Титриметрический анализ (объемный анализ) -- метод количественного анализа, основанный на измерении объема или массы реагента, требующегося для реакции с исследуемым веществом. Титриметрический анализ широко применяется в биохимических, клинических, санитарно-гигиенических и других лабораториях в экспериментальных исследованиях и для клинических анализов. Например, при установлении кислотно-щелочного равновесия, определении кислотности желудочного сока, кислотности и щелочности мочи и др. Титриметрический анализ служит также одним из основных методов химического анализа в контрольно-аналитических аптечных лабораториях.

Количество исследуемого вещества при титриметрическом анализе определяют путем титрования: к точно отмеренному объему раствора исследуемого вещества постепенно приливают раствор другого вещества известной концентрации до тех пор, пока его количество не станет химически эквивалентным количеству исследуемого вещества. Состояние эквивалентности называется точкой эквивалентности титрования. Применяемый для титрования раствор реактива известной концентрации называют титрованным раствором (стандартным раствором или титрантом): точная концентрация титрованного раствора может быть выражена титром (г/мл), нормальностью (экв/л) и др.

К реакциям, используемым при титриметрическом анализе, предъявляются следующие требования: вещества должны реагировать в строго количественных (стехиометрических) отношениях без побочных реакций, реакции должны протекать быстро и практически до конца; для установления точки эквивалентности необходимо применять достаточно надежные способы, влияние посторонних веществ на ход реакции должно быть исключено. Кроме того, желательно, чтобы при титриметрическом анализе реакции протекали при комнатной температуре.

Точку эквивалентности в титриметрическом анализе определяют по изменению окраски титруемого раствора или индикатора, вводимого в начале или в процессе титрования, изменению электропроводности раствора, изменению потенциала электрода, погруженного в титруемый раствор, изменению величины тока, оптической плотности и др.

Одним из широко применяемых способов фиксации точки эквивалентности является индикаторный метод. Индикаторы -- вещества, которые дают возможность установить конечную точку титрования (момент резкого изменения окраски титруемого раствора). Наиболее часто индикатор добавляют ко всему титруемому раствору (внутренний индикатор). При работе с внешними индикаторами периодически берут каплю титруемого раствора и смешивают с каплей раствора индикатора или помещают на индикаторную бумагу (что приводит к потерям анализируемого вещества).

Процесс титрования изображают графически в виде кривых титрования, которые позволяют наглядно представить весь ход титрования и выбрать индикатор, наиболее пригодный для получения точных результатов, т.к. кривую титрования можно сопоставить с интервалом изменения окраски индикатора.

Ошибки в титриметрическом анализе могут быть методическими и специфическими, обусловленными особенностями данной реакции. Методические ошибки связаны с особенностями метода титрования и зависят от погрешностей измерительных приборов, калибровки мерной посуды, пипеток, бюреток, неполного отекания жидкостей по стенкам мерной посуды.

Специфические ошибки обусловлены особенностями данной реакции и зависят от константы равновесия реакции и от точности обнаружения точки эквивалентности. фармацевтический лекарство молекула анальгин

Методы титриметрического анализа в зависимости от реакций, лежащих в их основе, подразделяются на следующие основные группы:

• 1. Методы нейтрализации, или кислотно-основного титрования, основаны на реакциях нейтрализации, т. е. на взаимодействии кислот и оснований. Эти методы включают ацидиметрию (количественное определение оснований с помощью титрованных растворов кислот), алкалиметрию (определение кислот с помощью титрованных растворов оснований), галометрию (количественное определение солей с помощью оснований или кислот, если они реагируют с солями в стехиометрических соотношениях).
• 2. Методы осаждения основаны на титровании веществ, образующих в определенной среде нерастворимые соединения, например, соли бария, серебра, свинца, цинка, кадмия, ртути (II), меди (III) и др. К этим методам относят аргентометрию (титрование раствором нитрата серебра), меркурометрию (титрование раствором нитрата закисной ртути) и др.
• 3. Методы комплексообразования, или комплексометрия (меркуриметрия, фторометрия и др.), основаны на применении реакций, при которых образуются комплексные соединения, например Ag+ + 2CN- Ы Ag (CN)2]. Методы комплексообразования тесно связаны с методами осаждения, т.к. многие реакции осаждения сопровождаются комплексообразованием, а образование комплексов -- выпадением в осадок малорастворимых соединений.
• 4. Методы окисления -- восстановления, или оксидиметрия, включают перманганатометрию, хроматометрию (бихроматометрию), йодометрию, броматометрию, цериметрию, ванадометрию и др.

Титриметрический, или объемный, анализ - метод количественного анализа, основанный на измерении объема (или массы) реагента Т, затраченного на реакцию с определяемым веществом Х. Другими словами, титриметрический анализ - анализ, основанный на титровании.

Цель лабораторных занятий по титриметрическим методам анализа - выработка практических навыков по технике выполнения титриметрического анализа и овладение методами статистической обработки результатов анализа на примере конкретных количественных определений, а также закрепление теоретических знаний путем решения типовых расчетных задач по каждой теме.

Знание теории и практики методов титриметрического анализа необходимо для последующего изучения инструментальных методов анализа, других химических и специальных фармацевтических дисциплин (фармацевтической, токсикологической химии, фармакогнозии, фармацевтической технологии). Изучаемые методы титриметрического анализа являются фармакопейными и широко применяются в практической деятельности провизора для контроля качества лекарственных препаратов.

Условные обозначения

А, Х, Т - любое вещество, определяемое вещество и титрант соответственно;

m(A), m(Х), т(Т) - масса любого вещества, определяемого вещества и титранта соответственно, г;

М(А), М(Х), М(Т) - молярная масса любого вещества, определяемого вещества и титранта соответственно, г/моль;

n(А), n(Х), n(Т) - количество любого вещества, определяемого вещества и титранта соответственно, моль;

Количество вещества эквивалента любого вещества, определяемого вещества и титранта соответственно, моль;

- объем раствора любого вещества, определяемого вещества и титранта соответственно, л;

- объем аликвотной доли определяемого вещества, равный вместимости пипетки, л;

- объем анализируемого раствора определяемого вещества, равный вместимости колбы, л.

1. Основные понятия титриметрического

анализа

1.1. Титрование - процесс определения вещества Х постепенным прибавлением небольших количеств вещества Т, при котором какимнибудь способом обеспечивают обнаружение точки (момента), когда все вещество Х прореагировало. Титрование позволяет найти количество вещества Х по известному количеству вещества Т, прибавленного до этой точки (момента), с учетом того, что соотношение, в котором реагируют Х и Т, известно из стехиометрии или как-то иначе.

1.2. Титрант - раствор, содержащий активный реагент Т, с помощью которого проводят титрование. Обычно титрование проводят, прибавляя титрант из калиброванной бюретки в колбу для титрования с анализируемым раствором. В эту колбу перед титрованием вносят аликвотную долю анализируемого раствора.

1.3. Аликвотная доля (аликвота) - точно известная часть анализируемого раствора, взятая для анализа. Часто она отбирается калиброванной пипеткой, и ее объем обычно обозначается символом V ss .

1.4. Точка эквивалентности (ТЭ) - такая точка (момент) титрования, в которой количество прибавленного титранта Т эквивалентно количеству титруемого вещества Х. Синонимы ТЭ: стехиометрическая точка, теоретическая конечная точка.

1.5. Конечная точка титрования (КТТ ) - точка (момент) титрования, в которой некоторое свойство раствора (например, его окраска) показывает заметное (резкое) изменение. КТТ соответствует более или менее ТЭ, но чаще всего не совпадает с ней.

1.6. Индикатор - вещество, которое проявляет видимое изменение в ТЭ или вблизи нее. В идеальном случае индикатор присутствует в достаточно малой концентрации, чтобы в интервале его перехода не затра-

чивалось существенное количество титранта Т. Резкое видимое изменение индикатора (например, его окраски) соответствует КТТ.

1.7. Интервал перехода индикатора - область концентрации ионов водорода, металла или других ионов, в пределах которой глаз способен обнаружить изменение в оттенке, интенсивности окраски, флуоресценции или другого свойства визуального индикатора, вызванное изменением соотношения двух соответствующих форм индикатора. Эту область обычно выражают в виде отрицательного логарифма концентрации, например:Для окислительно-восстановительного индикатора интервал перехода представляет собой соответствующую область окислительно-восстановительного потенциала.

1.8. Степень оттитрованности- отношение объема V (Т) добавленного титранта к объему V (ТЭ) титранта, соответствующему ТЭ. Другими словами, степень оттитрованности раствора - отношение количества оттитрованного вещества к его исходному количеству в анализируемом растворе:

1.9. Уровень титрования - порядокконцентрации используемого раствора титранта, например, 10 -1 , 10 -2 , 10 -3 и т.д.

1.10. Кривая титрования - графическое изображение зависимости изменения концентрации с (Х) определяемого вещества Х или некоторого связанного с ним свойства системы (раствора) от объема V (Т) прибавленного титранта Т. Величина с (Х) в ходе титрования изменяется на несколько порядков, поэтому кривая титрования часто строится в координатах:По оси абсцисс откладывают объем прибавленного титранта V (Т) или степень оттитрованности / . Если по оси ординат откладывать равновесную концентрацию с (Х) или интенсивность пропорционального ей свойства, то получают линейную кривую титрования. Если по оси ординат откладыватьили логарифм интенсивности свойства, пропорционального с (Х), то получают логарифмическую (или монологарифмическую) кривую титрования. Для более четкого выявления особенностей процесса титрования и в прикладных целях иногда строят дифференциальные кривые титрования, откладывая по оси абсцисс объем прибавленного титранта V (Т), а по оси ординат - первую производную от логарифма концентрации (или интенсивности пропорционального ей свойства) по объему прибавляемого титранта:Такие кривые титрования обычно используют в физико-химических методах анализа, например, при потенциометрическом титровании.

1.11. Стандартный раствор - раствор, имеющий известную концентрацию активного вещества.

1.12. Стандартизация - процесс нахождения концентрации активного реагента в растворе (чаще всего путем титрования его стандартным раствором соответствующего вещества).

1.13. Скачок титрования - интервал резкого изменения какоголибо физического или физико-химического свойства раствора вблизи точки эквивалентности, обычно наблюдается тогда, когда добавлено 99,9-100,1% титранта по сравнению с его стехиометрическим количеством.

1.14. Холостое титрование - титрование раствора, идентичного анализируемому раствору по объему, кислотности, количеству индикатора и т.д., но не содержащего определяемого вещества.

2. Основные операции титриметрического анализа

2.1. Очистка, мытье, хранение мерной посуды.

2.2. Проверка вместимости мерной посуды.

2.3. Взятие навески с точно известной массой по разности результатов двух взвешиваний (обычно - на аналитических весах).

2.4. Количественное перенесение навески вещества в мерную колбу и растворение вещества.

2.5. Заполнение мерной посуды (колб, бюреток, пипеток) раствором.

2.6. Опорожнение пипеток, бюреток.

2.7. Отбор аликвотной доли анализируемого раствора.

2.8. Титрование и расчеты по результатам титрования.

3. Калибровка мерной посуды

При титриметрическом анализе точные объемы раствора отмеривают с помощью измерительной посуды, в качестве которой используют мерные колбы вместимостью 1000, 500, 250, 100, 50 и 25 мл, пипетки и градуированные пипетки вместимостью 10, 5, 3, 2 и 1 мл. Вместимость колбы и пипетки при 20 °C выгравирована на шейке колбы или на боковой поверхности пипетки (номинальный объем). При массовом изготовлении мерной посуды действительная (истинная) вместимость мерных колб, бюреток, пипеток может отличаться от номинальных значений, указанных на посуде. Для достижения необходимой точности получаемых результатов титриметрического анализа

Калибровка мерной посуды основана на определении точной массы вливаемой или выливаемой дистиллированной воды, которая определяется по результатам взвешивания посуды до и после вливания или выливания воды. Объем воды в калибруемой посуде (ее вместимость) и масса воды связаны соотношением:

где- плотность воды при температуре опыта, г/мл.

Плотность воды зависит от температуры, поэтому при проведении расчетов следует использовать данные табл. 2-1.

Таблица 2-1. Значения плотности воды при соответствующей температуре

Мерные колбы калибруются на вливание, а бюретки и пипетки - на выливание, так как небольшие количества жидкости при выливании всегда остаются на стенках посуды.

3.1. Проверка вместимости мерных колб

Колбу тщательно моют, высушивают и взвешивают на аналитических весах с точностью до ±0,002 г. Затем заполняют ее водой (здесь и далее - дистиллированной) по нижнему мениску, удаляют фильтровальной бумагой капли воды в верхней части горлышка колбы и снова взвешивают. Каждое взвешивание пустой колбы и колбы с водой проводят не менее двух раз, при этом расхождение между двумя взвешиваниями не должно превышать ±0,005 г. Разность между массой колбы с водой и массой пустой колбы равна массе воды, вмещаемой колбой при данной температуре. Истинную вместимость колбы рассчитывают делением среднего значения массы воды на ее плотность при температуре опыта (см. табл. 2-1).

Например, пусть при калибровке мерной колбы с номинальным объемом 100 мл среднее значение массы воды при 18 °C равно 99,0350 г. Тогда истинная вместимость мерной колбы равна:

3.2. Проверка вместимости бюреток

Бюретка представляет собой стеклянный цилиндр, внутренний диаметр которого может несколько изменяться по длине бюретки. Равным делениям на бюретке в различных ее частях соответствуют неравные объемы раствора. Именно поэтому при калибровке бюретки рассчитывают истинные объемы для каждого выбранного участка бюретки.

Чистую и высушенную бюретку заполняют водой до нулевой отметки по нижнему мениску и удаляют с помощью фильтровальной бумаги капли воды с внутренней поверхности верхней части бюретки. Затем под бюретку подставляют бюкс, предварительно взвешенный с крышкой на аналитических весах. В бюкс медленно сливают из бюретки определенный объем воды (например, 5 мл). После этого бюкс закрывают крышкой и снова взвешивают. Разность массы бюкса с водой и пустого бюкса равна массе воды, вмещаемой в бюретке между делениями 0 и 5 мл при температуре опыта. Затем бюретку снова заполняют водой до нулевой отметки по нижнему мениску, медленно сливают 10 мл воды в пустой бюкс и аналогичным методом определяют массу воды, вмещаемую в бюретке между делениями 0 и 10 мл. При калибровке бюретки, например, на 25 мл такую операцию проводят 5 раз и рассчитывают массу воды, соответствующую указанным на бюретке номинальным объемам 5, 10, 15, 20 и 25 мл. Каждое взвешивание пустого бюкса и бюкса с водой повторяют не менее двух раз, при этом расхождение между двумя взвешиваниями не должно превышать ±0,005 г.

Затем по табл. 2-1 определяют плотность воды при температуре опыта и рассчитывают истинную вместимость бюретки для каждого указанного на ней значения номинального объема.

На основе полученных данных рассчитывают величину поправки равную разности между рассчитанным значением истинной вместимости и соответствующим значением номинального объема бюретки:

и затем вычерчивают кривую ошибок вместимости бюретки в координатах(рис. 2-1).

Например, пусть при калибровке бюретки вместимостью 25 мл при температуре 20 °C получены следующие экспериментальные данные, которые вместе с результатами соответствующих расчетов представлены в табл. 2-2.

На основе полученных табличных данных вычерчивают кривую поправок вместимости для данной бюретки, с использованием которой можно уточнить результаты отсчета по бюретке.

Таблица 2-2. Результаты калибровки бюретки вместимостью 25 мл

Рис. 2-1. Кривая поправок вместимости бюретки

Например, пусть на титрование аликвотной доли определяемого вещества по результатам отсчета по бюретке израсходовано 7,50 мл титранта. В соответствии с графиком (см. рис. 2-1) величина поправки, соответствующая этому номинальному объему, равна 0,025 мл, истинный объем израсходованного титранта равен: 7,50 - 0,025 = 7,475 мл.

3.3. Проверка вместимости пипеток

Чистую и взвешенную на аналитических весах пипетку заполняют водой до нулевой отметки по нижнему мениску и затем воду медленно

сливают по стенке в предварительно взвешенный бюкс. Бюкс закрывают крышкой и взвешивают вместе с водой. Каждое взвешивание пустого бюкса и бюкса с водой повторяют не менее двух раз, при этом расхождение между двумя взвешиваниями не должно превышать ±0,005 г. Разность массы бюкса с водой и пустого бюкса равна массе воды, вмещаемой пипеткой. Истинную вместимость пипетки рассчитывают делением средней массы воды на плотность воды при температуре опыта (см. табл. 2-1).

4. Типовые расчеты в титриметрическом анализе

4.1. Способы выражения концентраций, применяемые для расчетов в титриметрическом анализе

4.1.1. Молярная концентрация вещества с (А), моль/л - количество вещества А в моль, содержащееся в 1 л раствора:

(2.1)

где- количество вещества А в моль, растворенное в V (А) л

раствора.

4.1.2. Молярная концентрация эквивалента вещества , моль/л - количество вещества эквивалента А в моль, содержащееся в 1 л раствора (прежнее название - «нормальность» раствора):

(2.2)

где
- количество вещества эквивалента А в моль,

растворенное в V (А) л раствора; - молярная масса эквивалента ве-

щества А, г/моль;- фактор эквивалентности вещества.

4.1.3. Титр вещества T (А), г/мл - масса растворенного вещества А в граммах, содержащаяся в 1 мл раствора:

4.1.4. Титриметрический фактор пересчетаI, г/мл - масса определяемого вещества в граммах, взаимодействующая с 1 мл титранта:

(2.4)

4.1.5. Поправочный коэффициент F - величина, показывающая, во сколько раз практические концентрации титранта отличаются от соответствующих теоретических значений, заданных в методике:

(2.5)

4.2. Вычисление молярной массы эквивалента веществ в реакциях, применяемых в титриметрическом анализе

Эквивалентом называется реальная или условная частица, которая может присоединять или отдавать один ион водорода Н+ (или быть другим образом эквивалентной ему в кислотно-основных реакциях) либо присоединять или отдавать один электрон в окислительновосстановительных реакциях.

Фактор эквивалентности- число, обозначающее, какую

долю эквивалент составляет от реальной частицы вещества А. Фактор эквивалентности рассчитывается на основании стехиометрии данной реакции:

где Z - число протонов, отдаваемых или присоединяемых одной реагирующей частицей (молекулой или ионом) в кислотно-основной реакции, или число электронов, отдаваемых или принимаемых одной реагирующей частицей (молекулой или ионом) в полуреакции окисления или восстановления.

Молярная масса эквивалента вещества - масса одного моль эквивалента вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества, г/моль. Она может быть рассчитана по формуле:

(2.6)

4.3. Приготовление раствора методом разбавления более концентрированного раствора с известной концентрацией

При проведении титриметрического анализа в ряде случаев требуется приготовить раствор вещества А объемомс примерно известной концентрацией путем разбавления более концентрированного раствора.

При разбавлении раствора водой количество вещества А или количество вещества эквивалента А не меняется, поэтому в соответствии с выражениями (2.1) и (2.2) можно записать:

(2.7)
(2.8)

где индексы 1 и 2 относятся к растворам до и после разбавления соответственно.

Из полученных соотношений рассчитывают объем более концентрированного раствора, который необходимо отмерить для приготовления заданного раствора.

4.4. Приготовление заданного объема раствора по навеске с точно известной массой

4.4.1. Расчет массы навески

Теоретическая масса навески стандартного вещества А, необходимая для приготовления заданного объема раствора с известной концентрацией, рассчитывается из выражений (2.1) и (2.2). Она равна:

(2.9)

если используется молярная концентрация вещества в растворе, и:

(2.10)

если используется молярная концентрация эквивалента вещества в растворе.

4.4.2. Расчет точной концентрации приготовленного раствора

Концентрацию раствора вещества А, приготовленного по точной навеске массой m (А), рассчитывают из соотношений (2.1-2.3), где т(А) - практическая масса вещества А, взятая по разности двух взвешиваний на аналитических весах.

4.5. Расчет концентрации титранта при его стандартизации

Известный объем стандартного раствора объемомс концентрацией титруют раствором титранта объемом V (Т) (или наоборот). В этом случае для реакции, протекающей в растворе в процессе титрования, закон эквивалентов имеет вид:

и

Отсюда получают выражение для расчета молярной концентрации эквивалента титранта по результатам титрования:

(2.12)

4.6. Расчет массы определяемого вещества в анализируемом растворе 4.6.1. Прямое титрование

Определяемое вещество в анализируемом растворе титруется непосредственно титрантом.

4.6.1.1. Расчет с использованием молярной концентрации эквивалента титранта

Аликвотную долю раствора определяемого веществатитруют

раствором титранта объемом V(T). В этом случае для реакции, протекающей в растворе в процессе титрования:

закон эквивалентов имеет вид: и

(2.13)

Отсюда молярная концентрация эквивалента определяемого вещества, рассчитанная по результатам титрования, равна:

(2.14)

Полученное выражение подставляют в уравнение (2.2) и получают формулу для расчета массы определяемого вещества в колбе объемом по результатам прямого титрования:

(2.15)

Если при титровании часть титранта расходуется на реакцию с индикатором, проводят «холостой опыт» и определяют объем титранта V" (Т),

израсходованный на титрование индикатора. При расчетах этот объем вычитают из объема титранта, который пошел на титрование раствора определяемого вещества. Такая поправка вносится при проведении «холостого опыта» во все расчетные формулы, применяемые в титриметрическом анализе. Например, формула (2.15) для расчета массы определяемого вещества с учетом «холостого опыта» будет иметь вид:

(2.16)

4.6.1.2. Расчет с использованием титриметрического фактора пересчета

Имеем анализируемый раствор объемомНа титрование алик-

вотной долираствора определяемого вещества израсходован объем титранта V (Т) с теоретическим титриметрическим фактором пересчета и поправочным коэффициентом F. Тогда масса определяемого вещества в аликвотной доле равна:

(2.17)

а во всем анализируемом объеме

(2.18)

4.6.2. Заместительное титрование

добавляют заведомый избыток реагента А и выделяется заместитель В в количестве, эквивалентном определяемому веществу:

Заместитель В титруется подходящим титрантом:

Закон эквивалентов для заместительного титрования:

с использованием соотношения (2.8) можно записать в виде:

Отсюда получают формулу для расчета молярной концентрации эквивалента определяемого вещества в растворе по результатам заместительного титрования:

которая имеет такой же вид, как и при прямом титровании (2.14). Именно поэтому все расчеты массы определяемого вещества в анализируемой задаче при заместительном титровании производят по формулам (2.15- 2.18) для прямого титрования. 4.6.3. Обратное титрование

К аликвотной доле определяемого веществадобавляют известный избыток первого титранта:

Затем избыток непрореагировавшего первого титранта оттитровывают вторым титрантомпри этом расходуется объем:

Закон эквивалентов в данном случае можно записать в виде:

Отсюда рассчитывают молярную концентрацию эквивалента вещества Х в растворе:

(2.19)

Подставляют полученное выражение в уравнение (2.2) и получают формулу для расчета массы определяемого вещества в анализируемом растворе, равном объему колбы, по результатам обратного титрования:

5. Выполнение и обеспечение практических работ по титриметрическому анализу

5.1. Общие положения

При изучении раздела «Титриметрический анализ» предусмотрено проведение работ по следующим темам.

Тема I. Методы кислотно-основного титрования.

Тема II. Методы окислительно-восстановительного титрования.

Тема III. Методы осадительного титрования.

Тема IV. Методы комплексонометрического титрования.

Занятие 1. Приготовление раствора хлороводородной кислоты и его стандартизация.

Занятие 2. Определение массы щелочи в растворе. Определение массы карбонатов в растворе. Определение массы щелочи и карбоната в растворе при совместном присутствии.

Занятие 3. Определение массы аммиака в растворах аммониевых солей.

а) Тест-контроль 1.

б) Определение массы аммиака в растворах аммониевых солей. Занятие 4. Перманганатометрическое титрование.

а) Письменная контрольная работа 1.

б) Определение массы водорода пероксида в растворе.

в) Определение массы железа(II) в растворе соли. Определение массовой доли железа(II) в образце соли.

Занятие 5. Йодометрическое титрование.

а) Определение массы водорода пероксида в растворе.

б) Определение массы меди(II) в растворе. Занятие 6. Йодиметрическое титрование.

Занятие 7. Броматометрическое титрование. Определение массы мышьяка(III) в растворе.

Занятие 8. Бромометрическое титрование. Определение массовой доли натрия салицилата в препарате.

Занятие 9. Нитритометрическое титрование.

а) Тест-контроль 2.

б) Определение массовой доли новокаина в препарате. Занятие 10. Аргентометрическое титрованиеи гексацианоферратоме-

трическое титрование.

а) Письменная контрольная работа 2.

б) Определение массы калия бромида и калия йодида в растворе методами аргентометрического титрования.

в) Определение массы цинка в растворе методом гексацианоферратометрического титрования.

Занятие 11. Комплексонометрическое определение массы цинка и свинца в растворе.

а) Тест-контроль 3.

б) Определение массы цинка и свинца в растворе.

Занятие 12. Комплексонометрическое определение железа(III) и кальция в растворе.

а) Письменная контрольная работа 3.

б) Определение массы железа(III) и кальция в растворе.

В зависимости от конкретной ситуации допускается проведение некоторых работ в течение не одного, а двух занятий. Возможно также смещение сроков проведения тест-контролей и письменных контрольных работ.

В конце каждой темы приводятся примеры тестовых пунктов для промежуточного контроля знаний студентов, содержание итоговой письменной контрольной работы, пример билета письменной контрольной работы.

В конце каждого занятия студент оформляет протокол, который включает дату и название выполненной работы, сущность методики, порядок выполнения работы, полученные экспериментальные данные, расчеты, таблицы, выводы. Все расчеты результатов анализа (концентрация раствора, масса определяемого вещества) студенты выполняют с точностью до четвертой значащей цифры, за исключением случаев, особо оговоренных по тексту.

Промежуточный контроль практических навыков и теоретических знаний осуществляется с помощью тестового контроля и письменных контрольных работ.

5.2. Материальное обеспечение занятий по титриметрическому анализу

Лабораторная посуда: бюретки вместимостью 5 мл, мерные пипетки вместимостью 2 и 5 мл, мерные колбы вместимостью 25, 50, 100 и 250 мл, конические колбы вместимостью 10-25 мл, стеклянные бюксы, стеклянные воронки диаметром 20-30 мм, склянки из обычного или темного стекла вместимостью 100, 200 и 500 мл, мерные цилиндры вместимостью 10, 100 мл.

Реактивы: в работе применяются реактивы квалификации «х.ч.» и «ч.д.а.», индикаторная бумага.

Приборы: весы аналитические с разновесами, весы технические с разновесами, сушильный шкаф, лабораторный термометр со шкалой 20-100 °C, штативы с лапками для закрепления бюреток и кольцами для асбестовых сеток, газовые горелки, водяные бани.

Вспомогательные материалы и принадлежности: моющие средства (сода, моющие порошки, хромовая смесь), ерши для мытья посуды, резиновые груши, асбестовые сетки, канцелярский клей, карандаши по стеклу, фильтровальная бумага.

Список литературы

1.Лекции для студентов по разделу «Титриметрический анализ».

2.Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия (аналитика): В 2 т.- изд. 5-е - М.: Высшая школа, 2010 (далее именуется «Учебник»).

3.Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии.- М.: Химия, 1989 (далее именуется «Справочник»).

4.Джабаров Д.Н. Сборник упражнений и задач по аналитической химии.- М.: Русский врач, 2007.

Общие положения титриметрического метода. В производственной, природоохранной, научной деятельности постоянно приходится выяснять состав того или иного продукта, сырья, природного или искусственного материала. Эти задачи решаются методами аналитической химии . При этом может осуществляться качественный анализ , когда достаточно установить наличие или отсутствие в анализируемой пробе определенных веществ, или количественный анализ , когда выясняют, какие вещества и в каком количестве входят в состав (в виде основного компонента или как примеси) анализируемой пробы.

Одним из наиболее распространенных и точных методов количественного химического анализа является титриметрический метод анализа . Такое название указывает, что при осуществлении метода производят процесс титрования , заключающийся в постепенном прибавлении одного раствора к определённому объему другого раствора. При этом используется то очевидное обстоятельство, что реакция между двумя веществами протекает до тех пор, пока одно из них не будет израсходовано. По уравнению реакции можно рассчитать количество одного из реагентов, если известно, сколько вступило в реакцию другого реагента.

Титриметрический метод количественного анализа основан на точном измерении объемов растворов реагирующих веществ, концентрация одного из которых точно известна (растворы с известной концентрацией называются стандартными* ). Определённый объем одного раствора титруют другим раствором. Титрование прекращают, когда вещество в титруемом растворе расходуется полностью в результате происходящей реакции. Этот момент называется точкой эквивалентности и соответствует тому, что количество вещества (число моль) в добавленном растворе (титранте ) становится эквивалентным количеству вещества, содержавшемуся в титруемом растворе (момент достижения точки эквивалентности определяют по изменению окраски индикатора - об индикаторах см. далее).

Техника выполнения титрования. Индикаторы. Для прибавления титранта к титруемому раствору используют бюретку - стеклянную узкую и длинную трубку, на которой нанесена градуировка десятых долей миллилитра (см рис. на первой странице обложки). Выпускное устройство снизу бюретки позволяет точно регулировать скорость добавления титранта (от струи до отдельных капель) и точно измерять объем добавленного титранта. В лабораторной практике пользуются обычно бюретками на 25 мл.

Определенное количество титруемого раствора (в большинстве случаев это исследуемый раствор) отмеряют и переносят в коническую колбу . Туда же вливают несколько капель раствора индикатора. К раствору в колбе постепенно добавляют из бюретки титрант (в большинстве случаев и в опытах, выполняемых в данной работе, (но не всегда!) титруемый раствор является исследуемым раствором, а титрант - стандартным). При достижении точки эквивалентности окраска индикатора меняется, титрование прекращают и измеряют по шкале бюретки объем добавленного титранта, значение которого затем используют для расчетов.

Окраска индикатора зависит от концентрации веществ, находящихся в растворе. Например, окраска индикаторов, применяемых в кислотно-осно́вном титровании (методе нейтрализации ), зависит от концентрации ионов водорода в растворе:

Если титровать щелочной раствор кислотой в присутствии метилового оранжевого, то окраска титруемого будет оставаться желтой вплоть до полной нейтрализации щелочного компонента, что и означает достижение точки эквивалентности; при этом индикатор меняет окраску с желтой на оранжевую. Если добавить хотя бы одну каплю избыточной кислоты, окраска становится красно-розовой. В таком случае говорят, что «раствор перетитрован». При этом измеренный по бюретке объем титранта больше, чем объем, в действительности необходимый для нейтрализации; это вносит ошибку в последующие расчеты.

В титрметрии, кроме метода нейтрализации, существуют и другие методы, в которых используются свои индикаторы, меняющие окраску в зависимости от присутствия каких-либо веществ в растворе.

Химический эквивалент и молярная концентрация эквивалента. Какие количества веществ являются эквивалентными друг другу, определяется уравнением реакции. Например, в реакции нейтрализации:

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

реагируют без остатка 1 моль щелочи и 1 моль кислоты. Но при взаимодействии гидроксида натрия с серной кислотой:

NaOH + ½H 2 SO 4 = ½Na 2 SO 4 + H 2 O

на нейтрализацию 1 моля щелочи достаточно ½ моля серной кислоты. Принято считать, что один моль HCl (как и один моль NaOH) представляет собой один химический эквивалент . В то же время ½ моля серной кислоты также представляет один химический эквивалент. Отсюда следует, что соотношение, при котором вещества прореагируют друг с другом без остатка, надо вычислять не по числу молей этих веществ, а по числу их молей эквивалентов . Таким образом, для выражения содержания веществ в растворах, используемых в титриметрии, удобно использовать концентрацию (см. раздел общей химии «Способы выражения концентраций растворов»), показывающую, сколько молей эквивалента вещества находится в единице объема (одном литре) раствора. Это так называемая молярная концентрация эквивалента (С н, моль экв/л ). Ранее для этой концентрации использовалось название «нормальная концентрация » (единица измерения мг-экв/л ), которое в настоящее время исключено из нормативных документов: ГОСТов, методик и т.п. Однако это старое название продолжает широко употребляться в практической работе. Соответственно, характеризуя значение С н, по-прежнему говорят, что раствор имеет определенную нормальность ; например, раствор с концентрацией 2 моль экв/л называют двунормальным, 1 моль экв/л - нормальным, 0,1 моль экв/л - децинормальным и обозначают соответственно 2 н., 1 н., 0,1 н. и т.д. В данном учебном пособии такие термины и обозначения также используются.

Понятие химического эквивалента позволяет учесть, что одна молекула вещества может быть в реакции равноценна двум, трем и даже большему числу молекул другого вещества. Химическим эквивалентом вещества называется такое количество (число моль) или масса этого вещества, которая в химических реакциях эквивалентна (т.е. присоединяет, замещает, выделяет) 1 моль (или 1 г) ионов водорода Н + или атомарного водорода Н. Для кислот и оснований величина молярной массы химического эквивалента M экв, рассчитывается из молярной массы M с учетом числа ионов водорода, отщепляемых молекулой кислоты или числа гидроксид-ионов, отщепляемых молекулой основания при диссоциации:

; .

Таким образом, показывают, какая масса из общей массы моля вещества эквивалентна в реакции одному молю однозарядных ионов. Аналогично, при нахождении молярной массы химического эквивалента отдельного иона, молярную (или атомную) массу иона делят на его заряд z , вычисляя, какая масса приходится на единичный заряд:

.

Расчет эквивалентной молярной массы ионов магния и кальция приведен в подразделе 1.1. при рассмотрении единиц измерения жёсткости.

Расчет концентрации анализируемого раствора. Очевидно, что чем больший объем стандартного раствора титранта V станд потрачен на достижение точки эквивалентности и чем больше концентрация этого титранта C станд (здесь и далее речь идет только о нормальной концентрации, поэтому индекс «н» в обозначении C н можно опустить), тем больше концентрация C x анализируемого титруемого раствора, т.е. при расчете оказывается, что
C x ~ C станд ·V станд. В то же время, титранта надо затратить тем больше, чем больше взято исходного титруемого раствора; чтобы это учесть, при расчете C x произведение объема и концентрации затраченного титранта следует отнести к объему титруемого раствора V x :

.

1.4.2. Определение карбонатной жёсткости воды

Для определения карбонатной жёсткости титруют некоторый объем исследуемой воды стандартным раствором соляной кислоты в присутствии индикатора метилового оранжевого. При этом протекают реакции с гидрокарбонатами:

Ca(HCO 3) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O;

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O;

и карбонатами:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O;

MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + CO 2 + H 2 O.

При достижении точки эквивалентности, когда прореагируют все карбонаты и гидрокарбонаты, индикатор меняет окраску с желтой на оранжевую.

1.4.3. Определение общей жёсткости воды

При определении общей жёсткости используют метод титрования, который называется комплексонометрическим методом , так как в нем используются вещества с общим названием комплексоны . Один из комплексонов, наиболее широко применяемый -
трилон Б (это торговая марка, под которой впервые был выпущен этот химический продукт). Он представляет производное органической кислоты, в составе молекулы которого присутствуют два атома водорода, способные замещаться на атомы металла. Не рассматривая строения молекулы трилона Б, используем ее общепринятое условное обозначение: H 2 Y.

Определение основано на том, что ионы кальция и магния образуют растворимые комплексные соединения с Трилоном Б:

Ca 2+ + H 2 Y → + 2H + ;

Mg 2+ + H 2 Y → + 2H + .

В качестве индикаторов используют реактивы, которые дают с определяемыми ионами характерно окрашенные соединения. При достижении точки эквивалентности, когда почти все ионы Ca 2+ и Mg 2+ связываются с трилоном Б в комплексы и их концентрация в растворе резко уменьшается, окраска раствора меняется. Титрование необходимо проводить в слабощелочной среде (для связывания образующихся ионов водорода), поэтому к титруемому раствору кроме индикатора добавляют так называемый буферный раствор , который обеспечивает постоянство величины pH (при осуществлении данного титрования добавляют аммиачный буферный раствор , который поддерживает постоянство pH в пределах 8…10 единиц).

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

1. Методом кислотно-основного титрования определить карбонатную жёсткость водопроводной воды.

2. Методом комплексонометрического титрования определить общую жёсткость водопроводной воды.

3. По экспериментальным данным сделать вывод об уровне жёсткости исследованной воды и рассчитать величину постоянной жёсткости.

Опыт 1. Определение карбонатной жёсткости

В две конические колбы налить по 100 мл исследуемой (водопроводной) воды (отмерив ее мерным цилиндром), добавить
5-6 капель раствора индикатора метилового оранжевого. Одна из колб является контрольной, т.е. используется, чтобы заметить изменение окраски раствора в другой колбе при титровании. Записать начальный уровень титранта в бюретке.

Перед титрованием убеждаются, что в бюретке достаточно раствора, а стеклянный носик полностью заполнен жидкостью. Пузырьки воздуха из носика выдавливают потоком жидкости, повернув трубку носика вверх под углом около 45°. Выпускное устройство бюретки представляет резиновую трубку со стеклянным шариком внутри. Для вытекания жидкости слегка оттягивают большим и указательным пальцем стенку трубки от шарика, чтобы между ними образовался просвет. Наполняют бюретку через воронку, после чего воронку вынимают из верхнего отверстия; если этого не сделать, во время титрования с воронки может стечь оставшийся в ней раствор, и измерение объема окажется неточным.

При необходимости долить раствор титранта в бюретку, доведя уровень до нулевого деления. Во вторую колбу из бюретки прибавлять 0,1 н. раствор соляной кислоты до перехода окраски индикатора из желтой в оранжевую (получаемый цвет, скорее, можно назвать персиковым).

Поверхность жидкости в бюретке представляется широкой вогнутой полосой (мени́ск ). Отсчет значений по шкале производят по нижнему краю мениска, глаз наблюдателя должен находиться на уровне мениска. Титрант из бюретки сначала приливают достаточно быстро, непрерывно перемешивая содержимое колбы вращательными движениями. На шарик надавливают левой рукой, а колбу держат и перемешивают правой рукой. Титрование проводят стоя! За окраской раствора наблюдают, подложив под колбу лист белой бумаги для лучших условий наблюдения. По мере приближения к концу титрования, о чем можно судить по появлению в центре колбы «облачка» розовой окраски, тут же исчезающего при дальнейшем перемешивании, титрант приливают уже по каплям. Раствор должен изменить цвет от прибавления одной определенной капли; в этот момент розовое «облачко» не исчезнет, а распространится по всему раствору.

Чтобы убедиться в отсутствии значительных случайных ошибок при выполнении титрования и при отмеривании объема титруемого раствора, титрование повторяют два-три раза и рассчитывают среднюю величину V станд, которую в дальнейшем используют для расчетов.

Записать уровень раствора в бюретке и вычислить объем титранта, пошедший на титрование, как разность конечного и начального отсчетов. Титрование повторить (можно использовать «контрольную колбу»). Рассчитать объем стандартного раствора как среднее по результатам двух титрований. Вычислить карбонатную жёсткость Ж карб исследуемой воды (в ммоль экв/л) по формуле:

,

где С HCl - молярная концентрация эквивалента (нормальность) раствора соляной кислоты; V HCl - объем соляной кислоты, пошедший на титрование; V моль экв/л к ммоль экв/л .

Опыт 2. Определение общей жёсткости

Титрование проводят в присутствии индикатора «хром темно-синий ». В коническую колбу налить 25 мл исследуемой воды и добавить дистиллированной воды до общего объема 100 мл (отмерять цилиндром). Добавить 5 мл аммиачного буферного раствора и
5-7 капель раствора индикатора хрома темно-синего; при этом раствор приобретает винно-красную окраску.

Записать начальный уровень титранта в бюретке. При необходимости долить раствор титранта в бюретку, доведя уровень до нулевого деления. Из бюретки по каплям прибавлять 0,1 н. раствор трилона Б до изменения окраски раствора от винно-красной до синевато-сиреневой.

В отличие от титрования в первом опыте, где реакция протекает практически мгновенно, взаимодействие трилона Б с кальцием и магнием требует некоторого заметного промежутка времени. Чтобы не пропустить момент достижения точки эквивалентности, титрант с самого начала титрования добавляют отдельными каплями с интервалом в две-три секунды , внимательно наблюдая, не меняется ли окраска титруемого раствора. Если приливать титрант быстрее, то некоторое количество его попадет в уже оттитрованный раствор, который еще не успел поменять окраску; в результате раствор будет перетитрован, а объем пошедший на титрование - завышен.

Записать уровень раствора в бюретке и вычислить объем титранта, пошедший на титрование, как разность конечного и начального отсчетов. Титрование повторить. Рассчитать объем стандартного раствора как среднее по результатам двух титрований. Вычислить общую жёсткость Ж общ исследуемой воды (в ммоль экв/л) по формуле:

,

где С ТрБ - молярная концентрация эквивалента (нормальность) раствора трилона Б; V ТрБ - объем трилона Б, пошедший на титрование; V исслед - объем исследуемой воды; 1000 - коэффициент перехода от моль экв/л к ммоль экв/л .

По полученным данным сделать вывод об уровне жёсткости исследованной воды.

Пренебрегая вкладом карбонатов в величину постоянной жёсткости и считая, что в данном случае временная жёсткость воды совпадает с карбонатной жёсткостью, т.е. Ж карб = Ж вр, рассчитать постоянную жёсткость воды по разности между общей и временной жёсткостью.

Ж пост = Ж общ – Ж вр.

КОНТРОЛЬНОЕ ЗАДАНИЕ

1. В 1 л воды содержится 36,47 мг иона магния и 50,1 мг иона кальция. Чему равна жёсткость воды?

3. Чему равна карбонатная жёсткость воды, если в 1 л её содержится 0,292 г гидрокарбоната магния и 0,2025 г гидрокарбоната кальция?

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Какие компоненты определяют жёсткость природной воды?

2. Единицы измерения жёсткости. Градация природных вод по уровню жёсткости.

3. Какую жёсткость называют карбонатной, некарбонатной, временной, постоянной и почему? Какие компоненты определяют каждый из названных видов жёсткости?

4. Вредное действие жёсткости воды.

5. Реагентные методы устранения различных видов жёсткости воды (написать уравнения соответствующих реакций).

6. Что такое иониты? Классификация ионитов по различным критериям. Ионообменные процессы. Различные формы
ионитов.

7. Обессоливание и умягчение воды методом ионного обмена.

8. Два подхода к химическому анализу. Сущность титриметрического метода анализа.

9. Техника работы и используемые устройства при осуществлении титриметрического метода анализа.

10. Формула для расчета концентрации анализируемого раствора в титриметрическом анализе.

11. Применяемые реактивы и индикаторы и уравнения химических реакций при определении карбонатной и общей жёсткости воды.

Основная

1. Коровин Н. В. Общая химия: учеб. для технич. направ. и спец. вузов. - М. : Высш. шк., 2007. - 556 с. (также предыдущие издания)

2. Глинка Н. Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов. - М. : Интеграл-ПРЕСС, 2008. - 728 с. (также предыдущие издания)

3. Дробашева Т. И. Общая химия: учеб. для втузов. - Ростов н/Д: Феникс, 2007. - 448 с.

4. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб.
пособие для нехим. специальностей вузов. - М. : Интеграл-ПРЕСС, 2006. - 240 с. (также предыдущие издания)

5. Лидин Р. А. Задачи по неорганической химии: учебн. пособие для хим.-технол. вузов / Р. А. Лидин, В.А. Молочко, Л. Л. Андреева; под ред. Р. А. Лидина. - М. : Высш. шк., 1990. - 319 с.

Дополнительная

6. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: учеб. для вузов - М. : Высш. шк., Изд. центр «Академия», 2001. - 743 с. (также предыдущие издания)

7. Хомченко И. Г. Общая химия: учеб. для нехим. вузов -
М. : Новая Волна; ОНИКС, 2001. - 463 с.

Учебное издание

Лабораторный практикум

В двух частях

Составители Валерий Тарасович Фомичев,
Олег Александрович Кузнечиков, Вера Анатольевна Андронова и др.

Макет О.А. Кузнечиков

Подписано в печать 25.01.10. Формат 60х84/16.

Бумага офсетная. Печать трафаретная. Гарнитура Таймс.

Уч.-изд. л. 4,80. Усл. печ. л. 5,58. Тираж 200 экз. Заказ № 104

Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования

«Волгоградский государственный архитектурно-строительный университет»

Отпечатано в полном соответствии с предъявленным авторами оригиналом
в секторе оперативной полиграфии ЦИТ

400074, Волгоград, ул. Академическая, 1

химия

ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ

В двух частях

Часть 2

Волгоград 2010

* расчет массы одного моля эквивалента вещества или отдельного иона (иногда говорят просто «химического эквивалента» и используют обозначение Э) см. далее в материале к лабораторной работе «Жёсткость воды» (с. 90-91)

*барботирование (барботаж) - пропускание через слой жидкости газа (или пара), подаваемого обычно через распределительное устройство с большим количеством мелких отверстий (барботёр) в нижней части аппарата

*Казимир Фаянс (1887-1975) - американский физикохимик; Н. П. Песков (1880-1940) советский физикохимик, автор монографии «Физико-химические основы коллоидной науки» (1934 г.)

*Ганс Шульце (1853-1892) - немецкий химик, Уильям Гарди (1864-1934) - английский биолог; изучали устойчивость коллоидных растворов

* чтобы упростить изложение, здесь и далее не рассматривается, что MgCO 3 реагирует с горячей водой с образованием гидроксида магния и при кипячении воды разложение гидрокарбоната магния происходит по реакции:
Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 ↓ + 2CO 2

* по ранее принятой терминологии мг-экв/л

* см. примечание на с. 80

* лигнин - полимерное соединение, составляющее 20-30 % от массы древесины; в промышленности получают как отход при производстве целлюлозы

*используют также термин титрованные растворы , так как для всех растворов, используемых в титриметрии, значение концентрации всегда можно установить путем титрования другим подходящим стандартным раствором

Похожая информация.

Лабораторная работа № 8

ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ

Цель работы: ознакомиться с основами титриметрического анализа, изучить основные методы и приёмы титрования.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. Сущность титриметрического анализа . Основные понятия.

Титриметрический (объёмный) анализ является одним из важнейших видов количественного анализа. Его основными достоинствами являются точность, быстрота исполнения и возможность применения для определения самых разнообразных веществ. Определение содержания вещества в титриметрическом анализе осуществляется в результате проведения реакции точно известного количества одного вещества с неизвестным количеством другого, с последующим расчётом количества определяемого вещества по уравнению реакции. Реакция, которая при этом протекает должна быть стехиометрической, т. е. вещества должны реагировать строго количественно, согласно коэффициентам в уравнении. Только при соблюдении этого условия реакция может быть использована для количественного анализа.

Основной операцией титриметрического анализа является титрование – постепенное смешивание веществ до полного окончания реакции. Обычно в титриметрическом анализе используются растворы веществ. В ходе титрования раствор одного вещества постепенно приливается к раствору другого вещества до тех пор, пока вещества полностью не прореагируют. Раствор, который приливают, называется титрантом , раствор, к которому приливается титрант, называется титруемым раствором. Объём титруемого раствора, который подвергается титрованию, называется аликвотной частью или аликвотным объёмом.

Точкой эквивалентности называется момент, наступающий в ходе титрования, когда реагирующие вещества полностью прореагировали. В этот момент они находятся в эквивалентных количествах, т. е. достаточных для полного, без остатка, протекания реакции.

Для титрования применяются растворы с точно известной концентрацией, которые называются стандартными или титрованными . Различают несколько типов стандартных растворов.

Первичным стандартом называется раствор с точно известной концентрацией, приготовленный по точной навеске вещества. Вещество для приготовления первичного стандарта должно иметь определённый состав и быть определённой степени чистоты. Содержание в нём примесей не должно превышать установленных норм. Зачастую для приготовления стандартных растворов вещество подвергается дополнительной очистке. Перед взвешиванием вещество высушивается в эксикаторе над осушающим веществом или выдерживается при повышенной температуре. Навеску взвешивают на аналитических весах и растворяют в определённом объёме растворителя. Полученный стандартный раствор не должен изменять своих свойств при хранении. Стандартные растворы хранят в плотно закрытой посуде. При необходимости их предохраняют от попадания прямых солнечных лучей и воздействия высокой температуры. Стандартные растворы многих веществ (HCl, H2SO4, Na2B4O7 и др.) могут храниться годами без изменения концентрации.

Ввиду того, что подготовка вещества для приготовления стандартного раствора является длительным и трудоёмким процессом, химической промышленностью выпускаются т. наз. фиксаналы . Фиксанал представляет собой стеклянную ампулу, в которой запаяна определённая навеска вещества. Ампулу разбивают, и вещество количественно переносят в мерную колбу, доводя затем объём жидкости до метки. Применение фиксаналов значительно облегчает процесс и сокращает время приготовления стандартного раствора.

Некоторые вещества трудно получить в химически чистом виде (например, KMnO4). Из-за содержания примесей взять точную навеску вещества часто бывает невозможно. Кроме этого, растворы многих веществ при хранении изменяют свои свойства. Например, растворы щелочей способны поглощать углекислый газ из воздуха, в результате чего их концентрация со временем меняется. В этих случаях используют вторичные стандарты.

Вторичным стандартом называется раствор вещества с точно известной концентрацией, которая устанавливается по первичному стандарту. Вторичные стандарты (например, растворы KMnO4, NaOH и т. д.) хранятся при тех же условиях, что и первичные стандарты, но их концентрацию периодически проверяют по стандартным растворам так называемых установочных веществ.

2. Способы и виды титрования.

В процессе титрования аликвотная часть раствора отбирается обычно в колбу, затем к ней из бюретки малыми порциями приливается раствор титранта, до достижения точки эквивалентности. В точке эквивалентности измеряется объём титранта, израсходовавшийся на титрование раствора. Титрование может осуществляться несколькими способами.

Прямое титрование заключается в том, что раствор определяемого вещества А титруют стандартным раствором титранта В . Способом прямого титрования титруют растворы кислот, оснований, карбонатов и т. д.

При реверсивном титровании аликвотную часть стандартного раствора В титруют раствором определяемого вещества А . Реверсивное титрование применяется в том случае, если определяемое вещество неустойчиво при тех условиях, в которых производится титрование. Например, окисление нитритов перманганатом калия происходит в кислой среде.

NO2- + MnO2- + 6H+ ® NO3- + Mn2+ + 3H2O

Но сами нитриты в кислой среде неустойчивы.

2NaNO2 + H2SO4 ® Na2SO4 + 2HNO2

Поэтому стандартный раствор перманганата, подкисленный серной кислотой, титруют раствором нитрита, концентрацию которого хотят определить.

Обратное титрование применяют в тех случаях, когда прямое титрование не применимо: например, из-за очень низкого содержания определяемого вещества, невозможности определить точку эквивалентности, при медленном протекании реакции и т. д. В ходе обратного титрования к аликвотной части определяемого вещества А приливают точно измеренный объём стандартного раствора вещества В , взятый в избытке. Непрореагировавший избыток вещества В определяют титрованием стандартным раствором вспомогательного вещества С . По разности исходного количества вещества В и его количества, оставшегося после протекания реакции, определяют количество вещества В , вступившее в реакцию с веществом А , исходя из которого и рассчитывают содержание вещества А .

Косвенное титрование или титрование по заместителю. Основано на том, что титруют не само определяемое вещество, а продукт его реакции со вспомогательным веществом С .

Вещество D должно образовываться строго количественно по отношению к веществу А . Определив cодержание продукта реакции D титрованием стандартным раствором вещества В, по уравнению реакции рассчитывают содержание определяемого вещества А .

Реакции, которые используются в титриметрическом анализе, должны быть строго стехиометрическими, протекать достаточно быстро и по возможности при комнатной температуре. В зависимости от типа протекающей реакции различают:

Кислотно-основное титрование, в основе которого лежит реакция нейтрализации.

Окислительно-восстановительное титрование, основанное на окисчлительно-восстановительных реакциях.

Комплексонометрическое титрование, основанное на реакциях комплексообразования.

3. Кислотно-основное титрование.

В основе кислотно-основного титрования лежит реакция нейтрализации между кислотой и основанием. В результате реакции нейтрализации образуется соль и вода.

HAn + KtOH ® KtAn + H2O

Реакция нейтрализации протекает при комнатной температуре практически мгновенно. Кислотно-основное титрование применяется для определения кислот, оснований, а также многих солей слабых кислот: карбонатов, боратов, сульфитов, и т. д. При помощи данного метода можно титровать смеси различных кислот или оснований, определяя содержание каждого компонента в отдельности.

При титровании кислоты основанием или наоборот, происходит постепенное изменение кислотности среды, которое выражается водородным показателем рН. Вода представляет собой слабый электролит, который диссоциирует согласно уравнению.

Н2О ® Н+ + ОН-

Произведение концентрации ионов водорода на концентрацию ионов гидроксила есть величина постоянная, и называется ионное произведение воды.

https://pandia.ru/text/78/441/images/image002_110.gif" width="165" height="25 src="> (1)

В нейтральной среде концентрации водородных ионов и гидроксид-ионов равны и составляют 10-7м/л. Ионное произведение воды остаётся постоянным при добавлении в воду кислоты или основания. При добавлении кислоты увеличивается концентрация ионов водорода, что приводит к сдвигу равновесия диссоциации воды влево, в результате чего концентрация гидроксид-ионов уменьшается. Например, если = 10-3м./л., то = 10-11м./л. Ионное произведение воды останется постоянным.

Если увеличить концентрацию щёлочи, то концентрация гидроксид-ионов увеличится, а концентрация ионов водорода уменьшится, ионное произведение воды также останется постоянным. Например, = 10-2, = 10-12

Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.

рН = - lg . (2)

Исходя из уравнения (1) можно заключить, что в нейтральной среде рН = 7.

pН = - lg 10-7 = 7.

В кислой среде рН < 7, в щелочной рН > 7. Аналогично выводится формула для рОН из уравнения (1).

pОН = - lg = 14 – pH. (3)

В ходе кислотно-основного титования с каждой порцией приливаемого титранта изменяется рН раствора. В точке эквивалентности рН достигает определённого значения. В этот момент времени титрование необходимо прекратить и измерить объём титранта, пошедший на титрование. Для определения рН в точке эквивалентности строят кривую титрования – график зависимости рН раствора от объёма прибавляемого титранта. Кривую титрования можно построить экспериментально, измеряя рН в различные моменты титрования, или рассчитать теоретически, используя формулы (2) или (3). Для примера рассмотрим титрование сильной кислоты HCl сильным основанием NaOH.

Таблица 1. Титрование 100мл 0,1М раствора HCl 0,1М раствором NaOH.

По мере прибавления щёлочи к раствору кислоты, происходит уменьшение количества кислоты и рН раствора увеличивается. В точке эквивалентности кислота полностью нейтрализована щёлочью и рН = 7. Реакция раствора нейтральная. При дальнейшем добавлении щёлочи рН раствора определяется избыточным количеством NaOH. При добавлении 101 и 110мл. раствора NaOH избыток щёлочи составляет соответственно 1 и 10 мл. Kоличество NaOH в этих двух точках, исходя из формулы молярной концентрации раствора равно соответственно моль и 1 10-3моль

Исходя из формулы (3) для титруемого раствора с избытком щёлочи 1 и 10 мл. имеем значения рН соответственно 10 и 11. По рассчитанным значениям рН строим кривую титрования.

По кривой титрования видно, что в начале титрования рН раствора определяется присутствием в растворе соляной кислоты и слабо изменяется при добавлении раствора щёлочи. Вблизи точки эквивалентности происходит резкий скачок рН при добавлении очень малого количества щёлочи. В точке эквивалентности в растворе присутствует только соль и вода. Соль сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергается и поэтому реакция раствора нейтральная рН = 7. Дальнейшее прибавление щёлочи приводит к увеличению рН раствора, которое также незначительно изменяется от объёма приливаемого титранта, как и в начале титрования. В случае титрования сильных кислот сильными основаниями и наоборот, точка эквивалентности совпадает с точкой нейтральности раствора.

При титровании слабой кислоты сильным основанием наблюдается несколько иная картина. Слабые кислоты в растворах диссоциируют не полностью и в растворе устанавливается равновесие..

HAn ® H+ + An-.

Константа этого равновесия называется константой диссоциации кислоты.

(4)

Поскольку слабая кислота диссоциирует не полностью, то концентрацию ионов водорода нельзя свести к общей концентрации кислоты в растворе как это было в случае титрования сильной кислоты. (6)

При добавлении раствора щёлочи к раствору слабой кислоты в растворе образуется соль слабой кислоты. Растворы, содержащие слабый электролит и его соль называются буферными растворами . Их кислотность зависит не только от концентрации слабого электролита, но и от концентрации соли. По формуле (5) можно рассчитать рН буферных растворов.

СKtAn – концентрация соли в буферном растворе.

KD – константа диссоциации слабого электролита

СHАn – концентрация слабого электролита в растворе.

Буферные растворы обладают свойством сохранять определённое значение рН при добавлении кислоты или основания (отсюда происходит их название). Добавление сильной кислоты к буферному раствору приводит к вытеснению слабой кислоты из её соли и следовательно, к связыванию ионов водорода:

KtAn + H+ ® Kt+ + HAn

При добавление сильного основания, последнее сразу нейтрализуется присутствующей в растворе слабой кислотой с образованием соли,

HAn + OH-® HOH + An-

что также приводит к стабилизации рН буферного раствора. Буферные растворы широко применяются в лабораторной практике в тех случаях, когда требуется создать среду с постоянным значением рН.

В качестве примера рассмотрим титрование 100 мл. 0,1М. раствора уксусной кислоты СН3СООН, 0,1М. раствором NaOH.

При добавлении щёлочи к раствору уксусной кислоты происходит реакция.

СН3СООН + NaOH ® СН3СООNa + H2O

Из уравнения реакции видно, что СН3СООН и NaOH вступают в реакцию в соотношении 1:1, следовательно количество вступившей в реакцию кислоты равно количеству щёлочи, содержащемуся в прилитом титранте. Количество образующегося ацетата натрия СН3СООNa также равно количеству щёлочи поступившему в раствор в ходе титрования.

В точке эквивалентности уксусная кислота полностью нейтрализована и в растворе присутствует ацетат натрия. Однако реакция раствора в точке эквивалентности не является нейтральной, поскольку ацетат натрия как соль слабой кислоты подвергается гидролизу по аниону.

СН3СОО - + Н+ОН- ® СН3СООН + ОН-.

Можно показать, что концентрация ионов водорода в растворе соли слабой кислоты и сильного основания может быть рассчитана по формуле.

0 " style="border-collapse:collapse;border:none">

CH3COOH вступившее в реакцию.

CH3COOН остающееся в растворе

1,00 10-2

1,00 10-2

0 ,100

По полученным данным строим кривую титрования слабой кислоты сильным основанием.

Кривые титрования позволяют точно определить рН раствора в точке эквивалентности, что является важным для определения конечной точки титрования. Определение точки эквивалентности можно производить инструментальным методом , непосредственно измеряя рН раствора при помощи прибора рН–метра, но чаще для этих целей используют кислотно-основные индикаторы. Индикаторы по своей природе являются органическими веществами, которые изменяют свою окраску в зависимости от рН среды. Сами по себе индикаторы являются слабыми кислотами или основаниями, которые обратимо диссоциируют согласно уравнению:

НInd ® H+ + Ind-

Молекулярная и ионная формы индикатора имеют различную окраску и переходят друг в друга при определённом значении рН. Пределы рН, в которых индикатор меняет свою окраску, называются интервалом перехода индикатора. Для каждого индикатора интервал перехода является строго индивидуальным. Например, индикатор метиловый красный меняет окраску в интервале рН = 4.4 – 6,2. При рН < 4,4 индикатор окрашен в красный цвет, при рН > 6,2, в жёлтый. Фенолфталеин в кислой среде бесцветен, в интервале рН = 8 – 10 он приобретает малиновую окраску. Для того, чтобы правильно выбрать индикатор, необходимо сопоставить его интервал перехода со скачком рН на кривой титрования. Интервал перехода индикатора должен по возможности совпадать со скачком рН. Например, при титровании сильной кислоты сильным основанием скачок рН наблюдается в интервале 4-10. В данный промежуток попадают интервалы перехода таких индикаторов как метиловый красный (4,4 – 6,2), фенолфталеин (8 – 10), лакмус (5 – 8). Все эти индикаторы пригодны для установления точки эквивалентности в данном виде титрования. Такие индикаторы как ализариновый желтый (10 – 12), тимоловый голубой (1,2 – 2,8) в данном случае совершенно непригодны. Их использование даст совершенно неверные результаты анализа.

При выборе индикатора желательно, чтобы изменение окраски было наиболее контрастным и резким. С этой целью иногда применяют смеси различных индикаторов или смеси индикаторов с красителями.

3. Окислительно – восстановительное титрование .

(редоксиметрия, оксидиметрия.)

К окислительно-восстановительным, относят обширную группу методов титриметрического анализа, основанных на протекании окислительно-восстановительных реакций. В окислительно-восстановительном титровании используются различные окислители и восстановители. При этом возможно определение восстановителей титрованием стандартными растворами окислителей и наоборот, определение окислителей стандартными растворами восстановителей. Благодаря большому разнообразию окислительно-восстановительных реакций этот метод позволяет определять большое количество самых разнообразных веществ, в том числе и тех которые непосредственно не проявляют окислительно-восстановительных свойств. В последнем случае используется обратное титрование. Например, при определении кальция его ионы осаждают оксалат – ионом

Ca2+ + C2O42- ® CaC2O4¯

Избыток оксалата затем оттитровывают перманганатом калия.

Окислительно-восстановительное титрование имеет ещё ряд достоинств. Окислительно-восстановительные реакции протекают достаточно быстро, что позволяет проводить титрование всего за несколько минут. Многие из них протекают в кислой, нейтральной и щелочной средах, что значительно расширяет возможности применения данного метода. Во многих случаях фиксирование точки эквивалентности возможно без применения индикаторов, поскольку применяемые растворы титрантов окрашены (KMnO4, K2Cr2O7) и в точке эквивалентности окраска титруемого раствора изменяется от одной капли титранта. Основные виды окислительно-восстановительного титрования различают по окислителю, используемому в реакции.

Перманганатометрия.

В данном методе окислительно-восстановительного титрования окислителем служит перманганат калия KMnO4. Перманганат калия сильный окислитель. Он способен вступать в реакции в кислой, нейтральной и щелочной средах. о различных средах окислительная способность перманганата калия неодинакова. Наиболее сильно она выражена в кислой среде.

MnO4- + 8H+ +5e ® Mn+ + 4H2O

MnO4- + 2H2O + 3e ® MnO2¯ + 4OH-

MnO4- + e ® MnO42-

Перманганатометрическим методом можно определять самые разнообразные вещества: Fe2+, Cr2+, Mn2+, Cl-, Br-, SO32-, S2O32-, NO2,- Fe3+, Ce4+, Cr2O72+, MnO2, NO3-, ClO3-.и т. д. Многие органические вещества: фенолы, аминосахара, альдегиды, щавелевую кислоту и т. д.

Перманганатометрия имеет много достоинств.

1. Перманганат калия является дешёвым и легкодоступным веществом.

2. Растворы перманганата окрашены в малиновый цвет, поэтому точку эквивалентности можно установить без применения индикаторов.

3. Перманганат калия сильный окислитель и поэтому пригоден для определения многих веществ, которые не окисляются другими окислителями.

4. Титрование перманганатом можно проводить при различной реакции среды.

Перманганатометрия имеет и некоторые недостатки.

1. Перманганат калия трудно получить в химически чистом виде. Поэтому приготовить стандартный раствор по точной навеске вещества затруднительно. Для титрования используют вторичные стандарты перманганата, концентрация которых устанавливается по стандартным растворам других веществ: (NH4)2C2O4, K4, H2C2O4 и др. которые называются установочными веществами.

2. Растворы перманганата неустойчивы и при длительном хранении меняют свою концентрацию, которую необходимо периодически проверять по растворам установочных веществ.

3. Окисление перманганатом многих веществ при комнатной температуре протекает медленно и для проведения реакции требуется нагревание раствора.

Йодометрия.

В йодометрическом титровании окислителем является йод. Йод окисляет многие восстановители: SO32-, S2O32-, S2-, N2O4, Cr2+, и т. д. Но окислительная способность у йода значительно меньше, чем у перманганата. Йод плохо растворим в воде, поэтому обычно его растворяют в растворе KI. Концентрацию стандартного раствора йода устанавливают стандартным раствором тиосульфата натрия Na2S2O3.

2S2O32- + I2 ® S4O62- + 2I-

При йодометрическом определении используются различные способы титрования. Вещества, легко окисляемые йодом, титруют непосредственно стандартным раствором йода. Так определяют: CN-, SO32-, S2O32-, и др.

Вещества, которые труднее окисляются йодом, титруют методом обратного титрования: к раствору определяемого вещества приливают избыток раствора йода. После окончания реакции избыточный йод отитровывают стандартным раствором тиосульфата. Индикатором в йодометрическом титровании служит обычно крахмал, который даёт с йодом характерное синее окрашивание, по появлению которого можно судить о присутствии в растворе свободного йода.

Методом косвенного йодометрического титрования определяют многие окислители: к раствору окислителя приливают определённый объём стандартного раствора йодида калия, при этом выделяется свободный йод, который затем отитровывается стандартным раствором тиосульфата. Методом косвенного титрования определяют Cl2, Br2, O3 KMnO4, BrO32- и т. д.

Достоинства йодометрического метода.

1. Йодометрический метод является очень точным и превосходит по точности другие методы окислительно-восстановительного титрования.

2. Растворы йода окрашены, что позволяет в некоторых случаях определять точку эквивалентности без применения индикаторов.

3. Йод хорошо растворим в органических растворителях, что позволяет использовать его для титрования неводных растворов.

Йодометрия имеет и некоторые недостатки.

1. Йод является летучим веществом и при титровании возможны его потери за счёт испарения. Поэтому йодометрическое титрование нужно проводить быстро и по возможности на холоду.

2. Йодид ионы окисляются кислородом воздуха, по этой причине йодометрическое титрование необходимо проводить быстро.

3. Дайте определения понятиям: первичный стандарт, вторичный стандарт, титрант, аликвотный объём, титрование.

4. Какие существуют виды титриметрического анализа, на чём основана их классификация?

5. Перечислите основные виды окислительно-восстановительного титрования. Дайте краткую характеристику перманганатометрии и йодометрии.

6. Что называется точкой эквивалентности? Какие существуют способы её установления, и какие из них использовались в данной лабораторной работе?

7. Для чего предназначены кривые титрования? Каковы принципы их построения в кислотно-основном и окислительно-восстановительном титровании?

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Введение

Титрование - это постепенное прибавление титрованного раствора реагента (титранта) к анализируемому раствору для определения точки эквивалентности. Титриметрический метод анализа основан на измерении объема реагента точно известной концентрации, затраченного на реакцию взаимодействия с определяемым веществом. Точка эквивалентности - момент титрования, когда достигнуто эквивалентное соотношение реагирующих веществ.

К реакциям, применяемым в количественном объемном анализе, предъявляют следующие требования:

1. Реакция должна протекать в соответствии со стехиометрическим уравнением реакции и должна быть практически необратима. Результат реакции должен отражать количество анализируемого вещества. Константа равновесия реакции должна быть достаточно велика.

2. Реакция должна протекать без побочных реакций, иначе нельзя применять закон эквивалентов.

3. Реакция должна протекать с достаточно большой скоростью, т.е. за 1-3 секунды. Это главное достоинство титриметрического анализа.

4. Должен существовать способ фиксирования точки эквивалентности. Окончание реакции должно определяться достаточно легко и просто.

Если реакция не удовлетворяет хотя бы одному из этих требований, она не может быть использована в титриметрическом анализе.

1. системы

Отличительным признаком окислительно-восстановительных реакций является перенос электронов между реагирующими частицами - ионами, атомами, молекулами и комплексами, в результате чего изменяется степень окисления этих частиц, например

Поскольку электроны не могут накапливаться в растворе, одновременно должны проходить два процесса - потери и приобретения, т. е. процесс окисления одних и восстановления других частиц. Таким образом, любая окислительно-восстановительная реакция всегда может быть представлена в виде двух полуреакций:

аOx1 + bRed2 = аRed1 + bOx2

Исходная частица и продукт каждой полуреакции составляют окислительно-восстановительную пару или систему. В вышеприведенных полуреакциях Red1 является сопряженым с Ox1, а Ox2 сопряжен с Red1.

Потенциал любой окислительно-восстановительной системы, измеренный в стандартных условиях относительно водородного электрода, называют стандартным потенциалом (Е0) этой системы. Стандартный потенциал принято считать положительным, если система выступает в качестве окислителя и на водородном электроде протекает полуреакция окисления:

или отрицательным, если система играет роль восстановителя, а на водородном электроде происходит полуреакция восстановления:

Абсолютное значение стандартного потенциала характеризует «силу» окислителя или восстановителя.

Стандартный потенциал - термодинамическая стандартизированная величина - является очень важным физико-химическим и аналитическим параметром, позволяющим оценивать направление соответствующей реакции и рассчитывать активности реагирующих частиц в условиях равновесия.

Для характеристики окислительно-восстановительной системы в конкретных условиях пользуются понятием реального (формального) потенциала Е0", который соответствует потенциалу, установившемуся на электроде в данном конкретном растворе при равенстве 1 моль/л исходных концентраций окисленной и восстановленной форм потенциалопределяющих ионов и зафиксированной концентрации всех прочих компонентов раствора.

Реальные потенциалы с аналитической точки зрения более ценны, чем стандартные потенциалы, так как истинное поведение системы определяется не стандартным, а реальным потенциалом и именно последний позволяет предвидеть протекание окислительно-восстановительной реакции в конкретных условиях. Реальный потенциал системы зависит от кислотности, присутствия посторонних ионов в растворе и может изменяться в широком диапазоне.

2. Кривые титрования

В титриметрических методах расчет и построение кривой титрования дают возможность оценить, насколько успешным будет титрование, и позволяют выбрать индикатор. При построении кривой окислительно-восстановительного титрования по оси ординат откладывают потенциал системы, а по оси абсцисс - объем титранта или процент оттитровывания.

2.1 Влияние условий титрования на ход кривых

Кривая титрования построена, исходя из значений окислительно-восстановительных потенциалов, поэтому все факторы, влияющие на потенциал, будут оказывать влияние на форму кривой титрования и скачок на ней. К таким факторам относят значения стандартного потенциала систем определяемого вещества и титранта, число электронов, участвующих в полуреакциях, рН раствора, присутствие комплексообразующих реагентов или осадителей, природу кислоты. Чем большее число электронов принимает участие в окислительно-восстановительной реакции, тем более пологая кривая характеризует данное титрование. Скачок титрования тем больше, чем больше разница окислительно-восстановительных потенциалов окислителя и восстановителя. При очень малой разнице их окислительно-восстановительных потенциалов титрование невозможно. Так титрование ионов Cl- (Е = 1,36В) перманганатом (Е = 1,51) практически невозможно. Часто бывает необходимо расширить интервал потенциалов, в котором находится скачок, если он мал. В таких случаях прибегают к регулированию скачка.

Значительно влияет на размер скачка уменьшение концентрации одного из компонентов окислительно-восстановительной пары (например, с помощью комплексообразующего реагента). Предположим, что в раствор вводят фосфорную кислоту, фториды или оксалаты, образующие комплексы с железом (III) и не взаимодействующие с железом (II), при этом потенциал пары Fe3+/Fe2+ понижается. Если, например, вследствие реакции конкурирующего комплексообразования концентрация ионов Fe3+ в растворе понизится в 10 000 раз, скачок потенциала на кривой титрования начнется уже не при Е = 0,95В, а при Е = 0,71В. Окончится он, как и раньше, при Е = 1,48В. Таким образом, область скачка на кривой титрования окажется значительно расширенной.

Повышение температуры, соответственно, увеличивает потенциал системы титранта и определяемого вещества.

Итак, при выборе оптимальных условий окислительно-восстановительного титрования следует прежде всего учитывать их влияние на состояние окислительно-восстановительной системы, а следовательно, на реальный окислительно-восстановительный потенциал.

2.2 Определение точки эквивалентности

В окислительно-восстановительных методах титрования, так же как и в методах кислотно-основного взаимодействия, возможны различные способы индикации точки эквивалентности.

1. Безындикаторные методы применимы при использовании окрашенных титрантов (растворы KMnO4, I2), незначительный избыток которых придает раствору визуально фиксируемую окраску.

2. Индикаторные методы могут быть химическими, если при этом используют в качестве индикаторов химические соединения, резко изменяющие свою окраску вблизи точки эквивалентности (в пределах скачка на кривой титрования).

Иногда в окислительно-восстановительных методах титрования применяют кислотно-основные индикаторы: метиловый оранжевый, метиловый красный, конго красный и др. Эти индикаторы в конечной точке титрования необратимо окисляются избытком окислителя и при этом меняют свою окраску.

Возможно применение флуоресцентных и хемилюминесцентных индикаторов при титровании восстановителей сильными окислителями. К числу флуоресцентных индикаторов относят многие вещества (акридин, эухризин и др.), излучающие в видимой области при определенных значениях рН раствора после облучения их ультрафиолетовым излучением. Хемилюминесцентными индикаторами являются вещества (люминол, люцигенин, силоксен и др.), излучающие в видимой области спектра в конечной точке титрования вследствие экзотермических химических процессов. Хемилюминесценция наблюдается главным образом при реакциях окисления пероксидом водорода, гипохлоритами и некоторыми другими окислителями. Достоинством флуоресцентных и хемилюминесцентных индикаторов является то, что их можно применять для титрования не только прозрачных и бесцветных, но и мутных или окрашенных растворов, для титрования которых обычные редокс-индикаторы непригодны.

Индикаторные методы могут быть также физико-химическими: потенциометрические, амперометрические, кондуктометрические и др.

2.3 Окислительно-восстановительные индикаторы

Для определения точки эквивалентности в редоксиметрии используют различные индикаторы:

1. Окислительно-восстановительные индикаторы (редокс-индикаторы), изменяющие цвет при изменении окислительно-восстановительного потенциала системы.

2. Специфические индикаторы, изменяющие свой цвет при появлении избытка титранта или исчезновении определяемого вещества. Специфические индикаторы применяют в некоторых случаях. Так крахмал - индикатор на присутствие свободного йода, вернее трииодид-ионов. В присутствии крахмал при комнатной температуре синеет. Появление синей окраски крахмала связано с адсорбцией на амилазе, входящей в состав крахмала.

Иногда в качестве индикатора используют тиоцианат аммония при титровании солей железа(III), катионы с ионами образуют соединение красного цвета. В точке эквивалентности все ионы восстанавливаются до и титруемый раствор из красного становится бесцветным.

При титровании раствором перманганата калия сам титрант играет роль индикатора. При малейшем избытке KMnO4 раствор окрашивается в розовый цвет.

Редокс-индикаторы делятся на: обратимые и необратимые.

Обратимые индикаторы - обратимо изменяют свой цвет при изменении потенциала системы. Необратимые индикаторы - подвергаются необратимому окислению или восстановлению, в результате чего цвет индикатора изменяется необратимо.

Редокс-индикаторы существуют в двух формах окисленной и восстановленной, причем цвет одной формы отличается от цвета другой.

Переход индикатора из одной формы в другую и изменение его окраски происходит при определенном потенциале системы (потенциале перехода). Потенциал индикатора определяется по уравнению Нернста:

При равенстве концентраций окисленной и восстановленной форм индикатора. При этом половина молекул индикатора существует в окисленной форме, половина - в восстановленной форме. Интервал перехода индикатора (ИП) лежит в пределах отношений концентраций обеих форм индикатора от 1/10 до 10/1.

При проведении окислительно-восстановительного титрования необходимо подбирать индикатор таким образом, чтобы потенциал индикатора находился в пределах скачка потенциала на кривой титрования. Многие индикаторы окислительно-восстановительного титрования обладают кислотными или основными свойствами и могут менять свое поведение в зависимости от рН среды.

Одним из наиболее известных и употребимых редокс-индикаторов является дифениламин:

Восстановленная форма индикатора бесцветная. Под действием окислителей дифениламин сначала необратимо переходит в бесцветный дифенилбензидин, который затем обратимо окисляется до сине-фиолетового дифенилбензидинфиолетового.

Двухцветным индикатором является ферроин, представляющий собой комплекс Fe2+ с о-фенантролином

Титрование индикаторным методом возможно, если для данной реакции ЭДС? 0,4В. При ЭДС = 0,4-0,2В используют инструментальные индикаторы.

3. Классификация методов окислительно-восстановительного титрования

Если окислительно-восстановительная реакция протекает нестехеометрично или недостаточно быстро, применяют косвенные способы титрования: обратное титрование и титрование по замещению. Например, при цериметрическом определении Fe3+ используют способ титрования по замещению:

Fe3+ +Ti3+ = TiIV + Fe2+ + + CeIV = Fe3+ + Ce3+.3+ не мешает титрованию.

Окислительно-восстановительное титрование возможно, если в растворе присутствует одна подходящая степень окисления определяемого компонента. В противном случае до начала титрования необходимо провести предварительное восстановление (окисление) до подходящей степени окисления, как это делают, например, при анализе смеси Fe2+ и Fe3+ методом перманганатометрии. Предварительное восстановление (окисление) должно обеспечить количественный перевод определяемого элемента в нужную степень окисления.

Вводимый для этой цели реагент должен представлять собой такое соединение, от избытка которого перед началом титрования легко освободиться (кипячением, фильтрованием и др.). В некоторых случаях методом редоксиметрии определяют соединения, не изменяющие своей степени окисления.

Так, титрованием по замещению, определяют ионы кальция, цинка, никеля, кобальта и свинца в перманганатометрии, сильные кислоты - в иодометрии.

Таблица 1

Методы окислительно-восстановительного титрования

4. Перманганатометрия

Перманганатометрия - один из наиболее часто применяемых методов окислительно-восстановительного титрования. В качестве титранта используют раствор перманганата калия, окислительные свойства которого можно регулировать в зависимости от кислотности раствора.

4.1 Особенности метода

Наибольшее распространение в аналитической практике получил перманганатометрический метод определения в кислых средах: восстановление MnO4- до Mn2+ проходит быстро и стехиометрично:

Особенностью метода является сильное влияние концентрации ионов водорода на стандартный потенциал системы MnO4-/ Mn2+. При титровании в сильнокислых средах чаще всего используют серную кислоту. Хлороводородную и азотную кислоты применять не следует, так как в их присутствии могут идти конкурирующие окислительно-восстановительные реакции. Восстановление перманганат-иона в щелочной среде протекает последовательно: сначала до манганат-иона MnO42-, а затем до диоксида марганца MnO2:

Количественно восстановление перманганата в щелочной среде до манганата протекает в присутствии соли бария. Ba(MnO4)2 растворим в воде, в то время как ВаMnO4 - нерастворим, поэтому дальнейшее восстановление MnVI из осадка не происходит.

Перманганатометрически в щелочной среде, как правило, определяют органические соединения: формиат, формальдегид, муравьиную, коричную, винную, лимонную кислоты, гидразин, ацетон и др.

Индикатором конца титрования служит бледно-розовая окраска избытка титранта КMnO4 (одна капля 0,004 М раствора титранта придает заметную окраску 100 мл раствора). Поэтому, если титруемый раствор бесцветен, о достижении точки эквивалентности можно судить по появлению бледно-розовой окраски избытка титранта КMnO4 при титровании прямым способом или по исчезновению окраски при реверсивном титровании. При анализе окрашенных растворов рекомендуется использовать индикатор ферроин.

К достоинствам перманганатометрического метода относят:

1. Возможность титрования раствором КMnO4 в любой среде (кислой, нейтральной, щелочной).

2. Применимость раствора перманганата калия в кислой среде для определения многих веществ, которые не взаимодействуют с более слабыми окислителями.

Наряду с перечисленными достоинствами метод перманганатометрии имеет ряд недостатков:

1. Т итрант КMnO4 готовят как вторичный стандарт, поскольку исходный реагент - перманганат калия - трудно получить в химически чистом состоянии.

2. Реакции с участием MnO4- возможны в строго определенных условиях (рН, температура и т. д.).

4.2 Применение метода

1. Определение восстановителей. Если окислительно-восстановительная реакция между определяемым восстановителем и MnO4- протекает быстро, то титрование проводят прямым способом. Так определяют оксалаты, нитриты, пероксид водорода, железо (II), ферроцианиды, мышьяковистую кислоту и др.:

Н2О2 + 2MnO4- + 6Н+ = 5О2 + 2Мn2+ + 8Н2О

54- + MnO4- + 8H+ = 53- + 2Mn2+ + 4H2O

AsIII + 2MnO4- + 16H+ = 5AsV + 2 Mn2+ + 8H2O

5Fe2+ + MnO4- +8H+ = 5Fe3+ + 2Мn2+ + 4Н2О

2. Определение окислителей. Добавляют избыток стандартного раствора восстановителя и затем титруют его остаток раствором KMnO4 (способ обратного титрования). Например, хроматы, персульфаты, хлориты, хлораты и другие окислители можно определять перманганатометрическим методом, подействовав сначала избытком стандартного раствора Fe2+, а затем оттитровав непрореагировавшее количество Fe2+ раствором KMnO4:

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

Fe2+ + MnO4- + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O - остаток

3. Определение веществ, не обладающих окислительно-восстановительными свойствами, проводят косвенным способом, например титрованием по замещению. Для этого определяемый компонент переводят в форму соединения, обладающего восстановительными или окислительными свойствами, а затем проводят титрование. Например, ионы кальция, цинка, кадмия, никеля, кобальта, осаждают в виде малорастворимых оксалатов:

М2+ + С2О4- = vМС2О4

Осадок отделяют от раствора, промывают и растворяют в H2SO4:

МС2О4 + H2SO4 = H2C2O4 + MSO4

Затем H2C2O4 (заместитель) титруют раствором KMnO4:

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

4. Определение органических соединений. Отличительной особенностью реакций органических соединений с MnO4- является их малая скорость. Определение возможно, если использовать косвенный способ: анализируемое соединение предварительно обрабатывают избытком сильнощелочного раствора перманганта и дают возможность реакции протекать необходимый период времени. Остаток перманганата титруют раствором оксалата натрия:

С3Н5(ОН)3 + 14MnO4- + 20OH- = 3CO32- + 14MnO42- + 14H2O +

(MnO4-), избыток остаток

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

окислительный восстановительный титриметрический

5. Суть и классификация осадительных методов

Методы осадительного титрования - это методы титриметрического анализа, в которых применяются титранты, которые образуют осадки с определяемыми веществами.

Требования к реакциям и определяемым веществам:

1. Определяемое вещество должна быть хорошо растворимо в воде и должно образовывать ионы, которые были бы активными в реакциях осаждения.

2. Получаемый в реакции осадок должен быть практически нерастворимым (ПР < 10 -8 ? - 10 , S < 10 -5).

3. Результаты титрования не должны искажаться явлениями адсорбции (соосаждение).

4. Выпадание осадка должно происходить достаточно быстро (т.е. не должны образовываться пересыщенные растворы).

5. Должна быть возможность фиксации точки эквивалентности.

Классификация методов осадительного титрования в зависимости от используемых титрантов:

Аргентометрия (титрант AgNO 3) ;

Меркурометрия (титрант Hg 2 (NO 3) 2);

Тиоцианатометрия (титрант NH 4 SCN);

Сульфатометрия (титранты H 2 SO 4 , BaCl 2);

Хроматометрия (титрант K 2 CrO 4);

Гексацианоферратометрия (титрант K 4 ).

6. Кривые титрования и их анализ

Построение кривых титрования осуществляется на основании расчетов согласно правилу произведения растворимости и соответственно.

Кривая титрования строится в координатах, которые показывают изменение концентрации определяемого иона в зависимости от объема добавленного титранта.

Чем больше скачок титрования на кривой, тем более широкие возможности для выбора соответствующего индикатора.

Факторы, которые влияют на величину скачка на кривых осадительного титрования:

1. Концентрация растворов титранта и определяемого иона Чем выше концентрация, тем больше скачок на кривой титрования.

2. Растворимость осадка, который образуется в процессе титрования (чем меньше растворимость, тем больше скачок титрования).

Зависимость величины скачка титрования от растворимости труднорастворимого электролита.

3. Температура

Чем выше температура, тем больше растворимость осадка и тем меньше скачок на кривой титрования. Титрование проводят при комнатной температуре.

4. Ионная сила раствора

Влияние относительно незначительное, так как ионная сила раствора, по сравнению с другими факторами, не так сильно изменяет растворимость осадка; тем не менее, чем выше ионная сила раствора, тем выше растворимость и меньше скачок титрования.

7. Аргентометрия

Аргентометрия - метод осадительного титрования, который базируется на реакциях образования трудно растворимых солей Аргентума:

X - + Ag + = AgХ,

где X - = Cl - , Br - , I - , CN - , SCN - и др.

Титрант: AgNO 3 - вторичный стандартный раствор.

Стандартизация: за первичным стандартным раствором натрий хлорида NaCl:

Индикатором при стандартизации есть 5 % калий хромат K 2 CrО 4 . Титрование проводят до появления коричнево-красного осадка аргентум хромата:

В зависимости от способа проведения титрования и используемого индикатора методы аргентометрии классифицируют на:

Безиндикаторные: - метод Гей-Люссака (метод равного помутнения)

Метод до точки просветления

Индикаторные: - метод Мора

Метод Фаянса - Фишера - Ходакова

Метод Фольгарда

Метод Мора

Титрант: AgNO 3 - втор. станд. раствор.

AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO 3

Индикатором есть 5% калий хромат K 2 CrО 4 (до появления коричнево-красного аргентум хромата):

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

Определяемые вещества: хлориды Cl - , бромиды Br - .

Среда: рН~ 6,5-10,3.

Применение: количественное определение натрий хлорида, калий хлорида, натрий бромида, калий бромида в субстанция лекарственных веществ.

Ограничения применения:

1. Нельзя титровать кислые растворы:

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

2. Нельзя титровать в присутствии аммиака и других ионов, молекул, которые могут выступать лигандами по отношению к ионам аргентума в реакциях комплексообразования.

3. Нельзя титровать в присутствии многих катионов (Ba 2+ , Pb 2+ , и др.), которые образуют окрашенные осадки с хромат - ионами CrО 4 2- .

4. Нельзя титровать в присутствии восстановителей, которые реагируют с хромат-ионами CrО 4 2- , превращая их в ионы Cr 3+ .

5. Нельзя титровать в присутствии многих анионов (PO 4 3- , AsО 4 3- , AsО 3 3- , S 2- и др.), которые с ионами аргентума образуют окрашенные осадки аргентума.

Метод Фаянса-Фишера-Ходакова

Титрант: AgNO 3 - втор. станд. раствор

Стандартизация за перв. станд. раствором натрий хлорида NaCl методом пипетирования:

AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO 3

Индикатором при стандартизации есть 5% раствор калий хромата K 2 CrО 4 (до появления коричнево-красного осадка аргентум хромата):

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

Среда: рН~ 6,5-10,3 при определении хлоридов и рН~ 2,0-10,3 при определении бромидов и йодидов.

Индикаторы метода:

Флуоресцеин при определении хлоридов;

Эозин при определении бромидов и йодидов.

Механизм действия индикаторов: адсорбционный. Адсорбционные индикаторы - это индикаторы, адсорбция или десорбция которых осадком сопровождается изменением окраски в Т.Э. или вблизи нее.

AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO 3

HInd х H + + Ind - .

Условия проведения титрования:

1. Кислотность растворов

2. Концентрация реагирующих растворов

3. Учет адсорбционной способности индикаторов и присутствующих в растворе ионов.

4. Титрование вблизи т.э. следует проводить медленно

5. Титрование с адсорбционными индикаторами проводят в рассеянном свете.

Применение: количественное определение хлоридов, бромидов, йодидов, тиоцианатов, цианидов.

Метод Фольгарда

Титранты: AgNO 3 , аммоний или калий тиоцианат NH 4 SCN, KSCN - вторичные стандартные растворы.

Стандартизация AgNO 3 за перв. станд. раствором NaCl методом пипетирования:

AgNO 3 + NaCl = AgCl? + NaNO 3

Индикатором при стандартизации AgNO 3 есть 5 % раствор калий хромата K 2 CrО 4 (до появления коричнево-красного осадка аргентум хромата):

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

Стандартизация NH 4 SCN, KSCN за стандартным раствором AgNO 3:

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

Индикатором при стандартизации аммоний или калий тиоцианата являются соли ферума (ІІІ) (например, NH 4 Fe(SO 4) 2 12H 2 O в присутствии нитратной кислоты):

Fe 3+ + SCN - = 2+

Титруют до появления слабо розовой окраски.

Среда: нитратнокислая.

Индикаторы метода: соли ферума (ІІІ) NH 4 Fe(SO 4) 2 ?12H 2 O в присутствии нитратной кислоты.

Определяемые вещества: галогенид-ионы, цианиды, тиоцианаты, сульфиды, карбонаты, хроматы, оксалаты, арсенаты и др.

Hal - + Ag + (избыток) = AgHal

Ag + (остаток) + SCN - = AgSCN,

а после точки эквивалентности:

Fe 3+ + SCN - = 2+

(розово-красная окраска)

При определении йодидов индикатор прибавляют в конце титрования, во избежание параллельной реакции:

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

Преимущества метода Фольгарда - возможность титрования:

В очень кислых растворах;

В присутствии многих катионов, которые мешали при определении по методу Мора (катионы бария, плюмбума и др., которые образовывали окрашенные осадки хроматов).

8. Меркурометрия

Меркурометрия - это метод осадительного титрования, который базируется на использовании реакций образования труднорастворимых осадком солей меркурия (І) Hg 2 2+ :

2Cl - + Hg 2 2+ = Hg 2 Cl 2 Ї ПР = 1,3Ч10 -18

2I - + Hg 2 2+ = Hg 2 I 2 Ї ПР = 4,5 Ч10 -29

Титрант: втор. станд. раствор Hg 2 (NO 3) 2 .

Стандартизация: за стандартным раствором NaCl:

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

Индикаторы: 1) раствор ферум (ІІІ) тиоцианата (от красного до обесцвечивания)

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

1-2% спиртовый раствор дифенилкарбазона (до появления синей окраски).

Для учета объема титранта, который израсходовано на титрование индикатора титруют “слепую пробу”:

2) Индикатор прибавляют перед окончанием титрования, так как если его прибавить сначала, то может задолго до т.э. образоваться дифенилкарбазид меркурия (ІІ) и дать синюю окраску скорее, чем будет оттитрован галогенид.

Определяемые вещества: хлориды и йодиды.

Среда: очень кислая (может быть до 5 моль/л ионов H +).

Недостаток: соли Меркурия (І) - очень токсичны.

9. Сульфатометрия

Сульфатометрия - метод осадительного титрования, который базируется на использовании реакций образования труднорастворимых солей - сульфатов.

Иногда выделяют бариметрию - метод осадительного титрования, который базируется на использовании реакций образования труднорасторимых солей бария.

В основе метода лежит реакция образования осадка барий сульфата:

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 Ї

определ. вещество титрант

Титранты: втор. станд. растворы H 2 SO 4 , Ba(NO 3) 2 , BaCl 2 .

Стандартизация: раствор H 2 SO 4 по Na 2 B 4 O 7 или Na 2 CO 3 с метиловым оранжевым; Ba(NO 3) 2 и BaCl 2 по H 2 SO 4 с нитрхромазо или ортаниловым А.

Индикаторы: применяют металлохромные индикаторы (изменяют свою окраску в присутствии ионов металлов) - нитрхромазо (ортаниловый С), ортаниловый А. Эти индикаторы в растворе окрашены в розовый цвет, а в присутствии катионов бария в фиолетовый цвет.

Определяемые вещества в прямом титровании:

сульфатной кислотой - содержание бария;

барий хлоридом или барий нитратом - содержание сульфатов.

Заключение

Из титриметрических методов анализа окислительно-восстановительное титрование является широко распространенным, границы применения этого метода шире, чем кислотно-основного или комплексонометрического методов. Благодаря большому разнообразию окислительно-восстановительных реакций этот метод позволяет определять большое количество самых разнообразных веществ, в том числе и тех, которые непосредственно не проявляют окислительно-восстановительных свойств.

Перманганатометрия используется для определения общей окисляемости воды и почвы. При этом с MnO4--ионом в кислой среде реагируют все органические компоненты (в том числе гуминовые кислоты почв и природных вод). Число миллимоль эквивалентов KMnO4, пошедших на титрование, и является характеристикой окисляемости (по перманганату).

Перманганатометрию применяют и для анализа легко окисляющихся органических соединений (альдегидов, кетонов, спиртов, карбоновых кислот: щавелевой, винной, лимонной, яблочной, а также гидразогрупп). В пищевой промышленности перманганатометрию можно использовать для определения содержания сахара в пищевых продуктах и сырье, содержания нитритов в колбасных изделиях.

В металлургической промышленности методом перманганатометрии определяют содержание железа в солях, сплавах, металлах, рудах и силикатах.

Список литературы

1. Аналитическая химия. Химические методы анализа/ под ред. О.М. Петрухина. М.: Химия, 1992, 400 с.

2. Васильев В.П. Аналитическая химия. В 2 ч. Ч. 1. Гравиметрический и титриметрический методы анализа. М.: Высшая школа, 1989, 320 с.

3. Основы аналитической химии. В 2 кн. Кн. 2. Методы химического анализа/ под ред. Ю.А. Золотова. М.: Высшая школа, 2000, 494 с.

Размещено на Allbest.ru

Подобные документы

Отличительные признаки окислительно-восстановительных реакций. Схема стандартного водородного электрода. Уравнение Нернста. Теоретические кривые титрования. Определение точки эквивалентности. Окислительно-восстановительные индикаторы, перманганатометрия.

курсовая работа , добавлен 06.05.2011


Классификация методов окислительно-восстановительного титрования. Индикаторы окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия, йодометрия и дихроматометрия. Окраска окисленной и восстановленной формы. Фиксирование точки эквивалентности.

реферат , добавлен 23.02.2011


Особенности методов окислительно-восстановительного титрования. Основные требования к реакциям, константа равновесия. Характеристика видов окислительно-восстановительного титрования, его индикаторы и кривые. Приготовление и стандартизация растворов.

курсовая работа , добавлен 25.12.2014


Классификация методов титраметрического анализа. Сущность метода "нейтрализации". Приготовление рабочих растворов. Расчет точек и построение кривых кислотно-основного и окислительно-восстановительного титрования. Достоинства и недостатки йодометрии.

курсовая работа , добавлен 17.11.2013


Классификация методов окислительно-восстановительного титрования. Факторы, оказывающие влияние на скорость реакции. Специфические и редокс-индикаторы. Сущность перманганатометрии, иодометрии, дихроматометрии. Приготовление раствора дихромата калия.

презентация , добавлен 19.03.2015


Метод кислотно-основного титрования: понятие и содержание, основные этапы и принципы реализации, предъявляемые требования, главные условия и возможности применения. Расчет рН растворов. Построение кривых титрования. Выбор индикатора и его обоснование.

презентация , добавлен 16.05.2014


Понятие титраметрического анализа. Окислительно-восстановительное титрование, его виды и условия проведения реакций. Расчет точек кривой титрования, потенциалов, построение кривой титрования. Подборка индикатора, расчет индикаторных ошибок титрования.

курсовая работа , добавлен 10.06.2012


Титриметрический метод анализа. Теория броматометрического метода анализа. Техника титрования. Достоинства и недостатки броматометрического метода. Фенолы. Определение фенола. Химические реакции, используемые в методах титриметрии.

курсовая работа , добавлен 26.03.2007


Классификация окислительно-восстановительного титрования; его применение в фармацевтическом анализе, при определении окисляемости воды и органических соединений. Рассмотрение редокс-титрования на примере цериметрии. Титрование соли железа сульфатом церия.

курсовая работа , добавлен 12.09.2012


Определение кристаллизационной воды в хлориде бария. Установка титра рабочего раствора соляной кислоты. Метод кислотно-основного и окислительно-восстановительного титрования. Определение содержания ионов в растворе методом качественного анализа.