Види титрування. Аналітична хімія Титрування коротко

Технологія

24.11.202227.05.2017

Надіслати свою гарну роботу до бази знань просто. Використовуйте форму нижче

Студенти, аспіранти, молоді вчені, які використовують базу знань у своєму навчанні та роботі, будуть вам дуже вдячні.

Розміщено на http://www.allbest.ru/

План

1. Сутність осадового титрування

2. Аргентометричне титрування

3. Тіоціанатометричне титрування

4. Застосування осадового титрування

4.1 Приготування стандартизованого розчину нітрату срібла

4.2 Приготування стандартизованого розчину тіоціанату амонію

4.3 Визначення вмісту хлору у зразку за Фольгардом

4.4 Визначення вмісту трихлорацетату натрію у технічному препараті

1. Сутність осадовоготитрування

Метод поєднує титриметричні визначення, що ґрунтуються на реакціях утворення опадів малорозчинних сполук. З цією метою придатні лише деякі реакції, що задовольняють певним умовам. Реакція повинна протікати по рівнянню і без побічних процесів. Осад, що утворюється, повинен бути практично нерозчинним і випадати досить швидко, без утворення пересичених розчинів. До того ж, необхідно мати можливість визначати кінцеву точку титрування за допомогою індикатора. Нарешті, явища адсорбції (співосадження) мають бути виражені при титруванні настільки слабко, щоб результат визначення не спотворювався.

Найменування окремих методів осадження походять від назв застосовуваних розчинів. Метод, який використовує розчин нітрату срібла, називають аргентометрією. Цим методом визначають вміст іонів С1 і Вг в нейтральних або слаболужних середовищах. Тіоціанатометрія заснована на застосуванні розчину тіоціанату амонію NH 4 SCN (або калію KSCN) і служить для визначення слідів С1- і Вг, але вже в сильнолужних і кислих розчинах. Використовують її і визначення змісту срібла в рудах чи сплавах.

Дорогий аргентометричний метод визначення галогенів поступово витісняється меркурометричним. В останньому використовують розчин нітрату ртуті (I) Hg 2 (NO 3) 2 .

Розглянемо докладніше аргентометричне та тіоціанатометричне титрування.

2. Аргентометричне титрування

Метод заснований на реакції осадження іонів С1 і Вг катіонами срібла з утворенням малорозчинних галогенідів:

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

При цьому використовують розчин нітрату срібла. Якщо ж аналізують речовину вміст срібла, то користуються розчином хлориду натрію (або калію). титрування розчин препарат

Для розуміння методу аргентометрії велике значення мають криві титрування. Як приклад розглянемо випадок титрування 10,00мл 0,1н. розчину натрію хлориду 0,1 н. розчином нітриту срібла (без урахування зміни об'єму розчину).

На початок титрування концентрації хлорид-ионов у розчині дорівнює загальної концентрації хлориду натрію, т. е. 0,1 моль/л чи = --lg lO-i = 1.

Коли до титруємого розчину хлориду натрію буде додано 9,00 мл розчину нітрату срібла і 90% хлорид-іонів будуть осаджені, концентрація їх у розчині зменшиться в 10 разів і дорівнюватиме Ы0~ 2 моль/л, а рС1 дорівнюватиме 2. Оскільки ж величина nPAgci = IQ-10 концентрація іонів срібла при цьому складе:

10-ю/[С1-] = Ю-Ю/10-2 = 10-8 Моль/л, АБО pAg= - lg = - IglO-s = 8.

Аналогічним чином обчислюють решту точок для побудови кривої титрування. У точці еквівалентності pCl = pAg = = 5 (див. табл.).

Таблиця Зміна рС та pAg при титруванні 10,00 мл 0,1 н. розчину натрію хлориду 0,1 н. розчином нітрату срібла

Додано розчину AgNO 3 ,


9,99 10,00 (точка екв.) 10,01	ю-4 ю-5 ю-6.	ю- 6 ю- 5 ю-*

Інтервал стрибка при аргентометричному титруванні залежить від концентрації розчинів і значення твору розчинності осаду. Чим менше величина ПР, що отримується в результаті титрування з'єднання, тим ширше інтервал стрибка на кривій титрування і тим легше фіксувати кінцеву точку титрування за допомогою індикатора.

Найбільш поширене аргентометричне визначення хлору методом Мора. Сутність його полягає у прямому титруванні рідини розчином нітрату срібла з індикатором хроматом калію до побуріння білого осаду.

Індикатор методу Мора - розчин К2СгО 4 дає з нітратом срібла червоний осад хромату срібла Ag 2 CrO 4 але розчинність осаду (0,65-10~ 4 Е/л) набагато більше розчинності хлориду срібла (1.25Х _Х10~ 5 Е/л ). Тому при титруванні розчином нітрату срібла в присутності хромату калію червоний осад хромату срібла з'являється лише після додавання надлишку іонів Ag+, коли всі хлорид-іони вже обложені. При цьому завжди до аналізованої рідини доливають розчин нітрату срібла, а чи не навпаки.

Можливості застосування аргентометрії досить обмежені. Її використовують лише при титруванні нейтральних або слаболужних розчинів (рН від 7 до 10). У кислому середовищі осад хромату срібла розчиняється.

У сильнолужних розчинах нітрат срібла розкладається з виділенням нерозчинного оксиду Ag 2 O. Метод непридатний і для аналізу розчинів, що містять іон NH^", так як при цьому утворюється з катіоном Ag + аміачний комплекс + - Аналізований розчин не повинен містити 2 +, Sr 2+ , Pb 2+ , Bi 2+ та інших іонів, що дають опади з хроматом калію.

3. Тіоціанатометричне титрування

Тіоціанатометричне титрування засноване на осадженні іонів Ag+ (або Hgl +) тіоціанатами:

Ag + + SCN- = AgSCN |

Для визначення необхідний розчин NH4SCN (або KSCN). Визначають Ag + або Hgi + прямим титруванням розчином тіоціанату.

Тіоціанатометричне визначення галогенів виконують за так званим методом Фольгарду. Суть його можна виразити схемами:

CI- + Ag+ (надлишок) -* AgCI + Ag+ (залишок), Ag+ (залишок) + SCN~-> AgSCN

Інакше висловлюючись, до рідини, що містить С1~, доливають надлишок титрованого розчину нітрату срібла. Потім залишок AgNO 3 назад відтитрують розчином тіоціанату та обчислюють результат.

Індикатор методу Фольгарду - насичений розчин NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12H 2 O. Поки в рідині, що титрується, є іони Ag+, додаються аніони SCN~ зв'язуються з виділенням осаду AgSCN, але не взаємодіють з іонами Fe 3+ . Однак після точки еквівалентності найменший надлишок NH 4 SCN (або KSCN) викликає утворення криваво-червоних іонів 2+ та +. Завдяки цьому вдається визначити еквівалентну точку.

Тіоціанатометричні визначення застосовують частіше, ніж аргентометричні. Присутність кислот не заважає титрування за методом Фольгарду і навіть сприяє отриманню точніших результатів, оскільки кисле середовище пригнічує гідроліз солі Fe**. Метод дозволяє визначати іон С1~ у лугах, а й у кислотах. Визначенню не заважає присутність Ва 2+, РЬ 2+, Bi 3+ та деяких інших іонів. Однак якщо в аналізованому розчині є окислювачі або солі ртуті, застосування методу Фольгарда стає неможливим: окислювачі руйнують іон SCN-, а катіон ртуті осаджує його.

Досліджуваний лужний розчин нейтралізують перед титруванням азотною кислотою, інакше іони Fe 3 +, що входять до складу індикатора, дадуть осад гідроксиду заліза (III).

4. Застосування осадового титрування

4.1 Приготування стандартизованого розчину нітрату срібла

Первинними стандартами для стандартизації розчину нітрату срібла є хлориди натрію або калію. Готують стандартний розчин натрію хлориду і приблизно 0,02 н. розчин нітрату срібла, стандартизують другий розчин за першим.

Приготування стандартного розчину натрію хлориду. Розчин хлориду натрію (або калію хлориду) готують з хімічно чистої солі. Еквівалентна маса хлориду натрію дорівнює його молярній масі (58,45 г/моль). Теоретично для виготовлення 0,1 л 0,02 н. розчину потрібно 58,45-0,02-0,1 = 0,1169 г NaCl.

Візьміть на аналітичних терезах навішування приблизно 0,12 г хлориду натрію, перенесіть її в мірну колбу місткістю 100 мл, розчиніть, доведіть об'єм водою до мітки, добре перемішайте. Обчисліть титр та нормальну концентрацію вихідного розчину хлориду натрію.

Приготування: 100 мл приблизно 0,02 н. розчину нітрату срібла. Нітрат срібла є дефіцитним реактивом, і зазвичай його розчини мають концентрацію не вище 0,05 н. Для цієї роботи цілком придатний 0,02 зв. розчин.

При аргентометричному титруванні еквівалентна маса AgN0 3 дорівнює молярній масі, тобто 169,9 г/моль. Тому 0,1 л 0,02 зв. розчину повинні містити 169,9-0,02-0,1 = 0,3398 г AgNO3. Проте брати таку навішування немає сенсу, оскільки продажний нітрат срібла завжди містить домішки. Відважте на технохімічних терезах приблизно 0,34 - 0,35 г нітрату срібла; цште наважку в мірну колбу місткістю 100 мл, розчину в невеликій кількості води і доведіть об'єм водою зберігати розчин у колбі, обернувши її чорним папером і перелити в склянку темного скла. Стандартизація розчину нітрату сірка по хлориду натрію. срібла і підготуйте її до титрування. Піпетку промийте розчином хлориду натрію і перенесіть 10,00 мл розчину в конічну колбу. Прилийте 2 краплі насиченого розчину хромату калію і обережно, краплями, титруйте розчином нітрату срібла при перемішуванні. Досягніть, щоб перехід жовтого забарвлення суміші в червону походить від однієї надлишкової краплі нітрату срібла. Повторивши титрування 2 - 3 рази візьміть середнє з відліків, що сходяться, і обчисліть нормальну концентрацію розчину нітрату срібла.

Допустимо, що на титрування 10,00 мл 0,02097 н. розчину натрію хлориду пішло в середньому 10,26 мл розчину нітрату срібла. Тоді

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

Якщо передбачається визначати вміст С1 в зразку, то обчислюють, крім того, титр розчину нітрату срібла по хлору: Т,- = 35, 46-0 ,02043/ 1000 = 0,0007244 г/мл, "l це означає, що 1 мл розчину нітрату срібла відповідає 0,0007244 р відтитрованого хлору.

4.2 Приготування стандартизованого розчину тіоціанату амонія

Розчин NH 4 SCN або KSCN з відомим титром не можна приготувати розчиненням навішування, так як ці солі дуже гігроскопічні. Тому готують розчин з приблизною нормальною концентрацією і встановлюють її за стандартизованим розчином нітрату срібла. Індикатором служить насичений розчин NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12Н 2 О. Щоб попередити гідроліз солі Fe, до самого індикатора і аналізованого розчину додають перед титруванням 6 н. азотну кислоту.

Приготування: 100 мл приблизно 0,05 н. розчину тіоціанату амонію Еквівалентна маса NH4SCN дорівнює його молярній масі, тобто 76,12 г/моль. Тому 0,1 л 0,05 зв. розчину повинні містити 76,12.0,05-0,1=0,3806 NH 4 SCN.

Візьміть на аналітичних терезах навішування близько 0,3-0,4 г, перенесіть в колбу місткістю 100 мл, розчиніть, доведіть об'єм розчину водою до мітки і перемішайте.

Стандартизація розчину тіоціанату амонію за нітратом срібла. Підготуйте бюретку для титрування розчином NH 4 SCN. Ополосніть піпетку розчином нітрату срібла і відміряйте 10,00 мл його в конічну колбу. Додайте 1 мл розчину NH 4 Fe(SO 4)2 (індикатор) та 3 мл. 6 н. азотної кислоти. Повільно при безперервному збовтуванні приливайте з бюретки розчин NH 4 SCN. Титрування припиніть після появи коричнево-рожевого забарвлення 2+, що не зникає при енергійному струшуванні.

Повторіть титрування 2-3 рази, зі схожих відліків візьміть середнє і обчисліть нормальну концентрацію NH 4 SCN.

Допустимо, що на титрування 10,00 мл 0,02043 н. розчину срібла нітрату пішло в середньому 4,10 мл розчину NH 4 SCN.

4.3 Визначеннязмістухлору у зразку за Фольгардом

Галогени за Фольгардом визначають зворотним титруванням залишку нітрату срібла розчином NH 4 SCN. Однак точне титрування можливе тут лише за умови, що буде вжито заходів, що запобігають (або уповільнюють) реакцію між хлоридом срібла та надлишком тіоціанату заліза:

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

при якій з'являється спочатку забарвлення поступово зникає. Найкраще відфільтрувати осад AgCl перед титруванням надлишку нітрату срібла розчином NH 4 SCN. Але іноді натомість до розчину додають якусь органічну рідину, не змішують з водою і як би ізолюючу осад АрС1 від надлишку нітрату.

Метод визначення. Візьмемо пробірку розчином аналізованої речовини, що містить хлорид натрію. Наважку речовини розчиняють у мірній колбі місткістю 100 мл і доведіть об'єм розчину водою до мітки (концентрація хлориду в розчині має бути не більше 0,05 н.).

Перенесіть піпеткою 10,00 мл аналізованого розчину конічну колбу, додайте 3 мл 6 н. азотної кислоти і прилийте з бюретки явний надлишок розчину AgNO 3 наприклад 18,00 мл. Потім осад хлориду срібла відфільтруйте. Відтитруйте залишок нітрату срібла розчином NH 4 SCN, як описано у попередньому параграфі. Повторивши визначення 2-3 рази, візьміть середнє. Якщо осад хлориду срібла відфільтрували, його слід промити і приєднати промивні води до фільтрату.

Припустимо, що навішування зразка склала 0,2254 р. До 10,00 мл аналізованого розчину додали 18,00 мл 0,02043 н. нітрату срібла. На титрування надлишку його пішло 5,78 мл * 0,04982 зв. розчину NH 4 SCN.

Насамперед обчислимо, який обсяг 0,02043 н. розчину нітрату срібла відповідає витраченим на титрування 5,78 мл 0,04982 зв. розчину NH 4 SCN:

отже, на осадження іона С1 пішло 18,00 - 14,09 = 3,91 мл 0,2043 н. розчину нітрату срібла. Звідси легко знайти нормальну концентрацію розчину натрію хлориду.

Оскільки еквівалентна маса хлору дорівнює 35,46 г/моль,* загальна маса хлору у навішуванні становить:

772 = 0,007988-35,46-0,1 = 0,02832 р.

0,2254 г С1 - 100%

х = 0,02832-100/0,2254 = 12,56%.

0,02832 > С1 - х%

За методом Фольгарда визначають також зміст іонів Вг і I-. При цьому фільтрувати опади броміду або йодиду срібла не потрібно. Але треба враховувати, що іон Fe3+ окислює йодиди до вільного йоду. Тому індикатор додають після осадження всіх іонів I нітратом срібла.

4.4 Визначення змісту трихлпрорацетату натрію| у технічному препараті (за хлором)

Технічний трихлорацетат натрію (ТХА) - гербіцид для тогніння бур'янів злаків. Він є кристалічною речовиною білого або світло-коричневого кольору, добре розчинне у воді. За Фольгардом спочатку визначають масову частку хлоридо-органічних сполук, а потім після руйнування хлору. По різниці знаходять масову частку (%) хлору трихлорацетату натрію.

Визначення масової частки (%) хлору неорганічних сполук. Точну наважку препарату 2-2,5 г помістіть у мірну колбу місткістю 250 мл, розчиніть, доведіть розчин водою до мітки, перемішайте. Перенесіть піпеткою в конічну колбу 10 мл розчину і прилийте 5-10 мл концентрованої азотної кислоти.

Додати з бюретки 5 або 10 мл 0,05 н. розчину нітрату срібла та надлишок його відтитруйте 0,05 н. розчином NH 4 SCN у присутності NH 4 Fe(SO 4) 2 (індикатор).

Масову частку (%) хлору (х) неорганічних сполук обчисліть за формулою

(V - l/i) 0,001773-250х100

де V - обсяг точно 0,05 н. розчину AgNO 3 взятий для аналізу; Vi - обсяг точно 0,05 н. розчину NH 4 SCN, що пішов на титрування надлишку AgNO 3; т - навішування трихлорацетату натрію; 0,001773 - маса хлору, що відповідає 1 мл 0,05 н. розчину AgNO. Визначення масової частки (%) загального хлору. У конічну колбу візьміть 10 мл раніше приготовленого розчину, прилийте 10 мл розчину з масовою часткою NaOH 30% і 50 мл води. З'єднайте колбу зі зворотним кульковим холодильником і кип'ятіть її протягом 2 год. Дайте рідини охолонути, промийте холодильник водою, збираючи промивні води в ту ж колбу. Додайте до розчину 20 мл розведеної (1:1) азотної кислоти та прилийте з бюретки 30 мл 0,05 н. розчину нітрату срібла. Надлишок нітрату срібла відтитруйте 0,05 н. розчином NH 4 SCN у присутності NH 4 Fe(SO 4)2. Масову частку (%) загального хлору (xi) обчисліть за наведеною вище формулою. Масову частку (%) трихлорацетату натрію в препараті (х^) знайдіть за формулою

х2 = (х1 - х) (185,5/106,5),

де 185,5 - молярна маса трихлорацетату натрію; 106,5 - маса хлору, що міститься в молярній масі трихлорацетату натрію.

Розміщено на Allbest.ru

...

Подібні документи

Сутність та класифікація методів кислотно-основного титрування, застосування індикаторів. Особливості комплексонометричного титрування. Аналіз методів осадового титрування. Виявлення кінцевої точки титрування. Поняття аргенометрії та тіціанометрії.

контрольна робота , доданий 23.02.2011

Послідовність розрахунку кривої титрування розчину соляної кислоти розчином слабкої основи гідроксиду амонію. Побудова кривої титрування, визначення точки еквівалентності та прямої нейтральності. Підбір індикатора та обчислення його помилки.

контрольна робота , доданий 03.01.2016

Визначення вмісту носіїв лужності у розчині карбонату натрію методом прямого кислотно-основного титрування. Математичний вираз закону еквівалентів. Побудова інтегральної та диференціальної кривих потенціометричного титрування.

лабораторна робота , доданий 15.02.2012

Поняття та види титриметричного аналізу. Характеристика комплексонообразующих агентів та індикаторів. Приготування відтитрованого розчину для комплексонометричного титрування. Методика дослідження алюмінію, вісмуту, свинцю, магнію, цинку.

курсова робота , доданий 13.01.2013

Метод потенціометричного титрування. Кислотно-основне титрування. Визначення кінцевої точки титрування. Методика проведення потенціометричного титрування. Потенціометричне титрування, використовувані прилади та обробка результатів аналізу.

курсова робота , доданий 24.06.2008

Класифікація методів окисно-відновного титрування. Чинники, які впливають швидкість реакції. Специфічні та редокс-індикатори. Сутність перманганатометрії, йодометрії, дихроматометрії. Приготування розчину діхромату калію.

презентація , додано 19.03.2015

Розрахунок індикаторних похибок для вибраних індикаторів, кривої титрування 25 мл 0,05 М розчину CH3COOH 0,05 М розчином KOH. Кислотно-основні індикатори. Етапи титрування: початкова точка, область до точки та область після точки еквівалентності.

контрольна робота , доданий 18.12.2013

Особливості методів окисно-відновного титрування. Основні вимоги до реакцій, константа рівноваги. Характеристика видів окисно-відновного титрування, його індикатори та криві. Приготування та стандартизація розчинів.

курсова робота , доданий 25.12.2014

Поняття титраметричного аналізу. Окисно-відновне титрування, його види та умови проведення реакцій. Розрахунок точок кривої титрування, потенціалів, побудова кривої титрування. Добірка індикатора, розрахунок індикаторних помилок титрування.

курсова робота , доданий 10.06.2012

Класифікація методів титраметричного аналізу. Сутність методу "нейтралізації". Приготування робочих розчинів. Розрахунок точок та побудова кривих кислотно-основного та окислювально-відновного титрування. Переваги та недоліки йодометрії.

Мета роботи : придбання навичок у застосуванні одного з методів кількісного аналізу – титриметричного та навчання елементарним прийомам статистичної обробки результатів вимірювань.

Теоретична частина

Титриметричний аналіз - це метод кількісного хімічного аналізу, заснований на вимірі об'єму розчину реактиву з точно відомою концентрацією, що витрачається для реакції з речовиною, що визначається.

Титриметричне визначення речовини проводиться титруванням - додаванням одного з розчинів до іншого невеликими порціями та окремими краплями за постійного фіксування (контролю) результату.

Один з двох розчинів містить речовину в невідомій концентрації і являє собою аналізований розчин.

Другий розчин містить реагент з точно відомою концентрацією та називається робочим розчином, стандартним розчином або титрантом.

Вимоги до реакцій, які застосовуються при титриметричному аналізі:

1. Можливість фіксувати точку еквівалентності, що найбільш широко використовують спостереження за його забарвленням, яка може змінюватися за таких умов:

Одна з реагуючих речовин забарвлена, і забарвлений реагент у процесі реакції змінює свій колір;

Речовини, що застосовуються, - індикатори - змінюють забарвлення в залежності від властивостей розчину (наприклад, в залежності від реакції середовища).

2. Кількісний перебіг реакції, аж до рівноваги, що характеризується відповідною величиною константи рівноваги

3. Достатня швидкість хімічної реакції, т.к. фіксувати точку еквівалентності при повільно поточних реакціях дуже важко.

4. Відсутність побічних реакцій, у яких точні обчислення неможливі.

Методи титриметричного аналізу можна класифікувати за характером хімічної реакції, що лежить в основі визначення речовин: основного титрування (нейтралізації), осадження, комплексоутворення, окислення-відновлення.

Робота з розчинами.

Мірні колбипризначені для вимірювання точного об'єму рідини. Вони є круглі плоскодонні судини з вузьким довгим горлом, на якому є мітка, до якої слід наповнювати колбу (рис. 1).

Рис.1 Мірні колби

Техніка приготування розчинів у мірних колбах із фіксаналів.

Для приготування розчину з фіксаналу ампулу розбивають над лійкою, вставленою в мірну колбу, вміст ампули змивають дистильованою водою; потім розчиняють його у мірній колбі. Розчин, що у мірній колбі, доводять до мітки. Після доведення рівня рідини до мітки розчин у колбі добре перемішують.

Бюреткиє тонкі скляні трубки, градуйовані в мілілітрах (рис. 2). До нижнього, злегка звуженого кінця бюретки припаяний скляний кран або приєднаний гумовий шланг із кульковим затвором та скляним носиком. Для роботи вибирають бюретку в залежності від об'єму розчину, що застосовується в аналізі.

Рис.2. Бюретки

Порядок роботи з бюреткою

1. Бюретку промивають дистильованою водою.

2. Підготовлену до роботи бюретку закріплюють вертикально в штативі, за допомогою лійки наливають у бюретку розчин так, щоб його рівень був вищим за нульову позначку.

3. З нижнього відтягнутого кінця бюретки видаляють бульбашки повітря. Для цього відгинають його вгору і випускають рідину до тих пір, поки все повітря не буде видалено. Потім опускають капіляр униз.

4. Рівень рідини в бюретці встановлюють на нульовий поділ.

5. При проведенні титрування натискають на гумову трубку збоку від кульки та зливають рідину з бюретки в колбу, обертаючи останню. Спочатку титрант, що знаходиться в бюретці, зливають тонким струмком. Коли забарвлення індикатора у місці падіння крапель титранта почне змінюватися, розчин доливають обережно, по краплях. Титрування припиняють, коли настає різка зміна забарвлення індикатора від приливання однієї краплі титранта, і записують обсяг витраченого розчину.

6. Після закінчення роботи титрант із бюретки зливають, бюретку промивають дистильованою водою.

Метод кислотно-основного титрування (нейтралізації)

Метод кислотно-основного титрування заснований на реакції взаємодії кислот та основ, тобто. на реакції нейтралізації:

H + + OH = H 2 O

При виконанні цього завдання використовується метод кислотно-основного титрування, що ґрунтується на застосуванні реакції нейтралізації:

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Метод полягає в тому, що до розчину речовини, що визначається - гідроксиду натрію - поступово додають розчин сірчаної кислоти відомої концентрації. Додавання розчину кислоти продовжують до тих пір, поки його кількість не стане еквівалентним кількості гідроксиду натрію, що реагується з ним, тобто. до нейтралізації луги. Момент нейтралізації встановлюють зі зміни забарвлення індикатора, що додається в розчин, що титрується. За законом еквівалентів відповідно до рівняння:

З н(к-ти) · V (к-ти) = C н (луги) · V (луги)

З н(к-ти) та C н (луги) – молярні концентрації еквівалентів реагуючих розчинів, моль/л;

V (к-ти) та V (луги) – об'єми реагуючих розчинів, л (мл).

З (NaOH) та - молярні концентрації еквівалента NaOH та H 2 SO 4 у реагуючих розчинах, моль/л;

V (NaOH) та ) - обсяги реагуючих розчинів луги та кислоти, мл.

Приклади розв'язання задач.

1. На нейтралізацію 0,05 л розчину кислоти витрачено 20 см 3 0,5 н розчину лугу. Чому дорівнює нормальність кислоти?

2. Скільки і якої речовини залишиться надміру, якщо до 60см 3 0,4н розчину сірчаної кислоти додати 120см 3 0,3н розчину гідроксиду калію?

Розв'язання задач визначення рН розчину, концентрацій різного типу представлено в методичному посібнику .

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

Отримайте у лаборанта колбу із розчином луги невідомої концентрації. Проби аналізованого розчину відміряйте мірним циліндром по 10 мл три конічні колби для титрувань. У кожну з них додайте 2-3 краплі індикатора оранжевого метилового. Розчин придбає жовте забарвлення (метилоранж жовтий у лужному середовищі та оранжево-червоний у кислому).

Приготуйте до роботи установку для титрування (рис.3). Бюретку промийте дистильованою водою, а потім заповніть розчином сірчаної кислоти точно відомої концентрації (молярна концентрація еквівалента H 2 SO 4 вказана на склянці) вище нульового поділу. Каучукову трубку зі скляним наконечником відігніть вгору і, відтягуючи гуму від скляної оливи, що закриває вихід із бюретки, повільно випускайте рідину так, щоб після заповнення наконечника в ньому не залишилося бульбашок повітря. Надлишок розчину кислоти випустіть з бюретки в підставку, при цьому нижній меніск рідини в бюретці повинен установитися на нульовому розподілі.

Одну з колб розчину лужно підставте під наконечник бюретки на аркуш білого паперу і приступайте безпосередньо до титрування: однією рукою повільно подавайте кислоту з бюретки, а іншою безперервно перемішуйте круговим рухом колби в горизонтальній площині. В кінці титрування розчин кислоти з бюретки слід подавати по краплях до тих пір, поки від однієї краплі розчин прийме помаранчеве забарвлення, що не зникає.

Визначте об'єм кислоти, витрачений на титрування, з точністю до 0,01мл. Відлік поділів бюретки проводьте по нижньому меніску, при цьому око має бути на рівні меніска.

Повторіть титрування ще 2 рази, починаючи з нульового поділу бюретки. Результати титрувань запишіть до таблиці 1.

Концентрацію розчину луги обчисліть за такою формулою:

Таблиця 1

Результати титрування розчину гідроксиду натрію

Проведіть статистичну обробку результатів титрувань за методикою, описаною у додатку. Результати статистичної обробки експериментальних даних зведіть до таблиці 2.

Таблиця 2

Результати статистичної обробки експериментальних даних титрування розчину гідроксиду натрію. Довірча ймовірність α = 0,95.

n			S x

Запишіть результат визначення молярної концентрації еквівалента NaOH у аналізованому розчині у вигляді довірчого інтервалу.

ПИТАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ

1. Розчин гідроксиду калію має рН = 12. Концентрація основи у розчині при 100% дисоціації дорівнює … моль/л.

1) 0,005; 2) 0,01; 3) 0,001; 4) 1 · 10 -12; 5) 0,05.

2. На нейтралізацію 0,05 л розчину кислоти витрачено 20 см 3 0,5 н розчину лугу. Чому дорівнює нормальність кислоти?

1) 0,2 н; 2) 0,5 н; 3) 1,0 н; 4) 0,02 н; 5) 1,25 зв.

3. Скільки і якої речовини залишиться надміру, якщо до 75 см 3 0,3 н розчину сірчаної кислоти додати 125 см 3 0,2 н розчину гідроксиду калію?

1) 0,0025 г лугу; 2) 0,0025 г кислоти; 3) 0,28 г лугу; 4) 0,14 г лугу; 5) 0,28г кислоти.

4. Метод аналізу, що ґрунтується на визначенні підвищення температури кипіння, називається…

1) спектрофотометричний; 2) потенціометричний; 3) ебуліоскопічний; 4) радіометричний; 5) кондуктометричний.

5. Визначити відсоткову концентрацію, молярність та нормальність розчину сірчаної кислоти, отриманого при розчиненні 36 г кислоти у 114 г води, якщо щільність розчину 1,031 г/см 3 .

1) 31,6 ; 3,77; 7,54 ; 2) 31,6; 0,00377; 0,00377 ;

3) 24,0 ; 2,87; 2,87 ; 4) 24,0 ; 0,00287; 0,00287;

5) 24,0; 2,87; 5,74.

Титриметричний аналіз – метод визначення кількості речовини шляхом точного виміру обсягу розчинів речовин, що вступають між собою у реакцію.

Титр– кількість р. речовини, що міститься в 1 мл. розчину або еквівалентне визначуваної речовини. Наприклад, якщо титр H 2 SO 4 дорівнює 0,0049 г/мл, це означає, що кожен мл розчину містить 0,0049 г сірчаної кислоти.

Розчин, титр якого відомий, називається титрованим. Титрування– процес додавання до досліджуваного розчину чи його аліквотної частини еквівалентної кількості титрованого розчину. При цьому використовуються стандартні розчини. фіксанали- Розчини з точною концентрацією речовини (Na 2 CO 3 , HCl).

Реакція титрування має відповідати таким вимогам:

висока швидкість реакції;

реакція має протікати до кінця;

реакція має бути високо стехіометричною;

мати зручний метод фіксування кінця реакції.

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

Головне завдання титриметричного аналізу – не лише використовувати розчин точно відомої концентрації (фіксанал), а й правильно визначити точку еквівалентності.

Існує кілька способів зафіксувати точку еквівалентності:

За власним забарвленням іонів визначеного елемента, наприклад марганцю у вигляді аніонуMnO 4 -

За речовиною-свідком

Приклад: Ag + + Cl - " AgCl $

Ag + + CrO 4 " Ag 2 CrO 4 $ (яскраво оранжеве забарвлення)

До колби, де потрібно визначити іон хлору, додають невелику кількість солі K 2 CrO 4 (свідок). Потім з бюретки поступово додають досліджувану речовину, при цьому першими реакцію вступають іони хлору і утворюється білий осад (AgCl), тобто ПР AgCl<< ПР Ag2Cr O4.

Таким чином, зайва крапля нітрату срібла дасть яскраво оранжеве забарвлення, тому що весь хлор уже прореагував.

III. За допомогою індикаторів: наприклад, при реакції нейтралізації використовують кислотно-лужні індикатори: лакмус, фенолфталеїн, метил оранж – органічні сполуки, що змінюють забарвлення при переході від кислого до лужного середовища.

Індикатори- Органічні барвники, які змінюють своє забарвлення при зміні кислотності середовища.

Схематично (опускаючи проміжні форми) рівновагу індикатора можна як кислотно-основну реакцію

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

H 2 O
H++ OH -

H++ H2O
H 3 O +

На область переходу забарвлення індикатора (положення та інтервал) впливають всі фактори, від яких залежить константа рівноваги (іонна сила, температура, сторонні речовини, розчинник), а також індикатора.

Класифікація методів титриметричного аналізу.

кислотно-основне титрування (нейтралізація): цим методом визначають кількість кислоти або луги в аналізованому розчині;

осадження та комплексоутворення (аргентометрія)

Ag + + Cl - " AgCl $

окисно-відновне титрування (редоксиметрія):

а) перманганатометрія (KMnO 4);

б) йодометрія (Y2);

в) броматометрія (KBrO3);

г) дихроматометрія (K 2 Cr 2 O 7);

д) цериметрія (Ce(SO 4) 2);

е) ванадометрія (NH 4 VO 3);

ж) титанометрію (TiCl 3) і т.д.

Титриметричний аналіз

Історія та принцип методу

Титриметричний аналіз (титриметрія) - найважливіший із хімічних методів аналізу. Він виник у XVIII столітті, спочатку як емпіричний спосіб перевірки якості різних матеріалів, наприклад оцту, соди, відбілюючих розчинів. На рубежі XVIII та XIX століть були винайдені бюретки та піпетки (Ф.Декруазіль). Особливого значення мали праці Ж.Гей-Люссака, який запровадив основні терміни цього методу: титрування, титрантта інші, що походять від слова «титр». Титр - це маса розчиненої речовини (у грамах), що міститься в одному мілілітрі розчину. За часів Гей-Люссака результати аналізу обчислювали за допомогою титрів. Однак титр як спосіб вираження концентрації розчину виявився менш зручним, ніж інші характеристики (наприклад, молярні концентрації), тому в сучасній аналітиці хімії розрахунки із застосуванням титрів ведуть рідко. Навпаки, різні терміни, зроблені від слова «титр», застосовують дуже широко.

У середині XIX століття німецький хімік К.Мор узагальнив усі створені на той час титриметричні методики і показав, що в основі будь-якої методики лежить той самий принцип. До розчину проби, що містить визначається компонент Х, завжди додають розчин з точно відомою концентрацією реагенту R (титрант). Цей процес і називають титруванням. Проводячи титрування, аналітик стежить за перебігом хімічної реакції між Х і R , що додається. Після досягнення точки еквівалентності (т.екв.), коли число молей еквівалентів введеного R точно зрівняється з числом молей еквівалентів речовини Х, що знаходилася в пробі, титрування припиняють і вимірюють обсяг витраченого титранта. Момент закінчення титрування називають кінцевою точкою титрування (к.т.т.), її, як і т.екв., виражають в одиницях обсягу, зазвичай, у мілілітрах. У ідеальному випадку V к.т.т = V т.екв. , але практично точне збіг з різних причин не досягається, титрування закінчують трохи раніше чи, навпаки, трохи пізніше, ніж буде досягнуто т.екв. Природно, титрування слід проводити те щоб різниця між V т.экв. та V к.т.т. було б якнайменше.

Оскільки масу або концентрацію Х розраховують за обсягом титранта, витраченого на титрування проби (по V к.т.т.), минулого титриметрію називали об'ємним аналізом. Цю назву нерідко використовують і сьогодні, але термін титриметричний аналізточніший. Справа в тому, що операція поступового додавання реагенту (титрування) характерна для будь-якої методики цього типу, а витрата титранта можна оцінювати не тільки шляхом вимірювання обсягу, але й іншими способами. Іноді титрант, що додається, зважують (вимір маси на аналітичних вагах дає меншу відносну похибку, ніж вимірювання об'єму). Іноді вимірюють час, за який буде введено титрант (при постійній швидкості введення).

З кінця XIX століття титриметричні методики стали застосовувати і в дослідницьких, і заводських, і в інших лабораторіях. За допомогою нового методу виявилося можливим визначати міліграмові і навіть мікрограмові кількості різних речовин. Широкому використанню титриметрії сприяли простота методу, невисока вартість та універсальність обладнання. Особливо широко титриметрію стали застосовувати у 50-х роках XX століття, після створення швейцарським аналітиком Г.Шварценбахомнового варіанта цього методу (комплексонометрії). Одночасно розпочалося широке застосування інструментальних методів контролю к.т.т. До кінця 20 століття значення титриметрії дещо знизилося у зв'язку з конкуренцією чутливіших інструментальних методів, але й сьогодні титриметрія залишається дуже важливим методом аналізу. Вона дозволяє швидко, легко і досить точно визначати вміст більшості хімічних елементів, окремі органічні та неорганічні речовини, сумарний вміст однотипних речовин, а також узагальнені показники складу (жорсткість води, жирність молока, кислотність нафтопродуктів).

Техніка проведення титриметричного аналізу

Принцип методу стане зрозумілішим після викладу техніки його проведення. Отже, нехай вам принесли розчин лугу невідомої концентрації, і ваше завдання - встановити його точну концентрацію. Для цього Вам знадобиться розчин регента, або титранта– речовини, що входить у хімічну реакцію з лугом, причому концентрація титранта має бути точно відома. Очевидно, що для встановлення концентрації лугу як титрант використовуємо розчин кислоти.

1. Відбираємо за допомогою піпетки точний об'єм аналізованого розчину – він називається аліквота. Як правило, об'єм аліквоти становить 10-25 мл.

2. Переносимо аліквоту в колбу для титрування, розбавляємо водою та додаємо індикатор.

3. Заповнюємо бюретку розчином титранту та виконуємо тування – повільне, по краплях, додавання титранта до аліквоти досліджуваного розчину.

4. Закінчуємо титрування у момент, коли індикатор змінить своє забарвлення. Цей момент називається кінцевою точкою титрування – к.т.т.К.т.т., зазвичай, збігається з моментом, коли реакція між визначуваним речовиною і титрантом закінчена, тобто. до аліквоти додано точно еквівалентну кількість титранта – цей момент називається точкою еквівалентності, тобто.Отже. та к.т.т. - Це дві характеристики одного і того ж моменту, одна - теоретична, інша - експериментальна, що залежить від обраного індикатора. Тому треба правильно вибирати індикатор, щоб к.т.т. якомога точніше збігалася з т.е.

5. Вимірюють обсяг титранта, що пішов на титрування, та обчислюють концентрацію досліджуваного розчину.

Види титриметричного аналізу

Класифікувати титриметричні методики можна за декількома незалежними ознаками: а саме: 1) за типом реакції між Х і R , 2) за способом проведення титрування та розрахунку результатів, 3) за способом контролю т.екв.

Класифікація за типом хімічної реакції- Найважливіша. Нагадаємо, що далеко не всі хімічні реакції можна використовувати для титрувань.

По-перше, як і в інших хімічних методах, який визначається компонент (аналіт) повинен кількісно реагувати з титрантом.

По-друге, треба, щоб рівновага реакції встановлювалася якнайшвидше. Реакції, у яких після додавання чергової порції титранта встановлення рівноваги вимагає хоча б кілька хвилин, у титриметрії застосовувати важко або взагалі неможливо.

По-третє, реакція має відповідати єдиному і наперед відомому стехіометричному рівнянню. Якщо реакція веде до суміші продуктів, склад цієї суміші змінюватиметься під час титрування та залежатиме від умов проведення реакції. Зафіксувати точку еквівалентності буде дуже важко, а результат аналізу виявиться неточним. Сукупності зазначених вимог відповідають реакції протолізу (нейтралізації), багато реакцій комплексоутворення та окислення-відновлення, а також деякі реакції осадження. Відповідно у титриметричному аналізі виділяють:

Метод нейтралізації,

Комплексометрія,

Редоксметричні методи

Методи осадження.

Усередині кожного методу виділяють окремі варіанти (табл.1). Їх назви походять від найменувань реагентів, що використовуються в кожному з варіантів як титрант (перманганатометрія, йодометрія, хроматометрія тощо).

Таблиця 1.

Класифікація титриметричних методик на кшталт використовуваної хімічної реакції

Реакція	Метод	Реагент (титрант)	Варіант методу	Визначаються речовини
Протоліз	Методнейтралізації	Н Cl, HClO 4 , HNO 3	Ацидиметрія	Oc нування
Протоліз	Методнейтралізації	KOH, NaOH та ін.	Алкаліметрія	Кислоти
Комплексоосвіта	Комплексометрія	ЕДТА	Комплексонометрія	Метали та їх з'єднання
Комплексоосвіта	Комплексометрія		Фторидометрія, ціанідометрія	Деякі метали, органічні речовини
Окислення-відновлення	Редокс-метрія	KMnO 4 До 2 З r 2 O 7	Перманганатометрія хроматометрія	Відновлювачі
		KJ та Na 2 S 2 O 3	Іодометрія	Відновлювачі, окислювачі, кислоти
		Аскорбінова кислота	Аскорбінометрія	Окислювачі
Осадження	Седиметрія	AgNO 3	Аргентометрія	Галогеніди
		Hg 2 (NO 3) 2	Меркуріметрія	Галогеніди
		KSCN	Роданометрія	Деякі метали
		Ba(NO 3) 2	Барієметрія	Сульфати

Класифікація за способом титрування.Зазвичай виділяють три способи: пряме, зворотне та замісне титрування. Пряме титрування передбачає безпосереднє збільшення титранта до розчину проби. Іноді застосовують інший порядок змішування реагентів - до відомої кількості R поступово додають розчин проби, у якому хочуть визначити концентрацію Х; але це також пряме титрування. У обох випадках розрахунок результатів аналізу ведуть за одним і тим самим формулам, заснованих на законі еквівалентів.

ν Х = ν R

де Х і R - кількості молей еквівалентів Х і R . Розрахункові формули, що ґрунтуються на співвідношенні, а також приклади розрахунків будуть дані нижче.

Пряме титрування - зручний та найпоширеніший варіант титриметрії. Він точніший, ніж інші. Адже випадкові похибки в основному виникають при вимірюванні об'єму розчинів, а в даному способі титрування об'єм вимірюють лише один раз. Проте пряме титрування можливо далеко не завжди. Багато реакцій між Х і R йдуть недостатньо швидко, і після додавання чергової порції титранту в розчині не встигає встановити рівновагу. Іноді пряме титрування неможливе через побічні реакції або через відсутність відповідного індикатора. У таких випадках застосовують складніші схеми зворотного чи замісного титрування. Вони включають щонайменше двох хімічних реакцій.

Зворотне титрування проводять за двостадійною схемою:

Х + R 1 = Y 1

R 1 + R 2 = Y 2

Допоміжний реагент R 1 вводять точно відомому кількості. Об'єм і концентрацію розчину R 1 вибирають так, щоб R 1 після завершення реакції з Хостався надлишку. Потім непрореагував частину R 1 відтитрують титрантом R 2 . Прикладом може бути перманганатометричне титрування органічних речовин. Титрувати багато речовин перманганатом «безпосередньо» не вдається через уповільнення їх окислення і з інших причин. Але можна спочатку додати до аналізованої проби відома (надлишкова) кількість KMnO 4 підкислити і нагріти отриманий розчин. Це призведе до повного та швидкого завершення окислення органічних речовин. Потім відтитрують перманганат, що залишився, яким-небудь активним відновником, наприклад, розчином SnCl 2 або FeSO 4 .

Розрахунок результатів зворотного титрування проводять, виходячи з очевидного співвідношення:

ν Х = ν R 1 - ν R 2

Оскільки об'єми в даному випадку вимірюють двічі (спочатку об'єм розчину реагенту R 1 потім об'єм титранта R 2), випадкова похибка результату аналізу трохи вище, ніж при прямому титруванні. Особливо сильно зростає відносна похибка аналізу при малому надлишку допоміжного реагенту, коли R 1 ≈ R 2 .

Класифікація за способом контролю т.е.Відомо кілька таких способів. Найпростіший - безіндикаторне титрування, найпоширеніший - титрування з кольоровими індикаторами, а найточніші і найчутливіші - інструментальні варіанти титриметрії.

Безіндикаторне титруваннязасноване на застосуванні реакцій, які супроводжуються зміною видимих властивостей розчину, що титрується. Як правило, один з реагентів (Х або R) має видиме забарвлення. Хід такої реакції контролюють без спеціальних приладів та без додавання реактивів-індикаторів. Так, безбарвні відновники титрують у кислому середовищі фіолетовим розчином окислювача – калію перманганату (KMnO 4). Кожна порція титранта, що додається, буде відразу ж знебарвлюватися, перетворюючись під дією відновника в іони Mn 2+ . Так продовжуватиметься аж до т.е. Однак перша ж «зайва» крапля титранту пофарбує розчин, що титрується, врозово-фіолетовий колір, забарвлення не зникне і при перемішуванні розчину. При появі фарбування, що не зникає, титрування припиняють і вимірюють обсяг витраченого титранта ( Vк.т.т.). Кінець титрування можна зафіксувати не тільки по появі забарвлення розчину, що титрується, як у розглянутому прикладі, але і по знебарвленню раніше забарвленого розчину проби, а також по появі будь-якого осаду, його зникнення або зміни зовнішнього вигляду. Безіндикаторне титрування застосовують досить рідко, оскільки лише деякі реакції супроводжуються зміною видимих властивостей розчину.

Інструментальне титрування. За перебігом реакції між Х і R можна стежити не просто «на око» (візуально), а й за допомогою приладів, що вимірюють деяку фізичну властивість розчину. Варіанти інструментальної титриметрії розрізняють, зважаючи на те, яка саме властивість розчину контролюється. Можна використовувати будь-яку властивість, яка залежить від якісного і кількісного складу розчину, що титрується. А саме, можна вимірювати електропровідність розчину (цей варіант називають кондуктометричнимтитруванням), потенціал індикаторного електрода, опущеного в розчин, що титрується ( потенціометричнетитрування), поглинання світла розчином, що титрується ( фотометричнетитрування) і т.п. Припинити титрування можна тоді, коли буде досягнуто деяке заздалегідь обране значення вимірюваної властивості. Наприклад, титрують розчин кислоти лугом до тих пір, поки не буде досягнуто значення рН = 7. Однак частіше надходять по-іншому - обрана властивість розчинів багаторазово (або навіть безперервно) вимірюють у міру введення титранту, причому не тільки до, але і після очікуваної т .екв.За отриманими даними будують графічну залежність виміряної властивості від обсягу доданого титранта ( криву титрування). Поблизу точки еквівалентності спостерігається різка зміна складу властивостей розчину, що титрується, а на кривій титрування реєструється стрибок або злам. Наприклад, стрибок потенціалу електрода, опущеного розчин. Положення т.екв оцінюють за положенням перегину на кривій. Такий варіант аналізу трудомісткий і триваліший, ніж звичайне титрування, але дає більш точні результати. За одне титрування вдається визначити окремо концентрації цілого ряду компонентів.

Відомо понад десяток варіантів інструментальної титриметрії. У створенні їхньої важливої ролі зіграв американський аналітик І.Кольтгоф. Відповідні методики розрізняються за вимірюваною властивістю розчину, за використовуваною апаратурою та за аналітичними можливостями, але всі вони чутливіші і селективніші, ніж індикаторні або безіндикаторні візуальні варіанти титриметрії. Інструментальний контроль особливо важливий, коли не можна застосовувати індикатори, наприклад, при аналізі каламутних або інтенсивно забарвлених розчинів, а також при визначенні мікродомішок та аналізі сумішей. Однак інструментальна титриметрія потребує оснащення лабораторії спеціальними приладами, бажано самопишучими або повністю автоматизованими, що не економічно доцільно. У багатьох випадках досить точні та надійні результати можуть бути отримані більш простим та дешевим способом, що базується на застосуванні індикаторів.

Використання індикаторів. До проби, що титрується, можна заздалегідь додати невелику кількість спеціального реактиву - індикатора. Титрування треба буде припинити в той момент, коли індикатор під дією введеного титранта змінить видиме забарвлення, це кінцева точка титрування. Важливо, щоб зміна забарвлення відбувалася не поступово, а в результаті додавання всього однієї «зайвої» краплі титранта. У деяких випадках індикатор змінює не своє забарвлення, а розчинність або свічення. Однак такі індикатори (адсорбційні, флуоресцентні, хемілюмінесцентні та ін.) застосовують набагато рідше, ніж кольорові індикатори. Зміна забарвлення будь-якого індикатора відбувається завдяки хімічній взаємодії індикатора з титрантом, що призводить до переходу індикаторів нову форму. Властивості індикаторів необхідно розглянути детальніше.

Індикатори

В аналітичних лабораторіях застосовують кілька сотень кольорових індикаторів різного типу (кислотно-основні, металохромні, адсорбційні і т.п.). Колись як індикатори використовувалися настоянки, отримані з рослин - з квітів фіалки або особливого виду лишайників (лакмус). Вперше такі індикатори почав застосовувати ще Р. Бойль. В даний час природні індикатори не використовують, оскільки вони є сумішшю різних речовин, тому перехід їх забарвлення виражений недостатньо чітко. Сучасні індикатори – це спеціально синтезовані індивідуальні органічні сполуки. Як правило, індикаторами є сполуки ароматичного ряду, молекули яких містять кілька функціональних груп (заступників). Відомо безліч подібних сполук, але тільки деякі з них можна застосовувати як кольорові індикатори. Передбачуваний індикатор повинен відповідати низці вимог:

· індикатор повинен добре розчинятися, даючи розчини, стійкі при зберіганні;

· у розчині індикатор повинен існувати у кількох формах, різних за структурою молекули. Між формами має встановлюватися рухлива хімічна рівновага. Наприклад, кислотна форма індикатора перетворюється на основну (і назад), окислена- відновлену (і назад); металохромний індикатор оборотно зв'язується в комплекс з іонами металу тощо;

· кольоровий індикатор повинен інтенсивно поглинати світло у видимій області спектра. Забарвлення його розчину має бути помітне навіть при дуже низькій концентрації (10 -6 - 10 -7 моль/л). У цьому випадку можна буде вводити в розчин, що титрується, дуже малі кількості індикатора, що сприяє отриманню більш точних результатів аналізу;

· Різні форми індикатора повинні бути різні за своїм забарвленням, тобто за спектром поглинання у видимій області. У такому випадку в ході титрування буде спостерігатися контрастний колірний перехід. Наприклад, перехід забарвлення індикатора з рожевого в смарагдово-зелену добре помітна око. Зафіксувати кінцеву точку титрування (к.т.т.) по переходу рожевого забарвлення помаранчеву або фіолетову набагато важче. Дуже важливо, наскільки різні спектри поглинання двох форм індикатора. Якщо одна з форм індикатора максимально поглинає світло з довжиною хвилі ? Що більше ∆λ, то краще сприймається на око перехід забарвлення індикатора. Для підвищення візуальної контрастності колірного переходу іноді використовують суміші різних індикаторів або до індикатора додають сторонній інертний барвник;

· перехід індикатора з однієї форми до іншої при зміні складу розчину повинен проходити дуже швидко, за частки секунди;

· перехід повинен викликатися єдиним фактором, тим самим у всіх індикаторів даного типу. Так, зміна забарвлення кислотно-основного індикатора не повинна відбуватися за рахунок реакцій іншого типу, наприклад, при взаємодії з окислювачами, або іонами металів, або білками! Навпаки, редокс-індикатори повинні змінювати свою окраскутілько внаслідок взаємодії з окислювачами і відновниками, і відбуватися це має при певному потенціалі, специфічному для кожного редокс-індикатора. Забарвлення цих індикаторів та потенціал переходу не повинні залежати від рН розчину. На жаль, на практиці потенціал переходу багатьох редокс-індикаторів залежить і від рН.

Щоб послабити вплив побічних процесів, іноді індикатор не вводять в розчин, що титрується, а, навпаки, в ході титрування періодично відбирають краплю розчину, що титрується, змішують її на годинному склі з краплею розчину індикатора і спостерігають, яке забарвлення виходить. Такий прийом дозволяє використовувати індикатори, що незворотно реагують. Із «зовнішнім індикатором» зручніше працювати, якщо заздалегідь просочити імбумагу.

Кінцева точка титрування, що фіксується з переходу забарвлення індикатора, може не збігатися з точкою еквівалентності. Розбіжність Vк.т.т. і Vт.екв призводить до систематичної похибки результату аналізу. Величина похибки визначається природою даного індикатора, його концентрацією і складом розчину, що титрується.

Принцип підбору індикаторів дуже простий та універсальний :характеристика переходу індикатора (рТ-показник титрування, потенціал переходу тощо) повинна відповідати очікуваному складу титрованого розчину в точці еквівалентності.Так, якщо аналітик титрує водний розчин сильної кислоти сильною основою, в точці еквівалентності розчин матиме рН = 7. Отже, треба використовувати кислотно-основний індикатор, який змінює своє забарвлення приблизно при рН 7 (бромтимоловий синій і т.п.). про рТ - показники титрування для індикаторів різного типу є у довідковій літературі.

Розрахунок результатів титриметричного аналізу

Результати титриметричного аналізу не рекомендується розраховувати безпосередньо за рівнянням реакції, наприклад за допомогою пропорцій. Такий «шкільний» спосіб вирішення розрахункових завдань нераціональний і, зазвичай,не дає необхідної точності. Результати титриметричного аналізу розраховують за однією з кількох готових формул алгебри, виведених на підставі закону еквівалентів. Вихідними даними будуть обсяг витраченого титранта (у мілілітрах) і концентрація титранта (моль/літр), їх треба встановити з необхідною точністю.

Спосіб розрахунку не залежить від типу хімічної реакції, що протікає в ході титрування, і способу контролю точки еквівалентності (індикатор, прилад і т.п.). Вибір розрахункової формули визначається тим, який спосіб титрування (пряме, зворотне, замісне) застосовують у ході аналізу. Вибираючи формулу, слід розрізняти два випадки: а) розрахунок концентрації розчину Х;

Найбільш просто виглядають розрахункові формули, якщо концентрації визначуваного компонента і титранта виражають числом моль їх еквівалентів у літрі відповідних розчинів, тобто. використовують концентрації обумовленого компонента ( N x ) та титранта (N T ), виражені числом молей еквівалента у літрі розчину. Раніше ці концентрації називали нормальними. Тепер цей термін застосовувати не рекомендується, але на практиці його використовують вельми широко, особливо в редоксметрії. А ось у комплексонометрії та в деяких інших методах, де 1 моль обумовленої речовини Х завжди реагує з 1 молем титранта, нормальні концентрації збігаються із звичайними молярними концентраціями ( C x і С Т ), а тому при розрахунку результатів нормальні концентрації та еквіваленти застосовувати нема чого.

На відміну від звичайних молярних концентрацій нормальна концентрація визначається з урахуванням хімізму реакції, що протікає в ході титрування. Корисно запам'ятати, що нормальна концентрація Х в розчині або дорівнює його молярної концентрації, або перевершує її в кілька (2,3,4 ....) раз, дивлячись по тому, скільки протонів (або електронів) бере участь у реакції, в розрахунку на одну частинку Х. При записі рівняння реакції, визначенні еквівалентів і розрахунку нормальних концентрацій слід враховувати умови, у яких протікає титрування, і навіть вибір індикатора.

Масавідтитрованого Xпріпрямомтитруваннідорівнює (мг):

m x = N T. VT. Е x , (1),

де Е x - молярна маса еквівалента Х, що відповідає одному протону (у кислотно-основних реакціях), одному електрону (в окислювально-відновних реакціях), одному ліганду (у реакціях комплексоутворення), і т.п. V T - Об'єм титранта (в мл). У комплексонометрії масу визначеної речовини (мг) краще розраховувати за формулою, в яку входить величинаМ х -молярна маса Х:

m x = З T. VT. М x (2).

З (4.11) випливає, що масова частка Х у навішуванні проби, виражена в %, дорівнює:

% X = N T . VT. Е x. 100%/m S , (3),

де m S - маса навішування в мг. Зазвичай результат титрування не залежить від того, в якому обсязі води розчинили навішування проби перед титруванням, і цей обсяг у розрахунках не враховують. Якщо ж титрують невсю наважку, а якусь її частину (аліквоту), то треба врахувати додатковий коефіцієнтДо , рівний відношенню V 0 -об'єму розчину, в який перевели цю навішування і з якого відбирали аліквоти, V aliq - обсягу однієї аліквоти:

m x = К. N T. VT. Е x , (4).

При розрахунку концентраціїза способом прямого (або замісного) титрування застосовують просту формулу, безпосередньо наступну із закону еквівалентів:

N х. V х = N T. V T (5).

аналізу, однак у заводських лабораторіях користуються й іншими засобами розрахунку.

Приготування робочих розчинів у титриметрії

Робочі розчини, що застосовуються в титриметричному аналізі, точно відомої концентрації готують декількома способами:

· за точним навішуванням хімічного реактиву, взятий на аналітичні ваги. Цю навішування розчиняють у невеликій кількості розчинника, а потім у мірній колбі доводять обсяг отриманого розчину до мітки. Отримані розчини називають стандартними, а відповідні реактиви - первинними стандартами. Лише небагато речовин можуть бути первинними стандартами – вони повинні бути чистими хімічними речовинами постійного і точно відомого складу, твердими при кімнатній температурі, стійкими на повітрі, не гігроскопічними і не летючими. Прикладами можуть бутидихромат калію, комплексон III, щавлева кислота. Навпаки, за навішуванням не можна приготувати стандартний розчин соляної кислоти (реактив «соляна кислота» - рідина з неточно відомим складом), хлориду двовалентного заліза (швидко окислюється на повітрі), їдкого натру (гігроскопічний) та багатьох інших речовин.

· з фіксаналів. Цим терміном називають запаяну скляну ампулу, в якій міститься певна кількість реагенту, зазвичай 0,1000 моль еквівалента. Фіксали готують у заводських умовах. Якщо лабораторії кількісно перенести вміст фіксаналу в мірну колбу на 1000 мл і довести розчинником до мітки, вийде літр точно 0,1000 н розчину. Приготування фіксанальних розчинів не тільки заощаджує час аналітика, але і дозволяє готувати розчини з точно відомою концентрацією з таких речовин, які не мають комплексу властивостей, необхідних для первинних стандартів (наприклад, фіксанальні розчини соляної кислоти, аміаку або йоду).

· приблизно відомої навішуванні хімічного реактиву, взятої на технічних терезах. Цю навішування розчиняють приблизно відомої кількості розчинника. Потім проводять додаткову операцію - стандартизацію отриманого розчину. Наприклад, титрують отриманим розчином точну наважку іншої речовини (первинного стандарту). Можна зробити і по-іншому: взяти відомий об'єм (аліквоту) приготованого розчину і відтитрувати його відповідним стандартним розчином. За обсягом, що пішов на титрування, розраховують точну концентрацію приготовленого розчину. Такі розчини називають стандартизованими. Наприклад, розчин КОН стандартизують за навішуванням щавлевої кислоти або за допомогою фіксанального розчину соляної кислоти. Якщо речовина у лабораторії є у вигляді концентрованого розчину приблизно відомої концентрації (наприклад, соляна кислота), то замість його зважування відмірюють деякий, заздалегідь розрахований обсяг концентрованого розчину. Це вимагає знання густини вихідного розчину. Потім, як і попередньому випадку, стандартизують отриманий розчин.

Концентрація розчинів не повинна спонтанно змінюватися при зберіганні. У цьому випадку заздалегідь приготовлені (стандартні або стандартизовані) розчини можна буде використовувати для проведення титрування без будь-яких додаткових операцій. повітря, адсорбція на внутрішній поверхні скляного посуду та ін.). Тому робочі розчини з низькою концентрацією, як правило, не готують заздалегідь. Їх готують лише в міру потреби, в день вживання. Для цього розбавляють вихідні (стандартні, фіксанальні або стандартизовані) розчини чистим розчинником точно відоме число разів (зазвичай за одну операцію розчин розбавляють в 5 або 10 разів). Якщо потрібні ще більш розбавлені розчини, цю операцію повторюють. Наприклад, 0,1 М розчину готують 0,01 М, з того - 0,001 М і т.д.

Приготування розчинів з точно відомою концентрацією вимагає використання цілого набору спеціального мірного посуду, що дозволяє вимірювати обсяги з необхідною точністю. Це мірні колби, піпетки та бюретки. У посібниках клабораторним роботам наводяться описи мірного посуду та правила роботи з нею.

Методи титрування

Метод окремих наважок і метод аліквот. Для зменшення впливу випадкових похибок титрування зазвичай повторюють кілька разів, а потім усереднюють результати. Повторні аналізи можна проводити двома різними способами: за методом окремих навішування за методом аліквот. Обидва способи використовують і при стандартизації робочих розчинів, і безпосередньо в аналізованих об'єктів.

Метод окремих наважокЯк зрозуміло з його назви, передбачає, що для титрування беруть кілька наважок аналізованого матеріалу. Маси їх мають бути приблизно рівними. Розмір навішування вибирають з урахуванням бажаної витрати титранту на одне титрування (не більше обсягу бюретки) та з урахуванням концентрації титранту.

Нехай взято три навішування щавлевої кислоти, маси яких вказані в табл.2. За даними кожного титрування обчислюють (окремо!) Концентрацію КОН. Потім усереднюють концентрації. Обсяги, витрачені на титрування різних навішень, усереднювати не можна!

Таблиця 2. Приклад розрахунку результатів аналізу методом окремих наважок

Номер навішування	Масанавіски,мг	Об'ємтитранта,мол	Знайдена концентрація КОН, моль/л
	95,7	14,9	0,102
	106,9	16,2	0,105
	80,8	12,7	0,101
Середній результат аналізу С КОН = 0,103 моль/л

Метод титрування аліквот (або метод піпетування)заснований на титруванні кількох окремих аліквот - невеликих обсягів досліджуваного розчину, відібраних за допомогою піпеток.

Метод окремих наважок і метод титрування аліквоти використовують не тільки при прямому титруванні, як це показано в наведених прикладах, але і при зворотному, і при замісному титруванні. Вибираючи спосіб титрування, слід врахувати, що метод окремих наважок дає точніші результати, але він більш трудомісткий і вимагає більшого обсягу розрахунків. Тому метод окремих навішування краще використовувати для стандартизації робочих розчинів, а для серійно виконуваних аналізів застосовувати більш експресний метод аліквот.

Форма кривих титрування

Логарифмічні криві титруванняпредставляють графічну залежність логарифма рівноважної концентрації одного з реагентів від обсягу доданого титранта. Замість логарифму концентрації вертикальної осі зазвичай відкладають величину рН розчину (водневий показник). Застосовують інші аналогічні показники (наприклад, pAg = - lg ), а також величину тих фізико-хімічних властивостей титруємого розчину, які лінійно залежать від логарифмів рівноважних концентрацій. Прикладом може бути електродний потенціал (E).

Якщо в розчині міститься лише одна речовина, що реагує з титрантом, причому реакція описується єдиним хімічним рівнянням (тобто проходить не східчасто) - на логарифмічній кривій спостерігається майже вертикальна ділянка, звана стрибком титрування . Навпаки, ділянки кривої далеко від т.екв. близькі до горизонтальних. Прикладом можуть бути залежності рН розчинів від об'єму V доданого титранта, показані на рис.1

Рис.1. Вид кривих титрування

Чим вище висота стрибка на кривій тування, тим точніше можна зафіксувати точку еквівалентності.

Кислотно-основне титрування (метод нейтралізації)

Принцип методу

Метод нейтралізації ґрунтується на проведенні кислотно-основних (протолітичних) реакцій. У ході такого титрування змінюється значення рН розчину. Кислотно-основні реакції підходять для титриметричного аналізу найбільшою мірою: вони протікають строго певним рівнянням, без побічних процесів і з дуже високою швидкістю. Взаємодія сильних кислот із сильними основами призводить до високих константів рівноваги. Для виявлення к.т.т. існує зручний і добре вивчений спосіб застосування кислотно-основних індикаторів. Можна використовувати і інструментальні методи, вони особливо важливі при титруванні неводних, каламутних розчинів.

Метод нейтралізації включає два варіанти - ацидиметрію(титрант – розчин сильної кислоти) та алкаліметрію(Титрант - розчин сильної основи). Ці методи відповідно застосовують визначення підстав і кислот, зокрема іонних і многопротонных. Можливість титрування сильних протолітів визначається їхньою концентрацією; титрування можливе, якщо З х> 10 – 4 М .В ході такого титрування у водному розчині йде реакція:

H 3 O + +OH - ® 2 Н 2

Титрування слабких кислот та слабких основ у водних розчинах відповідає схемам:

НА+ВІН - ® Н 2 О(алкаліметрія)

В+Н 3 O + ® НВ++ Н2О(ацидиметрія)

Приклади практичного застосування кислотно-основного титрування:

· визначення кислотності харчових продуктів, ґрунтів та природних вод (алкаліметричне титрування водних розчинів з індикатором фенолфталеїном);

· визначення кислотності нафтопродуктів (алкаліметричне титрування неводних розчинів з інструментальним контролем к.т.т.);

· визначення карбонатів та гідрокарбонатів у мінералах та будівельних матеріалах (ацидиметричне титрування водних розчинів з двома індикаторами);

· визначення азоту в солях амонію та в органічних речовинах (метод К'єльдаля). У цьому випадку органічні азотовмісні речовини розкладають кип'ятінням з концентрованою сірчаною кислотою в присутності солей ртуті, амонійний азот відганяють дією лугу при нагріванні, аміак поглинають стандартним розчином НСl, взятим у надлишку. Потім титрують лугом непрореагував частину НСl у присутності індикатора метилового помаранчевого. У цій методиці використовують і принцип заміщення, і спосіб зворотного титрування.

Робочі розчини.При ацидиметричному титруванні водних розчинів як титрант використовуютьрозчини сильних кислот (НСl, рідше НNO3 або H2SO4). У алкаліметрії титранти – розчини NaOH або КОН. Однак перелічені реагенти не мають властивостей, які дозволяли б готуватиз них стандартні розчинипросто за точною наважкою. Так, тверді луги гігроскопічні і містять домішки карбонатів. У разі НСl та інших сильних кислот вихідний реактив є не чистою речовиною, а розчином з неточно відомою концентрацією. Тому в методі нейтралізації спочатку готують розчин із приблизно відомою концентрацією, а потім стандартизують його. Розчини кислот стандартизують безводним карбонатом натрію Na 2 CO 3 (соде) або тетраборатом натрію Na 2 B 4 O 7 . 10Н2О (бурі). Бура при розчиненні взаємодіє з водою:

У 4 О 7 2– +3Н 2 О=2Н 3 ВО 3 + 2ВО 2 –

Метаборат, що утворився, - досить сильна основа. Його титрують кислотою:

ВО 2 - + Н 3 О + = Н 3 ВО 3 .

Очевидно, що молярна маса еквівалента бури дорівнює М(½Na 2 B 4 O 7 . 10Н2О) = 190.71 г/моль. Висока молярна маса еквівалента – перевага бурі як первинного стандарту. Розчини лугів стандартизують гідрофталатом калію. Молекулагідрофталата містить рухомий протон і має властивості слабкої кислоти:

Як стандарти нерідко використовують бензойну кислоту С 6 Н 5 СООН, щавлеву кислоту H 2 C 2 O 4 . 2H 2 O та інші слабкі органічні кислоти (тверді, чисті стійкі речовини). Стандартні 0,1000 М розчини кислот та основ у лабораторіях зазвичай готують з фіксаналів. Приготовлений розчин кислоти можна використовувати для стандартизації розчину лугу та навпаки. Стандартизовані розчини кислот стійкі і можуть зберігатися без зміни скільки завгодно довго. Розчини лугів менш стійкі, рекомендується зберігати їх у парафінованому або фторопластовому посуді, щоб не допустити взаємодії зі склом. Необхідно враховувати, що розчини лугів поглинають 2 з повітря, при зберіганні їх захищають за допомогою трубки, заповненої негашеним або натронним вапном.

Мал. 2. Крива нейтралізації сильної кислоти.

1 - 0,1 М, 2 - 0,01 М, 3 - 0,001 М.

Для виявлення к.т.т. з кольоровим індикатором необхідно, щоб висота стрибка була більшою, ніж ширина інтервалу переходу індикатора. Остання зазвичай становить близько двох одиниць рН.

Висота стрибка на кривій нейтралізації слабких кислот залежить від сили кислоти (величини її кислотної константи, або рK a ). А саме, чим слабша кислота (що більша величина рК а), тим менше за інших рівних умов має бути висота стрибка.

1 -соляна кислота,2 - оцтова кислота (рК а = 4,8),3 - синильна кислота (pK a = 9,2).

Висота стрибка повинна бути більшою за ширину зони переходу індикатора, яка, як правило, становить 2 одиниці рН. Тому, ак і у разі сильних електролітів, критерій можливості титрування слабкого протоліту з 1% помилкою можна вивести з умови ∆p Н ±1% ≥ 2. Для водного розчину слабкої кислоти отримуємо шуканий критерій у наступній формі:

р Доa+ р З≤ 8

Приp С = 2 критичне значення р Каодно 6. Іншими словами, якщо кислота дуже слабка, та її рК абільше 6, то точно відтитрувати її з кольоровими індикаторами не можна.

Титрування сумішей протолітів та багатопротонних протолітів.У змішаних розчинах сильні кислоти пригнічують протоліз слабших. Те ж спостерігається в розчинах, що містять суміш основ різної сили. Однак кількість стрибків, що спостерігаються на кривій титрування суміші, залежить не тільки від числа присутніх протолітів, але і від абсолютних значень відповідних констант кислотності (основності), а також від їхнього співвідношення. Константи кислотності (або основності) компонентів суміші повинні відрізнятися більш ніж у 10 4 раз, тільки в цьому випадку на кривій титрування будуть окремо спостерігатися чітко виражені стрибки титрування, а відносна помилка визначення кожного компонента не перевищить 1%. Критерієм можливості роздільного титрування протолітів є так зване правило чотирьох одиниць:

(6)

Багатопротонні протоліти реагують з титрантами ступінчасто, спочатку по першому ступені, потім по другому і т.д., якщо відповідні константи кислотності розрізняються відповідно до умови (6). При розрахунку кривих нейтралізації багатопротонні протоліти можна розглядати як суміші різних електролітів.

Як приклад проаналізуємо можливість

Рис.5. Крива титрування суміші карбонат- та гідрокарбонат-іонів розчином HCl.

Вказано значення рН, у яких спостерігаються переходи забарвлення індикаторів.

При титруванні суміші двох сильних кислот, суміші двох однаково слабких кислот або суміші двох основ з близькими р Доbдвох роздільних стрибків на кривій титрування немає. Однак визначити концентрацію компонентів таких сумішей окремо все ж таки цілком можливо. Ці завдання успішно вирішують, використовуючи неводні розчинники, що диференціюють.

Кислотно-основні індикатори та їх вибір

Для виявлення к.т.т. у методі нейтралізації традиційно використовують кислотно-основні індикатори – синтетичні органічні барвники, які є слабкими кислотами або основами і змінюють видиме забарвлення в залежності від рН розчину. індикатори наведені в довідниках. Найважливішими характеристиками кожного кислотно-основного індикатора є інтервал переходуі показник титрування (pT). Інтервал переходу – це зона між двома значеннями рН, що відповідають межам зони, усередині якої спостерігається змішане забарвлення індикатора. Так водний розчин оранжевого метилового спостерігач охарактеризує як чисто жовтий – при рН< 3,1 и как чисто красный при рН >4,4, а між цими граничними значеннями спостерігається змішане, рожево-оранжеве забарвлення різних відтінків. Ширина інтервалу переходу зазвичай становить 2 одиниці рН. Експериментально визначені інтервали переходу індикаторів у деяких випадках менше або більше двох одиниць рН. Це, зокрема, пояснюється різною чутливістю ока до різних ділянок видимої області спектра. Для одноколірних індикаторів ширина інтервалу залежить від концентраціїіндикатора.

Таблиця 3

Найважливіші кислотно-основні індикатори

Індикатор	Інтервалпереходу ΔрН Ind	р Доa(HInd)	Зміна забарвлення
Метиловий помаранчевий			Червона – жовта
Бромкрезоловий зелений			Жовта – синя
Метиловий червоний			Червона – жовта
Бромкрезоловий пурпурний			Жовта – фіолетова
Бромтимоловий синій			Жовта – синя
Феноловий червоний			Жовта – червона
Тимоловий синій
Фенолфталеїн			Безбарвна – червона

Знаючи характеристики різних індикаторів, можна теоретично обґрунтовано підбирати їх, щоб отримати правильні результати аналізу. Дотримуються наступного правила: інтервал переходу індикатора повинен лежати в області стрибка на кривій титрування.

При виборі індикаторів для титрування слабких протолітів необхідно враховувати, що т.е. і стрибок титрування зміщені в слаболужне середовище при титруванні кислоти і в слабокисле середовище - при титруванні основи. Отже, для титрування слабких кислот підходять індикатори, що змінюють своє забарвлення в слаболужному середовищі (наприклад, фенолфталеїн), а для титрування слабкої основи – індикатори, що змінюють забарвлення в слабокислому середовищі (наприклад, метиловий оранжевий)

Існує ще одна характеристика кожного кислотно-основного індикатора - це показник титрування (рТ ). Так називають значення рН, у якому спостерігач найвиразніше помічає зміна забарвлення індикатора і у цей момент вважає титрування закінченим. Вочевидь, рТ = рН К.Т.Т. . Вибираючи відповідний індикатор, треба прагнути до того, щоб величина рТ була б якомога ближче до теоретично розрахованої величинирН Т.ЕКВ .. Зазвичай значення рТблизько до середини інтервалу переходу. Але рT - величина, що погано відтворюється. Різні люди, що проводять одне і те ж титрування з одним і тим же індикатором, отримають суттєво різні значення pT. До того ж величина рТ залежить від порядку титрування, тобто від напрямку зміни забарвлення. Значення рТ будуть дещо відрізнятися. Для одноколірних індикаторів (фенолфталеїн тощо) величина рТ залежить від концентрації індикатора.

Заповнена титрантом до нульової позначки. Титрувати, починаючи з інших позначок, не рекомендується, оскільки шкала бюретки може бути нерівномірною. Заповнення бюреток робочим розчином виробляють через лійку або за допомогою спеціальних пристроїв, якщо бюретка напівавтоматична. Кінцеву точку титрування (точку еквівалентності) визначають індикаторами або фізико-хімічними методами (за електропровідністю, світлопропусканням, потенціалом індикаторного електрода тощо). За кількістю робочого розчину, що пішов на титрування, розраховують результати аналізу.

Види титриметричного аналізу

Титриметричний аналіз може бути заснований на різних типах хімічних реакцій:

кислотно-основне титрування - реакції нейтралізації;
окислювально-відновне титрування (перманганатометрія, йодометрія, хроматометрія) - окислювально-відновлювальні реакції;
осаджувальне титрування (аргентометрія) - реакції, що протікають з утворенням малорозчинної сполуки, при цьому змінюються концентрації іонів, що осаджуються в розчині;
комплексонометричне титрування - реакції, засновані на утворенні міцних комплексних сполук іонів металів з комплексоном (зазвичай ЕДТА), при цьому змінюються концентрації іонів металів у розчині, що титрується.

Типи титрування

Розрізняють пряме, зворотне титрування та титрування заступника.

При прямому титруваннідо розчину визначається речовини (аліквоті або навішуванні, титрується) додають невеликими порціями розчин титранту (робочий розчин).

При зворотному титруваннідо розчину визначається речовини додають спочатку явний надлишок спеціального реагенту і потім титрують його залишок, що не вступив у реакцію.

При замісне титруваннядо розчину визначається речовини додають спочатку явний надлишок спеціального реагенту і потім титрують один із продуктів реакції між аналізованою речовиною і доданим реагентом.