Generelle bestemmelser for den titrimetriske metoden. I produksjon, miljø og vitenskapelige aktiviteter må vi hele tiden finne ut sammensetningen av et bestemt produkt, råmateriale, naturlig eller kunstig materiale. Disse problemene løses ved hjelp av metoder analytisk kjemi. I dette tilfellet kan det utføres kvalitativ analyse når det er tilstrekkelig å fastslå tilstedeværelse eller fravær av visse stoffer i den analyserte prøven, eller kvantitativ analyse, når de finner ut hvilke stoffer og i hvilken mengde som er inkludert i sammensetningen (i form av en hovedkomponent eller som en urenhet) av den analyserte prøven.

En av de vanligste og mest nøyaktige metodene for kvantitativ kjemisk analyse er titrimetrisk analysemetode. Dette navnet indikerer at når metoden implementeres, utføres en prosess titrering, som består i gradvis tilsetning av en løsning til et visst volum av en annen løsning. Dette utnytter det åpenbare faktum at reaksjonen mellom to stoffer fortsetter til en av dem er fortært. Ved hjelp av reaksjonsligningen kan du beregne mengden av en av reaktantene hvis du vet hvor mye av den andre reaktanten som reagerte.

Den titrimetriske metoden for kvantitativ analyse er basert på nøyaktig måling av volumer av løsninger av reagerende stoffer, hvorav konsentrasjonen av en er nøyaktig kjent (løsninger med kjente konsentrasjoner kalles standard*). Et visst volum av en løsning titrere en annen løsning. Titreringen stoppes når stoffet i løsningen som titreres er fullstendig oppbrukt som følge av den pågående reaksjonen. Dette øyeblikket kalles ekvivalenspunkt og tilsvarer det faktum at mengden stoff (antall mol) i den tilsatte løsningen ( titrant) blir ekvivalent med mengden stoff i den titrerte løsningen (øyeblikket ekvivalenspunktet nås bestemmes av fargeendringen indikator- om indikatorer, se nedenfor).

Titreringsteknikk. Indikatorer. For å tilsette titrant til løsningen som titreres, bruk byrett- et smalt og langt glassrør, som påføres en gradering på tiendedeler av en milliliter (se figuren på første side av omslaget). Frigjøringsanordningen på bunnen av byretten lar deg nøyaktig kontrollere hastigheten på titranttilsetningen (fra en strøm til individuelle dråper) og nøyaktig måle volumet av tilsatt titrant. I laboratoriepraksis brukes vanligvis 25 ml byretter.

En viss mengde av den titrerte løsningen (i de fleste tilfeller er dette testløsningen) måles og overføres til konisk kolbe. Noen få dråper av indikatorløsningen helles også i den. Titranten tilsettes gradvis til løsningen i kolben fra en byrett (i de fleste tilfeller og i forsøkene utført i dette arbeidet, (men ikke alltid!) er den titrerte løsningen testløsningen, og titranten er standarden). Når ekvivalenspunktet er nådd, endres fargen på indikatoren, titreringen stoppes og volumet av tilsatt titrant måles på en byrettskala, som deretter brukes til beregninger.

Fargen på indikatoren avhenger av konsentrasjonen av stoffer i løsningen. For eksempel fargen på indikatorene som brukes i syre-base titrering (nøytraliseringsmetode), avhenger av konsentrasjonen av hydrogenioner i løsningen:

Hvis du titrerer en alkalisk løsning med en syre i nærvær av metyloransje, vil fargen på den titrerte løsningen forbli gul til den alkaliske komponenten er fullstendig nøytralisert, noe som betyr å nå ekvivalenspunktet; indikatoren endrer farge fra gul til oransje. Hvis bare én dråpe overflødig syre tilsettes, blir fargen rød-rosa. I dette tilfellet sier de at "løsningen er overtitrert." I dette tilfellet er volumet titrant målt av byretten større enn volumet som faktisk kreves for nøytralisering; dette introduserer feil i påfølgende beregninger.

Ved titrering, i tillegg til nøytraliseringsmetoden, er det andre metoder som bruker egne indikatorer som endrer farge avhengig av tilstedeværelsen av eventuelle stoffer i løsningen.

Kjemisk ekvivalent og molar konsentrasjon av ekvivalent. Hvilke mengder stoffer som er likeverdige med hverandre bestemmes av reaksjonsligningen. For eksempel, i en nøytraliseringsreaksjon:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

1 mol alkali og 1 mol syre reagerer uten rester. Men når natriumhydroksid reagerer med svovelsyre:

NaOH + ½ H 2 SO 4 = ½ Na 2 SO 4 + H 2 O

For å nøytralisere 1 mol alkali er ½ mol svovelsyre nok. Det er generelt akseptert at én mol HCl (som én mol NaOH) representerer én kjemisk ekvivalent. Samtidig representerer ½ mol svovelsyre også en kjemisk ekvivalent. Det følger at forholdet hvor stoffer reagerer med hverandre uten rester, må ikke beregnes ved antall mol av disse stoffene, men ved antall av deres molekvivalenter. For å uttrykke innholdet av stoffer i løsninger som brukes i titrimetri, er det praktisk å bruke konsentrasjonen (se avsnittet om generell kjemi "Metoder for å uttrykke konsentrasjoner av løsninger"), som viser hvor mange mol av ekvivalenten til et stoff er i en enhetsvolum (én liter) av en løsning. Dette er den såkalte molar konsentrasjon ekvivalent (MED n, mol ekv/l). Tidligere ble denne konsentrasjonen kalt " normal konsentrasjon" (enhet mEkv/l), som for øyeblikket er ekskludert fra reguleringsdokumenter: GOST-er, metoder, etc. Imidlertid fortsetter dette gamle navnet å bli mye brukt i praktisk arbeid. Følgelig karakteriserer verdien MED n, de sier fortsatt at løsningen har en viss normalitet; for eksempel kalles en løsning med en konsentrasjon på 2 mol ekv/l binormal, 1 mol ekv/l er normal, 0,1 mol ekv/l er desinormal og betegnes henholdsvis 2 N, 1 N, 0,1 N. etc. I denne opplæringen brukes også slike termer og betegnelser.

Konseptet med en kjemisk ekvivalent lar oss ta hensyn til at ett molekyl av et stoff kan være ekvivalent i en reaksjon med to, tre eller enda flere molekyler av et annet stoff. Den kjemiske ekvivalenten til et stoff er mengden (antall mol) eller massen av dette stoffet som i kjemiske reaksjoner er ekvivalent (dvs. legger til, erstatter, frigjør) 1 mol (eller 1 g) hydrogenioner N + eller atomært hydrogen N. For syrer og baser er verdien molar masse av kjemisk ekvivalent M ekv, beregnet fra molar masse M tar hensyn til antall hydrogenioner spaltet av et syremolekyl eller antall hydroksydioner spaltet av et basemolekyl under dissosiasjon:

; .

Dermed viser de hvilken masse av den totale massen til et mol av et stoff som er ekvivalent i en reaksjon med ett mol enkeltladede ioner. På samme måte, når man finner den molare massen til den kjemiske ekvivalenten til et individuelt ion, blir den molare (eller atomære) massen til ionet delt på ladningen z, beregner hvor mye masse er per enhetsladning:

.

Beregning av ekvivalent molmasse av magnesium- og kalsiumioner er gitt i underkapittel 1.1. når man vurderer måleenheter for hardhet.

Beregning av konsentrasjonen av den analyserte løsningen. Det er klart at jo større volum er standard titrantløsningen V standard brukt for å nå ekvivalenspunktet og jo større konsentrasjon av denne titranten C standard (heretter snakker vi bare om normal konsentrasjon, derfor indeksen "n" i betegnelsen C n kan utelates), jo større konsentrasjon Cx av den analyserte titrerte løsningen, dvs. ved beregning viser det seg at
Cx ~ C std · V std. Samtidig, jo mer titrant som må brukes, jo mer av den initiale titrerte løsningen tas; å ta hensyn til dette ved beregning Cx Produktet av volumet og konsentrasjonen av titranten som er brukt skal være relatert til volumet av den titrerte løsningen Vx:

.

1.4.2. Bestemmelse av karbonathardhet i vann

For å bestemme karbonathardheten titreres et visst volum av testvannet med en standardløsning av saltsyre i nærvær av metyloransje-indikatoren. I dette tilfellet oppstår reaksjoner med hydrokarbonater:

Ca(HC03)2 + 2HCl = CaCl2 + 2CO2 + 2H20;

Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2CO2 + 2H20;

og karbonater:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H20;

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

Når ekvivalenspunktet er nådd, når alle karbonater og bikarbonater har reagert, endrer indikatoren farge fra gul til oransje.

1.4.3. Bestemmelse av total vannhardhet

Ved bestemmelse av total hardhet brukes en titreringsmetode, som kalles kompleksometrisk metode, siden den bruker stoffer med det generelle navnet komplekser. En av de mest brukte kompleksene er
Trilon B(dette er merkenavnet som dette kjemiske produktet først ble utgitt under). Det er et derivat av en organisk syre, hvis molekyl inneholder to hydrogenatomer som kan erstattes av metallatomer. Uten å vurdere strukturen til Trilon B-molekylet, bruker vi dets generelt aksepterte symbol: H 2 Y.

Definisjonen er basert på det faktum at kalsium- og magnesiumioner danner løselige komplekse forbindelser med Trilon B:

Ca 2+ + H2Y → + 2H+;

Mg 2+ + H2Y → + 2H+.

Reagenser som produserer karakteristisk fargede forbindelser med ionene som bestemmes, brukes som indikatorer. Når ekvivalenspunktet er nådd, når nesten alle Ca 2+ og Mg 2+ ioner binder seg til Trilon B til komplekser og deres konsentrasjon i løsningen synker kraftig, endres fargen på løsningen. Titrering må utføres i et lett alkalisk medium (for å binde de resulterende hydrogenionene), derfor er det i tillegg til indikatoren en s.k. bufferløsning, som sikrer en konstant pH-verdi (når du utfører denne titreringen, legg til ammoniakkbufferløsning, som opprettholder en konstant pH innenfor 8...10 enheter).

EKSPERIMENTELL DEL

1. Bruk syre-base titreringsmetoden til å bestemme karbonathardheten til springvann.

2. Bruk den kompleksometriske titreringsmetoden til å bestemme den totale hardheten til springvann.

3. Basert på eksperimentelle data, trekk en konklusjon om hardhetsnivået til det studerte vannet og beregn verdien av konstant hardhet.

Forsøk 1. Bestemmelse av karbonathardhet

Hell 100 ml testvann i to koniske kolber (mål med en målesylinder), tilsett
5-6 dråper metyloransje indikatorløsning. En av kolbene er en kontrollkolbe, dvs. brukes til å legge merke til fargeendringen til en løsning i en annen kolbe under titrering. Registrer det innledende titrantnivået i byretten.

Før titrering, sørg for at det er nok løsning i byretten og at glasstuten er helt fylt med væske. Luftbobler fra tuten presses ut med en væskestrøm ved å dreie tuten oppover i en vinkel på ca. 45°. Byrettutløpet er et gummirør med en glasskule inni. For å la væsken renne ut, trekk rørveggen litt vekk fra ballen med tommelen og pekefingeren slik at det dannes et gap mellom dem. Fyll byretten gjennom trakten, hvoretter trakten fjernes fra det øverste hullet; Hvis dette ikke gjøres, kan den gjenværende løsningen renne ut av trakten under titrering og volummålingen vil være unøyaktig.

Tilsett om nødvendig titrantløsning i byretten, og bring nivået til nulldeling. Tilsett 0,1 N fra en byrett til den andre kolben. saltsyreløsning til fargen på indikatoren endres fra gul til oransje (den resulterende fargen kan heller kalles fersken).

Overflaten av væsken i byretten ser ut som en bred konkav stripe ( menisk). Verdiene på skalaen avleses langs den nedre kanten av menisken; observatørens øye skal være på nivå med menisken. Titranten fra byretten helles først inn ganske raskt, mens innholdet i kolben røres kontinuerlig med roterende bevegelser. Kulen trykkes med venstre hånd, og kolben holdes og røres med høyre hånd. Titrering utføres stående! Fargen på løsningen observeres ved å legge et ark med hvitt papir under kolben for bedre observasjonsforhold. Når titreringen nærmer seg slutten, som kan bedømmes av utseendet til en rosa "sky" i midten av kolben, som umiddelbart forsvinner med ytterligere omrøring, tilsettes titreringsmidlet dråpe for dråpe. Løsningen bør endre farge ved tilsetning av en spesifikk dråpe; i dette øyeblikket vil den rosa "skyen" ikke forsvinne, men vil spre seg gjennom løsningen.

For å sikre at det ikke er signifikante tilfeldige feil ved utførelse av titreringen og ved måling av volumet av den titrerte løsningen, gjentas titreringen to til tre ganger og gjennomsnittsverdien beregnes V standard, som senere brukes til beregninger.

Registrer nivået av løsningen i byretten og beregn volumet av titreringsmiddel som brukes til titrering som forskjellen mellom den endelige og første avlesningen. Gjenta titreringen (du kan bruke en "kontrollkolbe"). Beregn volumet av standardløsningen som gjennomsnittet av resultatene av to titreringer. Beregn karbonathardheten til vannet som studeres (i mmol ekv/l) ​​ved å bruke formelen:

,

Hvor MED HCl er den molare konsentrasjonen av ekvivalenten (normaliteten) av saltsyreløsningen; V HCl er volumet av saltsyre som brukes til titrering; V mol ekv/l Til mmol ekv/l.

Forsøk 2. Bestemmelse av total hardhet

Titrering utføres i nærvær av indikatoren " krom mørkeblå" Hell 25 ml testvann i en konisk kolbe og tilsett destillert vann til et totalt volum på 100 ml (mål med en sylinder). Tilsett 5 ml ammoniakkbufferløsning og
5-7 dråper mørkeblå kromindikatorløsning; i dette tilfellet får løsningen en vinrød farge.

Registrer det innledende titrantnivået i byretten. Tilsett om nødvendig titrantløsning i byretten, og bring nivået til nulldeling. Fra en byrett dråpe for dråpe legg til 0,1 N. Trilon B-løsning til fargen på løsningen endres fra vinrød til blåaktig-syrin.

I motsetning til titreringen i det første eksperimentet, hvor reaksjonen skjer nesten umiddelbart, krever interaksjonen av Trilon B med kalsium og magnesium en merkbar tidsperiode. For ikke å gå glipp av øyeblikket for å nå ekvivalenspunktet, tilsettes titranten helt fra begynnelsen av titreringen i separate dråper med et intervall på to til tre sekunder, og observer nøye om fargen på den titrerte løsningen endres. Hvis du tilsetter titranten raskere, vil noe av det havne i den allerede titrerte løsningen, som ennå ikke har rukket å endre farge; Som et resultat vil løsningen bli overtitrert, og volumet som brukes til titrering vil bli overvurdert.

Registrer nivået av løsningen i byretten og beregn volumet av titreringsmiddel som brukes til titrering som forskjellen mellom den endelige og første avlesningen. Gjenta titrering. Beregn volumet av standardløsningen som gjennomsnittet av resultatene av to titreringer. Beregn den totale hardheten W til det totale vannet som studeres (i mmol ekv/l) ​​ved å bruke formelen:

,

Hvor MED TrB - molar konsentrasjon av ekvivalent (normalitet) av Trilon B-løsning; V TrB - volum av Trilon B brukt for titrering; V forskning - volum av vann som testes; 1000 - omregningsfaktor fra mol ekv/l Til mmol ekv/l.

Basert på innhentede data, trekk en konklusjon om hardhetsnivået til det testede vannet.

Å neglisjere bidraget til karbonater til verdien av permanent hardhet og anta at i dette tilfellet faller den midlertidige hardheten til vann sammen med karbonathardheten, dvs. Zh carb = Zh vr, beregn den permanente hardheten til vannet fra forskjellen mellom den totale og midlertidige hardheten.

F post = F generell – F tid.

KONTROLLOPPGAVE

1. 1 liter vann inneholder 36,47 mg magnesiumion og 50,1 mg kalsiumion. Hva er hardheten til vann?

3. Hva er karbonathardheten til vann hvis 1 liter inneholder 0,292 g magnesiumbikarbonat og 0,2025 g kalsiumbikarbonat?

KONTROLLSPØRSMÅL

1. Hvilke komponenter bestemmer hardheten til naturlig vann?

2. Måleenheter for hardhet. Gradering av naturlig vann etter hardhetsgrad.

3. Hvilken hardhet kalles karbonat, ikke-karbonat, midlertidig, permanent og hvorfor? Hvilke komponenter bestemmer hver av de navngitte typene av stivhet?

4. Skadevirkninger av vannhardhet.

5. Reagensmetoder for å eliminere ulike typer vannhardhet (skriv ligninger for de tilsvarende reaksjonene).

6. Hva er ionebyttere? Klassifisering av ionebyttere etter ulike kriterier. Ionebytteprosesser. Ulike former
ionitter.

7. Avsalting og mykning av vann ved hjelp av ionebyttemetoden.

8. To tilnærminger til kjemisk analyse. Essensen av den titrimetriske analysemetoden.

9. Driftsteknikk og utstyr som brukes ved utførelse av den titrimetriske analysemetoden.

10. Formel for beregning av konsentrasjonen av den analyserte løsningen i titrimetrisk analyse.

11. Brukte reagenser og indikatorer og ligninger for kjemiske reaksjoner for å bestemme karbonatet og den totale hardheten til vann.

Hoved

1. Korovin N.V. Generell kjemi: lærebok. for teknisk retning og spesiell universiteter - M.: Høyere. skole, 2007. - 556 s. (også tidligere utgaver)

2. Glinka N.L. Generell kjemi: lærebok. håndbok for universiteter. - M.: Integral-PRESS, 2008. - 728 s. (også tidligere utgaver)

3. Drobasheva T. I. Generell kjemi: lærebok. for høyskoler og universiteter. - Rostov n/d: Phoenix, 2007. - 448 s.

4. Glinka N.L. Oppgaver og øvelser i generell kjemi: lærebok.
godtgjørelse for ikke-kjemiske universitets spesialiteter. - M.: Integral-PRESS, 2006. - 240 s. (også tidligere utgaver)

5. Lidin R.A. Problemer i uorganisk kjemi: lærebok. håndbok for kjemisk teknologi. universiteter / R. A. Lidin, V. A. Molochko, L. L. Andreeva; redigert av R. A. Lidina. - M.: Høyere. skole, 1990. - 319 s.

Ytterligere

6. Akhmetov N.S. Generell og uorganisk kjemi: lærebok. for universiteter - M.: Vyssh. skole, red. Senter "Academy", 2001. - 743 s. (også tidligere utgaver)

7. Khomchenko I. G. Generell kjemi: lærebok. for ikke-kjemiske universiteter -
M.: New Wave; ONIX, 2001. - 463 s.

Pedagogisk utgave

Laboratorieverksted

I to deler

Satt sammen av Valery Tarasovich Fomichev,
Oleg Aleksandrovich Kuznechikov, Vera Anatolyevna Andronova og andre.

Oppsett O.A. Kuznechikov

Signert for publisering 25.01.10. Format 60x84/16.

Offset papir. Silketrykk. Times skrifttype.

Akademisk utg. l. 4,80. Betinget stekeovn l. 5,58. Opplag 200 eksemplarer. Ordre nr. 104

Statens utdanningsinstitusjon
høyere profesjonsutdanning

"Volgograd State University of Architecture and Civil Engineering"

Trykt i full overensstemmelse med originalen presentert av forfatterne
i den operative trykkerisektoren CIT

400074, Volgograd, st. Akademicheskaya, 1

kjemi

LABORATORIEPRAKTIKK

I to deler

Del 2

Volgograd 2010

* beregning masse på en molekvivalent stoff eller individuelt ion (noen ganger sier de bare «kjemisk ekvivalent» og bruker betegnelsen E), se videre i materialet til laboratoriearbeidet «Water Hardness» (s. 90-91)

*bobler (bobler) - passerer gass (eller damp) gjennom et lag med væske, vanligvis tilført gjennom en distribusjonsanordning med et stort antall små hull (bobler) i den nedre delen av apparatet

*Cazimir Fajans (1887-1975) - amerikansk fysikalsk kjemiker; N. P. Peskov (1880-1940) sovjetisk fysikalsk kjemiker, forfatter av monografien "Fysisk-kjemiske grunnlaget for kolloidvitenskap" (1934)

*Hans Schulze (1853-1892) - tysk kjemiker, William Hardy (1864-1934) - engelsk biolog; studerte stabiliteten til kolloidale løsninger

* for å forenkle presentasjonen, anses det her og videre ikke at MgCO 3 reagerer med varmt vann for å danne magnesiumhydroksid, og når vann kokes, skjer nedbrytningen av magnesiumbikarbonat i henhold til reaksjonen:
Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 ↓ + 2CO 2

*ifølge tidligere akseptert terminologi mEkv/l

* se merknad på s. 80

* lignin er en polymerforbindelse som utgjør 20-30 % av tremassen; i industrien oppnås det som avfall fra produksjon av cellulose

*bruk også begrepet titrerte løsninger, siden for alle løsninger som brukes i titrimetri, kan konsentrasjonsverdien alltid fastsettes ved titrering med en annen passende standardløsning

Relatert informasjon.

Send ditt gode arbeid i kunnskapsbasen er enkelt. Bruk skjemaet nedenfor

Studenter, hovedfagsstudenter, unge forskere som bruker kunnskapsbasen i studiene og arbeidet vil være deg veldig takknemlig.

postet på http://www.allbest.ru/

Plan

1. Essensen av nedbørstitrering

2. Argentometrisk titrering

3. Tiocyanatometrisk titrering

4. Påføring av nedbørstitrering

4.1 Fremstilling av en standardisert løsning av sølvnitrat

4.2 Fremstilling av standardisert ammoniumtiocyanatløsning

4.3 Bestemmelse av klorinnhold i en prøve i henhold til Volhard

4.4 Bestemmelse av natriumtrikloracetatinnhold i et teknisk preparat

1. Essensen av nedbørtitrering

Metoden kombinerer titrimetriske bestemmelser basert på dannelsesreaksjoner av dårlig løselige forbindelser. Bare visse reaksjoner som tilfredsstiller visse betingelser er egnet for disse formålene. Reaksjonen må foregå strengt i henhold til ligningen og uten sideprosesser. Det resulterende bunnfallet må være praktisk talt uløselig og falle ut ganske raskt, uten at det dannes overmettede løsninger. I tillegg er det nødvendig å kunne bestemme endepunktet for titreringen ved hjelp av en indikator. Til slutt må fenomenene adsorpsjon (samutfelling) uttrykkes under titreringen så svakt at resultatet av bestemmelsen ikke blir forvrengt.

Navnene på individuelle nedbørsmetoder kommer fra navnene på løsningene som brukes. Metoden som bruker en løsning av sølvnitrat kalles argentometri. Denne metoden bestemmer innholdet av C1~ og Br~ ioner i nøytrale eller svakt alkaliske medier. Tiocyanatometri er basert på bruk av en løsning av ammoniumtiocyanat NH 4 SCN (eller kalium KSCN) og tjener til å bestemme spor av C1- og Br~, men i svært alkaliske og sure løsninger. Det brukes også til å bestemme sølvinnholdet i malm eller legeringer.

Den kostbare argentometriske metoden for å bestemme halogener blir gradvis erstattet av den mercurometriske metoden. I sistnevnte brukes en løsning av kvikksølv (I) nitrat Hg 2 (NO 3) 2.

La oss vurdere mer detaljert argentometriske og tiocyanatometriske titreringer.

2. Argentometrisk titrering

Metoden er basert på reaksjonen av utfelling av C1~ og Br~ ioner av sølvkationer med dannelse av dårlig løselige halogenider:

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

I dette tilfellet brukes en løsning av sølvnitrat. Hvis et stoff analyseres for sølvinnhold, brukes en løsning av natrium (eller kalium)klorid. titreringsløsning medikament

Titreringskurver er av stor betydning for å forstå argentometrimetoden. Som et eksempel kan du vurdere tilfellet med titrering av 10,00 ml 0,1 N. natriumkloridløsning 0,1 N. løsning av sølvnitritt (uten å ta hensyn til endringer i volumet av løsningen).

Før titreringen begynner, er konsentrasjonen av kloridioner i løsningen lik den totale konsentrasjonen av natriumklorid, dvs. 0,1 mol/l eller = --lg lO-i = 1.

Når 9,00 ml sølvnitratløsning tilsettes til en titrert løsning av natriumklorid og 90 % av kloridioner utfelles, vil konsentrasjonen i løsningen avta 10 ganger og bli lik N0~2 mol/l, og pCl vil være lik til 2. Siden verdien nPAgci= IQ- 10, vil konsentrasjonen av sølvioner være:

10-yu/[C1-] = Yu-Yu/10-2 = 10-8 M ol/l, ELLER pAg= -- lg = -- IglO-s = 8.

Alle andre punkter for å konstruere titreringskurven beregnes på lignende måte. Ved ekvivalenspunktet pCl=pAg= = 5 (se tabell).

Tabell Endringer i pC\ og pAg under titrering på 10,00 ml 0,1 N. natriumkloridløsning 0,1 N. sølvnitratløsning

AgNO 3 løsning ble tilsatt,
9,99 10,00 (ekv. poeng) 10,01	yu-4 yu-5 yu-6.	yu- 6 yu- 5 yu-*

Hoppintervallet under argentometrisk titrering avhenger av konsentrasjonen av løsninger og verdien av løselighetsproduktet til bunnfallet. Jo mindre PR-verdi av forbindelsen oppnådd som et resultat av titrering, jo bredere er hoppintervallet på titreringskurven, og jo lettere er det å registrere endepunktet for titreringen ved hjelp av en indikator.

Den vanligste argentometriske bestemmelsen av klor er Mohr-metoden. Dens essens består i direkte titrering av væsken med en løsning av sølvnitrat med indikatoren kaliumkromat til det hvite bunnfallet blir brunt.

Indikatoren for Mohrs metode - en løsning av K2CrO 4 med sølvnitrat gir et rødt bunnfall av sølvkromat Ag 2 CrO 4, men løseligheten til bunnfallet (0,65-10~ 4 E/l) er mye større enn løseligheten til sølv klorid (1,25X_X10~5 E/l). Derfor, når du titrerer med en løsning av sølvnitrat i nærvær av kaliumkromat, vises et rødt bunnfall av sølvkromat først etter tilsetning av et overskudd av Ag+ ioner, når alle kloridioner allerede er utfelt. I dette tilfellet tilsettes alltid en løsning av sølvnitrat til væsken som analyseres, og ikke omvendt.

Mulighetene for å bruke argentometri er ganske begrensede. Den brukes bare ved titrering av nøytrale eller svakt alkaliske løsninger (pH fra 7 til 10). I et surt miljø oppløses sølvkromatbunnfallet.

I sterkt alkaliske løsninger spaltes sølvnitrat med frigjøring av uløselig oksid Ag 2 O. Metoden er også uegnet for å analysere løsninger som inneholder NH^-ionet, siden det i dette tilfellet dannes et ammoniakkkompleks + med Ag + kation - Det analyserte løsningen bør ikke inneholde Ba 2+, Sr 2+, Pb 2+, Bi 2+ og andre ioner som utfelles med kaliumkromat. Ikke desto mindre er argentometri praktisk for analyse av fargeløse løsninger som inneholder C1~ og Br_ ioner.

3. Tiocyanatometrisk titrering

Tiocyanatometrisk titrering er basert på utfelling av Ag+ (eller Hgl+) ioner med tiocyanater:

Ag+ + SCN- = AgSCN|

For bestemmelse kreves en løsning av NH 4 SCN (eller KSCN). Bestem Ag+ eller Hgi+ ved direkte titrering med en tiocyanatløsning.

Tiocyanatometrisk bestemmelse av halogener utføres ved bruk av den såkalte Volhard-metoden. Dens essens kan uttrykkes i diagrammer:

CI- + Ag+ (overskudd) -* AgCI + Ag+ (rest), Ag+ (rest) + SCN~-> AgSCN

Med andre ord tilsettes et overskudd av en titrert løsning av sølvnitrat til væsken som inneholder C1~. Deretter tilbaketitreres AgNO 3-resten med en tiocyanatløsning og resultatet beregnes.

Indikatoren for Volhard-metoden er en mettet løsning av NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12H 2 O. Mens det er Ag+-ioner i den titrerte væsken, er de tilsatte SCN~-anionene assosiert med frigjøring av AgSCN-bunnfall, men gjør det ikke samhandle med Fe 3+ ioner. Etter ekvivalenspunktet forårsaker imidlertid det minste overskudd av NH 4 SCN (eller KSCN) dannelsen av blodrøde 2+ og + ioner. Takket være dette er det mulig å bestemme det ekvivalente punktet.

Tiocyanatometriske bestemmelser brukes oftere enn argentometriske. Tilstedeværelsen av syrer forstyrrer ikke titrering ved bruk av Volhard-metoden og bidrar til og med til å oppnå mer nøyaktige resultater, siden det sure miljøet undertrykker hydrolysen av Fe-saltet**. Metoden gjør det mulig å bestemme C1~-ionet ikke bare i alkalier, men også i syrer. Bestemmelsen hemmes ikke av tilstedeværelsen av Ba 2 +, Pb 2 +, Bi 3 + og noen andre ioner. Men hvis den analyserte løsningen inneholder oksidasjonsmidler eller kvikksølvsalter, blir bruken av Volhards metode umulig: oksidasjonsmidler ødelegger SCN-ionet, og kvikksølvkationen utfeller det.

Den alkaliske testløsningen nøytraliseres før titrering med salpetersyre, ellers vil Fe 3 + -ionene som inngår i indikatoren utfelle jern(III)hydroksid.

4. Anvendelser av nedbørstitrering

4.1 Fremstilling av en standardisert løsning av sølvnitrat

De primære standardene for standardisering av en sølvnitratløsning er natrium- eller kaliumklorider. Forbered en standardløsning av natriumklorid og omtrent 0,02 N. sølvnitratløsning, standardiser den andre løsningen til den første.

Fremstilling av en standard natriumkloridløsning. En løsning av natriumklorid (eller kaliumklorid) fremstilles av kjemisk rent salt. Den ekvivalente massen av natriumklorid er lik dens molare masse (58,45 g/mol). Teoretisk, for å forberede 0,1 l 0,02 n. løsning krever 58,45-0,02-0,1 = 0,1169 g NaCl.

Ta en prøve på ca. 0,12 g natriumklorid på en analytisk vekt, overfør den til en 100 ml målekolbe, løs opp, bring volumet til merket med vann og bland godt. Beregn titer og normal konsentrasjon av den opprinnelige natriumkloridløsningen.

Tilberedning: 100 ml omtrent 0,02 N. sølvnitratløsning. Sølvnitrat er et lite reagens, og løsningene har vanligvis en konsentrasjon på ikke høyere enn 0,05 N. 0,02 n er ganske egnet for dette arbeidet. løsning.

Under argentometrisk titrering er ekvivalentmassen av AgN0 3 lik den molare massen, dvs. 169,9 g/mol. Derfor, 0,1 l 0,02 n. løsningen bør inneholde 169,9-0,02-0,1 = 0,3398 g AgNO 3. Det gir imidlertid ingen mening å ta akkurat denne prøven, siden kommersielt sølvnitrat alltid inneholder urenheter. Vei omtrent 0,34 - 0,35 g sølvnitrat på en teknokjemisk skala; vei opp løsningen i en liten mengde vann i en 100 ml målekolbe og juster volumet med vann, oppbevar løsningen i kolben, pakk den inn i svart papir og hell i en mørk glasskolbe sølv og klargjør den for titrering. Skyll pipetten med natriumkloridløsning og overfør 10,00 ml av løsningen til en konisk kolbe. Tilsett 2 dråper av en mettet løsning av kaliumkromat og forsiktig, dråpe for dråpe, titrer med en løsning av sølvnitrat under omrøring. Pass på at fargen på blandingen endres fra gul til rødaktig på grunn av én overflødig dråpe sølvnitrat. Etter å ha gjentatt titreringen 2-3 ganger, ta gjennomsnittet av de konvergerende avlesningene og beregne den normale konsentrasjonen av sølvnitratløsningen.

La oss anta at for titrering av 10,00 ml 0,02097 n. natriumkloridløsning ble det brukt i gjennomsnitt 10,26 ml sølvnitratløsning. Deretter

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

Hvis det er ment å bestemme innholdet av C1~ i prøven, beregnes i tillegg titeren av sølvnitratløsningen med hensyn til klor: T, - = 35,46-0,02043/1000 = 0,0007244 g/ml, “l dette betyr at 1 ml sølvnitratløsning tilsvarer 0,0007244 g titrert klor.

4.2 Fremstilling av en standardisert ammoniumtiocyanatløsningJeg

En løsning av NH 4 SCN eller KSCN med en nøyaktig kjent titer kan ikke fremstilles ved å løse opp en prøve, siden disse saltene er svært hygroskopiske. Derfor tilberedes en løsning med en tilnærmet normal konsentrasjon og justeres til en standardisert løsning av sølvnitrat. Indikatoren er en mettet løsning av NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12H 2 O. For å hindre hydrolyse av Fe-saltet tilsettes 6 N til selve indikatoren og til den analyserte løsningen før titrering. salpetersyre.

Tilberedning: 100 ml ca. 0,05 N. ammoniumtiocyanatløsning. Den ekvivalente massen til NH4SCN er lik dens molare masse, dvs. 76,12 g/mol. Derfor, 0,1 l 0,05 n. løsning bør inneholde 76.12.0.05-0.1=0.3806 g NH 4 SCN.

Ta en prøve på ca. 0,3-0,4 g på en analytisk vekt, overfør den til en 100 ml kolbe, løs opp, bring volumet av løsningen til merket med vann og bland.

Standardisering av ammoniumtiocyanatløsning med sølvnitrat. Forbered en byrett for titrering med NH 4 SCN-løsning. Skyll pipetten med sølvnitratløsningen og mål opp 10,00 ml av den i den koniske kolben. Tilsett 1 ml NH 4 Fe(SO 4) 2-løsning (indikator) og 3 ml. 6 n. salpetersyre. Sakte, med kontinuerlig risting, hell i NH 4 SCN-løsningen fra byretten. Stopp titreringen etter utseendet til en brunrosa farge 2+, som ikke forsvinner ved kraftig risting.

Gjenta titreringen 2-3 ganger, ta gjennomsnittet fra de konvergerende avlesningene og beregn den normale konsentrasjonen av NH 4 SCN.

La oss anta at for titrering av 10,00 ml 0,02043 n. sølvnitratløsning ble det brukt i gjennomsnitt 4,10 ml NH 4 SCN-løsning.

4.3 Definisjoninnholdklor i prøven ifølge Volhard

Volhard-halogener bestemmes ved tilbaketitrering av sølvnitratresten med en løsning av NH 4 SCN. Nøyaktig titrering er imidlertid bare mulig her hvis det iverksettes tiltak for å forhindre (eller bremse) reaksjonen mellom sølvklorid og overflødig jerntiocyanat:

3AgCI + Fe (SCN)3 = SAgSCNJ + FeCl3

hvor fargen som vises først gradvis forsvinner. Det er best å filtrere bort AgCl-bunnfallet før du titrerer overskuddet av sølvnitrat med NH 4 SCN-løsning. Men noen ganger, i stedet, tilsettes noe organisk væske til løsningen, som ikke er blandet med vann og som det var isolerer ApCl-bunnfallet fra overflødig nitrat.

Bestemmelsesmetode. Ta et reagensrør med en løsning av analytten som inneholder natriumklorid. Løs opp en prøve av stoffet i en 100 ml målekolbe og bring volumet av løsningen til merket med vann (kloridkonsentrasjonen i løsningen skal ikke være mer enn 0,05 N).

Pipetter 10,00 ml av testløsningen til en konisk kolbe, tilsett 3 ml 6 N. salpetersyre og hell i et kjent overskudd av AgNO 3 løsning fra byretten, for eksempel 18,00 ml. Filtrer deretter av sølvkloridbunnfallet. Titrer det gjenværende sølvnitrat med NH 4 SCN-løsning som beskrevet i forrige avsnitt. Etter å ha gjentatt bestemmelsen 2-3 ganger, ta gjennomsnittet. Hvis sølvkloridbunnfallet er filtrert, bør det vaskes og vaskevannet tilsettes filtratet.

La oss anta at prøvevekten var 0,2254 g. Til 10,00 ml av den analyserte løsningen ble det tilsatt 18,00 ml 0,02043 N. sølvnitratløsning. For å titrere overskuddet ble 5,78 ml * 0,04982 N brukt. NH 4 SCN løsning.

Først av alt, la oss beregne hvilket volum som er 0,02043 n. løsning av sølvnitrat tilsvarer 5,78 ml 0,04982 N brukt på titrering. NH 4 SCN-løsning:

derfor ble 18,00 - 14,09 = 3,91 ml 0,2043 N brukt for å utfelle C1~-ionet. sølvnitratløsning. Herfra er det lett å finne den normale konsentrasjonen av natriumkloridløsning.

Siden den ekvivalente massen av klor er 35,46 g/mol,* er den totale massen av klor i prøven:

772=0,007988-35,46-0,1 =0,02832 g.

0,2254 g C1-- 100 %

x = 0,02832-100/0,2254 = 12,56 %:

0,02832 > C1 -- x %

Volhardmetoden brukes også for å bestemme innholdet av Br~ og I-ioner. I dette tilfellet er det ikke nødvendig å filtrere ut bunnfallene av sølvbromid eller jodid. Men det må tas i betraktning at Fe 3 + -ionet oksiderer jodider til fritt jod. Derfor tilsettes indikatoren etter at alle I-ionene er utfelt av sølvnitrat.

4.4 Bestemmelse av trichlinnholdOnatriumracetat| i teknisk forberedelse (for klor)

Teknisk natriumtrikloracetat (TCA) er et ugressmiddel for å drepe kornugras. Det er et hvitt eller lysebrunt krystallinsk stoff, svært løselig i vann. I følge Volhard bestemmes først massefraksjonen av organiske kloridforbindelser, og deretter etter destruksjon av klor. Fra differansen finner man massefraksjonen (%) av natriumtrikloracetatklor.

Bestemmelse av massefraksjonen (%) av uorganiske klorforbindelser. Plasser en nøyaktig veid del av medikamentet (2-2,5 g) i en 250 ml målekolbe, løs opp, bring løsningen til merket med vann og bland. Pipetter 10 ml løsning til en konisk kolbe og tilsett 5-10 ml konsentrert salpetersyre.

Tilsett 5 eller 10 ml 0,05 N fra byretten. sølvnitratløsning og titrer overskuddet med 0,05 N. en løsning av NH 4 SCN i nærvær av NH 4 Fe(SO 4) 2 (indikator).

Beregn massefraksjonen (%) av klor (x) av uorganiske forbindelser ved å bruke formelen

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

hvor V er volumet nøyaktig 0,05 N. AgNO 3 løsning tatt for analyse; Vi -- volum nøyaktig 0,05 N. NH 4 SCN-løsning, brukt for titrering av overskudd av AgNO 3; t-en prøve av natriumtrikloracetat; 0,001773 -- masse klor tilsvarende 1 ml 0,05 N. AgNO løsning. Bestemmelse av massefraksjon (%) av totalt klor. Ta 10 ml av den tidligere tilberedte løsningen i en konisk kolbe, tilsett 10 ml av en løsning med en massefraksjon av NaOH 30% og 50 ml vann. Koble kolben til en tilbakeløpskjøler og kok innholdet i 2 timer. La væsken avkjøles, skyll kondensatoren med vann og samle opp vaskevannet i samme kolbe. Tilsett 20 ml fortynnet (1:1) salpetersyre til løsningen og tilsett 30 ml 0,05 N fra en byrett. sølvnitratløsning. Titrer overflødig sølvnitrat til 0,05 N. en løsning av NH4SCN i nærvær av NH4Fe(SO4)2. Beregn massefraksjonen (%) av totalt klor (xi) ved å bruke formelen ovenfor. Finn massefraksjonen (%) av natriumtrikloracetat i preparatet (x^) ved å bruke formelen

x2 = (x1 -- x) (185,5/106,5),

hvor 185,5 er den molare massen av natriumtrikloracetat; 106,5 -- masse klor inneholdt i den molare massen av natriumtrikloracetat.

Skrevet på Allbest.ru

...

Lignende dokumenter

Essensen og klassifiseringen av syre-base titreringsmetoder, bruk av indikatorer. Funksjoner av kompleksometrisk titrering. Analyse av nedbørstitreringsmetoder. Påvisning av endepunkt for titrering. Konseptet argenometri og ticyanometri.

test, lagt til 23.02.2011


Sekvensen for å beregne titreringskurven til en løsning av saltsyre med en løsning av en svak base av ammoniumhydroksid. Konstruksjon av titreringskurve, bestemmelse av ekvivalenspunktet og direkte nøytralitet. Velge en indikator og beregne feilen.

test, lagt til 01/03/2016


Bestemmelse av innholdet av alkalinitetsbærere i natriumkarbonatløsning ved direkte syre-basetitrering. Matematisk uttrykk for ekvivalentloven. Konstruksjon av integrerte og differensielle potensiometriske titreringskurver.

laboratoriearbeid, lagt til 15.02.2012


Konsept og typer titrimetrisk analyse. Kjennetegn på kompleksdannende midler og indikatorer. Fremstilling av en titrert løsning for kompleksometrisk titrering. Metoder for å studere aluminium, vismut, bly, magnesium, sink.

kursarbeid, lagt til 13.01.2013


Potensiometrisk titreringsmetode. Syre-base titrering. Bestemmelse av endepunkt for titrering. Metodikk for å utføre potensiometrisk titrering. Potensiometrisk titrering, instrumenter brukt og bearbeiding av analyseresultater.

kursarbeid, lagt til 24.06.2008


Klassifisering av redokstitreringsmetoder. Faktorer som påvirker reaksjonshastigheten. Spesifikke og redoksindikatorer. Essensen av permanganatometry, jodometri, dikromatometri. Fremstilling av kaliumdikromatløsning.

presentasjon, lagt til 19.03.2015


Beregning av indikatorfeil for utvalgte indikatorer, titreringskurve på 25 ml 0,05 M CH3COOH-løsning med 0,05 M KOH-løsning. Syre-base indikatorer. Titreringsstadier: startpunkt, område før punktet og område etter ekvivalenspunktet.

test, lagt til 18.12.2013


Funksjoner ved redokstitreringsmetoder. Grunnleggende krav til reaksjoner, likevektskonstant. Kjennetegn på typer redokstitrering, dens indikatorer og kurver. Utarbeidelse og standardisering av løsninger.

kursarbeid, lagt til 25.12.2014


Konseptet med titrometrisk analyse. Redokstitrering, dens typer og reaksjonsbetingelser. Beregning av titreringskurvepunkter, potensialer, konstruksjon av titreringskurve. Valg av indikator, beregning av indikatortitreringsfeil.

kursarbeid, lagt til 06/10/2012


Klassifisering av titrometriske analysemetoder. Essensen av "nøytraliseringsmetoden". Utarbeidelse av arbeidsløsninger. Beregning av poeng og konstruksjon av syre-base og redoks titreringskurver. Fordeler og ulemper med jodometri.

Titrimetrisk eller volumetrisk analyse- en metode for kvantitativ analyse basert på måling av volumet (eller massen) av reagens T brukt på reaksjonen med analytten X. Titrimetrisk analyse er med andre ord en analyse basert på titrering.

Hensikten med laboratorieklasser om titrimetriske analysemetoder er å utvikle praktiske ferdigheter i teknikken for å utføre titrimetrisk analyse og mestre metoder for statistisk prosessering av analyseresultater ved å bruke eksemplet på spesifikke kvantitative bestemmelser, samt konsolidere teoretisk kunnskap ved å løse typiske beregningsproblemer på hvert emne.

Kunnskap om teori og praksis for titrimetriske analysemetoder er nødvendig for etterfølgende studier av instrumentelle analysemetoder, andre kjemiske og spesielle farmasøytiske disipliner (farmasøytisk, toksikologisk kjemi, farmakognosi, farmasøytisk teknologi). De titrimetriske analysemetodene som studeres er farmakopé og er mye brukt i farmasøyters praktiske aktiviteter for å kontrollere kvaliteten på legemidler.

Legende

A, X, T - ethvert stoff, henholdsvis analytt og titrant;

m(A), m(X), t(T)- masse av ethvert stoff, henholdsvis analytt og titrant, g;

M(A), M(X), M(T)- molar masse av ethvert stoff, henholdsvis analytt og titrant, g/mol;

n(A), n(X), n(T) - mengden av en hvilken som helst substans, henholdsvis analytt og titrant, mol;

Mengden av stoff som er ekvivalent med en hvilken som helst substans, henholdsvis analytt og titrant, mol;

- volum av løsning av ethvert stoff, henholdsvis analytt og titrant, l;

- volum av en alikvot av analytten, lik pipettens kapasitet, l;

- volum av den analyserte løsningen av analytten, lik kapasiteten til kolben, l.

1. Grunnleggende begreper om titrimetri

analyse

1.1. Titrering- prosessen med å bestemme stoff X ved gradvis å tilsette små mengder stoff T, hvor det på en eller annen måte er sikret påvisning av punktet (øyeblikket) når alt av stoffet X har reagert. Titrering lar deg finne mengden av stoff X fra den kjente mengden av stoff T lagt til dette punktet (øyeblikket), under hensyntagen til det faktum at forholdet X og T reagerer i er kjent fra støkiometri eller annet.

1.2. Titrant- en løsning som inneholder den aktive reagensen T, som titrering utføres med. Vanligvis utføres titrering ved å tilsette titreringsmidlet fra en kalibrert byrett i en titreringskolbe som inneholder løsningen som skal analyseres. Tilsett i denne kolben før titrering alikvot fraksjon analysert løsning.

1.3. Alikvotfraksjon (alikvot)- en nøyaktig kjent del av den analyserte løsningen tatt for analyse. Den tegnes ofte med en kalibrert pipette og volumet er vanligvis angitt med symbolet V ss.

1.4. Ekvivalenspunkt (PE)- et titreringspunkt (øyeblikk) hvor mengden tilsatt titrant T er ekvivalent med mengden titrert stoff X. Synonymer til TE: støkiometrisk punkt, teoretisk endepunkt.

1.5. Titreringsendepunkt (sluttpunkt for titrering)) - punktet (øyeblikket) for titrering der en eller annen egenskap ved løsningen (for eksempel fargen) viser en merkbar (skarp) endring. CTT tilsvarer mer eller mindre TE, men er oftest ikke sammenfallende med det.

1.6. Indikator- et stoff som viser en synlig endring i eller nær TE. Ideelt sett er indikatoren tilstede i en konsentrasjon lav nok til intervallet for overgangen ingen kostnader

det var en betydelig mengde titrant T. En skarp synlig endring i indikatoren (for eksempel fargen) tilsvarer CTT.

1.7. Indikator overgangsintervall- konsentrasjonsområdet av hydrogen, metall eller andre ioner der øyet er i stand til å oppdage en endring i fargetone, fargeintensitet, fluorescens eller andre egenskaper ved en visuell indikator forårsaket av en endring i forholdet mellom de to tilsvarende formene av indikator. Dette området uttrykkes vanligvis som den negative logaritmen til konsentrasjonen, for eksempel: For en redoksindikator representerer overgangsintervallet det tilsvarende området av redokspotensialet.

1.8. Grad av titrering - volumforhold V (T) tilsatt titrant til volumet V (TE) av titranten som tilsvarer TE. Med andre ord, graden av titrering av en løsning er forholdet mellom mengden titrert stoff og dens opprinnelige mengde i den analyserte løsningen:

1.9. Titreringsnivå- rekkefølge konsentrasjon av titrantløsningen som brukes, for eksempel 10 -1, 10 -2, 10 -3, etc.

1.10. Titreringskurve - grafisk representasjon av avhengigheten av endringen i konsentrasjon c (X) til analytten X eller en assosiert egenskap til systemet (løsningen) av volumet V (T) tilsatt titrant T. Verdien av c (X) endres med flere størrelsesordener under titrering, derfor er titreringskurven ofte plottet i koordinater: Volumet av tilsatt titrant V er plottet langs abscisseaksen. (T) eller titreringsgrad / . Hvis likevektskonsentrasjonen c (X) eller intensiteten til en egenskap proporsjonal med den er plottet langs ordinataksen, får vi lineær titreringskurve. Hvis vi plotter langs ordinataksen eller logaritmen til intensiteten til egenskapen proporsjonal med c (X), så får vi logaritmisk (eller monologaritmisk) titreringskurve. For å tydeligere identifisere funksjonene i titreringsprosessen og for anvendte formål, bygger de noen ganger differensielle titreringskurver, plotte volumet av tilsatt titrant V på x-aksen (T), og langs ordinaten - den første deriverte av logaritmen til konsentrasjonen (eller intensiteten av egenskapen proporsjonal med den) med hensyn til volumet av den tilsatte titranten: Slike titreringskurver brukes vanligvis i fysisk-kjemiske analysemetoder, for eksempel ved potensiometrisk titrering.

1.11. Standard løsning- en løsning med kjent konsentrasjon av virkestoffet.

1.12. Standardisering- prosessen med å finne konsentrasjonen av et aktivt reagens i en løsning (oftest ved å titrere den med en standardløsning av det tilsvarende stoffet).

1.13. Titreringshopp- et intervall med skarp endring i enhver fysisk eller fysisk-kjemisk egenskap til en løsning nær ekvivalenspunktet, vanligvis observert når 99,9-100,1 % av titranten tilsettes sammenlignet med dens støkiometriske mengde.

1.14. Blank titrering- titrering av en løsning som er identisk med den analyserte løsningen i volum, surhet, mengde indikator osv., men som ikke inneholder analytten.

2. Grunnleggende operasjoner for titrimetrisk analyse

2.1. Rengjøring, vask, oppbevaring av målebeholdere.

2.2. Sjekke kapasiteten til målebeholdere.

2.3. Ta en prøve med nøyaktig kjent masse basert på forskjellen i resultatene av to veiinger (vanligvis på en analytisk vekt).

2.4. Kvantitativ overføring av en prøve av et stoff til en målekolbe og oppløsning av stoffet.

2.5. Fylling av målebeholdere (kolber, byretter, pipetter) med løsning.

2.6. Tømming av pipetter og byretter.

2.7. Valg av en alikvot del av den analyserte løsningen.

2.8. Titrering og beregninger basert på titreringsresultater.

3. Kalibrering av måleredskaper

I titrimetrisk analyse måles nøyaktige volumer av løsningen ved hjelp av målebeholdere, som inkluderer målekolber med en kapasitet på 1000, 500, 250, 100, 50 og 25 ml, pipetter og målepipetter med en kapasitet på 10, 5, 3, 2 og 1 ml. Kapasiteten til kolben og pipetten ved 20 °C er gravert på halsen av kolben eller på siden av pipetten (nominelt volum). Under masseproduksjon av volumetriske glassvarer, kan den faktiske (sanne) kapasiteten til målekolber, byretter og pipetter avvike fra de nominelle verdiene som er angitt på glassvarene. For å oppnå den nødvendige nøyaktigheten av de oppnådde titrimetriske analyseresultatene

Kalibrering av måleredskaper er basert på å bestemme den nøyaktige massen av destillert vann som helles i eller helles ut, som bestemmes av resultatene av veiing av glassvarene før og etter helling eller uthelling av vann. Vannvolumet i den kalibrerte beholderen (dens kapasitet) og vannmassen er relatert av forholdet:

Hvor - tetthet av vann ved forsøkstemperatur, g/ml.

Vannets tetthet avhenger av temperaturen, så når du gjør beregninger bør du bruke dataene i tabellen. 2-1.

Tabell 2-1. Tetthetsverdier av vann ved tilsvarende temperatur

Volumetriske kolber er kalibrert for helling, og byretter og pipetter er kalibrert for helling, siden små mengder væske alltid forblir på veggene av beholderen når de helles.

3.1. Kontrollere kapasiteten til målekolber

Kolben vaskes grundig, tørkes og veies på en analytisk vekt med en nøyaktighet på ±0,002 g. Deretter fylles den med vann (heretter - destillert) langs nedre menisk, vanndråper i øvre del av kolbens hals. fjernes med filterpapir og veies igjen. Hver veiing av en tom kolbe og en kolbe med vann utføres minst to ganger, og avviket mellom to veiinger bør ikke overstige ±0,005 g. Forskjellen mellom massen til kolben med vann og massen til den tomme kolben er lik. til vannmassen i kolben ved en gitt temperatur. Den sanne kapasiteten til kolben beregnes ved å dele den gjennomsnittlige massen av vann på dens tetthet ved eksperimentets temperatur (se tabell 2-1).

For eksempel, når du kalibrerer en målekolbe med et nominelt volum på 100 ml, la den gjennomsnittlige vannmassen ved 18 °C være 99,0350 g. Da er den sanne kapasiteten til målekolben:

3.2. Kontrollerer kapasiteten til byretter

En byrett er en glassylinder, hvis indre diameter kan variere litt langs byrettens lengde. Like inndelinger på byretten i dens forskjellige deler tilsvarer ulikt volum av løsning. Dette er grunnen til at byrettkalibrering beregner sanne volumer for hvert valgt område av byretten.

En ren og tørket byrett fylles med vann til nullmerket langs den nedre menisken og vanndråper fjernes fra den indre overflaten av den øvre delen av byretten ved hjelp av filterpapir. Deretter plasseres et beger, tidligere veid med lokk på en analytisk vekt, under byretten. Et visst volum vann (for eksempel 5 ml) helles sakte inn i flasken fra byretten. Etter dette lukkes flasken med lokk og veies igjen. Forskjellen i massen til flasken med vann og den tomme flasken er lik massen av vann i byretten mellom 0 og 5 ml divisjonene ved forsøkstemperaturen. Deretter fylles byretten igjen med vann til nullmerket langs den nedre menisken, 10 ml vann helles sakte over i en tom flaske og vannmassen i byretten mellom 0 og 10 ml deling bestemmes ved hjelp av en lignende metode . Ved kalibrering av en byrett, for eksempel for 25 ml, utføres denne operasjonen 5 ganger og vannmassen som tilsvarer de nominelle volumene på 5, 10, 15, 20 og 25 ml angitt på byretten, beregnes. Hver veiing av et tomt beger og et beger med vann gjentas minst to ganger, og avviket mellom to veiinger bør ikke overstige ±0,005 g.

Da ifølge tabellen. 2-1 bestemme tettheten til vannet ved eksperimentets temperatur og beregn den sanne kapasiteten til byretten for hver verdi av det nominelle volumet som er angitt på den.

Basert på dataene som er oppnådd, beregnes en korreksjonsverdi lik forskjellen mellom den beregnede verdien av den sanne kapasiteten og den tilsvarende verdien av det nominelle volumet til byretten:

og plott deretter feilkurven til byrettkapasiteten i koordinater (Figur 2-1).

Anta for eksempel at ved kalibrering av en byrett med en kapasitet på 25 ml ved en temperatur på 20 °C, ble følgende eksperimentelle data oppnådd, som sammen med resultatene av de tilsvarende beregningene er presentert i tabellen. 2-2.

Basert på de innhentede tabelldataene tegnes en kapasitetskorreksjonskurve for en gitt byrett, ved hjelp av denne kan du avklare leseresultatene for byretten.

Tabell 2-2. Kalibreringsresultater for en 25 ml byrett

Ris. 2-1. Korreksjonskurve for byrettkapasitet

La oss for eksempel anta at 7,50 ml titrant ble brukt til å titrere en alikvot av analytten ved å bruke byrettavlesningene. I samsvar med grafen (se fig. 2-1), er korreksjonsverdien som tilsvarer dette nominelle volumet lik 0,025 ml, det sanne volumet av den konsumerte titranten er lik: 7,50 - 0,025 = 7,475 ml.

3.3. Kontrollerer pipettekapasitet

En ren pipette veid på en analytisk vekt fylles med vann til nullmerket langs den nedre menisken og vannes deretter sakte

hell ned veggen i en forhåndsveid flaske. Flasken lukkes med lokk og veies sammen med vann. Hver veiing av et tomt beger og et beger med vann gjentas minst to ganger, og avviket mellom to veiinger bør ikke overstige ±0,005 g. Forskjellen i massen til begerglasset med vann og det tomme begerglasset er lik massen av vann som holdes av pipetten. Den sanne kapasiteten til pipetten beregnes ved å dele den gjennomsnittlige vannmassen med tettheten til vannet ved eksperimentets temperatur (se tabell 2-1).

4. Typiske beregninger i titrimetrisk analyse

4.1. Metoder for å uttrykke konsentrasjoner brukt for beregninger i titrimetrisk analyse

4.1.1. Molar konsentrasjon av stoff c (A), mol/l - mengden av stoff A i mol inneholdt i 1 liter løsning:

(2.1)

Hvor - mengden av stoff A i mol oppløst i V (A) l

løsning.

4.1.2. Molar konsentrasjon av stoffekvivalent , mol/l - mengden stoff tilsvarende A i mol inneholdt i 1 liter løsning (det tidligere navnet var "normaliteten" til løsningen):

(2.2)

Hvor
- mengde stoffekvivalent A i mol,

oppløst i V (A) l løsning; - molar masse tilsvarende vekt

stoff A, g/mol - stoffekvivalensfaktor.

4.1.3. Stofftiter T(A), g/ml - masse av oppløst stoff A i gram inneholdt i 1 ml løsning:

4.1.4. Titrimetrisk omregningsfaktor I, g/ml - massen av analytten i gram som interagerer med 1 ml titrant:

(2.4)

4.1.5. Korreksjonsfaktor F- en verdi som viser hvor mange ganger de praktiske titrantkonsentrasjonene avviker fra de tilsvarende teoretiske verdiene spesifisert i metoden:

(2.5)

4.2. Beregning av molar masseekvivalent av stoffer i reaksjoner brukt i titrimetrisk analyse

En ekvivalent er en reell eller betinget partikkel som kan feste eller donere ett hydrogenion H+ (eller på annen måte være ekvivalent med det i syre-base-reaksjoner) eller feste eller donere ett elektron i redoksreaksjoner.

Ekvivalensfaktor - et tall som indikerer hvilken

ekvivalentfraksjonen er fra en reell partikkel av substans A. Ekvivalensfaktoren beregnes basert på støkiometrien til denne reaksjonen:

Hvor Z- antall protoner som gis opp eller oppnås av en reagerende partikkel (molekyl eller ion) i en syre-basereaksjon, eller antall elektroner som gis opp eller aksepteres av en reagerende partikkel (molekyl eller ion) i en oksidasjons- eller reduksjonshalvdel- reaksjon.

Molar masse av en stoffekvivalent er massen av en mol av en stoffekvivalent, lik produktet av ekvivalensfaktoren og molar massen til stoffet, g/mol. Det kan beregnes ved hjelp av formelen:

(2.6)

4.3. Fremstilling av en løsning ved å fortynne en mer konsentrert løsning med kjent konsentrasjon

Når du utfører titrimetrisk analyse, er det i noen tilfeller nødvendig å tilberede en løsning av substans A i et volum med en tilnærmet kjent konsentrasjon ved å fortynne en mer konsentrert løsning.

Når en løsning fortynnes med vann, endres ikke mengden av stoff A eller mengden av stoffekvivalent A, derfor kan vi i samsvar med uttrykk (2.1) og (2.2) skrive:

(2.7)
(2.8)

hvor underskrift 1 og 2 refererer til løsninger henholdsvis før og etter fortynning.

Fra de oppnådde forholdene beregnes volumet av en mer konsentrert løsning , som må måles for å fremstille en gitt løsning.

4.4. Fremstilling av et gitt volum av løsning fra en prøve med en nøyaktig kjent masse

4.4.1. Beregning av prøvevekt

Den teoretiske massen til en prøve av standardstoff A, som kreves for å tilberede et gitt volum av løsning med kjent konsentrasjon, beregnes fra uttrykk (2.1) og (2.2). Det er lik:

(2.9)

hvis den molare konsentrasjonen av stoffet i løsning brukes, og:

(2.10)

hvis den molare konsentrasjonen av det ekvivalente stoffet i løsning brukes.

4.4.2. Beregning av den nøyaktige konsentrasjonen av den tilberedte løsningen

Konsentrasjonen av en løsning av substans A, fremstilt fra en nøyaktig prøve med masse m (A), beregnes ut fra relasjoner (2.1-2.3), hvor t(A)- praktisk masse av stoff A, tatt fra forskjellen mellom to veiinger på en analytisk vekt.

4.5. Beregning av titrantkonsentrasjon under standardiseringen

Kjent volum av standard løsningsvolum med konsentrasjon titrert med titreringsløsning volum V (T)(eller vice versa). I dette tilfellet, for en reaksjon som oppstår i løsning under titrering , loven om ekvivalenter har formen:

Og

Fra dette får vi et uttrykk for å beregne den molare konsentrasjonen av titrantekvivalenten basert på titreringsresultatene:

(2.12)

4.6. Beregning av massen til analytten i den analyserte løsningen4.6.1. Direkte titrering

Stoffet som skal bestemmes i den analyserte løsningen titreres direkte med titranten.

4.6.1.1. Beregning ved bruk av molar titrantekvivalent konsentrasjon

En alikvot av en løsning av analytten titrere

titrantløsning med volum V(T). I dette tilfellet, for en reaksjon som oppstår i løsning under titrering:

ekvivalentloven har formen: Og

(2.13)

Derfor er den molare konsentrasjonen av ekvivalenten til analytten, beregnet fra titreringsresultatene, lik:

(2.14)

Det resulterende uttrykket erstattes med ligning (2.2) og en formel oppnås for å beregne massen til stoffet som bestemmes i en kolbe med et volum på i henhold til resultatene av direkte titrering:

(2.15)

Hvis en del av titreringen brukes på reaksjonen med indikatoren under titreringen, utføres et "blindeksperiment" og titrantvolumet V" (T) bestemmes.

brukt på titrering av indikatoren. Ved beregning trekkes dette volumet fra volumet titrant som ble brukt til å titrere løsningen av stoffet som bestemmes. En slik endring gjøres når man gjennomfører et "blankt eksperiment" i alle beregningsformler som brukes i titrimetrisk analyse. For eksempel vil formel (2.15) for å beregne massen til analytten under hensyntagen til "blankeksperimentet" se slik ut:

(2.16)

4.6.1.2. Beregning med titrimetrisk omregningsfaktor

Vi har en analysert løsning med et volum For titrering

stemmeandel løsning av analytten, er volumet av titrant V konsumert (T) med teoretisk titrimetrisk omregningsfaktor og korreksjonsfaktor F. Da er massen av analytten i alikvotfraksjonen lik:

(2.17)

og gjennom hele det analyserte volumet

(2.18)

4.6.2. Substitusjonstitrering

et bevisst overskudd av reagens A tilsettes og substituent B frigjøres i en mengde tilsvarende stoffet som bestemmes:

Substituent B titreres med en passende titrant:

Loven om ekvivalenter for substitusjonstitrering:

ved å bruke relasjon (2.8) kan skrives som:

Fra dette får vi en formel for å beregne den molare konsentrasjonen av ekvivalenten til analytten i løsning basert på resultatene av substitusjonstitreringen:

som har samme form som ved direkte titrering (2.14). Det er derfor alle beregninger av massen til analytten i det analyserte problemet under substitusjonstitrering utføres i henhold til formler (2.15-2.18) for direkte titrering. 4.6.3. Tilbake titrering

Til en alikvot av analytten Legg til berømt overflødig første titrant :

Deretter titreres overskuddet av ureagert første titrant med en andre titrant, og forbruker således et volum :

Loven om ekvivalenter i dette tilfellet kan skrives som:

Herfra beregnes den molare konsentrasjonen av ekvivalenten til substans X i løsning:

(2.19)

Erstatt det resulterende uttrykket i ligning (2.2) og få en formel for å beregne massen av analytten i den analyserte løsningen, lik volumet av kolben, basert på resultatene av tilbaketitreringen:

5. Gjennomføring og formidling av praktisk arbeid med titrimetrisk analyse

5.1. Generelle bestemmelser

Når du studerer avsnittet "Titrimetrisk analyse", er det planlagt å utføre arbeid med følgende emner.

Tema I. Syre-base titreringsmetoder.

Tema II. Metoder for redokstitrering.

Tema III. Nedbørstitreringsmetoder.

Tema IV. Kompleksometriske titreringsmetoder.

Leksjon 1. Fremstilling av saltsyreløsning og standardisering av den.

Leksjon 2. Bestemmelse av massen av alkali i løsning. Bestemmelse av massen av karbonater i løsning. Bestemmelse av massen av alkali og karbonat i løsning når de er tilstede sammen.

Leksjon 3. Bestemmelse av massen av ammoniakk i løsninger av ammoniumsalter.

a) Testkontroll 1.

b) Bestemmelse av massen av ammoniakk i løsninger av ammoniumsalter. Leksjon 4. Permanganometrisk titrering.

a) Skriftlig prøve 1.

b) Bestemmelse av massen av hydrogenperoksid i løsning.

c) Bestemmelse av massen av jern(II) i en saltløsning. Bestemmelse av massefraksjonen av jern(II) i en saltprøve.

Leksjon 5. Jodometrisk titrering.

a) Bestemmelse av massen av hydrogenperoksid i løsning.

b) Bestemmelse av massen av kobber(II) i løsning. Leksjon 6. Jodimetrisk titrering.

Leksjon 7. Bromatometrisk titrering. Bestemmelse av massen av arsen (III) i løsning.

Leksjon 8. Bromometrisk titrering. Bestemmelse av massefraksjonen av natriumsalisylat i preparatet.

Leksjon 9. Nitritometrisk titrering.

a) Testkontroll 2.

b) Bestemmelse av massefraksjonen av novokain i legemidlet. Leksjon 10. Argentometrisk titrering og heksacyanoferratom-

trisk titrering.

a) Skriftlig prøve 2.

b) Bestemmelse av massen av kaliumbromid og kaliumjodid i løsning ved bruk av argentometriske titreringsmetoder.

c) Bestemmelse av massen av sink i løsning ved heksacyanoferratometrisk titrering.

Leksjon 11. Kompleksometrisk bestemmelse av massen av sink og bly i løsning.

a) Testkontroll 3.

b) Bestemmelse av massen av sink og bly i løsning.

Leksjon 12. Kompleksometrisk bestemmelse av jern(III) og kalsium i løsning.

a) Skriftlig prøve 3.

b) Bestemmelse av massen av jern(III) og kalsium i løsning.

Avhengig av den spesifikke situasjonen er det mulig å utføre noe arbeid under ikke én, men to klasser. Det er også mulig å skifte tidspunkt for testkontroller og skriftlige tester.

På slutten av hvert emne er det gitt eksempler på prøvepunkter for mellomkontroll av elevenes kunnskaper, innholdet i den avsluttende skriftlige prøven, og eksempel på skriftlig prøvebillett.

På slutten av hver leksjon utarbeider studenten en protokoll, som inkluderer dato og navn på arbeidet som er utført, essensen av metodikken, rekkefølgen på arbeidet, innhentede eksperimentelle data, beregninger, tabeller og konklusjoner. Studentene utfører alle beregninger av analyseresultater (konsentrasjon av løsning, masse av stoffet som bestemmes) med en nøyaktighet på opptil det fjerde signifikante tallet, bortsett fra tilfeller spesifikt angitt i teksten.

Mellomkontroll av praktiske ferdigheter og teoretisk kunnskap gjennomføres ved bruk av prøvekontroll og skriftlige prøver.

5.2. Materialstøtte for titrimetriske analyseklasser

Glassvarer: byretter med en kapasitet på 5 ml, volumetriske pipetter med en kapasitet på 2 og 5 ml, målekolber med en kapasitet på 25, 50, 100 og 250 ml, koniske kolber med en kapasitet på 10-25 ml, glassflasker, glasstrakter med en diameter på 20-30 mm, kolber laget av vanlig eller mørkt glass med en kapasitet på 100, 200 og 500 ml, målesylindre med en kapasitet på 10, 100 ml.

Reagenser: Reagenser av kjemisk kvalitet brukes i arbeidet. og "analytisk karakter", indikatorpapir.

Enheter: analytiske vekter med vekter, tekniske vekter med vekter, tørkeskap, laboratorietermometer med skala 20-100 °C, stativer med ben for sikring av byretter og ringer for asbestnett, gassbrennere, vannbad.

Hjelpematerialer og tilbehør: vaskemidler (brus, vaskepulver, kromblanding), oppvaskbørster, gummipærer, asbestnett, kontorlim, glassblyanter, filterpapir.

Bibliografi

1. Forelesninger for studenter på seksjonen "Titrimetrisk analyse".

2.Kharitonov Yu.Ya. Analytisk kjemi (analytikk): I 2 bind - utg. 5th - M.: Higher School, 2010 (heretter referert til som "Læreboken").

3.Lurie Yu.Yu. Handbook of Analytical Chemistry - M.: Chemistry, 1989 (heretter referert til som "Håndboken").

4.Dzhabarov D.N. Samling av øvelser og problemer i analytisk kjemi. - M.: Russisk lege, 2007.

Fylt med titrant til nullmerket. Det anbefales ikke å titrere fra andre merker, siden byrettskalaen kan være ujevn. Byrettene fylles med arbeidsløsningen gjennom en trakt eller ved hjelp av spesielle enheter hvis byretten er halvautomatisk. Sluttpunktet for titrering (ekvivalenspunkt) bestemmes av indikatorer eller fysisk-kjemiske metoder (elektrisk ledningsevne, lystransmisjon, indikatorelektrodepotensial, etc.). Analyseresultatene beregnes basert på mengden arbeidsløsning som brukes til titrering.

Typer titrimetrisk analyse

Titrimetrisk analyse kan være basert på forskjellige typer kjemiske reaksjoner:

• syre-base titrering - nøytraliseringsreaksjoner;
• redokstitrering (permanganatometri, jodometri, kromatometri) - redoksreaksjoner;
• utfellingstitrering (argentometri) - reaksjoner som oppstår med dannelsen av en lett løselig forbindelse, mens konsentrasjonene av utfelte ioner i løsningen endres;
• kompleksometrisk titrering - reaksjoner basert på dannelse av sterke komplekse forbindelser av metallioner med et komplekson (vanligvis EDTA), mens konsentrasjonene av metallioner i den titrerte løsningen endres.

Typer titrering

Det er direkte, omvendt og substituent titreringer.

• På direkte titrering En titreringsløsning (arbeidsløsning) tilsettes i små porsjoner til løsningen av stoffet som skal bestemmes (en alikvot eller prøve, stoffet som titreres).

• På tilbake titrering Først tilsettes et kjent overskudd av et spesielt reagens til løsningen av stoffet som bestemmes, og deretter titreres resten som ikke har kommet inn i reaksjonen.

• På substitusjonstitrering Et kjent overskudd av en spesiell reagens tilsettes først til løsningen av analytten, og deretter titreres et av reaksjonsproduktene mellom analytten og den tilsatte reagensen.

se også

Linker

Wikimedia Foundation. 2010.

Laboratoriearbeid nr. 8

TITRIMETRIAN ANALYSE

Formålet med arbeidet: å bli kjent med det grunnleggende innen titrimetrisk analyse, å studere de grunnleggende metodene og teknikkene for titrering.

TEORETISK DEL

1. Essensen av titrimetrisk analyse. Enkle konsepter.

Titrimetrisk (volumetrisk) analyse er en av de viktigste typene kvantitativ analyse. Dens viktigste fordeler er nøyaktighet, utførelseshastighet og muligheten til å brukes til å bestemme et bredt utvalg av stoffer. Bestemmelse av innholdet av et stoff i titrimetrisk analyse utføres som et resultat av reaksjonen av en nøyaktig kjent mengde av ett stoff med en ukjent mengde av et annet, etterfulgt av beregning av mengden av stoffet som bestemmes ved hjelp av reaksjonsligningen. Reaksjonen som oppstår må være støkiometrisk, det vil si at stoffer må reagere strengt kvantitativt, i henhold til koeffisientene i ligningen. Bare hvis denne betingelsen er oppfylt kan reaksjonen brukes til kvantitativ analyse.

Hovedoperasjonen av titrimetrisk analyse er titrering– gradvis blanding av stoffer til reaksjonen er fullført. Vanligvis brukes løsninger av stoffer i titrimetrisk analyse. Under titrering tilsettes en løsning av ett stoff gradvis til en løsning av et annet stoff inntil stoffene reagerer fullstendig. Løsningen som helles kalles titrant, kalles løsningen som titranten tilsettes titrert løsning. Volumet av en titrert løsning som utsettes for titrering kalles alikvot del eller alikvot volum.

Ekvivalenspunkt er punktet under titrering når reaktantene har reagert fullstendig. På dette tidspunktet er de i tilsvarende mengder , dvs. tilstrekkelig til at reaksjonen forløper fullstendig, uten rester.

For titrering brukes løsninger med nøyaktig kjente konsentrasjoner, som kalles standard eller titrert. Det finnes flere typer standardløsninger.

Primær standard er en løsning med en nøyaktig kjent konsentrasjon, fremstilt ved nøyaktig veiing av stoffet. Stoffet for fremstilling av primærstandarden må ha en viss sammensetning og være av en viss grad av renhet. Innholdet av urenheter i det bør ikke overstige etablerte standarder. Ofte, for å tilberede standardløsninger, gjennomgår stoffet ytterligere rensing. Før veiing tørkes stoffet i en ekssikkator over et tørkemiddel eller holdes ved forhøyet temperatur. Prøven veies på en analytisk vekt og løses opp i et visst volum løsemiddel. Den resulterende standardløsningen bør ikke endre egenskapene under lagring. Standardløsninger oppbevares i tett lukkede beholdere. Om nødvendig er de beskyttet mot direkte sollys og eksponering for høye temperaturer. Standardløsninger av mange stoffer (HCl, H2SO4, Na2B4O7, etc.) kan lagres i årevis uten å endre konsentrasjonen.

På grunn av det faktum at å tilberede et stoff for å tilberede en standardløsning er en lang og arbeidskrevende prosess, produserer den kjemiske industrien såkalte. faste kanaler. Fixanal er en glassampull der en viss del av stoffet er forseglet. Ampullen brytes, og stoffet overføres kvantitativt til en målekolbe, og deretter bringes væskevolumet til merket. Bruken av fikseringskanaler forenkler prosessen betydelig og reduserer forberedelsestiden til standardløsningen.

Noen stoffer er vanskelige å få tak i i kjemisk ren form (for eksempel KMnO4). På grunn av urenhetsinnholdet er det ofte umulig å ta en nøyaktig prøve av et stoff. I tillegg endrer løsninger av mange stoffer egenskapene deres under lagring. For eksempel er alkaliløsninger i stand til å absorbere karbondioksid fra luften, som et resultat av at konsentrasjonen deres endres over tid. I disse tilfellene brukes sekundære standarder.

Sekundær standard er en løsning av et stoff med en nøyaktig kjent konsentrasjon, som er etablert i henhold til primærstandarden. Sekundære standarder (for eksempel løsninger av KMnO4, NaOH, etc.) lagres under samme forhold som primære standarder, men deres konsentrasjon kontrolleres med jevne mellomrom mot standardløsninger av de såkalte herdende stoffene.

2. Metoder og typer titrering.

Under titreringsprosessen tas vanligvis en alikvot av løsningen i en kolbe, deretter tilsettes titrantløsningen fra en byrett i små porsjoner til ekvivalenspunktet er nådd. Ved ekvivalenspunktet måles volumet titrant som forbrukes for å titrere løsningen. Titrering kan utføres på flere måter.

Direkte titrering er at løsningen av analytten EN titrer med standard titreringsløsning I. Den direkte titreringsmetoden brukes til å titrere løsninger av syrer, baser, karbonater, etc.

På omvendt titrering av en alikvot av en standardløsning I titreres med en løsning av analytten EN. Omvendt titrering brukes hvis analytten er ustabil under forholdene titreringen utføres under. For eksempel skjer oksidasjon av nitritter med kaliumpermanganat i et surt miljø.

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

Men nitritt i seg selv er ustabilt i et surt miljø.

2NaNO2 + H2SO4® Na2S04 + 2HNO2

Derfor titreres en standardløsning av permanganat, surgjort med svovelsyre, med en løsning av nitritt, hvis konsentrasjon skal bestemmes.

Tilbake titrering brukes i tilfeller der direkte titrering ikke er aktuelt: for eksempel på grunn av et svært lavt innhold av analytten, manglende evne til å bestemme ekvivalenspunktet, når reaksjonen er langsom osv. Under tilbaketitrering til en alikvot av analytten EN hell i et nøyaktig målt volum av en standardløsning av stoffet I tatt i overkant. Ureagert overskuddsstoff I bestemmes ved titrering med en standardløsning av hjelpestoffet MED. Basert på forskjellen i den opprinnelige mengden av stoffet I og mengden som gjenstår etter reaksjonen, bestemme mengden av stoffet I, som reagerte med stoffet EN, som stoffinnholdet er beregnet på grunnlag av EN.

Indirekte titrering eller titrering med substituent. Basert på det faktum at det ikke er stoffet som bestemmes som titreres, men produktet av dets reaksjon med hjelpestoffet MED.

Substans D må dannes strengt kvantitativt i forhold til stoffet EN. Etter å ha bestemt innholdet av reaksjonsproduktet D titrering med en standardløsning av stoffet I, Ved hjelp av reaksjonsligningen beregnes innholdet av analytten EN.

Reaksjoner som brukes i titrimetrisk analyse må være strengt støkiometriske, gå relativt raskt og om mulig ved romtemperatur. Avhengig av typen reaksjon som oppstår, er det:

Syre-base titrering, som er basert på en nøytraliseringsreaksjon.

Redokstitrering, basert på redoksreaksjoner.

Kompleksometrisk titrering, basert på komplekseringsreaksjoner.

3. Syre-base titrering.

Grunnlaget for syre-basetitrering er nøytraliseringsreaksjonen mellom en syre og en base. Som et resultat av nøytraliseringsreaksjonen dannes salt og vann.

HAN + KtOH® KtAn + H2O

Nøytraliseringsreaksjonen skjer nesten øyeblikkelig ved romtemperatur. Syre-base titrering brukes til å bestemme syrer, baser og mange salter av svake syrer: karbonater, borater, sulfitter osv. Ved å bruke denne metoden kan blandinger av forskjellige syrer eller baser titreres, og bestemme innholdet av hver komponent separat.

Når en syre titreres med en base eller omvendt, skjer det en gradvis endring i surheten til mediet, som uttrykkes ved pH-verdien. Vann er en svak elektrolytt som dissosieres i henhold til ligningen.

H2O® H+ + OH-

Produktet av konsentrasjonen av hydrogenioner og konsentrasjonen av hydroksylioner er en konstant verdi og kalles ionisk produkt av vann.

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

I et nøytralt miljø er konsentrasjonene av hydrogenioner og hydroksydioner like og utgjør 10-7 m/l. Det ioniske produktet av vann forblir konstant når en syre eller base tilsettes til vann. Når en syre tilsettes, øker konsentrasjonen av hydrogenioner, noe som fører til en forskyvning i dissosiasjonslikevekten til vann til venstre, noe som resulterer i en reduksjon i konsentrasjonen av hydroksydioner. For eksempel, hvis = 10-3 m./l., så = 10-11 m./l. Det ioniske produktet av vann vil forbli konstant.

Hvis du øker konsentrasjonen av alkali, vil konsentrasjonen av hydroksidioner øke, og konsentrasjonen av hydrogenioner vil avta, det ioniske produktet av vann vil også forbli konstant. For eksempel = 10-2, = 10-12

PH verdi kalles den negative desimallogaritmen til hydrogenionkonsentrasjonen.

pH = - log. (2)

Basert på ligning (1), kan vi konkludere med at pH = 7 i et nøytralt miljø.

pH = - log 10-7 = 7.

I et surt pH-miljø< 7, в щелочной рН >7. Formelen for pOH er avledet på samme måte fra ligning (1).

pOH = - log = 14 - pH. (3)

Under syre-base titrering endres pH i løsningen med hver porsjon tilsatt titreringsmiddel. Ved ekvivalenspunktet når pH en viss verdi. På dette tidspunktet må titreringen stoppes og volumet titrant som brukes til titrering må måles. For å bestemme pH ved ekvivalenspunktet, bygg titreringskurve– graf over avhengigheten av pH i løsningen av volumet tilsatt titrant. Titreringskurven kan konstrueres eksperimentelt ved å måle pH på ulike punkter i titreringen, eller beregnes teoretisk ved å bruke formlene (2) eller (3). Som et eksempel kan du vurdere titreringen av en sterk syre HCl med en sterk base NaOH.

Tabell 1. Titrering av 100 ml 0,1 M HCl-løsning med 0,1 M NaOH-løsning.

	nNaOH (mol)	nHCl (mol) reagerte.	nHCl som er igjen i løsning (mol)
	1,00 10-2	1,00 10-2

Når alkali tilsettes til en sur løsning, synker mengden syre og pH i løsningen øker. Ved ekvivalenspunktet er syren fullstendig nøytralisert av alkaliet og pH = 7. Reaksjonen til løsningen er nøytral. Ved ytterligere tilsetning av alkali bestemmes løsningens pH av overskuddsmengden av NaOH. Ved tilsetning av 101 og 110 ml. Overskudd av alkali i NaOH-løsning er henholdsvis 1 og 10 ml. Mengden av NaOH på disse to punktene, basert på formelen for den molare konsentrasjonen av løsningen, er lik henholdsvis mol og 1 10-3 mol

Basert på formel (3) for en titrert løsning med et overskudd av alkali på 1 og 10 ml. vi har pH-verdier på henholdsvis 10 og 11. Basert på de beregnede pH-verdiene konstruerer vi en titreringskurve.

Titreringskurven viser at ved begynnelsen av titreringen bestemmes løsningens pH av tilstedeværelsen av saltsyre i løsningen og endres litt når en alkaliløsning tilsettes. Nær ekvivalenspunktet oppstår et kraftig hopp i pH når en svært liten mengde alkali tilsettes. Ved ekvivalenspunktet er bare salt og vann tilstede i løsningen. Saltet av en sterk base og en sterk syre gjennomgår ikke hydrolyse og derfor er reaksjonen til løsningen nøytral pH = 7. Ytterligere tilsetning av alkali fører til en økning i pH i løsningen, som også endres litt avhengig av volumet av den tilsatte titreringen, som ved begynnelsen av titreringen. Ved titrering av sterke syrer med sterke baser og omvendt, faller ekvivalenspunktet sammen med løsningens nøytralitetspunkt.

Ved titrering av en svak syre med en sterk base, observeres et litt annet bilde. Svake syrer i løsninger dissosieres ikke fullstendig og likevekt etableres i løsningen.

HAN® H+ + An-.

Konstanten til denne likevekten kalles syredissosiasjonskonstanten.

(4)

Siden en svak syre ikke dissosieres fullstendig, kan ikke konsentrasjonen av hydrogenioner reduseres til den totale konsentrasjonen av syren i løsningen, slik tilfellet var ved titrering av en sterk syre. (6)

Når en løsning av alkali tilsettes til en løsning av en svak syre, dannes et salt av den svake syren i løsningen. Løsninger som inneholder en svak elektrolytt og dens salt kalles bufferløsninger. Surheten deres avhenger ikke bare av konsentrasjonen av den svake elektrolytten, men også av konsentrasjonen av salt. Ved å bruke formel (5) kan du beregne pH i bufferløsninger.

СKtAn – saltkonsentrasjon i bufferløsningen.

KD – dissosiasjonskonstant for en svak elektrolytt

CHАn er konsentrasjonen av en svak elektrolytt i løsning.

Bufferløsninger har egenskapen til å opprettholde en viss pH-verdi når en syre eller base tilsettes (derav navnet). Tilsetning av en sterk syre til en bufferløsning resulterer i fortrengning av den svake syren fra saltet, og følgelig i binding av hydrogenioner:

KtAn + H+ ® Kt+ + HAN

Når en sterk base tilsettes, blir sistnevnte umiddelbart nøytralisert av den svake syren som er tilstede i løsningen for å danne et salt,

HAN + OH-® HOH + An-

som også fører til stabilisering av pH i bufferløsningen. Bufferløsninger er mye brukt i laboratoriepraksis i tilfeller hvor det er nødvendig å skape et miljø med konstant pH-verdi.

Som et eksempel, vurder titreringen på 100 ml. 0,1 millioner eddiksyreløsning CH3COOH, 0,1M. NaOH-løsning.

Når alkali tilsettes til en løsning av eddiksyre, oppstår en reaksjon.

CH3COON + NaOH® CH3COONa + H2O

Fra reaksjonsligningen er det klart at CH3COOH og NaOH reagerer i et forhold på 1:1, derfor er mengden syre som reagerte lik mengden alkali inneholdt i den hellede titranten. Mengden natriumacetat CH3COONa som dannes er også lik mengden alkali tilsatt løsningen under titrering.

Ved ekvivalenspunktet er eddiksyre fullstendig nøytralisert og natriumacetat er tilstede i løsning. Imidlertid er reaksjonen av løsningen ved ekvivalenspunktet ikke nøytral, siden natriumacetat, som et salt av en svak syre, gjennomgår hydrolyse ved anionet.

CH3COO - + H+OH-® CH3COOH + OH-.

Det kan vises at konsentrasjonen av hydrogenioner i en løsning av et salt av en svak syre og en sterk base kan beregnes ved hjelp av formelen.

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

CH3COOH reagerte.

CH3COOH gjenstår i løsningen

1,00 10-2

1,00 10-2

0 ,100

Ved å bruke de oppnådde dataene konstruerer vi en titreringskurve av en svak syre med en sterk base.

Titreringskurven viser at ekvivalenspunktet ved titrering av en svak syre med sterk base ikke sammenfaller med nøytralitetspunktet og ligger i området for løsningens alkaliske reaksjon.

Titreringskurver lar deg nøyaktig bestemme pH til en løsning ved ekvivalenspunktet, som er viktig for å bestemme endepunktet for titreringen. Bestemmelse av ekvivalenspunktet kan gjøres instrumentelt, direkte måling av pH i løsningen ved hjelp av et pH-meter, men oftere brukes syre-base-indikatorer for disse formålene. Indikatorer er i sin natur organiske stoffer som endrer farge avhengig av pH i miljøet. Selve indikatorene er svake syrer eller baser som dissosierer reversibelt i henhold til ligningen:

НInd ® H+ + Ind-

De molekylære og ioniske formene til indikatoren har forskjellige farger og forvandles til hverandre ved en viss pH-verdi. pH-området som indikatoren endrer farge innenfor kalles indikatorovergangsintervallet. For hver indikator er overgangsintervallet strengt individuelt. For eksempel endrer den metylrøde indikatoren farge i pH-området = 4,4 – 6,2. Ved pH< 4,4 индикатор окрашен в красный цвет, при рН >6.2, i gult. Fenolftalein er fargeløst i et surt miljø, men i pH-området = 8 – 10 får det en karmosinrød farge. For å velge riktig indikator er det nødvendig å sammenligne overgangsintervallet med pH-hoppet på titreringskurven. Indikatorovergangsintervallet bør om mulig falle sammen med pH-hoppet. For eksempel, når du titrerer en sterk syre med en sterk base, observeres et pH-hopp i området 4-10. Dette intervallet inkluderer overgangsintervallene til indikatorer som metylrødt (4,4 - 6,2), fenolftalein (8 - 10), lakmus (5 - 8). Alle disse indikatorene er egnet for å etablere ekvivalenspunktet i denne typen titrering. Indikatorer som alizarin gul (10 – 12), tymolblå (1,2 – 2,8) er helt uegnet i dette tilfellet. Bruken av dem vil gi helt feil analyseresultater.

Når du velger en indikator, er det ønskelig at fargeendringen er så kontrast og skarp som mulig. For dette formål brukes noen ganger blandinger av forskjellige indikatorer eller blandinger av indikatorer med fargestoffer.

3. Oksidasjon-reduksjon titrering.

(redoksimetri, oksidimetri.)

Redoksmetoder inkluderer en bred gruppe titrimetriske analysemetoder basert på forekomsten av redoksreaksjoner. Redokstitreringer bruker forskjellige oksidasjons- og reduksjonsmidler. I dette tilfellet er det mulig å bestemme reduksjonsmidler ved titrering med standardløsninger av oksidasjonsmidler, og vice versa, bestemme oksidasjonsmidler med standardløsninger av reduksjonsmidler. På grunn av det store utvalget av redoksreaksjoner gjør denne metoden det mulig å bestemme et stort antall forskjellige stoffer, inkludert de som ikke direkte viser redoksegenskaper. I sistnevnte tilfelle brukes tilbaketitrering. For eksempel, når man bestemmer kalsium, utfeller dets ioner oksalat - et ion

Ca2+ + C2O42-® CaC2O4¯

Overskuddet av oksalat titreres deretter med kaliumpermanganat.

Redokstitrering har en rekke andre fordeler. Redoksreaksjoner oppstår ganske raskt, slik at titrering kan utføres på bare noen få minutter. Mange av dem forekommer i sure, nøytrale og alkaliske miljøer, noe som betydelig utvider mulighetene for å bruke denne metoden. I mange tilfeller er det mulig å fikse ekvivalenspunktet uten bruk av indikatorer, siden titrantløsningene som brukes er farget (KMnO4, K2Cr2O7) og ved ekvivalenspunktet endres fargen på den titrerte løsningen fra én dråpe titrant. Hovedtypene av redokstitreringer kjennetegnes av oksidasjonsmidlet som brukes i reaksjonen.

Permanganatometri.

I denne redokstitreringsmetoden er oksidasjonsmidlet kaliumpermanganat KMnO4. Kaliumpermanganat er et sterkt oksidasjonsmiddel. Den er i stand til å reagere i sure, nøytrale og alkaliske miljøer. I forskjellige miljøer er oksidasjonsevnen til kaliumpermanganat ikke den samme. Det er mest uttalt i et surt miljø.

MnO4- + 8H+ +5e® Mn+ + 4H2O

MnO4- + 2H2O + 3e® MnO2¯ + 4OH-

MnO4- + e ® MnO42-

Den permanganatometriske metoden kan bestemme en lang rekke stoffer: Fe2+, Cr2+, Mn2+, Cl-, Br-, SO32-, S2O32-, NO2,- Fe3+, Ce4+, Cr2O72+, MnO2, NO3-, ClO3- osv. Mange organiske stoffer: fenoler, aminosukker, aldehyder, oksalsyre, etc.

Permanganatometry har mange fordeler.

1. Kaliumpermanganat er et billig og lett tilgjengelig stoff.

2. Permanganatløsninger er farget crimson, så ekvivalenspunktet kan etableres uten bruk av indikatorer.

3. Kaliumpermanganat er et sterkt oksidasjonsmiddel og egner seg derfor til bestemmelse av mange stoffer som ikke oksideres av andre oksidasjonsmidler.

4. Titrering med permanganat kan utføres med forskjellige reaksjoner av mediet.

Permanganatometry har også noen ulemper.

1. Kaliumpermanganat er vanskelig å få tak i i kjemisk ren form. Derfor er det vanskelig å tilberede en standardløsning basert på en nøyaktig veiing av stoffet. For titrering brukes sekundære permanganatstandarder, hvis konsentrasjon fastsettes ved bruk av standardløsninger av andre stoffer: (NH4)2C2O4, K4, H2C2O4, etc., som kalles herdende stoffer.

2. Permanganatløsninger er ustabile og under langtidslagring endrer de konsentrasjonen, som med jevne mellomrom må kontrolleres mot løsninger av de herdende stoffene.

3. Oksidasjon av mange stoffer med permanganat ved romtemperatur går sakte og oppvarming av løsningen er nødvendig for å utføre reaksjonen.

Jodometri.

Ved jodometrisk titrering er oksidasjonsmidlet jod. Jod oksiderer mange reduksjonsmidler: SO32-, S2O32-, S2-, N2O4, Cr2+ osv. Men oksidasjonsevnen til jod er mye mindre enn permanganat. Jod er dårlig løselig i vann, så det er vanligvis oppløst i en KI-løsning. Konsentrasjonen av en standard jodløsning settes med en standardløsning av natriumtiosulfat Na2S2O3.

2S2O32- + I2 ® S4O62- + 2I-

For jodometrisk bestemmelse brukes ulike titreringsmetoder. Stoffer som lett oksideres av jod titreres direkte med en standard jodløsning. Dette er hvordan de definerer: CN-, SO32-, S2O32-, etc.

Stoffer som er vanskeligere å oksidere med jod, titreres ved hjelp av tilbaketitreringsmetoden: et overskudd av jodløsning tilsettes løsningen av stoffet som bestemmes. Etter at reaksjonen er fullført, titreres overskudd av jod med en standard tiosulfatløsning. Indikatoren i jodometrisk titrering er vanligvis stivelse, som gir en karakteristisk blå farge med jod, ved utseendet som man kan bedømme tilstedeværelsen av fritt jod i løsningen.

Mange oksidasjonsmidler bestemmes ved indirekte jodometrisk titrering: et visst volum av en standard kaliumjodidløsning tilsettes til oksidasjonsløsningen, fritt jod frigjøres, som deretter titreres med en standard tiosulfatløsning. Cl2, Br2, O3, KMnO4, BrO32- osv. bestemmes ved den indirekte titreringsmetoden.

Fordeler med den jodometriske metoden.

1. Den jodometriske metoden er svært nøyaktig og overlegen i nøyaktighet i forhold til andre redokstitreringsmetoder.

2. Jodløsninger er farget, noe som gjør det i noen tilfeller mulig å bestemme ekvivalenspunktet uten bruk av indikatorer.

3. Jod er svært løselig i organiske løsningsmidler, noe som gjør at det kan brukes til titrering av ikke-vandige løsninger.

Jodometri har også noen ulemper.

1. Jod er et flyktig stoff og under titrering kan det gå tapt på grunn av fordampning. Derfor bør jodometrisk titrering utføres raskt og om mulig i kulde.

2. Jodidioner oksideres av atmosfærisk oksygen, av denne grunn må jodometrisk titrering utføres raskt.

3. Definer begrepene: primær standard, sekundær standard, titrant, alikvotvolum, titrering.

4. Hvilke typer titrimetriske analyser finnes, hva er klassifiseringen basert på?

5. List opp hovedtypene redokstitrering. Gi en kort beskrivelse av permanganatometry og jodometri.

6. Hva kalles ekvivalenspunktet? Hvilke metoder finnes for å etablere det, og hvilke av dem ble brukt i dette laboratoriearbeidet?

7. Hva brukes titreringskurver til? Hva er prinsippene for deres konstruksjon i syre-base og redoks titreringer?