aluse;
- redoks;
- kompleksomeetriline;
- sadestav.
Iga tüüp põhineb oma reaktsioonitüübil, konkreetsed tiitrid valitakse sõltuvalt sellest, milliseid meetodite alarühmi analüüsis eristatakse.
Happe-aluse tiitrimine
Titrimeetrilist analüüsimeetodit, milles kasutatakse hüdrooniumi reaktsiooni hüdroksiidiooniga (H 3 O + + OH - = H 2 O), nimetatakse happe-aluseks. Kui teadaolev aine lahuses moodustab hapetele omase prootoni, kuulub meetod happemeetria alarühma. Siin kasutatakse tiitrijana tavaliselt stabiilset vesinikkloriidhappe HCl-i.
Kui tiitrimisaine tekitab hüdroksiidiooni, nimetatakse seda meetodit leelismeetriliseks. Kasutatavad ained on leelised, nagu NaOH, või soolad, mis saadakse tugeva aluse reageerimisel nõrga happega, nagu Na 2 CO 3.
Sel juhul kasutatakse värvilisi indikaatoreid. Need on nõrgad orgaanilised ühendid – happed ja alused, millel on protoneeritud ja protoneerimata vormide struktuur ja värvus erinev. Enim kasutatavad indikaatorid happe-aluse tiitrimisel on ühevärviline fenoolftaleiin (selge lahus muutub leeliselises lahuses karmiinpunaseks) ja kahevärviline metüüloranž (punane aine muutub happelises lahuses kollaseks).
Nende laialdane kasutus on tingitud nende suurest valguse neeldumisest, mille tõttu on nende värv palja silmaga selgelt nähtav, ning kontrastsust ja kitsast värvide üleminekupiirkonda.
Redoks-tiitrimine
Redokstitrimeetriline analüüs on kvantitatiivse analüüsi meetod, mis põhineb oksüdeeritud ja redutseeritud vormide kontsentratsioonide suhte muutmisel: aOx 1 + bRed 2 = aRed 1 + bOx 2.
Meetod on jagatud järgmistesse alarühmadesse:
- permanganatomeetria (tiitrimine - KMnO 4);
- jodomeetria (I 2);
- dikromatomeetria (K 2 Cr 2 O 7);
- bromatomeetria (KBrO 3);
- jodomeetria (KIO 3);
- tserimeetria (Ce(SO4)2);
- vanadatomeetria (NH 4 VO 3);
- titanomeetria (TiCl 3);
- kromomeetria (CrCl 2);
- askorbinomeetria (C6H8OH).
Mõnel juhul võib indikaatori rolli täita reaktsioonis osalev reagent, mis muudab oma värvi, et omandada oksüdeeritud või redutseeritud vorm. Kuid kasutatakse ka spetsiifilisi näitajaid, näiteks:
- joodi määramisel kasutatakse tärklist, mis moodustab I 3 - ioonidega tumesinise ühendi;
- Raudmetalli tiitrimisel kasutatakse tiotsüanaadi ioone, mis moodustavad helepunase värviga komplekse metalliga.
Lisaks on olemas spetsiaalsed redoks-indikaatorid – orgaanilised ühendid, mille oksüdeeritud ja redutseeritud kujul on erinev värvus.
Kompleksomeetriline tiitrimine
Lühidalt öeldes põhineb titrimeetriline analüüsimeetod, mida nimetatakse kompleksomeetriliseks, kahe aine koosmõjul kompleksi moodustamiseks: M + L = ML. Kui kasutatakse elavhõbeda sooli, näiteks Hg(NO 3) 2, nimetatakse meetodit elavhõbedaks, kui etüleendiamiintetraäädikhapet (EDTA) kompleksomeetriaks. Eelkõige kasutatakse viimast meetodit kasutades vee, nimelt selle kareduse analüüsimiseks titrimeetrilist meetodit.
Kompleksomeetrias kasutatakse läbipaistvaid metalliindikaatoreid, mis omandavad värvi, kui moodustavad metalliioonidega komplekse. Näiteks raud(III)soolade tiitrimisel EDTA-ga kasutatakse indikaatorina selget sulfosalitsüülhapet. See muudab lahuse punaseks, kui see moodustab rauaga kompleksi.
Kuid sagedamini on metalliindikaatoritel oma värv, mis muutub sõltuvalt metalliiooni kontsentratsioonist. Selliste indikaatoritena kasutatakse polübaashappeid, mis moodustavad metallidega üsna stabiilsed kompleksid, mis kontrastse värvimuutusega EDTA-ga kokkupuutel kiiresti hävivad.
Sademete tiitrimine
Titrimeetriline analüüsimeetod, mis põhineb kahe aine interaktsiooni reaktsioonil tahke ühendi moodustumisega, mis sadestub (M + X = MX↓), on sadestamine. Selle tähtsus on piiratud, kuna sadestumise protsessid on tavaliselt mittekvantitatiivsed ja mittestöhhiomeetrilised. Kuid mõnikord kasutatakse seda endiselt ja sellel on kaks alarühma. Kui meetodis kasutatakse hõbesooli, näiteks AgNO 3, nimetatakse seda argentomeetriaks, kui elavhõbedasoolasid, siis Hg 2 (NO 3) 2, siis elavhõbeda sooli.
Tiitrimise lõpp-punkti tuvastamiseks kasutatakse järgmisi meetodeid:
- Mohri meetod, mille puhul indikaatoriks on kromaadiioon, mis moodustab hõbedaga telliskivipunase sademe;
- Volhardi meetod, mis põhineb hõbeda ioonide lahuse tiitrimisel kaaliumtiotsüanaadiga raud (III) raua juuresolekul, mis moodustab happelises keskkonnas titrandiga punase kompleksi;
- Fajansi meetod, mis hõlmab tiitrimist adsorptsiooniindikaatoritega;
- Gay-Lussaci meetod, mille puhul CTT määratakse lahuse läbipaistvuse või hägususe järgi.
Viimast meetodit pole viimasel ajal peaaegu kasutatud.
Tiitrimismeetodid
Tiitrimist ei klassifitseerita mitte ainult selle aluseks oleva reaktsiooni, vaid ka teostamismeetodi järgi. Selle funktsiooni põhjal eristatakse järgmisi tüüpe:
- otsene;
- tagurpidi;
- asendaja tiitrimine.
Esimest juhtumit kasutatakse ainult ideaalsete reaktsioonitingimuste korral. Tiitrimisaine lisatakse otse määratavale ainele. Seega määratakse EDTA abil magneesium, kaltsium, vask, raud ja umbes 25 muud metalli. Kuid muudel juhtudel kasutatakse sageli keerukamaid meetodeid.
Tagasi tiitrimine
Ideaalset reaktsiooni pole alati võimalik leida. Enamasti kulgeb see aeglaselt või on raske leida meetodit tiitrimise lõpp-punkti fikseerimiseks või tekivad saaduste hulgas lenduvad ühendid, mille tõttu analüüt osaliselt kaob. Neid puudusi saab ületada tagasitiitrimise meetodi abil. Selleks lisatakse määratavale ainele suur kogus tiitrimist, et reaktsioon kulgeks lõpuni ja seejärel määratakse, kui palju lahusest jääb reageerimata. Selleks tiitritakse esimesest reaktsioonist järelejäänud tiitrimisaine (T 1) teise lahusega (T 2) ja selle kogus määratakse kahe reaktsiooni mahtude ja kontsentratsioonide korrutistega: C T1 V T 1 -C T 2 V T 2.
Mangaandioksiidi määramise aluseks on pöördtitrimeetriline analüüsimeetod. Selle reaktsioon raudsulfaadiga kulgeb väga aeglaselt, nii et soola võetakse üle ja reaktsiooni kiirendatakse kuumutamisel. Reageerimata rauaiooni kogus tiitritakse kaaliumdikromaadiga.
Asendaja tiitrimine
Mittestöhhiomeetriliste või aeglaste reaktsioonide korral kasutatakse asendusainete tiitrimist. Selle olemus seisneb selles, et määratava aine jaoks valitakse stöhhiomeetriline reaktsioon abiühendiga, mille järel reaktsioonisaadus tiitritakse.
Täpselt seda tehakse ka dikromaadi määramisel. Sellele lisatakse kaaliumjodiidi, mille tulemusena vabaneb joodi kogus, mis on samaväärne määratud ainega, mis seejärel tiitritakse naatriumtiosulfaadiga.
Seega võimaldab titrimeetriline analüüs määrata väga paljude ainete kvantitatiivset sisaldust. Teades nende omadusi ja reaktsioonide omadusi, saate valida optimaalse meetodi ja tiitrimismeetodi, mis annab suure täpsusega tulemusi.
Saada oma head tööd teadmistebaasi on lihtne. Kasutage allolevat vormi
Üliõpilased, magistrandid, noored teadlased, kes kasutavad teadmistebaasi oma õpingutes ja töös, on teile väga tänulikud.
postitatud http://www.allbest.ru/
Plaan
1. Sademete tiitrimise olemus
2. Argentomeetriline tiitrimine
3. Tiotsüanatomeetriline tiitrimine
4. Sademete tiitrimise rakendamine
4.1 Hõbenitraadi standardlahuse valmistamine
4.2 Standardiseeritud ammooniumtiotsüanaadi lahuse valmistamine
4.3 Kloorisisalduse määramine proovis Volhardi järgi
4.4 Naatriumtrikloroatsetaadi sisalduse määramine tehnilises preparaadis
1. Sademete olemustiitrimine
Meetod ühendab titrimeetrilisi määramisi, mis põhinevad halvasti lahustuvate ühendite moodustumise reaktsioonidel. Nendel eesmärkidel sobivad ainult teatud reaktsioonid, mis vastavad teatud tingimustele. Reaktsioon peab toimuma rangelt vastavalt võrrandile ja ilma kõrvalprotsessideta. Saadud sade peab olema praktiliselt lahustumatu ja üsna kiiresti välja kukkuma, ilma et tekiks üleküllastunud lahuseid. Lisaks on vaja indikaatori abil määrata tiitrimise lõpp-punkt. Lõpuks peavad adsorptsiooni (kaassadestamise) nähtused tiitrimisel väljenduma nii nõrgalt, et määramise tulemust ei moonutataks.
Üksikute sadestamismeetodite nimetused pärinevad kasutatud lahuste nimedest. Meetodit, milles kasutatakse hõbenitraadi lahust, nimetatakse argentomeetriaks. See meetod määrab C1~ ja Br~ ioonide sisalduse neutraalses või nõrgalt leeliselises keskkonnas. Tiotsüanatomeetria põhineb ammooniumtiotsüanaadi NH 4 SCN (või kaalium KSCN) lahuse kasutamisel ja seda kasutatakse C1- ja Br~ jälgede määramiseks, kuid väga leeliselistes ja happelistes lahustes. Seda kasutatakse ka hõbedasisalduse määramiseks maakides või sulamites.
Kallis argentomeetriline meetod halogeenide määramiseks asendatakse järk-järgult merkuromeetrilise meetodiga. Viimases kasutatakse elavhõbeda (I) nitraadi Hg 2 (NO 3) 2 lahust.
Vaatleme üksikasjalikumalt argentomeetrilist ja tiotsüanatomeetrilist tiitrimist.
2. Argentomeetriline tiitrimine
Meetod põhineb C1~ ja Br~ ioonide sadestamise reaktsioonil hõbekatioonide poolt halvasti lahustuvate halogeniidide moodustumisega:
Cl-+Ag+=AgClb Br^- + Ag+= AgBr
Sel juhul kasutatakse hõbenitraadi lahust. Kui ainet analüüsitakse hõbedasisalduse suhtes, kasutatakse naatriumkloriidi (või kaalium) lahust. tiitrimislahuse ravim
Tiitrimiskõverad on argentomeetria meetodi mõistmisel väga olulised. Vaatleme näiteks 10,00 ml 0,1 N tiitrimist. 0,1 N naatriumkloriidi lahus. hõbenitriti lahus (arvestamata lahuse mahu muutusi).
Enne tiitrimise algust on kloriidioonide kontsentratsioon lahuses võrdne naatriumkloriidi kogukontsentratsiooniga, st 0,1 mol/l ehk = --lg lO-i = 1.
Kui naatriumkloriidi tiitritud lahusele lisatakse 9,00 ml hõbenitraadi lahust ja sadestatakse 90% kloriidioone, väheneb nende kontsentratsioon lahuses 10 korda ja muutub võrdseks N0~ 2 mol/l ning pCl on võrdne. 2-ni. Kuna väärtus nPAgci= IQ-10, on hõbeioonide kontsentratsioon järgmine:
10-yu/[C1-] = Yu-Yu/10-2 = 10-8 M ol/l, VÕI pAg= -- lg = -- IglO-s = 8.
Kõik muud punktid tiitrimiskõvera koostamiseks arvutatakse sarnaselt. Ekvivalentsuspunktis pCl=pAg= = 5 (vt tabelit).
Tabel pC\ ja pAg muutused 10,00 ml 0,1 N tiitrimisel. 0,1 N naatriumkloriidi lahus. hõbenitraadi lahus
|
lisati AgNO3 lahust, |
|||||
|
9,99 10,00 (ekv.punkt) 10,01 |
jü-4 jü-5 jü-6. |
jüu- 6 jüu- 5 jü-* |
|||
Hüppeintervall argentomeetrilise tiitrimise ajal sõltub lahuste kontsentratsioonist ja sademe lahustuvusprodukti väärtusest. Mida väiksem on tiitrimise tulemusena saadud ühendi PR väärtus, seda laiem on tiitrimiskõvera hüppeintervall ja seda lihtsam on indikaatori abil tiitrimise lõpp-punkti registreerida.
Kõige tavalisem kloori argentomeetriline määramine on Mohri meetod. Selle olemus seisneb vedeliku otseses tiitrimises hõbenitraadi lahusega indikaatori kaaliumkromaadiga, kuni valge sade muutub pruuniks.
Mohri meetodi indikaator - K2CrO 4 lahus hõbenitraadiga annab hõbekromaadi Ag 2 CrO 4 punase sademe, kuid sademe lahustuvus (0,65-10~ 4 E/l) on palju suurem kui hõbeda lahustuvus. kloriid (1,25X_X10~ 5 E/l). Seetõttu tekib hõbenitraadi lahusega tiitrimisel kaaliumkromaadi juuresolekul hõbekromaadi punane sade alles pärast Ag+ ioonide liia lisamist, kui kõik kloriidioonid on juba sadestunud. Sel juhul lisatakse analüüsitavale vedelikule alati hõbenitraadi lahust, mitte vastupidi.
Argentomeetria kasutamise võimalused on üsna piiratud. Seda kasutatakse ainult neutraalsete või kergelt leeliseliste lahuste (pH 7 kuni 10) tiitrimisel. Happelises keskkonnas hõbekromaadi sade lahustub.
Tugevalt leeliselistes lahustes hõbenitraat laguneb lahustumatu oksiidi Ag 2 O vabanemisega. Meetod ei sobi ka NH^ iooni sisaldavate lahuste analüüsimiseks, kuna sel juhul tekib Ag + katiooniga ammoniaagi kompleks + - Analüüsitud lahus ei tohi sisaldada Ba 2 +, Sr 2+, Pb 2+, Bi 2+ ja muid ioone, mis sadestuvad kaaliumkromaadiga. Sellele vaatamata on argentomeetria mugav C1~ ja Br_ ioone sisaldavate värvitute lahuste analüüsimiseks.
3. Tiotsüanatomeetriline tiitrimine
Tiotsüanatomeetriline tiitrimine põhineb Ag+ (või Hgl+) ioonide sadestamisel tiotsüanaatidega:
Ag+ + SCN- = AgSCN|
Määramiseks on vaja NH 4 SCN (või KSCN) lahust. Määrake Ag+ või Hgi+ otsese tiitrimise teel tiotsüanaadi lahusega.
Halogeenide tiotsüanatomeetriline määramine toimub nn Volhardi meetodil. Selle olemust saab väljendada diagrammides:
CI- + Ag+ (liigne) -* AgCI + Ag+ (jääk), Ag+ (jääk) + SCN~-> AgSCN
Teisisõnu lisatakse C1~ sisaldavale vedelikule hõbenitraadi tiitritud lahuse liig. Seejärel tiitritakse AgNO 3 jääk tiotsüanaadi lahusega ja tulemus arvutatakse.
Volhardi meetodi indikaator on NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12H 2 O küllastunud lahus. Kui tiitritud vedelikus on Ag+ ioone, siis lisatud SCN~ anioonid on seotud AgSCN sademe vabanemisega, kuid ei ei interakteeru Fe 3+ ioonidega. Kuid pärast ekvivalentpunkti põhjustab NH 4 SCN (või KSCN) vähimgi liig verepunaste 2 + ja + ioonide moodustumist. Tänu sellele on võimalik määrata samaväärne punkt.
Tiotsüanatomeetrilisi määramisi kasutatakse sagedamini kui argentomeetrilisi. Hapete olemasolu ei sega Volhardi meetodil tiitrimist ja aitab isegi kaasa täpsemate tulemuste saamisele, kuna happeline keskkond pärsib Fe soola hüdrolüüsi**. Meetod võimaldab määrata C1~ iooni mitte ainult leelistes, vaid ka hapetes. Määramist ei takista Ba 2 +, Pb 2 +, Bi 3 + ja mõnede teiste ioonide olemasolu. Kui aga analüüsitav lahus sisaldab oksüdeerivaid aineid või elavhõbeda sooli, muutub Volhardi meetodi kasutamine võimatuks: oksüdeerivad ained hävitavad SCN-iooni ja elavhõbeda katioon sadestab selle.
Leeliseline testlahus neutraliseeritakse enne lämmastikhappega tiitrimist, vastasel juhul sadestavad indikaatoris sisalduvad Fe 3 + ioonid raud(III)hüdroksiidi.
4. Sademete tiitrimise rakendused
4.1 Hõbenitraadi standardlahuse valmistamine
Hõbenitraadi lahuse standardimise peamised standardid on naatrium- või kaaliumkloriid. Valmistatakse naatriumkloriidi ja ligikaudu 0,02 N standardlahus. hõbenitraadi lahus, standardiseerige teine lahus esimesega.
Naatriumkloriidi standardlahuse valmistamine. Naatriumkloriidi (või kaaliumkloriidi) lahus valmistatakse keemiliselt puhtast soolast. Naatriumkloriidi ekvivalentmass on võrdne selle molaarmassiga (58,45 g/mol). Teoreetiliselt valmistada 0,1 l 0,02 n. lahus nõuab 58,45-0,02-0,1 = 0,1169 g NaCl.
Võetakse analüütilistele kaaludele ligikaudu 0,12 g naatriumkloriidi proov, kantakse see 100 ml mõõtekolbi, lahustatakse, viiakse maht veega märgini ja segatakse hästi. Arvutage algse naatriumkloriidi lahuse tiiter ja normaalkontsentratsioon.
Valmistamine: 100 ml ligikaudu 0,02 N. hõbenitraadi lahus. Hõbenitraati on vähe ja selle lahuste kontsentratsioon ei ületa tavaliselt 0,05 N. 0,02 n on selle töö jaoks üsna sobiv. lahendus.
Argentomeetrilise tiitrimise ajal on AgN0 3 ekvivalentmass võrdne molaarmassiga, st 169,9 g/mol. Seetõttu 0,1 l 0,02 n. lahus peaks sisaldama 169,9-0,02-0,1 = 0,3398 g AgNO 3. Täpselt seda proovi pole aga mõtet võtta, kuna kaubanduslik hõbenitraat sisaldab alati lisandeid. Kaaluge tehnokeemilisel skaalal ligikaudu 0,34 - 0,35 g hõbenitraati; kaalutakse lahus väikeses koguses vees 100 ml mõõtekolbi ja reguleeritakse maht veega;lahus hoitakse kolvis, mähitakse musta paberisse ja valatakse tumedasse klaaskolbi.hõbedat ja valmistatakse ette tiitrimiseks. Loputage pipetti naatriumkloriidi lahusega ja viige 10,00 ml lahust koonilisse kolbi. Lisage 2 tilka kaaliumkromaadi küllastunud lahust ja tiitrige ettevaatlikult, tilkhaaval, segades hõbenitraadi lahusega. Jälgi, et segu värvus muutuks ühe hõbenitraadi liigse tilga tõttu kollasest punakaks. Pärast 2–3-kordset tiitrimist võetakse koonduvate näitude keskmine ja arvutatakse hõbenitraadi lahuse normaalkontsentratsioon.
Oletame, et 10,00 ml tiitrimisel 0,02097 n. naatriumkloriidi lahust, kasutati keskmiselt 10,26 ml hõbenitraadi lahust. Siis
A^ AgNOj. 10,26 = 0,02097. 10,00, AT AgNOs = 0,02097–10,00/10,26 = 0,02043
Kui tahetakse määrata proovis C1~ sisaldust, siis arvutage lisaks hõbenitraadi lahuse tiiter kloori suhtes: T, - = 35,46-0,02043/1000 = 0,0007244 g/ml, “l see tähendab, et 1 ml hõbenitraadi lahust vastab 0,0007244 g tiitritud kloorile.
4.2 Standardiseeritud ammooniumtiotsüanaadi lahuse valmistamineI
Täpselt teadaoleva tiitriga NH 4 SCN või KSCN lahust ei saa valmistada proovi lahustamisega, kuna need soolad on väga hügroskoopsed. Seetõttu valmistatakse ligikaudse normaalkontsentratsiooniga lahus ja kohandatakse see hõbenitraadi standardlahusele. Indikaator on NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12H 2 O küllastunud lahus. Fe soola hüdrolüüsi vältimiseks lisatakse indikaatorile endale ja analüüsitavale lahusele enne tiitrimist 6 N. lämmastikhape.
Valmistamine: 100 ml ligikaudu 0,05 N. ammooniumtiotsüanaadi lahus. NH4SCN ekvivalentmass on võrdne selle molaarmassiga, st 76,12 g/mol. Seetõttu 0,1 l 0,05 n. lahus peaks sisaldama 76,12,0,05-0,1=0,3806 g NH 4 SCN.
Võtke analüütilistele kaaludele umbes 0,3–0,4 g proov, viige see 100 ml kolbi, lahustage, viige lahuse maht veega märgini ja segage.
Ammooniumtiotsüanaadi lahuse standardimine hõbenitraadiga. Valmistage bürett ette tiitrimiseks NH4 SCN lahusega. Loputage pipetti hõbenitraadi lahusega ja mõõtke sellest 10,00 ml koonilisse kolbi. Lisage 1 ml NH 4 Fe(SO 4) 2 lahust (indikaator) ja 3 ml. 6 n. lämmastikhape. Valage aeglaselt, pidevalt loksutades, büretist NH 4 SCN lahus. Lõpetage tiitrimine pärast pruunikasroosa värvuse 2+ ilmumist, mis ei kao tugeval raputamisel.
Korrake tiitrimist 2–3 korda, võtke koonduvate näitude keskmine ja arvutage NH 4 SCN normaalkontsentratsioon.
Oletame, et 10,00 ml tiitrimisel 0,02043 n. hõbenitraadi lahusega, kasutati keskmiselt 4,10 ml NH 4 SCN lahust.
4.3 Definitsioonsisukloori Volhardi järgi
Volhardi halogeenid määratakse hõbenitraadi jäägi tagasitiitrimisega NH 4 SCN lahusega. Täpne tiitrimine on siin aga võimalik ainult siis, kui võetakse meetmeid hõbekloriidi ja liigse raudtiotsüanaadi vahelise reaktsiooni vältimiseks (või aeglustamiseks):
3AgCI + Fe (SCN) 3 = SAgSCNJ + FeCl3
mille puhul esmalt ilmunud värv järk-järgult kaob. Enne hõbenitraadi liia tiitrimist NH 4 SCN lahusega on kõige parem AgCl sade välja filtreerida. Kuid mõnikord lisatakse lahusele selle asemel orgaanilist vedelikku, mida ei segata veega ja mis justkui eraldab ApCl sademe liigsest nitraadist.
Määramise meetod. Võtke katseklaas naatriumkloriidi sisaldava analüüdi lahusega. Aine proov lahustatakse 100 ml mõõtekolvis ja viiakse lahuse maht veega märgini (kloriidi kontsentratsioon lahuses ei tohi olla suurem kui 0,05 N).
Pipeteerida 10,00 ml uuritavat lahust koonilisse kolbi, lisada 3 ml 6 N lahust. lämmastikhape ja valage büretist teadaolevas liias AgNO 3 lahust, näiteks 18,00 ml. Seejärel filtreerige hõbekloriidi sade välja. Tiitrige järelejäänud hõbenitraat NH 4 SCN lahusega, nagu on kirjeldatud eelmises lõigus. Pärast määramise kordamist 2-3 korda võtke keskmine. Kui hõbekloriidi sade on filtreeritud, tuleb see pesta ja filtraadile lisada pesuvesi.
Oletame, et proovi mass oli 0,2254 g 10,00 ml analüüsitud lahusele lisati 18,00 ml 0,02043 N. hõbenitraadi lahus. Ülejäägi tiitrimiseks kasutati 5,78 ml * 0,04982 N. NH4 SCN lahus.
Kõigepealt arvutame, milline maht on 0,02043 n. hõbenitraadi lahus vastab 5,78 ml tiitrimiseks kulutatud 0,04982 N-le. NH4 SCN lahus:
seetõttu kasutati C1~ iooni sadestamiseks 18,00-14,09 = 3,91 ml 0,2043 N. hõbenitraadi lahus. Siit on lihtne leida naatriumkloriidi lahuse normaalne kontsentratsioon.
Kuna kloori ekvivalentmass on 35,46 g/mol, on kloori kogumass proovis:
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%
Volhardi meetodit kasutatakse ka Br~ ja I- ioonide sisalduse määramiseks. Sel juhul ei ole vaja hõbebromiidi või -jodiidi sadet välja filtreerida. Kuid tuleb arvestada, et Fe 3 + ioon oksüdeerib jodiidid vabaks joodiks. Seetõttu lisatakse indikaator pärast seda, kui kõik I-ioonid on hõbenitraadiga sadestatud.
4.4 Trihli sisalduse määramineOnaatriumratsetaat| tehnilises ettevalmistuses (kloori jaoks)
Tehniline naatriumtrikloroatsetaat (TCA) on herbitsiid teravilja umbrohtude hävitamiseks. See on valge või helepruun kristalne aine, vees hästi lahustuv. Volhardi sõnul määratakse esmalt orgaaniliste kloriidühendite massiosa ja seejärel pärast kloori hävitamist. Erinevusest leitakse naatriumtrikloroatsetaadi kloori massiosa (%).
Kloori anorgaaniliste ühendite massiosa (%) määramine. Asetage täpselt kaalutud kogus ravimit (2-2,5 g) 250 ml mõõtekolbi, lahustage, viige lahus veega märgini ja segage. Pipeteerida 10 ml lahust koonilisse kolbi ja lisada 5–10 ml kontsentreeritud lämmastikhapet.
Lisage büretist 5 või 10 ml 0,05 N. hõbenitraadi lahusega ja tiitrige liig 0,05 N. NH 4 SCN lahus NH 4 Fe(SO 4) 2 juuresolekul (indikaator).
Arvutage anorgaaniliste ühendite kloori massiosa (%), kasutades valemit
(V -- l/i) 0,001773-250x100
kus V on ruumala täpselt 0,05 N. analüüsiks võetud AgNO 3 lahus; Vi -- maht täpselt 0,05 N. NH 4 SCN lahus, mida kasutatakse AgNO 3 liia tiitrimiseks; t — naatriumtrikloroatsetaadi proov; 0,001773 – kloori mass, mis vastab 1 ml 0,05 N. AgNO lahus. Üldkloori massiosa (%) määramine. 10 ml eelnevalt valmistatud lahust võetakse koonilisse kolbi, lisatakse 10 ml lahust NaOH 30% massiosaga ja 50 ml vett. Ühendage kolb püstjahutiga ja keetke selle sisu 2 tundi Laske vedelikul jahtuda, loputage jahuti veega, kogudes pesuvee samasse kolbi. Lisage lahusele 20 ml lahjendatud (1:1) lämmastikhapet ja lisage büretist 30 ml 0,05 N lahust. hõbenitraadi lahus. Tiitrige hõbenitraadi liig 0,05 N-ni. NH4 SCN lahus NH4 Fe(SO 4)2 juuresolekul. Arvutage ülaltoodud valemi abil üldkloori massiosa (%) (xi). Leia naatriumtrikloroatsetaadi massiosa (%) preparaadis (x^), kasutades valemit
x2 = (x1 -- x) (185,5/106,5),
kus 185,5 on naatriumtrikloroatsetaadi molaarmass; 106,5 -- kloori mass, mis sisaldub naatriumtrikloroatsetaadi molaarmassis.
Postitatud saidile Allbest.ru
...Sarnased dokumendid
Happe-aluse tiitrimismeetodite olemus ja klassifikatsioon, indikaatorite kasutamine. Kompleksomeetrilise tiitrimise tunnused. Sademete tiitrimismeetodite analüüs. Tiitrimise lõpp-punkti tuvastamine. Argenomeetria ja titsüanomeetria mõiste.
test, lisatud 23.02.2011
Vesinikkloriidhappe ja nõrga ammooniumhüdroksiidi aluse lahuse tiitrimiskõvera arvutamise jada. Tiitrimiskõvera koostamine, ekvivalentpunkti ja otsese neutraalsuse määramine. Indikaatori valimine ja selle vea arvutamine.
test, lisatud 01.03.2016
Aluselisuse kandjate sisalduse määramine naatriumkarbonaadi lahuses otsese happe-aluse tiitrimisega. Ekvivalentseaduse matemaatiline väljendus. Integraalsete ja diferentsiaalsete potentsiomeetriliste tiitrimiskõverate konstrueerimine.
laboritööd, lisatud 15.02.2012
Titrimeetrilise analüüsi kontseptsioon ja liigid. Kompleksi moodustavate ainete ja indikaatorite omadused. Tiitritud lahuse valmistamine kompleksomeetriliseks tiitrimiseks. Alumiiniumi, vismuti, plii, magneesiumi, tsingi uurimise meetodid.
kursusetöö, lisatud 13.01.2013
Potentsiomeetriline tiitrimismeetod. Happe-aluse tiitrimine. Tiitrimise lõpp-punkti määramine. Potentsiomeetrilise tiitrimise läbiviimise metoodika. Potentsiomeetriline tiitrimine, kasutatavad instrumendid ja analüüsitulemuste töötlemine.
kursusetöö, lisatud 24.06.2008
Redoks-tiitrimise meetodite klassifikatsioon. Reaktsioonikiirust mõjutavad tegurid. Spetsiifilised ja redoksnäitajad. Permanganatomeetria, jodomeetria, dikromatomeetria olemus. Kaaliumdikromaadi lahuse valmistamine.
esitlus, lisatud 19.03.2015
Indikaatori vigade arvutamine valitud indikaatorite jaoks, 25 ml 0,05 M CH3COOH lahuse tiitrimiskõver 0,05 M KOH lahusega. Happe-aluse indikaatorid. Tiitrimise etapid: alguspunkt, ala enne punkti ja ala pärast ekvivalentpunkti.
test, lisatud 18.12.2013
Redoks-tiitrimise meetodite omadused. Põhinõuded reaktsioonidele, tasakaalukonstant. Redokstiitrimise tüüpide tunnused, selle näitajad ja kõverad. Lahuste valmistamine ja standardimine.
kursusetöö, lisatud 25.12.2014
Tiitrimeetrilise analüüsi kontseptsioon. Redoks-tiitrimine, selle liigid ja reaktsioonitingimused. Tiitrimiskõvera punktide, potentsiaalide arvutamine, tiitrimiskõvera koostamine. Indikaatori valik, indikaatori tiitrimisvigade arvutamine.
kursusetöö, lisatud 10.06.2012
Tiitrimeetrilise analüüsi meetodite klassifikatsioon. "Neutraliseerimise" meetodi olemus. Töölahenduste koostamine. Punktide arvutamine ja happe-aluse ja redoks-tiitrimise kõverate koostamine. Jodomeetria eelised ja puudused.
Saada oma head tööd teadmistebaasi on lihtne. Kasutage allolevat vormi
Üliõpilased, magistrandid, noored teadlased, kes kasutavad teadmistebaasi oma õpingutes ja töös, on teile väga tänulikud.
postitatud http://www.allbest.ru/
Sissejuhatus
Tiitrimine on reaktiivi (tiitrimise) tiitritud lahuse järkjärguline lisamine analüüsitavale lahusele, et määrata ekvivalentpunkti. Titrimeetriline analüüsimeetod põhineb täpselt teadaoleva kontsentratsiooniga reaktiivi mahu mõõtmisel, mis kulub interaktsioonile määratud ainega. Ekvivalentsuspunkt on tiitrimise punkt, kui saavutatakse samaväärne reaktiivide suhe.
Kvantitatiivses mahuanalüüsis kasutatavate reaktsioonide suhtes kehtivad järgmised nõuded:
1. Reaktsioon peab kulgema vastavalt stöhhiomeetrilisele reaktsioonivõrrandile ja olema praktiliselt pöördumatu. Reaktsiooni tulemus peaks kajastama analüüdi kogust. Reaktsiooni tasakaalukonstant peab olema piisavalt suur.
2. Reaktsioon peab kulgema kõrvalreaktsioonideta, vastasel juhul ei saa rakendada ekvivalentide seadust.
3. Reaktsioon peab kulgema piisavalt suure kiirusega, s.t. 1-3 sekundiga. See on titrimeetrilise analüüsi peamine eelis.
4. Peab olema võimalus samaväärsuse punkti fikseerida. Reaktsiooni lõpp tuleks määrata üsna lihtsalt ja lihtsalt.
Kui reaktsioon ei vasta vähemalt ühele neist nõuetest, ei saa seda titrimeetrilises analüüsis kasutada.
1. süsteemid
Redoksreaktsioonide eripäraks on elektronide ülekanne reageerivate osakeste – ioonide, aatomite, molekulide ja komplekside vahel, mille tulemusena muutub näiteks nende osakeste oksüdatsiooniaste.
Kuna elektronid ei saa lahusesse akumuleeruda, peavad üheaegselt toimuma kaks protsessi - kaod ja omandamised, see tähendab mõnede osakeste oksüdeerumise ja teiste osakeste redutseerimise protsess. Seega saab mis tahes redoksreaktsiooni alati esitada kahe poolreaktsiooni kujul:
aOx1 + bRed2 = aRed1 + bOx2
Algosake ja iga poolreaktsiooni produkt moodustavad redokspaari või süsteemi. Ülaltoodud poolreaktsioonides on Red1 konjugeeritud Ox1-ga ja Ox2 konjugeeritud Red1-ga.
Mis tahes redokssüsteemi potentsiaali, mõõdetuna standardtingimustes vesinikelektroodi suhtes, nimetatakse selle süsteemi standardpotentsiaaliks (E0). Standardpotentsiaal loetakse positiivseks, kui süsteem toimib oksüdeeriva ainena ja vesinikelektroodil toimub oksüdatsiooni poolreaktsioon:
või negatiivne, kui süsteem mängib redutseerija rolli ja vesinikelektroodil toimub redutseerimise poolreaktsioon:
Standardpotentsiaali absoluutväärtus iseloomustab oksüdeeriva aine või redutseerija "tugevust".
Standardpotentsiaal - termodünaamiline standardiseeritud väärtus - on väga oluline füüsikalis-keemiline ja analüütiline parameeter, mis võimaldab hinnata vastava reaktsiooni suunda ja arvutada reageerivate osakeste aktiivsust tasakaalutingimustes.
Redokssüsteemi iseloomustamiseks spetsiifilistes tingimustes kasutatakse reaalse (formaalse) potentsiaali E0 mõistet, mis vastab potentsiaalile, mis tekib elektroodil antud konkreetses lahuses, kui potentsiaali määravate ioonide oksüdeeritud ja redutseeritud vormide algkontsentratsioonid. on võrdne 1 mol/l ja kõigi teiste komponentide fikseeritud kontsentratsiooniga lahus.
Analüütilisest vaatenurgast on reaalsed potentsiaalid väärtuslikumad kui standardpotentsiaalid, kuna süsteemi tegelikku käitumist ei määra mitte standard, vaid reaalne potentsiaal ja just viimane võimaldab ennustada potentsiaali esinemist. redoksreaktsioon spetsiifilistes tingimustes. Süsteemi tegelik potentsiaal sõltub happesusest, võõrioonide olemasolust lahuses ja võib varieeruda laias vahemikus.
2. Kurvidtiitrimine
Titrimeetriliste meetodite puhul võimaldab tiitrimiskõvera arvutamine ja konstrueerimine hinnata tiitrimise edukust ning võimaldab valida indikaatorit. Redoks-tiitrimiskõvera koostamisel kantakse süsteemi potentsiaal piki ordinaattelge ja tiitri maht või tiitrimisprotsent piki abstsisstellge.
2.1 Mõjutaminetingimusedtiitriminepealliigutadakõverad
Tiitrimiskõver on koostatud redokspotentsiaalide väärtuste põhjal, nii et kõik potentsiaali mõjutavad tegurid mõjutavad tiitrimiskõvera kuju ja hüpet sellel. Sellised tegurid hõlmavad analüüdi ja tiitrimissüsteemide standardpotentsiaali, poolreaktsioonides osalevate elektronide arvu, lahuse pH-d, kompleksi moodustavate reaktiivide või sadestavate ainete olemasolu ja happe olemust. Mida suurem on redoksreaktsioonis osalevate elektronide arv, seda lamedam kõver seda tiitrimist iseloomustab. Mida suurem on erinevus oksüdeeriva aine ja redutseerija redokspotentsiaalide vahel, seda suurem on tiitrimise hüpe. Kui nende redokspotentsiaalide erinevus on väga väike, on tiitrimine võimatu. Seega on Cl-ioonide (E = 1,36 V) tiitrimine permanganaadiga (E = 1,51) praktiliselt võimatu. Sageli on vaja laiendada potentsiaalset intervalli, milles hüpe asub, kui see on väike. Sellistel juhtudel kasutavad nad hüpperegulatsiooni.
Hüppe suurust mõjutab oluliselt redokspaari ühe komponendi kontsentratsiooni vähendamine (näiteks kompleksi moodustava reagendi kasutamine). Oletame, et lahusesse lisatakse fosforhapet, fluoriide või oksalaate, mis moodustavad rauaga (III) komplekse ja ei interakteeru rauaga (II), ning Fe3+/Fe2+ paari potentsiaal väheneb. Kui näiteks konkureeriva kompleksi moodustumise reaktsiooni tõttu Fe3+ ioonide kontsentratsioon lahuses väheneb 10 000 korda, siis tiitrimiskõvera potentsiaalne hüpe ei alga enam E = 0,95 V, vaid E = 0,71 V juures. See lõpeb nagu varemgi, kui E = 1,48 V. Seega laieneb tiitrimiskõvera hüppe piirkond oluliselt.
Temperatuuri vastavalt tõstmine suurendab tiitrimis- ja analüüdisüsteemi potentsiaali.
Seega tuleks redoks-tiitrimiseks optimaalsete tingimuste valimisel ennekõike arvestada nende mõju redokssüsteemi olekule ja järelikult ka reaalsele redokspotentsiaalile.
2.2 Definitsioonpunktidsamaväärsust
Redoks-tiitrimismeetodites, aga ka happe-aluse meetodites on võimalikud erinevad meetodid ekvivalentsuspunkti näitamiseks.
1. Mitteindikaatormeetodid on rakendatavad värviliste titrantide (KMnO4, I2 lahused) kasutamisel, mille kerge liig annab lahusele visuaalselt tuvastatava värvuse.
2. Indikaatormeetodid võivad olla keemilised, kui nad kasutavad indikaatoritena keemilisi ühendeid, mis muudavad järsult oma värvi ekvivalentpunkti lähedal (tiitrimiskõvera hüppe piires).
Mõnikord kasutatakse redoks-tiitrimise meetodites happe-aluse indikaatoreid: metüüloranž, metüülpunane, Kongo punane jne. Need indikaatorid tiitrimise lõpp-punktis oksüdeeritakse pöördumatult oksüdeeriva aine liiaga ja samal ajal muudavad nende värvi.
Redutseerivate ainete tiitrimisel tugevate oksüdeerivate ainetega on võimalik kasutada fluorestseeruvaid ja kemoluminestsentsindikaatoreid. Fluorestseeruvad indikaatorid hõlmavad paljusid aineid (akridiin, eurüsiin jne), mis kiirgavad pärast ultraviolettkiirgusega kiiritamist lahuse teatud pH väärtuste juures nähtavas piirkonnas. Kemiluminestsentsindikaatorid on ained (luminool, lutsigeniin, silokseen jne), mis kiirgavad tiitrimise lõpp-punktis eksotermiliste keemiliste protsesside toimel spektri nähtavas piirkonnas. Kemiluminestsentsi täheldatakse peamiselt oksüdatsioonireaktsioonide ajal vesinikperoksiidi, hüpokloriitide ja mõnede teiste oksüdeerivate ainetega. Fluorestseeruvate ja kemoluminestsentsindikaatorite eeliseks on see, et nendega saab tiitrida mitte ainult läbipaistvaid ja värvituid, vaid ka häguseid või värvilisi lahuseid, mille tiitrimiseks tavapärased redoks-indikaatorid ei sobi.
Indikaatormeetodid võivad olla ka füüsikalis-keemilised: potentsiomeetrilised, amperomeetrilised, konduktomeetrilised jne.
2.3 Redoksnäitajad
Redoksimeetria ekvivalentpunkti määramiseks kasutatakse erinevaid indikaatoreid:
1. Redoks-indikaatorid (redoks-indikaatorid), mis muudavad värvi, kui süsteemi redokspotentsiaal muutub.
2. Konkreetsed indikaatorid, mis muudavad värvi, kui ilmub liigne titrant või kui määratav aine kaob. Mõnel juhul kasutatakse spetsiifilisi näitajaid. Seega on tärklis vaba joodi või pigem trijodiidiioonide olemasolu indikaator. Tärklise juuresolekul muutub see toatemperatuuril siniseks. Sinise värvuse ilmumine tärklises on seotud tärklise osaks oleva amülaasi adsorptsiooniga.
Mõnikord kasutatakse raud(III) soolade tiitrimisel indikaatorina ammooniumtiotsüanaati, katioonid ja ioonid moodustavad punase ühendi. Ekvivalentsuspunktis redutseeritakse kõik ioonid ja tiitritud lahus muutub punasest värvituks.
Kaaliumpermanganaadi lahusega tiitrimisel mängib indikaatori rolli titrant ise. Väikseima KMnO4 ülejäägi korral muutub lahus roosaks.
Redoks-indikaatorid jagunevad: pöörduvad ja pöördumatud.
Pööratavad indikaatorid – süsteemi potentsiaali muutumisel muudavad oma värvi pööratavalt. Pöördumatud indikaatorid - läbivad pöördumatu oksüdatsiooni või redutseerimise, mille tulemusena muutub indikaatori värvus pöördumatult.
Redoks-indikaatorid eksisteerivad kahel kujul, oksüdeeritud ja redutseeritud, ning ühe vormi värvus erineb teise värvist.
Indikaatori üleminek ühest vormist teise ja selle värvi muutumine toimub süsteemi teatud potentsiaali (üleminekupotentsiaali) juures. Indikaatori potentsiaal määratakse Nernsti võrrandiga:
Kui indikaatori oksüdeeritud ja redutseeritud vormide kontsentratsioonid on võrdsed. Sel juhul eksisteerivad pooled indikaatormolekulid oksüdeeritud, pooled redutseeritud kujul. Indikaatori üleminekuintervall (IT) jääb mõlema indikaatori vormi kontsentratsioonisuhete piiresse vahemikus 1/10 kuni 10/1.
Redoks-tiitrimiste tegemisel on vajalik indikaator valida nii, et indikaatori potentsiaal jääks tiitrimiskõvera potentsiaalihüppe piiresse. Paljudel redoks-tiitrimise indikaatoritel on happelised või aluselised omadused ja need võivad muuta oma käitumist sõltuvalt keskkonna pH-st.
Üks tuntumaid ja kasutatavamaid redoks-indikaatoreid on difenüülamiin:
Indikaatori vähendatud vorm on värvitu. Oksüdeerivate ainete mõjul muundatakse difenüülamiin esmalt pöördumatult värvituks difenüülbensidiiniks, mis seejärel pöörduvalt oksüdeeritakse sinakasvioletseks difenüülbensidiinvioletseks.
Kahevärviline indikaator on ferroiin, mis on Fe2+ kompleks o-fenantroliiniga
Indikaatormeetodil tiitrimine on võimalik, kui antud reaktsiooni jaoks on EMF? 0,4 V. Kui EMF = 0,4-0,2 V, kasutatakse instrumentaalseid indikaatoreid.
3. Klassifikatsioonmeetodidredokstiitrimine
Kui redoksreaktsioon kulgeb mittestöhhiomeetriliselt või mitte piisavalt kiiresti, kasutatakse kaudseid tiitrimise meetodeid: pöördtiitrimist ja asendustiitrimist. Näiteks Fe3+ tsemeetrilisel määramisel kasutatakse asendustiitrimise meetodit:
Fe3+ +Ti3+ = TiIV + Fe2+ + + CeIV = Fe3+ + Ce3+.3+ ei sega tiitrimist.
Redoks-tiitrimine on võimalik, kui lahus sisaldab määratava komponendi ühte sobivat oksüdatsiooniastet. Vastasel juhul on enne tiitrimise algust vaja läbi viia eelredutseerimine (oksüdatsioon) sobiva oksüdatsiooniastmeni, nagu seda tehakse näiteks Fe2+ ja Fe3+ segu analüüsimisel permanganatomeetria abil. Eelredutseerimine (oksüdatsioon) peaks tagama määratava elemendi kvantitatiivse muundamise soovitud oksüdatsiooniastmesse.
Selleks sisestatav reagent peab olema ühend, mille liig on kergesti eemaldatav enne tiitrimise alustamist (keetmise, filtreerimise jne abil). Mõnel juhul kasutatakse redoksimeetriat selliste ühendite määramiseks, mis ei muuda nende oksüdatsiooniastet.
Seega määratakse permanganatomeetrias kaltsiumi, tsingi, nikli, koobalti ja plii ioonid asendustiitrimise teel, jodomeetrias tugevad happed.
Tabel 1
Redoks-tiitrimise meetodid
|
Meetodi nimi |
Standardlahus (tiitrimine) |
Tiitrimissüsteemi poolreaktsioonide võrrandid |
Meetodi omadused |
||
|
Standardlahus - oksüdeerija |
|||||
|
Permanganatomeetria |
Mn04+ 8H+ + 5e? = Mn2++ 4H2O MnO4+ 4H+ + 3e? = MnO2 + 2H2O MnO4+ 2H2O + 3e? = MnO2+ 4OH? |
Indikaatorivaba meetod, mida kasutatakse laias pH vahemikus |
|||
|
Bromatomeetria |
Br03+ 6H+ + 6e? = Br2+ 3H2O |
Indikaator - metüüloranž. Keskkond – väga happeline |
|||
|
Tsemeetria |
Ce4+ + e? = Ce3+ |
Indikaator on ferroiin. Keskkond – väga happeline |
|||
|
Kromatomeetria |
Сr2O72+ 14H+ + 6e? = 2Cr3++2H2O |
Indikaator on difenüülamiin. kolmapäeval? tugevalt happeline |
|||
|
Nitritomeetria |
NO2- + 2H+ + e? = NO + H2O |
Väline indikaator - jodiid-tärklise paber. kolmapäeval? kergelt happeline |
|||
|
Jodimeetria |
Indikaator - tärklis |
||||
|
Standardlahus – redutseerija |
|||||
|
Askorbinomeetria |
С6H6O6 +2H+ +2 e? = C6H8O6 |
Indikaatorid - variamiinsinine või Fe3+ ioonide määramiseks, kaaliumtiotsüanaat. Keskkond - happeline |
|||
|
Titanomeetria |
TiO2+ + 2H+ + e? =Ti3+ + H2O |
Indikaator on metüleensinine. Keskkond - happeline |
|||
|
Jodomeetria |
S4O62?+ 2e? = 2S2O32? |
Indikaator – krahh-väike. Abireaktiiv - KI. Keskmine - kergelt happeline või neutraalne |
4. Permanganatomeetria
Permanganatomeetria on üks kõige sagedamini kasutatavaid redoks-tiitrimise meetodeid. Tiitrijana kasutatakse kaaliumpermanganaadi lahust, mille oksüdeerivaid omadusi saab reguleerida sõltuvalt lahuse happesusest.
4.1 Iseärasusedmeetod
Analüütilises praktikas on kõige levinum permanganatomeetriline määramismeetod happelises keskkonnas: MnO4- redutseerimine Mn2+-ks toimub kiiresti ja stöhhiomeetriliselt:
Meetodi eripäraks on vesinikioonide kontsentratsiooni tugev mõju MnO4-/Mn2+ süsteemi standardpotentsiaalile. Tugevalt happelises keskkonnas tiitrimisel kasutatakse kõige sagedamini väävelhapet. Vesinikkloriid- ja lämmastikhapet ei tohi kasutada, kuna nende juuresolekul võivad tekkida konkureerivad redoksreaktsioonid. Permanganaadi iooni redutseerimine leeliselises keskkonnas toimub järjestikku: esmalt manganaadi iooniks MnO42- ja seejärel mangaandioksiidiks MnO2:
Permanganaadi kvantitatiivne redutseerimine leeliselises keskkonnas manganaadiks toimub baariumisoola juuresolekul. Ba(MnO4)2 on vees lahustuv, BaMnO4 aga lahustumatu, mistõttu MnVI edasist redutseerimist sadest ei toimu.
Permanganatomeetriliselt määratakse leeliselises keskkonnas reeglina orgaanilised ühendid: formiaat, formaldehüüd, sipelghape, kaneel, viinhape, sidrunhape, hüdrasiin, atsetoon jne.
Tiitrimise lõppu näitab üleliigse tiitri KMnO4 kahvaturoosa värvus (üks tilk 0,004 M tiitrimislahust annab 100 ml lahusele märgatava värvuse). Seega, kui tiitritud lahus on värvitu, saab samaväärsuspunkti saavutamist hinnata tiitritava KMnO4 liigse kahvaturoosa värvuse ilmnemise järgi otsesel tiitrimisel või värvi kadumise järgi pöördtiitrimisel. Värviliste lahuste analüüsimisel on soovitatav kasutada indikaatorit ferroiin.
Permanganatomeetrilise meetodi eelised on järgmised:
1. KMnO4 lahusega tiitrimise võimalus igas keskkonnas (happeline, neutraalne, aluseline).
2. Kaaliumpermanganaadi lahuse kasutatavus happelises keskkonnas paljude ainete määramiseks, mis ei reageeri nõrgemate oksüdeerivate ainetega.
Lisaks loetletud eelistele on permanganatomeetria meetodil mitmeid puudusi:
1. Titrant KMnO4 valmistatakse sekundaarse standardina, kuna esialgset reaktiivi – kaaliumpermanganaati – on raske keemiliselt puhtas olekus saada.
2. Rangelt määratletud tingimustes (pH, temperatuur jne) on võimalikud reaktsioonid MnO4-ga.
4.2 Rakendusmeetod
1. Redutseerivate ainete määratlus. Kui redoksreaktsioon määratud redutseerija ja MnO4- vahel kulgeb kiiresti, viiakse tiitrimine läbi otse. Nii määratakse oksalaadid, nitritid, vesinikperoksiid, raud (II), ferrotsüaniidid, arseenhape jne:
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. Oksüdeerivate ainete määramine. Lisage liigne redutseerija standardlahus ja seejärel tiitrige ülejäänud osa KMnO4 lahusega (tagasitiitrimise meetod). Näiteks kromaate, persulfaate, kloriite, kloraate ja muid oksüdeerivaid aineid saab määrata permanganomeetrilise meetodiga, töödeldes esmalt Fe2+ standardlahuse liiaga ja seejärel tiitrides reageerimata Fe2+ kogust KMnO4 lahusega:
Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O + (Fe2+) - liig-
Fe2++MnO4- + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O - jääk
3. Redoksomadusi mitteomavate ainete määramine toimub kaudselt, näiteks asendustiitrimise teel. Selleks muudetakse määratav komponent redutseerivate või oksüdeerivate omadustega ühendiks ning seejärel viiakse läbi tiitrimine. Näiteks kaltsiumi, tsingi, kaadmiumi, nikli ja koobalti ioonid sadestuvad halvasti lahustuvate oksalaatide kujul:
M2+ + C2O4- = vMC2O4
Sade eraldatakse lahusest, pestakse ja lahustatakse H2SO4-s:
MC2O4 + H2SO4 = H2C2O4 + MSO4
Seejärel tiitritakse H2C2O4 (asendaja) KMnO4 lahusega:
2MnO4- + 5С2O42- + 16H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2O
4. Orgaaniliste ühendite määramine. Orgaaniliste ühendite ja MnO4-reaktsioonide eripäraks on nende madal kiirus. Määramine on võimalik, kui kasutatakse kaudset meetodit: analüüsitavat ühendit töödeldakse eelnevalt tugevalt aluselise permanganaadi lahuse liiaga ja lastakse reaktsioonil kulgeda nõutud aja jooksul. Permanganaadi jääk tiitritakse naatriumoksalaadi lahusega:
C3H5(OH)3 + 14MnO4- + 20OH- = 3CO32- + 14MnO42- + 14H2O +
(MnO4-), liigne jääk
2MnO4- + 5С2O42- + 16H+ = 2Mn2+ +10CO2 + 8H2O jääk
oksüdatiivse redutseerimise titrimeetriline
5. SisuliseltJaklassifikatsioonsadestavmeetodid
Sademete tiitrimismeetodid on titrimeetrilise analüüsi meetodid, mis kasutavad tiitrijaid, mis moodustavad koos määratavate ainetega sadet.
Nõuded reaktsioonidele ja analüütidele:
1. Määratav aine peab olema vees hästi lahustuv ja moodustama ioone, mis oleksid aktiivsed sadestamisreaktsioonides.
2. Reaktsioonis tekkiv sade peab olema praktiliselt lahustumatu (PR< 10 -8 ? - 10 , S < 10 -5).
3. Adsorptsiooninähtused (kaassadestamine) ei tohiks tiitrimistulemusi moonutada.
4. Sade peaks tekkima üsna kiiresti (st ei tohiks tekkida üleküllastunud lahuseid).
5. Samaväärsuse punkti peab olema võimalik fikseerida.
Sademete tiitrimismeetodite klassifikatsioon sõltuvalt kasutatavatest tiitritest:
Argentomeetria (AgNO 3 tiitrimine);
Merkuromeetria (Hg 2 (NO 3) 2 tiitrimine);
Tiotsüanatomeetria (NH 4 SCN tiitrimine);
Sulfatomeetria (tiitrid H 2 SO 4, BaCl 2);
Kromatomeetria (tiitrimine K 2 CrO 4);
Heksatsüanoferratomeetria (K 4 tiitrimine).
6. KurvidtiitrimineJanendeanalüüs
Tiitrimiskõverate konstrueerimine toimub arvutuste alusel vastavalt lahustuvuse korrutise reeglile ja vastavalt.
Tiitrimiskõver joonistatakse koordinaatidena, mis näitavad määratud iooni kontsentratsiooni muutust sõltuvalt lisatud tiitrimise mahust.
Mida suurem on tiitrimise hüpe kõveral, seda suuremad on võimalused sobiva indikaatori valimiseks.
Tegurid, mis mõjutavad sademete tiitrimiskõverate hüppe suurust:
1. Määratakse tiitri ja iooni lahuste kontsentratsioon Mida suurem on kontsentratsioon, seda suurem on tiitrimiskõvera hüpe.
2. Tiitrimisprotsessi käigus tekkiva sademe lahustuvus (mida väiksem lahustuvus, seda suurem on tiitrimise hüpe).
Tiitrimishüppe suuruse sõltuvus vähelahustuva elektrolüüdi lahustuvusest.
3. Temperatuur
Mida kõrgem on temperatuur, seda suurem on sademe lahustuvus ja seda väiksem on tiitrimiskõvera hüpe. Tiitrimine viiakse läbi toatemperatuuril.
4. Lahuse ioontugevus
Mõju on suhteliselt väike, kuna lahuse ioontugevus võrreldes teiste teguritega ei muuda sademe lahustuvust nii palju; aga mida suurem on lahuse ioontugevus, seda suurem on lahustuvus ja väiksem tiitrimishüpe.
7. Argentomeetria
Argentomeetria on sademete tiitrimise meetod, mis põhineb halvasti lahustuvate Argentumi soolade moodustumise reaktsioonidel:
X - + Ag + = AgX,
kus X - = Cl - , Br - , I - , CN - , SCN - jne.
Titrant: AgNO 3 - sekundaarne standardlahus.
Standardimine: naatriumkloriidi NaCl primaarse standardlahuse jaoks:
Standardimise indikaator on 5% kaaliumkromaati K 2 CrO 4 . Tiitrimine viiakse läbi, kuni ilmub pruunikaspunane argentumkromaadi sade:
Sõltuvalt tiitrimismeetodist ja kasutatavast indikaatorist liigitatakse argentomeetria meetodid:
Indikaatorivaba: - Gay-Lussaci meetod (võrdse hägususe meetod)
Meetod valgustatuseni
Näitaja: - Mohri meetod
Fajanss - Fischer - Khodakov meetod
Volhardi meetod
Mohri meetod
Titrant: AgNO 3 - sek. std. lahendus.
AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO3
Indikaator on 5% kaaliumkromaati K 2 CrO 4 (kuni pruunikaspunase argentumkromaadi ilmumiseni):
2AgNO3 + K2CrО4 = Ag2CrО4 ?+ 2KNO3
Määratud ained: Cl - kloriidid, Br - bromiidid.
Keskkond: pH~ 6,5-10,3.
Kasutusala: naatriumkloriidi, kaaliumkloriidi, naatriumbromiidi, kaaliumbromiidi kvantitatiivne määramine ravimainetes.
Kasutuspiirangud:
1. Happelisi lahuseid ei saa tiitrida:
2CrO42- + 2H+ = Cr2O72- + H2O
2. Tiitrimine on võimatu ammoniaagi ja teiste ioonide juuresolekul, molekulid, mis võivad kompleksi moodustamise reaktsioonides toimida ligandidena argentumioonidele.
3. Tiitrimine on võimatu paljude katioonide (Ba 2+, Pb 2+ jne) juuresolekul, mis moodustavad kromaadiioonidega CrO 4 2- värvilisi sademeid.
4. Te ei saa tiitrida redutseerivate ainete juuresolekul, mis reageerivad CrO 4 2- kromaadiioonidega, muutes need Cr 3+ ioonideks.
5. Tiitrimine on võimatu paljude anioonide (PO 4 3-, AsO 4 3-, AsO 3 3-, S 2- jne) juuresolekul, mis moodustavad argentumiioonidega värvilisi argentumisademeid.
Faience-Fisher-Hodakovi meetod
Titrant: AgNO 3 - sek. std. lahendus
Standardimine esimeseks std. naatriumkloriidi NaCl lahus pipetiga:
AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO3
Standardimise indikaator on 5% kaaliumkromaadi K 2 CrO 4 lahus (kuni ilmub pruunikaspunane argentumkromaadi sade):
2AgNO3 + K2CrО4 = Ag2CrО4 ?+ 2KNO3
Keskmine: kloriidide määramisel pH ~ 6,5-10,3 ja bromiidide ja jodiidide määramisel pH ~ 2,0-10,3.
Meetodi indikaatorid:
Fluorestseiin kloriidide määramisel;
Eosiin bromiidide ja jodiidide määramisel.
Indikaatorite toimemehhanism: adsorptsioon. Adsorptsiooniindikaatorid on indikaatorid, mille adsorptsiooni või desorptsiooniga settes kaasneb värvimuutus T.E. või selle lähedal.
AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO3
HInd x H + + Ind - .
Tiitrimise tingimused:
1. Lahuste happesus
2. Reageerivate lahuste kontsentratsioon
3. Võttes arvesse lahuses olevate indikaatorite ja ioonide adsorptsioonivõimet.
4. Tiitrimine t.e. lähedal. tuleks teha aeglaselt
5. Adsorptsiooniindikaatoritega tiitrimine toimub hajutatud valguses.
Kasutusala: kloriidide, bromiidide, jodiidide, tiotsüanaatide, tsüaniidide kvantitatiivne määramine.
Volhardi meetod
Tiitrid: AgNO 3, ammoonium- või kaaliumtiotsüanaat NH 4 SCN, KSCN - sekundaarsed standardlahused.
AgNO 3 standardimine esimeseks std. NaCl lahus pipetiga:
AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO3
AgNO 3 standardimise indikaator on 5% kaaliumkromaadi K 2 CrO 4 lahus (kuni ilmub pruunikaspunane argentumkromaadi sade):
2AgNO 3 + K 2 CrO 4 = Ag 2 CrO 4 + 2KNO 3
NH 4 SCN, KSCN standardimine AgNO 3 standardlahuse jaoks:
AgNO 3 + NH 4 SCN = AgSCN + NH 4 NO 3
Ammoonium- või kaaliumtiotsüanaadi standardimise indikaatorid on ferumi (III) soolad (näiteks NH 4 Fe(SO 4) 2 12H 2 O nitraathappe juuresolekul):
Fe 3+ + SCN - = 2+
Tiitrige, kuni ilmub nõrk roosa värv.
Keskmine: nitraathape.
Meetodi indikaatorid: ferumi soolad (III) NH 4 Fe(SO 4) 2 -12H 2 O nitraathappe juuresolekul.
Määratud ained: halogeniidioonid, tsüaniidid, tiotsüanaadid, sulfiidid, karbonaadid, kromaadid, oksalaadid, arsenaadid jne.
Hal - + Ag + (liig) = AgHal
Ag + (jääk) + SCN - = AgSCN,
ja pärast samaväärsuspunkti:
Fe 3+ + SCN - = 2+
(roosa-punane värv)
Jodiidide määramisel lisatakse indikaator tiitrimise lõpus, et vältida paralleelseid reaktsioone:
2Fe 3+ + 2I - = 2Fe 2+ + I 2
Volhardi meetodi eelised - tiitrimise võimalus:
Väga happelistes lahustes;
Paljude katioonide juuresolekul, mis segasid Mohri meetodil määramist (baarium, ploomikatioonid jne, mis moodustasid kromaatide värvilisi sademeid).
8. Merkuromeetria
Merkuromeetria on sademete tiitrimise meetod, mis põhineb sademega halvasti lahustuvate elavhõbedasoolade (I) Hg 2 2+ moodustumise reaktsioonide kasutamisel:
2Cl - + Hg 2 2+ = Hg 2 Cl 2 Ї PR = 1,3H10 -18
2I - + Hg 2 2+ = Hg 2 I 2 Ї PR = 4,5 H10 -29
Titrant: teine. std. Hg 2 (NO 3) 2 lahus.
Standardimine: standardse NaCl lahuse jaoks:
Hg 2 (NO 3) 2 + 2NaCl = Hg 2 Cl 2 Ї + 2NaNO 3
Indikaatorid: 1) ferum (III) tiotsüanaadi lahus (punane kuni värvunud)
2Fe(SCN) 2+ + Hg 2 2+ = Hg 2 (SCN) 2 Ї + 2Fe 3+ ;
1-2% difenüülkarbasooni alkoholilahus (kuni sinise värvi ilmumiseni).
Indikaatori tiitrimiseks kulutatud tiitrimahu arvestamiseks tiitrige "pimeproov":
2) Indikaator lisatakse enne tiitrimise lõppu, sest kui see lisatakse esimesena, võib see olla palju enne tiitrimise lõppu. Tekib elavhõbeda difenüülkarbasiid (II), mis annab sinise värvuse varem kui halogeniid tiitritakse.
Määratud ained: kloriidid ja jodiidid.
Keskmine: väga happeline (võib olla kuni 5 mol/l H + ioone).
Puudus: elavhõbeda (I) soolad on väga mürgised.
9. Sulfatomeetria
Sulfatomeetria on sademete tiitrimise meetod, mis põhineb vähelahustuvate soolade - sulfaatide - moodustumise reaktsioonide kasutamisel.
Mõnikord eristatakse barimeetriat - sademete tiitrimise meetodit, mis põhineb lahustumatute baariumisoolade moodustumise reaktsioonide kasutamisel.
Meetod põhineb baariumsulfaadi sademe moodustumise reaktsioonil:
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 Ї
määratletud tiitriv aine
Titrandid: teine. std. H 2 SO 4, Ba(NO 3) 2, BaCl 2 lahused.
Standardimine: H 2 SO 4 lahus Na 2 B 4 O 7-s või Na 2 CO 3-s metüüloranžiga; Ba(NO 3) 2 ja BaCl 2 H2SO4-ga koos nitrkromaso või ortanüül-A-ga.
Indikaatorid: kasutatakse metallokroomseid indikaatoreid (muutuvad metalliioonide juuresolekul värvi) - nitrkromaso (ortanüül C), ortanüül A. Need indikaatorid on lahuses roosad ja baariumi katioonide juuresolekul lillad.
Otseses tiitrimises määratud ained:
sulfaathape - baariumisisaldus;
baariumkloriid või baariumnitraadi - sulfaadi sisaldus.
Järeldus
Titrimeetrilistest analüüsimeetoditest on laialt levinud redoks-tiitrimine, selle meetodi rakendusala on laiem kui happe-aluse või kompleksomeetriliste meetoditega. Redoksreaktsioonide mitmekesisuse tõttu võimaldab see meetod määrata suure hulga erinevaid aineid, sealhulgas neid, millel pole otseselt redoks-omadusi.
Permanganatomeetriat kasutatakse vee ja pinnase kogu oksüdeeritavuse määramiseks. Sel juhul reageerivad kõik orgaanilised komponendid (sh muldade ja looduslike veekogude humiinhapped) happelises keskkonnas MnO4-iooniga. Tiitrimiseks kasutatud KMnO4 millimoolekvivalentide arv on oksüdatsiooni tunnus (permanganaadi puhul).
Permanganatomeetriat kasutatakse ka kergesti oksüdeeruvate orgaaniliste ühendite (aldehüüdid, ketoonid, alkoholid, karboksüülhapped: oksaal-, viin-, sidrun-, õun-, aga ka hüdrasorühmad) analüüsimiseks. Toiduainetööstuses saab permanganatomeetria abil määrata suhkrusisaldust toiduainetes ja toorainetes ning nitritite sisaldust vorstides.
Metallurgiatööstuses kasutatakse permanganatomeetria meetodit rauasisalduse määramiseks soolades, sulamites, metallides, maakides ja silikaatides.
Nimekirikirjandust
1. Analüütiline keemia. Keemilised analüüsimeetodid / toim. O.M. Petrukhina. M.: Keemia, 1992, 400 lk.
2. Vassiljev V.P. Analüütiline keemia. 2 tunniga Osa 1. Gravimeetrilised ja titrimeetrilised analüüsimeetodid. M.: Kõrgkool, 1989, 320 lk.
3. Analüütilise keemia alused. 2 raamatus. Raamat 2. Keemilise analüüsi meetodid / toim. Yu.A. Zolotova. M.: Kõrgkool, 2000, 494 lk.
Postitatud saidile Allbest.ru
...Sarnased dokumendid
Redoksreaktsioonide iseloomulikud tunnused. Standardse vesinikelektroodi skeem. Nernsti võrrand. Teoreetilised tiitrimiskõverad. Samaväärsuspunkti määramine. Redoks-indikaatorid, permanganatomeetria.
kursusetöö, lisatud 06.05.2011
Redoks-tiitrimise meetodite klassifikatsioon. Redoks-tiitrimise indikaatorid. Permanganatomeetria, jodomeetria ja dikromatomeetria. Oksüdeeritud ja redutseeritud vormide värvimine. Samaväärsuspunkti fikseerimine.
abstraktne, lisatud 23.02.2011
Redoks-tiitrimise meetodite omadused. Põhinõuded reaktsioonidele, tasakaalukonstant. Redokstiitrimise tüüpide tunnused, selle näitajad ja kõverad. Lahuste valmistamine ja standardimine.
kursusetöö, lisatud 25.12.2014
Tiitrimeetrilise analüüsi meetodite klassifikatsioon. "Neutraliseerimise" meetodi olemus. Töölahenduste koostamine. Punktide arvutamine ja happe-aluse ja redoks-tiitrimise kõverate koostamine. Jodomeetria eelised ja puudused.
kursusetöö, lisatud 17.11.2013
Redoks-tiitrimise meetodite klassifikatsioon. Reaktsioonikiirust mõjutavad tegurid. Spetsiifilised ja redoksnäitajad. Permanganatomeetria, jodomeetria, dikromatomeetria olemus. Kaaliumdikromaadi lahuse valmistamine.
esitlus, lisatud 19.03.2015
Happe-aluse tiitrimise meetod: kontseptsioon ja sisu, peamised etapid ja rakendamise põhimõtted, nõuded, peamised tingimused ja kasutusvõimalused. Lahuste pH arvutamine. Tiitrimiskõverate konstrueerimine. Indikaatori valik ja selle põhjendus.
esitlus, lisatud 16.05.2014
Tiitrimeetrilise analüüsi kontseptsioon. Redoks-tiitrimine, selle liigid ja reaktsioonitingimused. Tiitrimiskõvera punktide, potentsiaalide arvutamine, tiitrimiskõvera koostamine. Indikaatori valik, indikaatori tiitrimisvigade arvutamine.
kursusetöö, lisatud 10.06.2012
Titrimeetriline analüüsimeetod. Bromatomeetrilise analüüsimeetodi teooria. Tiitrimise tehnika. Bromatomeetrilise meetodi eelised ja puudused. Fenoolid. Fenooli määramine. Titrimeetrilistes meetodites kasutatavad keemilised reaktsioonid.
kursusetöö, lisatud 26.03.2007
Redoks-tiitrimise klassifikatsioon; selle kasutamine farmatseutilises analüüsis, vee ja orgaaniliste ühendite oksüdeeritavuse määramisel. Redoks-tiitrimise kaalumine tseromeetria näitel. Rauasoola tiitrimine tseeriumsulfaadiga.
kursusetöö, lisatud 12.09.2012
Kristallisatsioonivee määramine baariumkloriidis. Vesinikkloriidhappe töölahuse tiitri seadistamine. Happe-aluse ja redoks-tiitrimise meetod. Ioonide sisalduse määramine lahuses kvalitatiivse analüüsiga.
Titrimeetrilise analüüsi meetodid on jagatud vastavalt tiitrimisvõimalusele ja keemilistele reaktsioonidele, mis on valitud aine (komponendi) määramiseks. Kaasaegses keemias on kvantitatiivsed ja
Klassifikatsiooni tüübid
Titrimeetrilised analüüsimeetodid valitakse konkreetse keemilise reaktsiooni jaoks. Sõltuvalt interaktsiooni tüübist jaguneb titrimeetriline määramine eraldi tüüpideks.
Analüüsi meetodid:
- Redoks-tiitrimine; Meetod põhineb aine elementide oksüdatsiooniastme muutmisel.
- Kompleks on keeruline keemiline reaktsioon.
- Happe-aluse tiitrimine hõlmab reageerivate ainete täielikku neutraliseerimist.
Neutraliseerimine
Happe-aluse tiitrimine võimaldab teil määrata anorgaaniliste hapete kogust (leeliseline mõõtmine), samuti arvutada aluseid (happemeetria) soovitud lahuses. Selle meetodi abil määratakse sooladega reageerivad ained. Orgaaniliste lahustite (atsetoon, alkohol) kasutamisel sai võimalikuks suurema hulga ainete määramine.
Kompleks
Mis on titrimeetrilise analüüsi meetodi olemus? Eeldatakse, et ained määratakse soovitud iooni sadestamisel halvasti lahustuva ühendina või selle seondumisel kergelt dissotsieerunud kompleksiks.
Redoksimeetria
Redoks-tiitrimine põhineb redutseerimis- ja oksüdatsioonireaktsioonidel. Sõltuvalt analüütilises keemias kasutatavast tiitritud reaktiivi lahusest eristatakse järgmist:
- permanganatomeetria, mis põhineb kaaliumpermanganaadi kasutamisel;
- jodomeetria, mis põhineb joodiga oksüdeerimisel, samuti redutseerimisel jodiidiioonidega;
- bikromatomeetria, mis kasutab oksüdeerimist kaaliumbikromaadiga;
- bromatomeetria, mis põhineb kaaliumbromaadi oksüdatsioonil.
Titrimeetrilise analüüsi redoksmeetodid hõlmavad ka selliseid protsesse nagu tserimeetria, titanomeetria ja vanadomeetria. Need hõlmavad vastava metalli ioonide oksüdeerimist või redutseerimist.
Tiitrimismeetodiga
Sõltuvalt tiitrimismeetodist on olemas titrimeetriliste analüüsimeetodite klassifikatsioon. Otseses versioonis tiitritakse määratav ioon valitud reaktiivilahusega. Tiitrimisprotsess asendusmeetodis põhineb ekvivalentpunkti määramisel ebastabiilsete keemiliste ühendite juuresolekul. Tiitrimist jäägi järgi (pöördmeetod) kasutatakse siis, kui indikaatorit on raske valida, samuti kui keemiline reaktsioon kulgeb aeglaselt. Näiteks kaltsiumkarbonaadi määramisel töödeldakse aine proovi liigse koguse tiitritud ainega
Analüüsi väärtus
Kõik titrimeetrilise analüüsi meetodid eeldavad:
- ühe või iga reageeriva kemikaali mahu täpne määramine;
- tiitritud lahuse olemasolu, tänu millele toimub tiitrimisprotseduur;
- analüüsitulemuste tuvastamine.
Lahuste tiitrimine on analüütilise keemia aluseks, mistõttu on katse läbiviimisel oluline arvestada põhitoimingutega. See osa on tihedalt seotud igapäevase praktikaga. Kuna puudub aimu põhikomponentide ja lisandite olemasolust tooraines või tootes, on farmaatsia-, keemia- ja metallurgiatööstuses keeruline tehnoloogilist ahelat kavandada. Analüütilise keemia aluseid rakendatakse keerulistes majandusküsimustes.
Uurimismeetodid analüütilises keemias
See keemiaharu on komponendi või aine määramise teadus. Titrimeetrilise analüüsi alused – katse läbiviimiseks kasutatud meetodid. Nende abiga teeb uurija järelduse aine koostise ja üksikute osade kvantitatiivse sisalduse kohta selles. Samuti on analüütilise analüüsi käigus võimalik kindlaks teha oksüdatsiooniaste, milles uuritava aine komponent asub. Keemia klassifitseerimisel võtavad nad täpselt arvesse, millist toimingut peaks tegema. Saadud sette massi mõõtmiseks kasutatakse gravimeetrilist uurimismeetodit. Lahuse intensiivsuse analüüsimisel on vajalik fotomeetriline analüüs. EMF väärtuse põhjal määratakse uuritava ravimi koostisosad potentsiomeetria abil. Tiitrimiskõverad näitavad selgelt läbiviidavat katset.
Analüütiliste meetodite osakond
Vajadusel kasutab analüütiline keemia füüsikalis-keemilisi, klassikalisi (keemilisi) ja füüsikalisi meetodeid. Keemiliste meetodite all mõistetakse tavaliselt titrimeetrilist ja gravimeetrilist analüüsi. Mõlemad meetodid on klassikalised, end tõestanud ja analüütilises keemias laialdaselt kasutatavad. See hõlmab soovitud aine või selle koostisosade massi määramist, mis eraldatakse nii puhtal kujul kui ka lahustumatute ühendite kujul. Mahuline (titrimeetriline) analüüsimeetod põhineb keemilises reaktsioonis kulunud reaktiivi mahu määramisel, mis on võetud teadaolevas kontsentratsioonis. Keemilised ja füüsikalised meetodid on jagatud eraldi rühmadesse:
- optiline (spektraalne);
- elektrokeemiline;
- radiomeetriline;
- kromatograafiline;
- massispektromeetriline.
Titrimeetrilise uurimistöö eripära
See analüütilise keemia haru hõlmab reaktiivi koguse mõõtmist, mis on vajalik täieliku keemilise reaktsiooni läbiviimiseks teadaoleva koguse soovitud ainega. Tehnika põhiolemus seisneb selles, et uuritava aine lahusele lisatakse tilkhaaval teadaoleva kontsentratsiooniga reaktiiv. Selle lisamist jätkatakse seni, kuni selle kogus on võrdne sellega reageeriva analüüdi kogusega. See meetod võimaldab analüütilises keemias teha kiireid kvantitatiivseid arvutusi.
Selle tehnika rajajaks peetakse prantsuse teadlast Gay-Lusacit. Selles proovis määratud ainet või elementi nimetatakse määratavaks aineks. Need võivad hõlmata ioone, aatomeid, funktsionaalrühmi ja seotud vabu radikaale. Reaktiivid on gaasilised või vedelad ained, mis reageerivad konkreetse keemilise ainega. Tiitrimisprotsess hõlmab ühe lahuse lisamist teisele pidevalt segades. Tiitrimisprotsessi eduka läbiviimise eelduseks on kindla kontsentratsiooniga lahuse (tiitri) kasutamine. Arvutuste tegemiseks kasutavad nad 1 liitris lahuses sisalduva aine grammi ekvivalentide arvu. Tiitrimiskõverad koostatakse pärast arvutusi.
Keemilised ühendid või elemendid interakteeruvad üksteisega selgelt määratletud massikogustes, mis vastavad nende grammi ekvivalentidele.
Võimalused tiitritud lahuse valmistamiseks, kasutades lähteaine kaalutud osa
Esimese meetodina etteantud kontsentratsiooniga (teatud tiitriga) lahuse valmistamiseks võite kaaluda täpse massiga proovi lahustamist vees või mõnes muus lahustis, samuti valmistatud lahuse lahjendamist vajaliku mahuni. Saadud reaktiivi tiitri saab määrata puhta ühendi teadaoleva massi ja valmislahuse mahu järgi. Seda tehnikat kasutatakse nende keemiliste ainete tiitritud lahuste valmistamiseks, mida on võimalik saada puhtal kujul ja mille koostis pikaajalisel säilitamisel ei muutu. Kasutatavate ainete kaalumiseks kasutatakse suletud kaanega pudeleid. See lahuste valmistamise meetod ei sobi kõrge hügroskoopsusega ainetele, samuti ühenditele, mis reageerivad keemiliselt süsinikmonooksiidiga (4).
Teist tiitritud lahuste valmistamise tehnoloogiat kasutatakse spetsialiseeritud keemiatehastes ja spetsiaalsetes laborites. See põhineb kindlates kogustes kaalutud tahkete puhaste ühendite kasutamisel, samuti teatud normaalsusega lahuste kasutamisel. Ained asetatakse klaasampullidesse ja seejärel suletakse. Klaasampullides olevaid aineid nimetatakse fiksaanideks. Tegeliku katse käigus purustatakse reaktiiviga ampull läbi torkeseadmega lehtri. Järgmisena viiakse kogu komponent mõõtekolbi, seejärel saadakse vajalik kogus töölahust vee lisamisega.
Tiitrimisel kasutatakse ka teatud toimingute algoritmi. Bürett täidetakse valmistatud töölahusega nullmärgini nii, et selle alumises osas ei oleks õhumulle. Järgmisena mõõdetakse analüüsitud lahust pipetiga, seejärel asetatakse see koonilisse kolbi. Lisage sellele paar tilka indikaatorit. Lisage töölahus järk-järgult tilkhaaval büretist valmistatud lahusele ja jälgige värvimuutust. Kui ilmub stabiilne värvus, mis ei kao 5–10 sekundi pärast, loetakse tiitrimisprotsess lõppenuks. Järgmisena alustavad nad arvutusi, arvutavad etteantud kontsentratsiooniga tarbitud lahuse mahu ja teevad tehtud katse põhjal järeldused.
Järeldus
Titrimeetriline analüüs võimaldab teil määrata analüüsitava aine kvantitatiivse ja kvalitatiivse koostise. See analüütilise keemia meetod on vajalik erinevatele tööstusharudele, seda kasutatakse meditsiinis ja farmaatsiatööstuses. Töölahuse valikul tuleb kindlasti arvestada selle keemilisi omadusi, samuti võimet moodustada uuritava ainega lahustumatuid ühendeid.
