Metode titrimetrice de analiză. Tipuri de titrare Metode de titrare în tabelul de chimie analitică

Curs 7. Metoda titrimetrică de analiză.

1. Esența metodei titrimetrice de analiză

2. Clasificarea metodelor titrimetrice de analiză

3. Calcule în titrimetrie. Soluții standard și de lucru

4. Erori ale metodei titrimetrice

5. Construirea curbelor de titrare.

Metoda titrimetrică de analiză se bazează pe faptul că substanțele reacționează între ele în cantități echivalente:

Unden1 șin2 cantitatea de substanță 1 și 2, [ n ] = mol

UndeCechivalent concentrație molară;Vvolumul soluției [V] = l

Atunci, pentru două substanțe care reacţionează stoichiometric, este valabilă următoarea relaţie:

Analiza titrimetrică este o metodă de determinare a cantității unei substanțe prin măsurarea exactă a volumului soluțiilor de substanțe care reacţionează între ele.

Titrul- cantitatea de g de substanță conținută în 1 ml de soluție sau echivalent cu substanța de determinat. De exemplu, dacă titrul de H2SO4 este de 0,0049 g/ml, aceasta înseamnă că fiecare ml de soluție conține 0,0049 g de acid sulfuric.

O soluție al cărei titru este cunoscut se numește titrată. Titrare- procesul de adăugare a unei cantități echivalente dintr-o soluție titrată la soluția de testat sau alicota acesteia. În acest caz, se folosesc soluții standard - soluții cu concentrația exactă a substanței (Na2CO3, HCl).

Reacția de titrare trebuie să îndeplinească următoarele cerințe:

1) Reacția trebuie să se desfășoare cantitativ, să fie strict stoichiometrică

2) Reacția trebuie să se desfășoare cu viteză mare;

3) Reacția trebuie să meargă până la capăt, nu trebuie să existe procese concurente;

4) Pentru o reacție dată, trebuie să existe o modalitate convenabilă de fixare a sfârșitului reacției (punctul de echivalență).

De exemplu, titrare acido-bazică:

HCl + NaOH → NaCl + H2O (indicator metil portocaliu)

Clasificarea metodelor de analiză titrimetrică.

Metodele titrimetrice de analiză pot fi clasificate după mai multe criterii. De exemplu, după tipul reacției principale care are loc în timpul titrarii:

1) titrare acido-bazică (neutralizare): H3O + + OH - ↔ 2H2O

această metodă determină cantitatea de acid sau alcali din soluția analizată;

a) acidimetrie

b) alcalimetrie

2) titrare redox (redoximetrie):

Ox1 + Roșu2 ↔ Ox2 + Roșu1

a) permanganatometrie (KMnO4);

b) iodometrie (I2);

c) bromatometrie (KBrO3);

d) dicromatometrie (K2Cr2O7);

e) cerimetrie (Ce (SO4) 2);

f) vanadometrie (NH4VO3);

g) titanometrie (TiCl3), etc.

3) titrare prin precipitare: Me + X ↔ MeX ↓

a) argentometrie Ag + + Cl - "AgCl $

b) mercurometrie

4) titrare complexometrică Mem + + nL ↔ m +

a) mercur

b) complexometrie (EDTA)

Sarcina principală a analizei titrimetrice este nu numai utilizarea unei soluții de concentrație precis cunoscută, ci și determinarea corectă a punctului de echivalență. Există mai multe moduri de a fixa punctul de echivalență:

1. Prin culoarea intrinsecă a ionilor elementului determinat, de exemplu, ionii de permanganat MnO4 - au o culoare zmeură

2. Cu ajutorul indicatorilor, de exemplu, în reacția de neutralizare, se folosesc indicatori acido-bazici: turnesol, fenolftaleină, metil portocală - compuși organici care își schimbă culoarea la trecerea de la mediu acid la mediu alcalin.

Indicatori- coloranti organici care isi schimba culoarea cand se schimba aciditatea mediului. Schematic (omitând formele intermediare), echilibrul indicatorului poate fi reprezentat ca o reacție acido-bazică

HIn + H2O In - + H3O +

Zona de tranziție a culorii indicatorului (poziția și intervalul) este influențată de toți factorii de care depinde constanta de echilibru (tăria ionică, temperatură, materii străine, solvent), precum și de indicator.

3. Prin substanță-martor

Exemplu: Ag + + Cl - „AgCl $

Ag + + CrO4 "Ag2CrO4 $ (culoare portocalie strălucitoare)

Se adaugă o cantitate mică de sare K2CrO4 în balonul în care urmează să fie determinat ionul de clor (martor). Apoi, substanța de testat este adăugată treptat din biuretă, în timp ce ionii de clor sunt primii care reacţionează și se formează un precipitat alb (AgCl), adică.<< ПР Ag2Cr O4.

Astfel, o picătură suplimentară de nitrat de argint va da o culoare portocalie strălucitoare, deoarece tot clorul a reacționat deja.

Metode de titrare.

1. titrare directa, la titrare directă titrantul se adaugă direct la substanța de titrat. Această metodă este aplicabilă numai dacă sunt îndeplinite toate cerințele enumerate mai sus.

2. titrare înapoi(în exces), folosit pentru reacții lente. Dacă viteza de reacție este lentă sau nu este posibilă selectarea unui indicator sau se observă efecte secundare, de exemplu, pierderea analitului din cauza volatilității, puteți utiliza tehnica titrare înapoi: se adaugă un exces cunoscut de titrant T1 la substanța care urmează să fie determinată, se aduce reacția la sfârșit, apoi se află cantitatea de titrant nereacționat prin titrarea acesteia cu un alt reactiv T2 cu o concentrație C2. este evident că cantitatea de titrant T1 este cheltuită pentru substanța de determinat, egală cu diferența CT1VT1 = CT2VT2.

3. titrare indirectă (prin substituție), utilizate în analiza compuşilor organici. Dacă reacția este nestoichiometrică sau se desfășoară lent, atunci se utilizează titrarea substituentului, pentru care se efectuează o reacție chimică a analitului cu un reactiv auxiliar, iar produsul rezultat într-o cantitate echivalentă este titrat cu un titrant adecvat.

Metode de exprimare a concentrației unei soluții.

Concentrația molară - mol / l

1M - în 1 litru există 1 g/mol de substanță

Concentrația molară de echivalenți (soluții normale) (soluția trebuie să conțină un număr specificat de mase echivalente în 1 litru).

Echivalentul chimic este cantitatea dintr-o substanță echivalentă cu un g de atom de hidrogen.

Titrul soluției T

Titrul substanței de lucru: https://pandia.ru/text/79/035/images/image004_113.gif "width =" 133 "height =" 48 src = "> [g / ml]

Titrul pentru substanța de lucru trebuie convertit în titrul pentru substanța care urmează să fie determinată, folosind factorul de conversie: Tonp = Trub · F

Exemplu: https://pandia.ru/text/79/035/images/image006_73.gif "width =" 72 "height =" 46 src = ">

a - proba de analit

Soluții standard și de lucru

Un titrant cu o concentrație cunoscută se numește soluție standard. Soluțiile standard primare și secundare se disting în funcție de metoda de preparare. Soluția standard primară se prepară prin dizolvarea exactă a cantității de substanță chimic pură cu compoziție stoechiometrică cunoscută într-un anumit volum de solvent. O soluție standard secundară se prepară după cum urmează: se prepară o soluție cu o concentrație aproximativă și se determină concentrația acesteia (standardizează) față de un standard primar adecvat.

Substanțele standard primare trebuie să îndeplinească o serie de cerințe:

1. Compoziția substanței trebuie să corespundă strict cu formula chimică. Conținut de impurități mai mic de 0,05%

2. Substanța trebuie să fie stabilă la temperatura camerei, să nu fie higroscopică, să nu fie oxidată de oxigenul atmosferic, să nu absoarbă dioxidul de carbon, să nu fie volatilă.

3. Substanța trebuie să aibă o greutate moleculară suficient de mare pentru a reduce eroarea de cântărire.

Pentru a pregăti soluția standard primară, puteți utiliza un fixanal - o fiolă în care este sigilată o cantitate cunoscută de substanță sau soluție standard.

Prevederi generale ale metodei titrimetrice.În producție, protecția mediului, activități științifice, este necesar să se afle în permanență compoziția acestui sau aceluia produs, materie primă, material natural sau artificial. Aceste sarcini sunt rezolvate prin metode Chimie analitică ... În acest caz, analiza calitativa când este suficient să se stabilească prezența sau absența anumitor substanțe în proba analizată, sau analiza cantitativa când află ce substanțe și în ce cantitate sunt incluse în compoziția (sub formă de component principal sau ca impuritate) a probei analizate.

Una dintre cele mai comune și precise metode de analiză chimică cantitativă este metoda titrimetrică de analiză... Acest nume indică faptul că la implementarea metodei, se efectuează un proces titrare, constând în adăugarea treptată a unei soluții la un anumit volum al altei soluții. În acest caz, se folosește faptul evident că reacția dintre două substanțe se desfășoară până când una dintre ele este consumată. Folosind ecuația de reacție, puteți calcula cantitatea unuia dintre reactivi dacă știți cât de mult a reacționat celălalt reactiv.

Metoda titrimetrică analiza cantitativa bazat pe măsurarea precisă a volumelor de soluții de reactanți, dintre care concentrația unuia este cunoscută cu precizie (soluțiile cu o concentrație cunoscută se numesc standard *). Volumul definit al unei soluții titrate cu alta solutie. Titrarea este oprită atunci când substanța din soluția de titrată este consumată complet ca urmare a reacției în curs. Acest moment se numește punct de echivalareși corespunde faptului că cantitatea de substanță (numărul de moli) din soluția adăugată ( titrant) devine echivalent cu cantitatea de substanță conținută în soluția de titrare (momentul în care este atins punctul de echivalență este determinat de schimbarea culorii indicator- despre indicatori, vezi mai jos).

Tehnica titrarii. Indicatori. Pentru a adăuga titrantul la soluția de titrat, utilizați biuretă- un tub de sticla ingust si lung, pe care se aplica gradatia de zecimi de mililitru (vezi poza de pe prima pagina a copertei). Orificiul de evacuare din partea inferioară a biuretei permite ajustarea precisă a ratei de adăugare a titrantului (de la pulverizare la picături unice) și măsurarea precisă a titrantului adăugat. În practica de laborator, se folosesc de obicei biurete de 25 ml.

O anumită cantitate din soluția de titrat (în cele mai multe cazuri, aceasta este soluția de testat) este măsurată și transferată în eprubetă... Acolo se toarnă câteva picături de soluție indicator. Titrantul se adaugă treptat în soluția din balonul din biuretă (în majoritatea cazurilor și în experimentele efectuate în această lucrare, (dar nu întotdeauna!) Soluția titrată este soluția de testare, iar titrantul este standardul). Când se atinge punctul de echivalență, culoarea indicatorului se schimbă, titrarea este oprită și volumul titrantului adăugat este măsurat pe scara de biuretă, a cărei valoare este apoi utilizată pentru calcule.

Culoarea indicatorului depinde de concentrația substanțelor din soluție. De exemplu, culoarea indicatorilor utilizați în titrare acido-bazică (metoda de neutralizare), depinde de concentrația ionilor de hidrogen din soluție:

Dacă titrați o soluție alcalină cu un acid în prezență de metil portocaliu, atunci culoarea titratului va rămâne galbenă până când componenta alcalină este complet neutralizată, ceea ce înseamnă că este atins punctul de echivalență; indicatorul își schimbă culoarea de la galben la portocaliu. Dacă adăugați chiar și o picătură de acid în exces, culoarea devine roz-roșiatică. În acest caz, ei spun că „soluția este supratitrată”. În acest caz, volumul de titrant măsurat de biuretă este mai mare decât volumul efectiv necesar pentru neutralizare; aceasta introduce o eroare în calculele ulterioare.

În titrimetrie, pe lângă metoda de neutralizare, există și alte metode care folosesc proprii indicatori care își schimbă culoarea în funcție de prezența oricăror substanțe în soluție.

Echivalent chimic și echivalent concentrație molară. Ce cantități de substanțe sunt echivalente între ele este determinată de ecuația reacției. De exemplu, în reacția de neutralizare:

NaOH + HCI = NaCI + H2O

1 mol de alcali și 1 mol de acid reacționează fără reziduuri. Dar când hidroxidul de sodiu interacționează cu acidul sulfuric:

NaOH + ½H2SO4 = ½Na2SO4 + H2O

½ mol de acid sulfuric este suficient pentru a neutraliza 1 mol de alcali. Este în general acceptat că un mol de HCI (precum și un mol de NaOH) reprezintă un echivalent chimic... În același timp, ½ mol de acid sulfuric reprezintă, de asemenea, un echivalent chimic. De aici rezultă că raportul la care substanțele vor reacționa între ele fără rest trebuie calculat nu după numărul de moli ai acestor substanțe, ci după numărul lor. echivalenți molar... Astfel, pentru a exprima conținutul de substanțe în soluții utilizate în titrimetrie, este convenabil să se utilizeze concentrația (vezi secțiunea de chimie generală „Metode de exprimare a concentrației soluțiilor”), arătând câți moli din echivalentul unei substanțe sunt într-o unitate de volum (un litru) de soluție. Acesta este așa-numitul echivalent concentrație molară (CU n, echivalent mol/l). Mai devreme, numele a fost folosit pentru această concentrare „ concentrație normală" (unitate meq/l), care în prezent este exclus din documentele de reglementare: GOST-uri, metode etc. Cu toate acestea, acest nume vechi continuă să fie utilizat pe scară largă în lucrările practice. În consecință, caracterizarea valorii CU n, se mai spun ca solutia are o anumita normalitate; de exemplu, o soluție cu o concentrație de 2 mol eq/l se numește doi-normal, 1 mol eq/l este normal, 0,1 mol eq/l este decinormal și se notează, respectiv, 2 n., 1 n., 0,1 n. etc. In acest ghid de studiu sunt de asemenea folosiți astfel de termeni și denumiri.

Conceptul de echivalent chimic permite să se ia în considerare faptul că o moleculă a unei substanțe poate fi echivalentă într-o reacție cu două, trei sau chiar mai multe molecule ale unei alte substanțe. Echivalentul chimic al unei substanțe este o astfel de cantitate (număr de moli) sau masa acestei substanțe, care în reacțiile chimice este echivalentă (adică adaugă, înlocuiește, eliberează) 1 mol (sau 1 g) de ioni de hidrogen H + sau hidrogen atomic H. Pentru acizi și baze, valoarea masa molară a echivalentului chimic M eq, calculat din Masă molară M luând în considerare numărul de ioni de hidrogen separați de molecula acidă sau numărul de ioni de hidroxid separați de molecula de bază în timpul disocierii:

; .

Astfel, ele arată ce masă din masa totală a unui mol dintr-o substanță este echivalentă în reacție cu un mol de ioni încărcați individual. În mod similar, atunci când se află masa molară a echivalentului chimic al unui ion individual, masa molară (sau atomică) a ionului este împărțită la sarcina acestuia. z, calculând ce masă este pe unitatea de sarcină:

.

Calculul masei molare echivalente a ionilor de magneziu și calciu este prezentat în subsecțiunea 1.1. când se iau în considerare unitățile de măsură pentru rigiditate.

Calculul concentrației soluției analizate. Evident, cu cât volumul soluției standard de titrant este mai mare V std este cheltuită pentru atingerea punctului de echivalență și cu cât este mai mare concentrația acestui titrant C std (în continuare, vorbim doar despre concentrația normală, prin urmare, indicele „n” din denumire C n poate fi omis), cu atât mai multă concentrare C x soluție de titrare analizată, adică la calcul, rezultă că
C x ~ C std V std. În același timp, cu cât trebuie cheltuit mai mult titrant, cu atât se ia mai mult soluția titrată inițială; pentru a lua în considerare acest lucru la calcul C x produsul volumului și concentrației titrantului consumat trebuie atribuit volumului soluției titrate V x:

.

1.4.2. Determinarea durității carbonatice a apei

Pentru a determina duritatea carbonatului, un anumit volum de apă de testare este titrat cu o soluție standard de acid clorhidric în prezența indicatorului de metil portocaliu. În acest caz, au loc reacții cu bicarbonați:

Ca (HC03)2 + 2HCI = CaCI2 + 2C02 + 2H20;

Mg (HC03)2 + 2HCI = MgCI2 + 2C02 + 2H20;

și carbonați:

CaC03 + 2HCI = CaCI2 + C02 + H20;

MgC03 + 2HCI = MgCl2 + CO2 + H20.

Când se atinge punctul de echivalență, când toți carbonații și bicarbonații au reacționat, indicatorul își schimbă culoarea de la galben la portocaliu.

1.4.3. Determinarea durității totale a apei

La determinarea durității totale, se utilizează o metodă de titrare, care se numește metoda complexometrică, deoarece folosește substanțe cu denumire generală chelatori... Unul dintre cei mai folosiți chelatori este
Trilon B(aceasta este marca comercială sub care această substanță chimică a fost lansată pentru prima dată). Este un derivat al unui acid organic, a cărui moleculă conține doi atomi de hidrogen care pot fi înlocuiți cu atomi de metal. Fără a lua în considerare structura moleculei Trilon B, folosim convenția sa general acceptată: H2Y.

Definiția se bazează pe faptul că ionii de calciu și magneziu formează compuși complecși solubili cu Trilon B:

Ca2+ + H2Y → + 2H+;

Mg2+ + H2Y → + 2H+.

Ca indicatori se folosesc reactivi, care dau compuși colorați caracteristici cu ionii în curs de determinare. Când se atinge punctul de echivalență, când aproape toți ionii de Ca 2+ și Mg 2+ se leagă de Trilon B în complexe și concentrația lor în soluție scade brusc, culoarea soluției se schimbă. Titrarea trebuie efectuată într-un mediu ușor alcalin (pentru a lega ionii de hidrogen formați), prin urmare, pe lângă indicator, așa-numitul soluție tampon, care asigură o valoare constantă a pH-ului (la efectuarea acestei titrari se adaugă tampon de amoniac, care menține un pH constant în intervalul 8 ... 10 unități).

PARTEA EXPERIMENTALĂ

1. Folosind metoda de titrare acido-bazică, determinați duritatea carbonatică a apei de la robinet.

2. Determinați duritatea totală a apei de la robinet prin titrare complexometrică.

3. Pe baza datelor experimentale, trageți o concluzie despre nivelul de duritate al apei investigate și calculați valoarea durității constante.

Experiență 1. Determinarea durității carbonatice

Se toarnă 100 ml de apă de test (de la robinet) în două baloane conice (măsurându-l cu un cilindru gradat), se adaugă
5-6 picături de soluție indicator de metil portocaliu. Unul dintre baloane este un control, i.e. este utilizat pentru a observa o schimbare de culoare a unei soluții dintr-un alt balon în timpul titrarii. Înregistrați nivelul inițial de titrant în biuretă.

Înainte de titrare, asigurați-vă că există suficientă soluție în biuretă și că duza de sticlă este complet umplută cu lichid. Bulele de aer din gura de scurgere sunt stoarse de un curent de lichid prin rotirea tubului de gura în sus la un unghi de aproximativ 45 °. Ieșirea pentru biuretă este un tub de cauciuc cu o minge de sticlă în interior. Pentru a scurge lichidul, trageți ușor peretele tubului departe de minge cu degetul mare și arătător, astfel încât să se formeze un spațiu între ele. Umpleți biureta printr-o pâlnie, după care pâlnia este scoasă din deschiderea superioară; Dacă nu se face acest lucru, soluția rămasă în pâlnie se poate scurge din pâlnie în timpul titrarii, iar măsurarea volumului va fi inexactă.

Dacă este necesar, adăugați soluție de titrant în biuretă, aducând nivelul la gradarea zero. Se adaugă 0,1 N în al doilea balon din biuretă. soluție de acid clorhidric până când culoarea indicatorului se schimbă de la galben la portocaliu (culoarea rezultată poate fi numită piersică).

Suprafața lichidului din biuretă este reprezentată de o bandă largă concavă ( menisc). Citirea valorilor pe scară se efectuează de-a lungul marginii inferioare a meniscului, ochiul observatorului ar trebui să fie la nivelul meniscului. Titrantul este adăugat mai întâi din biuretă destul de repede, amestecând continuu conținutul balonului cu mișcări rotative. Bila este presată cu mâna stângă, iar balonul este ținut și amestecat mana dreapta... Titrarea se efectuează în picioare! Culoarea soluției se observă plasând o foaie de hârtie albă sub balon pentru condiții de observare mai bune. Pe măsură ce ne apropiem de sfârșitul titrarii, care poate fi judecat după apariția în centrul balonului a unui „nor” de culoare roz, care dispare imediat cu o agitare suplimentară, titrantul este turnat în picături. Soluția ar trebui să își schimbe culoarea de la adăugarea unei picături specifice; în acest moment, „norul” roz nu va dispărea, ci se va răspândi în toată soluția.

Pentru a vă asigura că nu există erori aleatorii semnificative la efectuarea titrarii și la măsurarea volumului soluției de titrat, titrarea se repetă de două până la trei ori și se calculează valoarea medie. V std, care este folosit ulterior pentru calcule.

Înregistrați nivelul soluției în biuretă și calculați volumul de titrant utilizat pentru titrare ca diferență între citirile finale și inițiale. Repetați titrarea (puteți folosi un „balon de control”). Calculați volumul soluției standard ca medie a celor două titrări. Calculați duritatea carbonatului W carb a apei de testat (în mmol echiv/l) cu formula:

,

Unde CU HCl - concentrație molară echivalentă (normalitate) a soluției de acid clorhidric; V HCl este volumul de acid clorhidric utilizat pentru titrare; V echivalent mol/l La mmol eq/l.

Experiență 2. Determinarea rigidității generale

Titrarea se efectuează în prezența indicatorului " crom albastru închis". Se toarnă 25 ml de apă de testare într-un balon conic și se adaugă apă distilată până la un volum total de 100 ml (se măsoară cu un cilindru). Se adaugă 5 ml soluție tampon de amoniac și
5-7 picături de soluție indicator de crom albastru închis; în acest caz, soluția capătă o culoare roșie vin.

Înregistrați nivelul inițial de titrant în biuretă. Dacă este necesar, adăugați soluție de titrant în biuretă, aducând nivelul la gradarea zero. Din biuretă picatura cu picatura adăugați 0,1 N. Soluție Trilon B până când culoarea soluției se schimbă de la roșu vin la liliac albăstrui.

Spre deosebire de titrarea din primul experiment, unde reacția are loc aproape instantaneu, interacțiunea Trilon B cu calciul și magneziul necesită o anumită perioadă de timp vizibilă. Pentru a nu rata momentul în care este atins punctul de echivalență, titrantul se adaugă încă de la începutul titrarii în picături separate la intervale de două-trei secunde, observând cu atenție dacă culoarea soluției titrate se modifică. Dacă titrantul este adăugat mai repede, atunci o parte din acesta va intra în soluția deja titrată, care nu a avut încă timp să-și schimbe culoarea; ca urmare, soluția va fi supratitrată, iar volumul utilizat pentru titrare va fi supraestimat.

Înregistrați nivelul soluției în biuretă și calculați volumul de titrant utilizat pentru titrare ca diferență între citirile finale și inițiale. Repetați titrarea. Calculați volumul soluției standard ca medie a celor două titrări. Calculați duritatea totală W a apei totale de testare (în mmol echiv/l) cu formula:

,

Unde CU TrB - concentrația molară echivalentă (normalitate) a soluției Trilon B; V TrB este volumul de Trilon B utilizat pentru titrare; V issled - volumul apei investigate; 1000 - factor de conversie de la echivalent mol/l La mmol eq/l.

Pe baza datelor obținute, trageți o concluzie despre nivelul de duritate al apei investigate.

Neglijând contribuția carbonaților la valoarea durității constante și presupunând că în acest caz duritatea temporară a apei coincide cu duritatea carbonatului, adică. Zh carb = Zh vr, calculați duritatea constantă a apei prin diferența dintre duritatea totală și cea temporară.

F post = F total - F timp.

SARCINA DE CONTROL

1. 1 litru de apă conține 36,47 mg de ioni de magneziu și 50,1 mg de ion de calciu. Care este duritatea apei?

3. Care este duritatea carbonatică a apei dacă 1 litru din aceasta conține 0,292 g de bicarbonat de magneziu și 0,2025 g de bicarbonat de calciu?

ÎNTREBĂRI DE CONTROL

1. Ce componente determină duritatea apei naturale?

2. Unitati de masura a rigiditatii. Gradarea apelor naturale în funcție de gradul de duritate.

3. Ce duritate se numește carbonat, necarbonat, temporar, permanent și de ce? Ce componente determină fiecare dintre tipurile de rigiditate numite?

4. Efect nociv al durității apei.

5. Metode de eliminare a reactivilor tipuri diferite duritatea apei (scrieți ecuațiile reacțiilor corespunzătoare).

6. Ce sunt schimbătoarele de ioni? Clasificarea schimbătoarelor de ioni după diverse criterii. Procese de schimb ionic. Diverse forme
schimbătoare de ioni.

7. Desalinizarea si dedurizarea apei prin metoda schimbului de ioni.

8. Două abordări ale analizei chimice. Esența metodei titrimetrice de analiză.

9. Tehnica de lucru și dispozitivele utilizate în implementarea metodei titrimetrice de analiză.

10. Formula de calcul a concentrației soluției analizate în analiza titrimetrică.

11. Reactivi aplicati si indicatori si ecuatii reacții chimice la determinarea carbonatului şi a durităţii totale a apei.

Principalul

1. N. V. Korovin Chimie generală: manual. pentru tehnic direcţie si deosebita universități. - M.: Mai sus. shk., 2007 .-- 556 p. (și edițiile anterioare)

2. Glinka N.L. Chimie generală: manual. manual pentru universități. - M.: Integral-PRESS, 2008 .-- 728 p. (și edițiile anterioare)

3. Drobasheva T.I. Chimie generală: manual. pentru colegiile tehnice. - Rostov n/a: Phoenix, 2007 .-- 448 p.

4. Glinka N.L. Sarcini și exerciții de chimie generală: manual.
manual pentru nehim. specialități ale universităților. - M.: Integral-PRESS, 2006 .-- 240 p. (și edițiile anterioare)

5. Lidin R.A. Sarcini în chimie anorganică: manual. manual pentru chem.-technol. universități / R. A. Lidin, V. A. Molochko, L. L. Andreeva; ed. R. A. Lidina. - M.: Mai sus. shk., 1990.-- 319 p.

Adiţional

6. Akhmetov N.S. generală şi Chimie anorganică: manual. pentru universități - M.: Vyssh. shk., Ed. Centrul „Academia”, 2001. - 743 p. (și edițiile anterioare)

7. Homcenko I.G. Chimie generală: manual. pentru nehim. universități -
M.: Nou val; ONIX, 2001 .-- 463 p.

Ediție educațională

Atelier de laborator

În două părți

Compilat de Valery Tarasovich Fomichev,
Oleg Alexandrovich Kuznechikov, Vera Anatolyevna Andronova și alții.

Aspect O.A. Lăcuste

Semnat pentru tipărire pe 25.01.10. Format 60x84 / 16.

Hartie offset. Captură ecran. Căști Times.

Uch.-ed. l. 4,80. CONV. imprimare l. 5,58. Tiraj 200 de exemplare. Ordinul nr. 104

Stat instituție educațională
superior învăţământul profesional

„Universitatea de Stat de Arhitectură și Inginerie Civilă din Volgograd”

Tipărit în deplină conformitate cu originalul prezentat de autori
în sectorul tiparului operațional CIT

400074, Volgograd, st. Academic, 1

chimie

PRACTICA DE LABORATOR

În două părți

Partea 2

Volgograd 2010

* plata masa unui echivalent molar substanță sau un ion individual (uneori spun doar „echivalent chimic” și folosesc denumirea E) vezi mai departe în material pentru a munca de laborator„Drititatea apei” (pag. 90-91)

* barbotare (barbotare) - trecerea printr-un strat de gaz lichid (sau vapori), furnizat de obicei printr-un dispozitiv de distribuție cu un număr mare de orificii mici (barbotare) în partea inferioară a aparatului

* Casimir Fajans (1887-1975) - fizicochimist american; N.P. Peskov (1880-1940) Fiziochimist sovietic, autor al monografiei „Fundamentele fizice și chimice ale științei coloidale” (1934)

* Hans Schulze (1853-1892) - chimist german, William Hardy (1864-1934) - biolog englez; a studiat stabilitatea soluţiilor coloidale

* pentru simplificarea prezentării, nu se consideră în continuare că MgCO 3 reacţionează cu apa fierbinte pentru a forma hidroxid de magneziu şi, la fierberea apei, are loc descompunerea bicarbonatului de magneziu conform reacţiei:
Mg (HCO 3) 2 = Mg (OH) 2 ↓ + 2CO 2

* conform terminologiei acceptate anterior meq/l

* vezi nota de la p. 80

* lignina este un compus polimeric care reprezintă 20-30% din masa lemnului; în industrie primită ca deşeu în producerea celulozei

* folosiți și termenul solutii titrate, deoarece pentru toate soluțiile utilizate în titrimetrie, valoarea concentrației poate fi întotdeauna determinată prin titrare cu o altă soluție standard adecvată

Informații similare.

Analiza titrimetrică este o metodă de determinare a cantității unei substanțe prin măsurarea exactă a volumului soluțiilor de substanțe care reacţionează între ele.

Titrul- cantitatea g de substanță conținută în 1 ml. soluție sau echivalent cu analitul. De exemplu, dacă titrul de H2SO4 este de 0,0049 g/ml, aceasta înseamnă că fiecare ml de soluție conține 0,0049 g de acid sulfuric.

O soluție al cărei titru este cunoscut se numește titrată. Titrare- procesul de adăugare a unei cantități echivalente dintr-o soluție titrată la soluția de testat sau alicota acesteia. În acest caz, se folosesc soluții standard - canale fixe- soluţii cu concentraţia exactă a substanţei (Na 2 CO 3, HCl).

Reacția de titrare trebuie să îndeplinească următoarele cerințe:

viteză mare de reacție;

reacția trebuie să meargă până la capăt;

reacția ar trebui să fie foarte stoechiometrică;

au o metodă convenabilă de fixare a sfârșitului reacției.

HCl + NaOH → NaCI + H2O

Sarcina principală a analizei titrimetrice este nu numai utilizarea unei soluții de concentrație precis cunoscută (canal fix), ci și determinarea corectă a punctului de echivalență.

Există mai multe moduri de a fixa punctul de echivalență:

Prin culoarea intrinsecă a ionilor elementului determinat, de exemplu, manganul sub formă de anionMnO 4 -

Pe fondul martor

Exemplu: Ag + + Cl - „AgCl $

Ag + + CrO 4 "Ag 2 CrO 4 $ (culoare portocalie strălucitoare)

Se adaugă o cantitate mică de sare K 2 CrO 4 în balonul în care urmează să fie determinat ionul de clor (martor). Apoi, substanța de testat este adăugată treptat din biuretă, în timp ce ionii de clor sunt primii care reacţionează și se formează un precipitat alb (AgCl), adică.<< ПР Ag2Cr O4.

Astfel, o picătură suplimentară de nitrat de argint va da o culoare portocalie strălucitoare, deoarece tot clorul a reacționat deja.

III... Utilizarea indicatorilor: de exemplu, in reactia de neutralizare se folosesc indicatori acido-bazici: turnesol, fenolftaleina, metil portocala - compusi organici care isi schimba culoarea la trecerea dintr-un mediu acid in mediu alcalin.

Indicatori- coloranti organici care isi schimba culoarea cand se schimba aciditatea mediului.

Schematic (omitând formele intermediare), echilibrul indicatorului poate fi reprezentat ca o reacție acido-bazică

HIn + H2O In - + H3O+

H2O
H + + OH -

H + + H2O
H30+

Zona de tranziție a culorii indicatorului (poziția și intervalul) este influențată de toți factorii de care depinde constanta de echilibru (tăria ionică, temperatură, materii străine, solvent), precum și de indicator.

Clasificarea metodelor de analiză titrimetrică.

titrare acido-bazică (neutralizare): această metodă determină cantitatea de acid sau alcali din soluția analizată;

precipitare și complexare (argentometrie)

Ag + + Cl - "AgCl $

titrare redox (redoximetrie):

a) permanganatometrie (KMnO 4);

b) iodometrie (Y 2);

c) bromatometrie (KBrO3);

d) dicromatometrie (K2Cr2O7);

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

f) vanadometrie (NH4VO3);

g) titanometrie (TiCl 3), etc.

Analiza titrimetrică

Istoria și principiul metodei

Analiza titrimetrică (titrimetria) este cea mai importantă dintre metodele chimice de analiză. A apărut în secolul al XVIII-lea, inițial ca o modalitate empirică de a testa calitatea diferitelor materiale, precum oțet, sifon, soluții de albire. La începutul secolelor al XVIII-lea și al XIX-lea au fost inventate biuretele și pipetele (F. Decroisille). De o importanță deosebită au fost lucrările lui J. Gay-Lussac, care a introdus termenii principali ai acestei metode: titrare, titrantși altele, derivate din cuvântul „legendă”. Un titr este o substanță dizolvată în masă (în grame) conținută într-un mililitru de soluție. În zilele lui Gay-Lussac, rezultatele analizei au fost calculate folosind titruri. Cu toate acestea, titrul ca modalitate de exprimare a concentrației unei soluții s-a dovedit a fi mai puțin convenabil decât alte caracteristici (de exemplu, concentrațiile molare), prin urmare, în analitica modernă a chimiei, calculele folosind titruri sunt destul de rare. Dimpotrivă, diverși termeni derivați din cuvântul „titru” sunt folosiți pe scară largă.

La mijlocul secolului al XIX-lea, chimistul german K. More a rezumat toate metodele titrimetrice create până atunci și a arătat că baza oricărei metode este același principiu. La soluția de probă care conține componenta X de determinat, se adaugă întotdeauna o soluție cu o concentrație precis cunoscută a reactivului R (titrant). Acest proces se numește titrare. În timpul titrarii, analistul monitorizează progresul reacției chimice dintre X și R adăugat. La atingerea punctului de echivalență (adică,), când numărul de moli de echivalenți ai R introdus este exact egal cu numărul de moli de echivalenți ai substanței X din probă, titrarea este oprită și volumul titrantului consumat. este masurat. Punctul final al titrarii se numește punctul final al titrarii (ct.t.), acesta, ca și așa-numitul echivalent, este exprimat în unități de volum, de obicei în mililitri. În mod ideal, V c.t.t = V teq. , dar în practică nu se realizează o potrivire exactă din diverse motive, titrarea se termină puțin mai devreme sau, dimpotrivă, puțin mai târziu decât teq. Desigur, titrarea trebuie efectuată astfel încât diferența dintre V teq. și V c.t.t. ar fi cât mai mic posibil.

Deoarece masa sau concentrația lui X se calculează din volumul titrantului cheltuit la titrarea probei (conform V c.t.), în trecut se numea titrimetrie analiza volumetrica... Acest nume este adesea folosit astăzi, dar termenul analiza titrimetrică mai exact. Cert este că operația de adăugare treptată a reactivului (titrare) este caracteristică oricărei tehnici de acest tip, iar consumul de titrant poate fi estimat nu numai prin măsurarea volumului, ci și prin alte metode. Uneori, titrantul adăugat este cântărit (măsurarea masei pe o balanță analitică dă o eroare relativă mai mică decât măsurarea volumului). Uneori se măsoară timpul necesar pentru ca titrantul să fie injectat (la o rată constantă de injectare).

De la sfârșitul secolului al XIX-lea, metodele titrimetrice au fost folosite în cercetare, fabrică și alte laboratoare. Cu ajutorul noii metode, a devenit posibilă determinarea cantităților de miligrame și chiar micrograme dintr-o mare varietate de substanțe. Utilizarea pe scară largă a titrimetriei a fost facilitată de simplitatea metodei, costul redus și versatilitatea echipamentului. Titrimetria a început să fie folosită pe scară largă în anii 50 ai secolului XX, după crearea unei noi versiuni a acestei metode (complexometria) de către analistul elvețian G. Schwarzenbahom. În același timp, a început utilizarea pe scară largă a metodelor de control instrumental pentru c.t.t. Până la sfârșitul secolului al XX-lea, importanța titrimetriei a scăzut ușor din cauza concurenței dintre metodele instrumentale mai sensibile, dar astăzi titrimetria rămâne o metodă de analiză foarte importantă. Vă permite să determinați rapid, ușor și precis conținutul majorității elementelor chimice, substanțelor organice și anorganice individuale, conținutul total al aceluiași tip de substanțe, precum și indicatorii generalizați ai compoziției (duritatea apei, conținutul de grăsime din lapte, aciditatea) a produselor petroliere).

Tehnica de analiză titrimetrică

Principiul metodei va deveni mai clar după descrierea tehnicii de implementare a acesteia. Deci, să presupunem că ți-au adus o soluție alcalină de concentrație necunoscută, iar sarcina ta este să stabilești concentrația exactă a acesteia. Pentru asta ai nevoie soluție regentă, sau titrant- o substanță care intră într-o reacție chimică cu un alcali, iar concentrația titrantului trebuie cunoscută cu exactitate. Evident, pentru a stabili concentrația de alcali, se folosește o soluție acidă ca titrant.

1. Cu ajutorul unei pipete selectăm volumul exact al soluției analizate - se numește alicot... De obicei, volumul unei alicote este de 10-25 ml.

2. Se transferă alicota în balonul de titrare, se diluează cu apă și se adaugă indicatorul.

3. Umpleți biureta cu soluția de titrant și efectuați titrare - adăugare lentă, prin picurare, a titrantului la o alicotă din soluția de testat.

4. Terminăm titrarea când indicatorul își schimbă culoarea. Acest moment se numește punctul final de titrare - c.t.t. Kt.t., de regulă, coincide cu momentul în care reacția dintre analit și titrant s-a încheiat, adică. la alicotă a fost adăugată o cantitate exact echivalentă de titrant - acest punct se numește un punct de echivalență, adică Astfel, i.e. şi doctorat. - sunt două caracteristici ale aceluiași moment, una teoretică, cealaltă experimentală, în funcție de indicatorul selectat. Prin urmare, este necesar să alegeți indicatorul potrivit pentru ca c.t.t. a coincis cât mai aproape cu i.e.

5. Se măsoară volumul titrantului utilizat pentru titrare și se calculează concentrația soluției de testat.

Tipuri de analiză titrimetrică

Metodele titrimetrice pot fi clasificate după mai multe criterii independente: și anume: 1) după tipul de reacție dintre X și R, 2) prin metoda titrarii și calculului rezultatelor, 3) prin metoda controlului teq.

Clasificarea după tipul de reacție chimică- cel mai important. Amintiți-vă că nu toate reacțiile chimice pot fi folosite pentru titrari.

În primul rând, ca și în alte metode chimice, componenta determinată (analitul) trebuie să reacționeze cantitativ cu titrantul.

În al doilea rând, este necesar ca echilibrul reacției să fie stabilit cât mai repede posibil. Reacții în care, după adăugarea următoarei porțiuni de titrant, stabilirea echilibrului necesită cel puțin câteva minute, este dificil de utilizat în titrimetrie sau chiar imposibil.

În al treilea rând, reacția trebuie să corespundă unei singure ecuații stoichiometrice cunoscute anterior. Dacă reacția conduce la un amestec de produse, compoziția acestui amestec se va modifica în timpul titrarii și depinde de condițiile de reacție. Va fi foarte greu de fixat punctul de echivalență, iar rezultatul analizei se va dovedi a fi inexact.Combinația acestor cerințe îndeplinește reacțiile de protoliză (neutralizare), multe reacții de complexare și oxido-reducere, precum și unele precipitații. reactii. În consecință, analiza titrimetrică distinge:

Metoda de neutralizare,

Complexometrie,

Metode redoxmetrice

Metode de depunere.

În cadrul fiecărei metode se disting variantele sale individuale (Tabelul 1). Denumirile lor provin de la denumirile reactivilor utilizați în fiecare dintre variante ca titrant (permanganatometrie, iodometrie, cromatometrie etc.).

Tabelul 1.

Clasificarea metodelor titrimetrice în funcție de tipul de reacție chimică utilizată

Clasificare prin metoda de titrare. De obicei, se disting trei metode: titrare directă, inversă și prin deplasare. Titrare directă presupune adăugarea directă a titrantului la soluția de probă. Uneori se folosește o ordine diferită de amestecare a reactivilor - se adaugă treptat o soluție de probă la cantitatea cunoscută de R, în care trebuie determinată concentrația de X; dar aceasta este și o titrare directă. În ambele cazuri, rezultatele analizei sunt calculate folosind aceleași formule bazate pe legea echivalentelor.

ν X = ν R

unde ν X și ν R sunt numărul de moli de echivalenți ai lui X și R. Formule de calcul bazate pe raport, precum și exemple de calcule, vor fi date mai jos.

Titrarea directă este o opțiune convenabilă și cea mai comună de titrare. Este mai precis decât alții. La urma urmei, erorile aleatorii apar în principal la măsurarea volumului de soluții, iar în această metodă de titrare volumul este măsurat o singură dată.Cu toate acestea, titrarea directă nu este întotdeauna posibilă. Multe reacții între X și R nu sunt suficient de rapide, iar după adăugarea următoarei porțiuni de titrant în soluție nu există timp pentru a stabili echilibrul. Titrarea directă nu este uneori posibilă din cauza reacțiilor secundare sau a lipsei unui indicator adecvat. În astfel de cazuri, se folosesc scheme de titrare inversă sau de deplasare mai complexe. Acestea includ cel puțin două reacții chimice.

Titrare înapoi realizat conform unei scheme în două etape:

X + R1 = Y1

R1 + R2 = Y2

Reactivul auxiliar R1 este introdus într-o cantitate precis cunoscută. Volumul și concentrația soluției R1 sunt alese astfel încât R1, după terminarea reacției, să rămână în exces cu Host. Apoi partea nereacționată a lui R1 este titrată cu un titrant R2. Un exemplu ar fi titrarea permanganatometrică a substanțelor organice. Este imposibil să titrați multe substanțe cu permanganat „direct” din cauza lenții oxidării lor și din alte motive. Dar puteți adăuga mai întâi o cantitate cunoscută (exces) de KMnO 4 la proba analizată, acidulați și încălziți soluția rezultată. Acest lucru va duce la finalizarea completă și rapidă a oxidării materiei organice. Apoi, permanganatul rămas este titrat cu un agent reducător activ, de exemplu, o soluție de SnCl2 sau FeSO4.

Calculul rezultatelor titrarii inverse se realizează pe baza raportului evident:

ν X = ν R 1 - ν R 2

Deoarece volumele în acest caz sunt măsurate de două ori (mai întâi volumul soluției de reactiv R1, apoi volumul titrantului R2), eroarea aleatorie a rezultatului analizei este puțin mai mare decât în ​​titrarea directă. Eroarea relativă de analiză crește mai ales puternic cu un mic exces de reactiv auxiliar, când ν R 1 ≈ ν R 2.

Clasificarea prin metoda de control i.e. Sunt cunoscute mai multe astfel de metode. Cea mai simplă este titrarea fără indicator, cea mai comună este titrarea cu indicatori colorați, iar cele mai precise și sensibile sunt opțiunile de titrimetrie instrumentală.

Titrare fără indicator bazat pe utilizarea reacțiilor care sunt însoțite de o modificare a proprietăților vizibile ale soluției titrate. De obicei, unul dintre reactivi (X sau R) este colorat vizibil. Progresul unei astfel de reacții este monitorizat fără dispozitive speciale și fără adăugarea de reactivi indicatori. Deci, agenții reducători incolori sunt titrați într-un mediu acid cu o soluție violetă a unui agent oxidant - permanganat de potasiu (KMnO 4). Fiecare porțiune de titrant adăugat se va decolora imediat, transformându-se sub acțiunea unui agent reducător în ioni de Mn2+. Aceasta va continua până când t.eq. Cu toate acestea, prima picătură „extra” de titrant va colora soluția titrată cu o culoare roz-violet, culoarea nu va dispărea chiar și atunci când soluția este amestecată. Când apare o culoare care nu se estompează, titrarea este oprită și se măsoară volumul titrantului consumat ( V doctorat). Sfârșitul titrarii poate fi înregistrat nu numai prin aspectul culorii soluției titrate, ca în exemplul luat în considerare, ci și prin decolorarea soluției de probă colorată anterior, precum și prin apariția oricărui precipitat, a acestuia. dispariția sau schimbarea aspectului. Titrarea fără indicator este rar utilizată, deoarece doar câteva reacții sunt însoțite de o modificare a proprietăților vizibile ale soluției.

Titrare instrumentală... Progresul reacției dintre X și R poate fi monitorizat nu numai „cu ochi” (vizual), ci și cu ajutorul unor instrumente care măsoară o anumită proprietate fizică a soluției. Opțiunile de titrimetrie instrumentală se disting, în funcție de proprietatea particulară a soluției este controlată. Puteti folosi orice proprietate in functie de compozitia calitativa si cantitativa a solutiei de titrat. Și anume, este posibilă măsurarea conductivității electrice a unei soluții (această opțiune se numește conductometrice titrare), potențialul electrodului indicator scufundat în soluția titrată ( potențiometric titrare), absorbția luminii de către soluția titrată ( fotometric titrare), etc. Titrarea poate fi oprită când este atinsă o anumită valoare preselectată a proprietății măsurate. De exemplu, titrați o soluție acidă cu alcali până când se atinge o valoare a pH-ului de 7. Echivalent Pe baza datelor obținute, o dependență grafică a proprietății măsurate de volumul titrantului adăugat ( curba de titrare). O schimbare bruscă a compoziției și proprietăților soluției titrate este observată în apropierea punctului de echivalență și se înregistrează un salt sau o pauză pe curba de titrare. De exemplu, un salt în potențialul unui electrod scufundat într-o soluție. Poziția teq este estimată prin poziția inflexiunii pe curbă. Acest tip de analiză este mai laborioasă și consumatoare de timp decât titrarea convențională, dar oferă rezultate mai precise. Într-o titrare, este posibil să se determine separat concentrația unui număr de componente.

Sunt cunoscute mai mult de o duzină de variante de titrimetrie instrumentală. Analistul american I. Koltgof a jucat un rol important în crearea lor. Metodele corespunzătoare diferă în ceea ce privește proprietatea măsurată a soluției, echipamentul utilizat și capacitățile analitice, dar toate sunt mai sensibile și mai selective decât opțiunile de titrimetrie vizuală cu indicator sau non-indicator. Controlul instrumental este deosebit de important atunci când indicatorii nu pot fi utilizați, de exemplu, la analizarea soluțiilor tulburi sau intens colorate, precum și la determinarea urmelor de impurități și la analiza amestecurilor. Totuși, titrimetria instrumentală necesită dotarea laboratorului cu instrumente speciale, de preferință cu auto-înregistrare sau complet automatizate, ceea ce nu este întotdeauna fezabil din punct de vedere economic. În multe cazuri, rezultate suficient de precise și de încredere pot fi obținute într-un mod mai simplu și mai ieftin pe baza utilizării indicatorilor.

Utilizarea indicatorilor... O cantitate mică de reactiv special poate fi adăugată la proba care urmează să fie titrată - indicator... Titrarea trebuie oprită în momentul în care indicatorul își schimbă culoarea vizibilă sub influența titrantului injectat, acesta este punctul final al titrarii. Este important ca schimbarea culorii să nu aibă loc treptat, ci ca urmare a adăugării doar a unei picături „în plus” de titrant. În unele cazuri, indicatorul nu își schimbă culoarea, insolubilitatea sau natura strălucirii. Cu toate acestea, astfel de indicatori (adsorbție, fluorescent, chemiluminiscent etc.) sunt folosiți mult mai rar decât indicatorii de culoare. Schimbarea de culoare a oricărui indicator are loc datorită interacțiunii chimice a indicatorului cu titrantul, ducând la tranziția indicatorului la o nouă formă.Proprietățile indicatorilor ar trebui luate în considerare mai detaliat.

Indicatori

În laboratoarele analitice se folosesc câteva sute de indicatori colorați de diferite tipuri (acido-bazici, metalocromici, de adsorbție etc.). Pe vremuri, tincturile obtinute din plante erau folosite ca indicatori - din flori violete sau dintr-un tip special de lichen (tornesol). Pentru prima dată, astfel de indicatori au început să fie utilizați de R. Boyle. În prezent, indicatorii naturali nu sunt utilizați, deoarece sunt întotdeauna un amestec de substanțe diferite, prin urmare, tranziția culorii lor nu este exprimată suficient de clar. Indicatorii moderni sunt compuși organici individuali special sintetizați. De regulă, indicatorii sunt compuși din seria aromatică, ale căror molecule conțin mai multe grupe funcționale (substituenți).Se cunosc mulți compuși similari, dar numai unii dintre ei pot fi utilizați ca indicatori de culoare. Indicatorul propus trebuie să îndeplinească o serie de cerințe:

· indicatorul trebuie să se dizolve bine, oferind soluții stabile în timpul depozitării;

· în soluție, indicatorul trebuie să existe sub mai multe forme, care diferă prin structura moleculei. Între forme trebuie stabilit un echilibru chimic mobil. De exemplu, forma acidă a indicatorului intră în bază (și invers), oxidată - redusă (și invers); indicatorul metalocromic se leagă reversibil la un complex cu ioni metalici etc.;

· indicatorul de culoare ar trebui să fie intens absorb lumina în regiunea vizibilă a spectrului. Culoarea soluției sale ar trebui să fie distinsă chiar și la concentrații foarte mici (10 -6 - 10 -7 mol / l). În acest caz, se vor putea introduce cantități foarte mici de indicator în soluția titrată, ceea ce contribuie la obținerea unor rezultate de analiză mai precise;

· diferitele forme ale indicatorului ar trebui să fie diferite în culoarea lor, adică în spectrul de absorbție în regiunea vizibilă. În acest caz, în timpul titrarii se va observa o tranziție de culoare contrastantă, de exemplu, trecerea culorii indicatorului de la roz la verde smarald este clar vizibilă pentru ochi. Este mult mai dificil de fixat punctul final de titrare (CTT) prin trecerea culorii roz la portocaliu sau violet. Este foarte important cât de diferite sunt spectrele de absorbție ale celor două forme ale indicatorului. Dacă una dintre formele indicator absoarbe maxim lumina cu lungimea de undă λ 1, iar cealaltă cu lungimea de undă λ 2, atunci diferența ∆λ = λ 1 - λ 2 caracterizează contrastul tranziției de culoare. Cu cât ∆λ este mai mare, cu atât mai bine este percepută ochiul tranziția de culoare a indicatorului. Pentru a crește contrastul vizual al tranziției de culoare, uneori se folosesc amestecuri de indicatori diferiți sau se adaugă la indicator un colorant inert străin;

· trecerea indicatorului de la o formă la alta atunci când compoziția soluției se modifică ar trebui să aibă loc foarte rapid, într-o fracțiune de secundă;

· tranziția ar trebui să fie cauzată de un singur factor, același pentru toți indicatorii de acest tip. Deci, o schimbare a culorii unui indicator acido-bazic nu ar trebui să apară din cauza reacțiilor de alt tip, de exemplu, atunci când interacționează cu oxidanți, cu ioni metalici sau cu proteine! Dimpotrivă, indicatorii redox ar trebui să-și schimbe culoarea doar ca urmare a interacțiunii cu oxidanții și agenții reducători, iar acest lucru ar trebui să apară la un anumit potențial specific fiecărui indicator redox. Culoarea acestor indicatori și potențialul de tranziție nu ar trebui să depindă de pH-ul soluției. Din păcate, în practică, potențialul de tranziție al multor indicatori redox este dependent de pH.

Pentru a slăbi influența proceselor secundare, uneori indicatorul nu este introdus în soluția titrată, ci, dimpotrivă, în timpul titrarii, se ia periodic o picătură de soluție titrată, amestecată pe un pahar de ceas cu o picătură de soluţia indicator, iar culoarea obţinută se observă. Această tehnică permite utilizarea indicatorilor reactivi ireversibil. Este mai convenabil să lucrați cu „indicatorul extern” dacă hârtia este impregnată în prealabil.

Punctul final al titrarii, înregistrat de tranziția de culoare a indicatorului, poate să nu coincidă cu punctul de echivalență. Nepotrivire V Ph.D. și V teq conduce la o eroare sistematică în rezultatul analizei. Mărimea erorii este determinată de natura acestui indicator, concentrația lui și compoziția soluției fiind titrată.

Principiul de selecție a indicatorului este foarte simplu și versatil. : caracteristica tranziției indicatorului (indicele de titrare pT, potențialul de tranziție etc.) trebuie să corespundă compoziției așteptate a soluției titrate la punctul de echivalență. Deci, dacă analistul titrează o soluție apoasă de acid tare cu o bază tare, la punctul de echivalență soluția va avea pH = 7. Prin urmare, trebuie utilizat un indicator acido-bazic, care își schimbă culoarea la aproximativ pH 7 ( albastru de bromotimol etc.).despre pT - indici de titrare pentru indicatori de diferite tipuri sunt în literatura de referință.

Calculul rezultatelor analizei titrimetrice

Nu este recomandat să se calculeze rezultatele analizei titrimetrice direct din ecuația de reacție, de exemplu, folosind proporții. Un astfel de mod „școlar” de a rezolva problemele de calcul este irațional și, de regulă, nu oferă precizia necesară. Rezultatele analizei titrimetrice sunt calculate folosind una dintre mai multe formule algebrice gata făcute derivate din legea echivalentelor. Datele inițiale vor fi volumul titrantului consumat (în mililitri) și concentrația titrantului (în mol/litru), acestea trebuie stabilite cu precizia necesară.

Metoda de calcul nu depinde de tipul de reacție chimică care are loc în timpul titrarii și de metoda de verificare a punctului de echivalență (indicator, instrument etc.). Alegerea formulei de calcul este determinată de ce metodă de titrare (directă, inversă, substituție) este utilizată în timpul analizei.La alegerea unei formule trebuie să se distingă două cazuri: a) calculul concentrației soluției X; b) determinarea a fracției de masă a componentului (procent de X în probă).

Formulele de calcul arată cel mai simplu dacă concentrațiile componentei determinate și ale titrantului sunt exprimate prin numărul de moli ai echivalenților lor într-un litru de soluții corespunzătoare, i.e. utilizați concentrația analitului ( N x) și titrant (N T ), exprimată prin numărul de moli echivalent într-un litru de soluție. Anterior, aceste concentrații erau numite normale. Acum acest termen nu este recomandat, dar în practică este folosit foarte larg, mai ales în redoxmetrie. Dar în complexometrie și în alte metode, în care 1 mol de analit X reacționează întotdeauna cu 1 mol de titrant, concentrațiile normale coincid cu concentrațiile molare obișnuite ( C x și C T ), și prin urmare, la calcularea rezultatelor, nu este nevoie să se aplice concentrații normale și echivalenți.

Spre deosebire de concentrațiile molare obișnuite, concentrația normală este determinată luând în considerare chimia reacției care are loc în timpul titrarii. Este util să ne amintim că concentrația normală de X într-o soluție este fie egală cu concentrația sa molară, fie o depășește de câteva (2,3,4 ...) ori, în funcție de câți protoni (sau electroni) sunt implicați. în reacție, pe particulă X. Când se notează ecuația reacției, se determină echivalenți și se calculează concentrațiile normale, trebuie să se țină cont de condițiile în care are loc titrarea și chiar de alegerea indicatorului.

Greutatetitrat X latitrare directă este egal (în mg):

m x = N T. V T. E x, (1),

unde E x - masa molară a echivalentului X, corespunzătoare unui proton (în reacțiile acido-bazice), unui electron (în reacțiile redox), unui ligand (în reacțiile de complexare) etc. V T - volumul titrantului (în ml). Este mai bine să calculați masa complexometrică a substanței care trebuie determinată (în mg) prin formula, care include valoarea M x - masa molara X:

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

Din (4.11) rezultă că fracția de masă a lui X din porțiunea cântărită a probei, exprimată în %, este egală cu:

% X = N T. V T. ex. 100%/m S , (3),

unde m S este greutatea probei în mg. De obicei, rezultatul titrarii nu depinde de volumul de apă în care proba a fost dizolvată înainte de titrare, iar acest volum nu este luat în considerare în calcule. Dacă nu întreaga probă este titrată, o parte din ea (alicotă), atunci trebuie luat în considerare un coeficient suplimentar LA egal cu raportul V 0 - volumul soluției în care a fost transferată această probă și din care au fost prelevate alicotele, la V aliq - un volum alicot:

m x = K. N T. V T. E x, (4).

La calcul concentraţieprin metoda titrarii directe (sau substitutionale) se foloseste o formula simpla care decurge direct din legea echivalentelor:

N x. V x = N T. V T (5).

analize însă, în laboratoarele fabricii, se folosesc alte metode de calcul.

Pregătirea soluţiilor de lucru în titrimetrie

Soluțiile de lucru de concentrație precis cunoscută utilizate în analiza titrimetrică sunt preparate în mai multe moduri:

· prin cantitatea cântărită precisă de reactiv chimic luate pe o balanță analitică. Această probă este dizolvată într-o cantitate mică de solvent și apoi volumul soluției rezultate este adus la semn într-un balon cotat. Soluțiile rezultate se numesc standard, iar reactivii corespunzători sunt numiți standarde primare. Doar câteva substanțe pot fi standarde primare - trebuie să fie substanțe chimice pure de compoziție constantă și precis cunoscută, solide la temperatura camerei, stabile în aer, nu higroscopice sau volatile. Exemplele includ dicromat de potasiu, complexon III, acid oxalic. Dimpotrivă, este imposibil să se pregătească o soluție standard de acid clorhidric (reactiv acid clorhidric - un lichid cu o compoziție incorect cunoscută), clorură feroasă (oxidată rapid în aer), sodă caustică (higroscopică) și multe alte substanțe.

· din canalele fixe... Acest termen se referă la o fiolă de sticlă sigilată care conține o cantitate specificată de reactiv, de obicei 0,1000 echivalent mol. Fixchannel-urile sunt pregătite în fabrică. Daca in laborator se transfera cantitativ continutul canalului fix intr-un balon cotat de 1000 ml si se aduce la semn cu solventul, se va obtine un litru de solutie exact 0,1000 N. Prepararea soluțiilor fixe nu numai că economisește timp analistului, dar permite și prepararea de soluții cu o concentrație precis cunoscută din substanțe care nu posedă complexul de proprietăți necesar standardelor primare (de exemplu, soluții fixe de acid clorhidric, amoniac, sau iod).

· printr-o probă aproximativ cunoscută dintr-un reactiv chimic prelevată pe o balanță tehnică. Această probă este dizolvată într-o cantitate aproximativ cunoscută de solvent. Apoi se efectuează o operațiune suplimentară - standardizarea soluției rezultate. De exemplu, se titează cu soluția obținută o porțiune exactă cântărită dintr-o altă substanță (standard primar). O puteți face într-un alt mod: luați un volum cunoscut (alicotă) din soluția preparată și titrați-l cu o soluție standard adecvată După volumul utilizat pentru titrare, calculați concentrația exactă a soluției preparate. Astfel de soluții se numesc standardizate. De exemplu, o soluție de KOH este standardizată în funcție de o porție cântărită de acid oxalic sau folosind o soluție fixă ​​de acid clorhidric. Dacă o substanță din laborator este sub forma unei soluții concentrate de concentrație aproximativ cunoscută (de exemplu, acid clorhidric), atunci în loc să o cântăriți, se măsoară un anumit volum precalculat al soluției concentrate. Acest lucru necesită cunoașterea densității soluției originale. Apoi, ca și în cazul precedent, soluția rezultată este standardizată.

Concentrația soluțiilor nu trebuie să se schimbe spontan în timpul depozitării. În acest caz, soluțiile pre-preparate (standard sau standardizate) pot fi utilizate pentru titrari fără operațiuni suplimentare.Trebuie ținut cont de faptul că, cu cât soluția este mai diluată, cu atât este mai puțin stabilă în timpul depozitării (hidroliza unui dizolvat, oxidare cu aer oxigen, adsorbție pe suprafața interioară a sticlei etc.). Prin urmare, soluțiile de lucru cu concentrație scăzută nu sunt în general preparate în avans. Se prepară doar la nevoie, în ziua utilizării. Pentru a face acest lucru, diluați soluțiile inițiale (standard, fixe sau standardizate) cu un solvent pur exact de un număr cunoscut de ori (de obicei, într-o singură operație, soluția este diluată de 5 sau 10 ori). Dacă sunt necesare și mai multe soluții diluate, atunci această operațiune se repetă. De exemplu, 0,01 M este preparat dintr-o soluție 0,1 M, 0,001 M din aceasta etc.

Prepararea soluțiilor cu o concentrație precis cunoscută necesită utilizarea unui set întreg de sticlă volumetrică specială, care face posibilă măsurarea volumelor cu precizia necesară. Acestea sunt baloane volumetrice, pipete și biurete. Manualele de laborator oferă descrieri și linii directoare pentru măsurarea articolelor din sticlă.

Metode de titrare

Metoda probelor individuale și metoda alicotelor. Pentru a reduce efectul erorilor aleatorii, titrarea se repetă de obicei de mai multe ori și apoi se face media rezultatelor. Analizele repetate pot fi efectuate în două moduri diferite: prin metoda probelor separate prin metoda alicotelor. Ambele metode sunt utilizate în standardizarea soluțiilor de lucru și direct în obiectele analizabile.

Metoda cu o singură cântărire, după cum sugerează și numele, presupune că mai multe porțiuni cântărite din materialul analizat sunt luate pentru titrare. Masele lor ar trebui să fie aproximativ egale. Mărimea eșantionului este selectată ținând cont de consumul dorit de titrant per titrare (nu mai mult decât volumul biuretei) și ținând cont de concentrația de titrant.

Se iau trei porții cântărite de acid oxalic, ale căror mase sunt indicate în tabelul 2. Conform datelor fiecărei titrari, se calculează concentrația de KOH (separat!). Apoi se face o medie a concentrațiilor, volumele cheltuite pentru titrarea diferitelor greutăți nu pot fi mediate!

Masa 2. Un exemplu de calculare a rezultatelor analizei folosind metoda probelor individuale

Metoda de titrare alicotă (sau metoda de pipetare) pe baza titrarii alicotelor individuale nseme - volume mici de soluție de testat, luate cu pipete.

Metoda porțiunilor cântărite separate și metoda de titrare a alicotei sunt utilizate nu numai pentru titrarea directă, așa cum se arată în exemplele de mai sus, ci și pentru titrarea inversă și de înlocuire. Atunci când alegeți o metodă de titrare, trebuie să țineți cont de faptul că metoda porțiunilor individuale cântărite oferă rezultate mai precise, dar este mai laborioasă și necesită o cantitate mare de calcule. Prin urmare, metoda porțiunilor cântărite individuale este utilizată cel mai bine pentru standardizarea soluțiilor de lucru, iar pentru analizele efectuate în serie, este mai bine să utilizați o metodă mai expresă de alicote.

Curbele de titrare

Curbe de titrare logaritmice reprezintă dependența grafică a logaritmului concentrației de echilibru a unuia dintre reactivi de volumul de titrant adăugat. În loc de logaritmul concentrației, pH-ul soluției (pH) este de obicei reprezentat grafic pe axa verticală. Se folosesc și alți indicatori similari (de exemplu, pAg = - lg), precum și valoarea acelor proprietăți fizico-chimice ale soluției titrate, care depind liniar de logaritmii concentrațiilor de echilibru. Un exemplu ar fi potențialul electrodului (E).

Dacă soluția conține o singură substanță care reacționează cu titrantul, iar reacția este descrisă printr-o singură ecuație chimică (adică nu se desfășoară treptat), se observă o secțiune aproape verticală pe curba logaritmică, numită salt de titrare ... Dimpotrivă, secțiunile curbei sunt departe de teq. sunt aproape orizontale. Un exemplu este dependența pH-ului soluțiilor de volumul V al titrantului adăugat prezentat în Fig. 1.

Fig. 1. Curbele de titrare

Cu cât este mai mare înălțimea săriturii pe curba de tracțiune, cu atât mai precis poate fi fixat punctul de echivalență.

Titrare acido-bazică (metoda de neutralizare)

Principiul metodei

Metoda de neutralizare se bazează pe realizarea reacțiilor acido-bazice (protolitice). În timpul acestei titrari, valoarea pH-ului soluției se modifică. Reacțiile acido-bazice sunt cele mai potrivite pentru analiza titrimetrică: se desfășoară după ecuații strict definite, fără procese secundare și cu o rată foarte mare. Interacțiunea acizilor tari cu bazele tari duce la constante de echilibru ridicate. Pentru detectarea c.t.t. există o metodă convenabilă și bine studiată - utilizarea indicatorilor acido-bazici. De asemenea, pot fi utilizate metode instrumentale; acestea sunt deosebit de importante la titrarea soluțiilor neapoase, tulburi sau colorate.

Metoda de neutralizare include două opțiuni - acidimetrie(titrant - soluție de acid tare) și alcalimetrie(titrantul este o soluție de bază puternică). Aceste metode sunt, respectiv, utilizate pentru determinarea bazelor și acizilor, inclusiv a celor ionice și multiprotonice. Capacitatea de a titra protoliți puternici este determinată de concentrația acestora; titrarea este posibilă dacă C x> 10 - 4 M În cursul unei astfel de titrari într-o soluție apoasă, are loc următoarea reacție:

H3O + + OH - ® 2H2O

Titrarea acizilor slabi și a bazelor slabe în soluții apoase corespunde schemelor:

ON + OH - ® H2O (alcalimetrie)

B + H30+ ® HB + + H 2 O (acidimetrie)

Exemple de aplicare practică a titrarii acido-bazice:

· determinarea aciditatii produselor alimentare, solurilor si apelor naturale (titrarea alcalimetrica a solutiilor de apa cu indicator de fenolftaleina);

· determinarea aciditatii produselor petroliere (titrare alcalimetrica a solutiilor neapoase cu control instrumental al ct.t.);

· determinarea carbonaților și hidrocarbonaților din minerale și materiale de construcție (titrarea acidimetrică a soluțiilor apoase cu doi indicatori);

· determinarea azotului în săruri de amoniu și substanțe organice (metoda Kjeldahl). În acest caz, substanțele organice care conțin azot sunt descompuse prin fierbere cu acid sulfuric concentrat în prezența sărurilor de mercur, azotul de amoniu este distilat prin acțiunea alcalinei atunci când este încălzit, amoniacul este absorbit într-o soluție standard de HCI luată în exces. Apoi, partea nereacționată a HCI este titrată cu alcali în prezența indicatorului de metil portocaliu. În această tehnică se utilizează atât principiul substituției, cât și metoda titrarii inverse.

Soluții de lucru.În titrarea acidimetrică a soluțiilor apoase, soluții de acizi tari (HCl, mai rar HNO3 sau H2SO4). V alcalimetrie titrant - soluții de NaOH sau KOH. Cu toate acestea, reactivii enumerați nu au proprietăți care să facă posibilă prepararea soluțiilor standard din ei pur și simplu printr-o porțiune cântărită precisă. Astfel, alcaliile solide sunt higroscopice și conțin întotdeauna impurități carbonatice. În cazul HCl și alți acizi tari, reactivul de pornire nu este o substanță pură, ci o soluție cu o concentrație cunoscută incorect. Prin urmare, în metoda de neutralizare, se prepară mai întâi o soluție cu o concentrație aproximativ cunoscută și apoi se standardizează. Soluțiile acide sunt standardizate împotriva carbonatului de sodiu anhidru Na 2 CO 3 (sodă) sau a tetraboratului de sodiu Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O (furtună). Boraxul, atunci când este dizolvat, interacționează cu apa:

B 4 O 7 2– + 3H 2 O = 2H 3 VO 3 + 2VO 2 -

Metaboratul rezultat este o bază destul de puternică. Se titra cu acid:

VO2 - + H3O+ = H3VO3.

Este evident că masa molară a echivalentului de borax este M(½Na2B4O7 . 10H20) = 190,71 g/mol. Echivalentul de masă molară mare este un avantaj al boraxului ca standard primar. Soluțiile alcaline sunt standardizate față de hidrogen ftalat de potasiu. Molecula hidroftalată conține un proton mobil și are proprietățile unui acid slab:

Acidul benzoic C 6 H 5 COOH, acidul oxalic H 2 C 2 O 4 sunt adesea folosiți ca standarde. . 2H 2 O și alți acizi organici slabi (substanțe solide, pure stabile). Soluțiile standard 0,1000 M de acizi și baze în laboratoare sunt de obicei preparate din canale fixe. Soluția acidă preparată poate fi utilizată pentru a standardiza soluția alcalină și invers. Soluțiile acide standardizate sunt stabile și pot fi păstrate neschimbate pe termen nelimitat. Soluțiile alcaline sunt mai puțin stabile; se recomandă depozitarea lor în recipiente cerate sau fluoroplastice pentru a preveni interacțiunea cu sticla. Trebuie avut în vedere faptul că soluțiile alcaline absorb CO 2 din aer; în timpul depozitării acestea sunt protejate cu un tub umplut cu var nestins sau sodă.

Orez. 2. Curbe puternice de neutralizare a acidului.

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

Pentru detectarea ct.t. cu un indicator de culoare, este necesar ca înălțimea săriturii să fie mai mare decât lățimea intervalului de tranziție al indicatorului. Acesta din urmă este de obicei de aproximativ două unități de pH.

Înălțimea saltului pe curba de neutralizare pentru acizi slabi depinde de puterea acidului (valoarea constantei sale de acid, sau pK a). Și anume, cu cât acidul este mai slab (cu cât valoarea pK a este mai mare), cu atât mai mică, celelalte lucruri fiind egale, înălțimea săriturii ar trebui să fie.

1 - acid clorhidric, 2 - acid acetic (pK a = 4,8), 3 - acid cianhidric (pK a = 9,2).

Înălțimea săriturii ar trebui să fie mai mare decât lățimea zonei de tranziție a indicatorului, care, de regulă, este de 2 unități de pH. Prin urmare, să ca și în cazul electroliților puternici, criteriul de titluri protolit slab cu eroare de 1% poate fi derivat din condiția ∆p Н ± 1% ≥ 2. Pentru o soluție apoasă a unui acid slab, obținem criteriul cerut sub următoarea formă:

R LAA+ p CU≤ 8

La p С = 2 valoarea critică p Pentru a egal 6. Cu alte cuvinte, dacă acidul este foarte slab și pK-ul său A mai mult de 6, atunci este imposibil să-l titrați cu precizie cu indicatori de culoare.

Titrarea amestecurilor de protoliți și protoliți multiprotoni.În soluțiile mixte, acizii puternici suprimă protoliza celor mai slabi. Același lucru se observă în soluțiile care conțin un amestec de baze de tărie diferită.Când se adaugă un titrant la un astfel de amestec, un protolit mai puternic este mai întâi titrat și abia apoi un protolit mai slab reacționează cu titrantul. Cu toate acestea, numărul de salturi observate pe curba de titrare a amestecului depinde nu numai de numărul de protoliți prezenți, ci și de valorile absolute ale constantelor de aciditate (bazicitate) corespunzătoare, precum și de raportul acestora. Constantele de aciditate (sau bazicitate) ale componentelor amestecului ar trebui să difere de mai mult de 10 4 ori, numai în acest caz, salturi distincte de titrare vor fi observate separat pe curba de titrare, iar eroarea relativă în determinarea fiecărui component nu va depăși 1%. Criteriul pentru posibilitatea de titrare separată a protoliților este așa-numita „regula a patru unități”:

(6)

Protoliții multiprotoni reacţionează treptat cu titrantul, mai întâi în prima etapă, apoi în a doua etc., dacă constantele de aciditate corespunzătoare diferă în conformitate cu condiția (6).La calcularea curbelor de neutralizare, protoliții multiprotoni pot fi considerați electroliți mixți.

Ca exemplu, să analizăm posibilitatea

Fig. 5. Curba de titrare a unui amestec de ioni de carbonat și bicarbonat cu o soluție Acid clorhidric.

Sunt indicate valorile pH-ului la care se observă tranzițiile de culoare ale indicatorilor.

La titrarea unui amestec de doi acizi tari, un amestec de doi acizi la fel de slabi sau un amestec de două baze cu p apropiate LAb nu există două sărituri separate pe curba de titrare. Cu toate acestea, este încă destul de posibil să se determine separat concentrația componentelor unor astfel de amestecuri. Aceste probleme sunt rezolvate cu succes folosind solvenți neapoși diferențiați.

Indicatori acido-bazici și selecția acestora

Pentru detectarea c.t.t. În metoda de neutralizare se folosesc în mod tradițional indicatori acido-bazici - coloranți organici sintetici care sunt acizi sau baze slabe și își schimbă culoarea vizibilă în funcție de pH-ul soluției.Exemple de unii indicatori acido-bazici (folositi cel mai des în laboratoare) sunt prezentate în Tabelul 3. Indicatorii de structură și proprietăți sunt dați în cărțile de referință. Cele mai importante caracteristici ale fiecărui indicator acido-bazic sunt interval de tranzițieși indicele de titrare (pT). Intervalul de tranziție este zona dintre două valori ale pH-ului corespunzătoare limitelor zonei, în care se observă o culoare mixtă a indicatorului. Deci, observatorul caracterizează o soluție apoasă de metil portocaliu drept galben pur - la pH< 3,1 и как чисто красный при рН >4.4, iar între aceste valori de limită există o culoare mixtă, roz-portocaliu, de diferite nuanțe. Lățimea intervalului de tranziție este de obicei de 2 unități pH. Intervalele de tranziție ale indicatorilor determinate experimental sunt în unele cazuri mai mici sau mai mari de două unități de pH. Acest lucru, în special, se explică prin sensibilitatea diferită a ochiului la diferite părți ale regiunii vizibile a spectrului. Pentru indicatorii cu o singură culoare, lățimea intervalului depinde și de concentrația indicatorului.

Tabelul 3

Cei mai importanți indicatori acido-bazici

Cunoscând caracteristicile diferiților indicatori, teoretic îi puteți selecta în mod rezonabil pentru a obține rezultatele corecte ale analizei. Se respectă următoarea regulă: intervalul de tranziție al indicatorului ar trebui să se afle în regiunea de salt pe curba de titrare.

La alegerea indicatorilor pentru titrarea protoliților slabi, este necesar să se țină cont de faptul că, de exemplu, iar saltul de titrare este deplasat la un mediu ușor alcalin la titrarea unui acid și la un mediu ușor acid la titrarea unei baze. Prin urmare, indicatorii care își schimbă culoarea într-un mediu slab alcalin (de exemplu, fenolftaleina) sunt potriviți pentru titrarea acizilor slabi și indicatorii care își schimbă culoarea într-un mediu slab acid (de exemplu, metil portocaliu)

Există încă o caracteristică a fiecărui indicator acido-bazic - aceasta este indicele de titrare ( pT ). Acesta este numele valorii pH la care observatorul observă cel mai clar schimbarea culorii indicatorului și tocmai în acest moment titrarea este completă. Evident, pT = pH K.T.T. ... Alegând un indicator adecvat, trebuie să ne străduim să vă asigurați că valoarea pT ar fi cât mai aproape posibil de valoarea calculată teoretic pH T.EKV .. De obicei, valoarea pT este aproape de mijlocul intervalului de tranziție. Dar pT este o valoare slab reproductibilă. Diferiți oameni care efectuează aceeași titrare cu același indicator vor obține valori pT semnificativ diferite.În plus, valoarea pT depinde de ordinea titrarii, adică de direcția schimbării culorii.La titrarea acizilor și bazelor cu același indicator Valorile pT vor diferi ușor. Pentru indicatorii monocromatici (fenolftaleină etc.), valoarea pT depinde și de concentrația indicatorului.

Umplut cu titrant până la marcajul zero. Nu se recomandă titrarea de la alte marcaje, deoarece scara biuretei poate fi neuniformă. Biuretele se umplu cu soluția de lucru printr-o pâlnie sau cu ajutorul unor dispozitive speciale, dacă biureta este semiautomată. Punctul final de titrare (punctul de echivalență) este determinat de indicatori sau metode fizico-chimice (prin conductivitate electrică, transmisie luminoasă, potențialul electrodului indicator etc.). Rezultatele analizei sunt calculate din cantitatea de soluție de lucru utilizată pentru titrare.

Tipuri de analiză titrimetrică

Analiza titrimetrică se poate baza pe diferite tipuri de reacții chimice:

• titrare acido-bazică - reacții de neutralizare;
• titrare redox (permanganatometrie, iodometrie, cromatometrie) - reacții redox;
• titrare prin precipitare (argentometrie) - reacții care au loc cu formarea unui compus slab solubil, în timp ce concentrația ionilor precipitați în soluție se modifică;
• titrare complexometrică - reacții bazate pe formarea de compuși complecși puternici ai ionilor metalici cu un complexon (de obicei EDTA), în timp ce concentrația ionilor metalici în soluția titrată se modifică.

Tipuri de titrare

Se face distincția între titrarea directă, inversă și titrarea substituentă.

• La titrare directă soluția de titrant (soluția de lucru) se adaugă în porții mici la soluția substanței de determinat (porțiune alicotă sau cântărită, substanța de titrat).

• La titrare înapoi Mai întâi se adaugă un exces deliberat dintr-un reactiv special la soluția de analit, apoi se titratează reziduul său nereacționat.

• La titrare de înlocuire Mai întâi, se adaugă un exces deliberat dintr-un reactiv special la soluția de analit și apoi unul dintre produsele de reacție dintre analit și reactivul adăugat este titrat.

Vezi si

Legături

Fundația Wikimedia. 2010.