Аналитика (1-14 вопросы). Дисциплина Аналитическая химия и фхма

• Название: Дисциплина Аналитическая химия и фхма
• Дата: 23.05.2019
• Размер: 0.55 Mb.
• Имя файла: Аналитика (1-14 вопросы).docx
• Тип: Документы; #78472
• страница: 4 из 6

Кривые титрования в методах нейтрализации

Чтобы правильно выбрать индикатор надо знать, как изменяется рН в процессе титрования, и чему он равен в точке эквивалентности. Для этого строят кривые титрования, которые представляют собой графическое изображение изменения рН при добавлении титранта к раствору анализируемого вещества.

На оси ординат откладывают рН, на оси абсцисс объем добавленного титранта и степень оттитрованности раствора.

Примерный вид кривой титрования 0,1М HCl 0,1 M раствором NaOH (без соблюдения масштаба) показан на рисунке.

В начале титрования рН изменяется очень медленно. После добавления 90% щелочи рН изменяется всего на единицу (от 1 до 2). Вблизи точки эквивалентности наблюдается резкое изменение рН – скачок титрования (при добавлении щелочи от 99,9 % до 100,1 % рН изменяется от 4 до 10).



Индикатор для метода нейтрализации выбирают таким образом, чтобы интервал окраски индикатора полностью или частично перекрывался со скачком титрования.

1) фенолфталеин рН = 8-10

2) метиленовый красный рН = 4,4-6,2

3) метиленовый оранжевый рН = 3,1-4,4

Титрование можно проводить со всеми тремя индикаторами.

Величина скачка титрования тем больше, чем сильнее кислота и основание и чем выше концентрация раствора.

10. Комплексонометрия: сущность метода, общая характеристика, область применения. Металл – индикаторы, механизм их действия.

Комплексонометрия – метод количественного титриметрического анализа, основанный на образовании комплексных соединений ионов металлов с комплексонами.

Комплексонами называют органические соединения, молекулы которых содержат как кислотные, так и основные группы и потому способные образовывать с ионами металлов внутрикомплексные соединения.

Внутрикомплексные соединения образуются в тех случаях, когда ионы металла-комплексообразователя с одной стороны замещают активные ионы водорода кислотных функциональных групп, а с другой стороны образуют связь по донорно-акцепторному механизму за счет свободных орбиталей иона металла и атомов основных групп, имеющими неподеленные электронные пары.

К числу функциональных групп, содержащих ионы водорода, способные замещаться ионами металла-комплексообразователя, относятся: −COOH, −OH, −SO₃H, −NH₂, −SH, =NH.

К числу функциональных групп, с которыми ионы металла-комплексообразователя способны образовывать связь по донорно-акцепторному механизму, относятся: ≡N, =NH, −NH₂, −OH, =C=O, − S −, −N=N−.

С помощью метода комплексонометрии определяют содержание в растворе различных ионов металлов: Mg²⁺, Ca²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺, Al³⁺, Ni²⁺, Cu²⁺, Co²⁺, Fe³⁺ и др.

В практике химического анализа как правило используют аминополикарбоновые кислоты или их соли.

Нитрилоуксусная кислота		НТУ; комплексон I; Н3У; У-3
Этилендиамин-тетрауксусная кислота		ЭДТУ; комплексон II; Н4У; У-4

Чаще всего в качестве комплексона используют ЭДТА (двузамещенный этилендиаминтетраацетат натрия)

ЭДТА; комплексон III; трилон Б; H2Na2Y; H2Y2-

При взаимодействии с ЭДТА ион металла замещает ионы водорода карбоксильных групп и образует координационную связь за счет неподеленных электронных пар атомов азота и свободных орбиталей иона металла. При этом образуется хелатный комплекс с тремя пятичленными циклами. Схематично эту реакцию можно выразить уравнением:


Однако показанный на схеме реакции комплекс в действительности имеет следующее строение:



При титровании ЭДТА солей металлов-комплексообразователей протекают следующие реакции:

1) диссоциация комплексона:

Na₂H₂Y 2Na⁺ + H₂Y²⁻

2) взаимодействие с металлами:

Me²⁺ (Ca²⁺) + H₂Y²⁻MeY²⁻ + 2H⁺

Me³⁺ (Al³⁺) + H₂Y²⁻MeY⁻ + 2H⁺

Me⁴⁺ (Th⁴⁺) + H₂Y^2-MeY + 2H⁺

Реакции с участием комплексонов протекают стехиометрично, образуются очень прочные комплексы с соотношением металла к лиганду 1:1 не зависимо от заряда иона металла.
Комплексы не удовлетворяют требованиям предъявляемым первичным стандартным веществам, поэтому их точную концентрацию устанавливают путем стандартизации. В качестве первичных стандартных веществ используют соли Са²⁺ и Mg²⁺, приготовленные из фиксаналов или металлический цинк. В последнем случае, гранулы цинка взвешивают на аналитических весах, помещают в мерную колбу и растворяют в небольшом количестве НСl или H₂SO₄, после растворения Zn, раствор нейтрализуют и доводят объем до метки. По массе цинка и объему полученного раствора рассчитывают точную концентрацию первичного стандартного раствора.

При проведение комплексонометрического определения необходимо соблюдать определенные условия, важнейшим из которых является рН раствора. В сильно кислых растворах (рН<3) образуются малоустойчивые кислые комплексы. При повышении рН устойчивость образовавшихся комплексов возрастает, однако в сильно щелочных средах рН>10 происходит образование малоустойчивых оксокомплексов или гидрооксиды Ме.

Из выше приведенных реакций следует, что образование комплексонатов происходит с выделение кислоты, что приводит к увеличению рН.

Поэтому, как правило, титрование проводят в присутствии соответствующих буферных растворов поддерживающих рН на определенном уровне.

В комплексонометрии используют методы прямого и обратного титрования, а также метод замещения.

Метод прямого титрования. Анализируемый раствор, содержащий катионы определенного металла, титруют стандартным раствором ЭДТА в присутствии буферного раствора. Этим методом определяют Mg²⁺, Ca²⁺, Zn²⁺, Cd²⁺, Al³⁺, Ni²⁺, Cu²⁺, Co²⁺, Fe³⁺, Pb²⁺, Ba²⁺ и другие катионы.

Метод обратного титрования. В тех случаях, когда по тем или иным причинам невозможно провести прямое титрование, используют обратное титрование. К анализируемому раствору прибавляют точно измеренный объем стандартного раствора комплексона, нагревают до кипения для завершения реакции комплексообразования, а после охлаждения оттитровывают избыток комплексона стандартными растворами MgSO₄ или ZnSO₄. Этот метод применяют в тех случаях, когда нет подходящего индикатора, когда в буферном растворе выпадает осадок гидроксида металла и когда реакция комплексообразования протекает медленно. Методом обратного титрования также определяют содержание катионов в нерастворимых в воде соединениях (Ca²⁺ в CaC₂O₄, Mg²⁺ в MgNH₄PO₄, Pb²⁺ в PbSO₄ и т.п.).

Метод замещения. Метод основан на том, что ионы Mg²⁺ дают с комплексоном менее устойчивое комплексное соединение, чем подавляющее большинство других катионов. Поэтому при добавлении определяемого катиона к комплексонату Mg произойдет реакция обмена. Например, при определении ионов тория, к анализируемому раствору добавляют комплексонат магния MgY^2-, а затем оттитровывают выделившиеся ионы Mg²⁺ стандартным раствором ЭДТА (6):

Th⁴⁺ + MgY²⁻ThY + Mg²⁺ (5)

Mg²⁺ + H₂Y²⁻ MgY²⁻ + 2H⁺ (6)

Вследствие того, что Th⁴⁺ образует с комплексоном более устойчивое комплексное соединение, чем Mg²⁺ , равновесие реакции (5) смещается вправо.




Выбор индикатора для комплексонометрии осуществляется с помощью кривых титрования. При этом кривую титрования строят по аналогии с кривыми для кислотно-основного титрования, откладывая на оси ординат значение рМ= − lg [Mⁿ⁺], а на оси абсцисс – количество добавленного комплексона или процент титрования. При постепенном прибавлении раствора ЭДТА к раствору соли металла происходит уменьшение концентрации свободных ионов металла, вблизи точки эквивалентности наблюдается её резкое уменьшение − скачок титрования.

Величина скачка титрования имеет большое значение: чем он больше, тем легче установить конечную точку титрования. Величина скачка зависит от природы иона металла, устойчивости образующегося комплекса (чем устойчивее комплексонат, тем больше скачок), рН среды и концентрации растворов.

Как правило, для фиксирования точки конца титрования в комплексонометрии используют так называемые металл-индикаторы, которые представляют собой органические красители, образующие с катионами определяемых металлов растворимые в воде окрашенные комплексные соединения. Получаемые при этом комплексы менее устойчивы, чем комплексы металлов с комплексонами.

При добавлении индикатора к раствору соли металла образуется комплекс металла с индикатором, окрашенный определенным образом.

При титровании ЭДТА полученного раствора, малоустойчивый комплекс металла с индикатором разрушается и образуется более устойчивый неокрашенный комплекс металла с комплексоном, а индикатор выделяется в свободном виде, и в конечной точке раствор приобретает окраску, свойственную индикатору.


Эриохром черный Т

В качестве примера рассмотрим кислотный хромоген черный специальный (эриохром черный Т), который очень широко применяется в комплексонометрии. Эриохром черный Т является органическим азокрасителем группы о,о' –диоксиазонафталина. Анион индикатора, который можно обозначить как H₂Ind⁻, имеет формулу:



Этот ион проявляет себя как кислотно-основной индикатор. В зависимости от рН раствора индикатор существует в трех окрашенных формах: при рН < 6 реагент красного цвета, при рН от 7 до 11 – синего, при рН >11,5 – желто-оранжевого:



В молекулу индикатора входят две фенольные группы и хромофорная азогруппа. Поэтому эриохром черный Т способен реагировать с ионами металла-комплексообразователя с образованием комплексных соединений.

В нейтральной и слабощелочной среде этот индикатор образует с большинством ионов металлов комплексы красного цвета следующего состава:



Сущность действия металл-индикатора на примере эриохрома черного Т можно представить следующим образом:

1) при добавлении индикатора к раствору соли металла (рН=8−10) образуется комплекс металла с индикатором красного цвета:

Me²⁺ + HInd²⁻MeInd⁻ + H⁺

красный

2) при титровании полученного раствора ЭДТА этот комплекс разрушается, образуется более устойчивый бесцветный комплекс металла с комплексоном, а индикатор выделяется в свободном виде, придавая раствору синюю окраску:

MeInd⁻ + Na₂H₂YMeNa₂Y + HInd²⁻ + H⁺

красный б/цв. б/цв. синий

Для поддержания рН раствора на требуемом уровне обычно в титруемый раствор добавляют аммиачную буферную смесь.

Индикаторы подбираются таким образом, чтобы интервал перехода их окраски находился в пределах скачка титрования. В настоящее время известно около 150 металл-индикаторов.

Кроме металл-индикаторов для фиксирования точки конца титрования в комплексонометрии используют обычные кислотно-основные индикаторы, так как реакция комплексообразования сопровождается выделением ионов водорода H⁺ в количестве, эквивалентном количеству определяемого катиона. Выделившуюся кислоту определяют методом нейтрализации с обычными кислотно-основными индикаторами.

11.Окислительно-восстановительное титрование: сущность и методы. Окислительно-восстановительный потенциал и направление окислительно-восстановительных реакций. Фиксирование точки конца титрования в методах окислительно-восстановительное титрование. Редокс – индикаторы и требования к ним.

Методы окислительно-восстановительного титрования, или редокс-методы основаны на реакциях окисления – восстановления, связанных спереходом электронов от одних атомов, ионов или молекул к другим. Вещество, атомы, ионы или молекулы которого отдают электроны, окисляется и является восстановителем; вещество, атомы, ионы или молекулы которого принимают электроны, восстанавливается и является окислителем. Схематически это может быть выражено следующими уравнениями:

Вос₁ – ne → Ок₁

Ок₂ + ne → Вос₂ ,

где Вос – восстановленная форма; Ок – окисленная форма.

Восстановленная форма одного вещества Вос₁, отдавая электроны, переходит в окисленную форму Ок₁ того же вещества. Обе эти формы образуют одну редокс-пару Ок₁ /Вос₁.

Окисленная форма Ок₂ второго вещества, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, принимая электроны, переходит в восстановленную форму Вос₂ того же вещества. Обе эти формы также образуют редокс-пару Ок₂ /Вос₂.

В любой окислительно-восстановительной реакции участвуют, по крайней мере, две редокс-пары.

Методы окислительно-восстановительного титрования классифицируются по характеру основного титранта:

• 
  перманганатометрия (основан на реакциях окисления восстановителей перманганатом калия KMnO₄),
  
• 
  хроматометрия (основан на реакциях окисления восстановителей дихроматом калия K₂Cr₂O₇),
  
• 
  йодометрия (основан на реакциях окисления восстановителей свободным йодом или на восстановлении окислителей йодидом калия KI) и др.
  

Достоинства метода окислительно-восстановительного титрования

1. Методы отличаются большой точностью и хорошей воспроизводимостью результатов.

2. Многие методы характеризуются быстротой выполнения и могут быть использованы для автоматического контроля.

3. Методы отличаются большим разнообразием, с их помощью можно определять не только окислители и восстановители, но и вещества, не проявляющие окислительно-восстановительных свойств.

4. Точку эквивалентности можно фиксировать с помощью индикаторов, а

также безиндикаторными и инструментальными методами.

5. Определения можно проводить прямым или обратным титрованием, а также методами замещения.

6. Многие окислители и восстановители легко получить в химически чистом виде, поэтому их титрованные растворы готовят по точной навеске. Приготовленные растворы можно использовать как для титрования, так и для стандартизации других растворов.

7. Титрование окислителями и восстановителями можно осуществлять во всех средах.

О/В потенциалы. Направление о/в реакций

Окислители и восстановители различаются по своей силе, т.е. по химической активности. Сила окислителей и восстановителей определяется величиной их стандартного окислительно-восстановительного потенциала.

Стандартным называется окислительно-восстановительный потенциал системы с концентрацией (активностью) окисленной и восстановленной форм равными 1 моль/л и измеренный по отношению к стандартному водородному электроду, потенциал которого принят равным нулю.

Чем больше стандартный окислительно-восстановительный потенциал данной пары, тем более сильным окислителем является окисленная форма и тем более слабым восстановителем ― восстановленная форма.

Наиболее сильными окислителями являются: KMnO₄ и K₂Cr₂O₇ в кислой среде, F₂, Cl₂, Br₂, I₂, Fe³⁺, Sn⁴⁺ и др. Наиболее сильными восстановителями являются: щелочные и щелочноземельные металлы, Mg, Al, Zn, AsH₃, V²⁺, Ti³⁺, S^2–, Sn²⁺ и др. Когда комбинируются две окислительно-восстановительные пары, то более сильный из двух окислителей отнимает электроны у более сильного восстановителя, при этом образуются более слабые восстановитель и окислитель.

Например: Е⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77В, Е⁰(Sn⁴⁺/Sn²⁺) = 0,15 В, т.е. для данных пар Fe³⁺ является более сильным окислителем, чем Sn⁴⁺, а Sn²⁺ — более сильным восстановителем, чем Sn²⁺. Поэтому реакция между ними пойдет в следующем направлении:

2Fe³⁺ + Sn²⁺ = 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы дают представление о возможном направлении окислительно-восстановительных реакций, но в реальных условиях это направление может быть иным.

В процессе окислительно-восстановительного титрования наблюдается изменение окислительно-восстановительных потенциалов взаимодействующих друг с другом систем.

Зависимость окислительно-восстановительного потенциала от концентраций окисленной и восстановленной форм выражается уравнением Нернста:

, (1.1)

где E –окислительно-восстановительный потенциал пары, В;

E⁰ – стандартный окислительно-восстановительный потенциал пары, В;

R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль∙К);

Т – температура, К;

n – число электронов, отданных или принятых одним атомом, ионом или

молекулой;

F – постоянная Фарадея (96500 Кл/моль);

[Ок] и [Вос] – концентрации соответственно окисленной и восстановленной форм, моль/л;

a и b – стехиометрические коэффициенты окислительно-восстановительной реакции.

Если подставить значения R, F, T = 298 K и перейти от натурального логарифма к десятичному, уравнение Нернста принимает вид:

(1.2)

Если превращение окисленной формы в восстановленную (или наоборот) происходит при участии ионов H⁺ или OH⁻, то их концентрация входит в уравнение Нернста. Например, для полуреакции восстановления

Cr₂O₇²⁻ + 14Н⁺ + 6е  2Cr³⁺ + 7Н₂О

уравнение Нернста имеет вид:

(1.3)

Изменяя концентрации окисленной и восстановленной форм, а также концентрацию ионов H⁺, можно менять окислительно-восстановительную активность веществ.

Если стандартные окислительно-восстановительные потенциалы взаимодействующих пар относительно близки, то изменяя концентрации окисленной и восстановленной форм можно изменить направление реакции на противоположное.

Например: Е⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77В, Е⁰(I₂/2I^-) = 0,54 В, т.е. реакция (1.4) будет протекать в прямом направлении:

2Fe³⁺ + 2I⁻ ↔ 2Fe²⁺ + I₂ (1.4)

В присутствии NaF ионы Fe³⁺ связываются в довольно прочный комплекс:

Fe³⁺ + 6F^– = [FeF₆]³⁻.

Концентрация свободных ионов Fe³⁺ при этом понижается, и реакция (1.4) прекращается, т.к. Е([FeF₆]³⁻/Fe²⁺) = 0,4 В. В присутствии оксалат-иона С₂О₄^2– образуется еще более прочный комплекс [Fe(С₂О₄²⁻)₃]³⁻. В этом случае потенциал пары становится равным Е([Fe(С₂О₄^2-)₃]^3-/Fe²⁺) = – 0,02 В и реакция (1.4) будет протекать в обратном направлении.

Однако если стандартные окислительно-восстановительные потенциалы взаимодействующих пар значительно отличаются друг от друга, никаким изменением концентраций нельзя изменить направление реакции на противоположное.

Например, Е⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77В, Е⁰(MnO₄⁻/Mn²⁺) = 1,51 В

5Fe²⁺ + MnO₄⁻ + 8H⁺ = 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O

Реакцияможет протекать только в прямом направлении.

Константа равновесия о/в реакций

Возможность изменения направления окислительно-восстановительных реакций свидетельствует об их обратимости. В обратимых реакциях устанавливается химическое равновесие, которое характеризуется константой равновесия. Для реакции

2Fe³⁺ + Sn²⁺ ↔ 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺

выражение константы равновесия имеет вид:

.

Окислительно-восстановительный потенциал системы в любой момент реакции может быть вычислен по одной из формул:

(1.5)

(1.6)

(Е⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77В, Е⁰(Sn⁴⁺/Sn²⁺) = 0,15В).

По мере протекания реакции концентрации ионов Fe³⁺ и Sn²⁺ уменьшаются, а Fe²⁺ и Sn⁴⁺ − увеличиваются. Соответственно уменьшается потенциал пары Fe³⁺/Fe²⁺ и увеличивается − Sn⁴⁺/Sn²⁺.

Когда потенциалы становятся равными, переход электронов от восстановителя к окислителю прекращается и в системе наступает равновесие. Тогда Е (Fe³⁺/Fe²⁺) = Е (Sn⁴⁺/Sn²⁺) и

, отсюда

(1.7)

Выражение представим в виде:

,

подставим в формулу (1.7) и проведем преобразования:


отсюда .

Под знаком логарифма получили константу равновесия. Таким образом, для любой окислительно-восстановительной реакции

(1.8)

Для рассматриваемой реакции , отсюда К ≈ 10²¹, т.е. реакция является практически необратимой.

Из формулы (1.8) видно, что константа равновесия тем больше, чем больше разность потенциалов обеих пар, и если она велика, реакция идет практически до конца.

Фиксирование ТКТ в методах о/в титрования

Для фиксирования точки конца титрования в методах окислительно-восстановительного титрования широко применяются физико-химические (инструментальные) методы (потенциометрический, амперометрический, кондуктометрический, спектрофотометрический и др.). Из химических методов фиксирования точки конца титрования, можно выделить три основных способа.

1. Безиндикаторное титрование. В ряде случаев фиксирование точки конца титрования производят по изменению окраски раствора, вызванного избытком окрашенного раствора окислителя или восстановителя. Такое титрование возможно, например, при титровании восстановителей перманганатом в кислой среде. Красно-фиолетовая окраска иона MnO₄^– при этом исчезает в результате его восстановления до бесцветного иона Mn²⁺. Когда весь восстановитель будет оттитрован, одна лишняя капля KMnO₄ окрашивает раствор в розовый цвет, появление которого свидетельствует о завершении титрования.

Без индикатора можно также титровать восстановители раствором йода, т.к. при этом его бурая окраска исчезает, и одна лишняя капля раствора I₂ окрасит раствор в бледно-желтый цвет. Однако, в этом случае результаты могут получиться менее точными, т.к. в интенсивность окраски от одной лишней капли йода меньше, чем для KMnO₄.

Безиндикаторное титрование применимо в тех случаях, когда окраска окисленной и восстановленной форм резко отличается и если в растворе отсутствуют другие окрашенные вещества.

2. Использование специфических индикаторов. Это вещества, специфически реагирующие с одной из форм окислительно-восстановительной пары с изменением окраски.

В методах, основанных на титровании стандартным раствором йода или на выделении I₂, точку эквивалентности устанавливают при помощи специфического индикатора – крахмала, образующего с йодом комплексно-адсорбционное соединение синего цвета. При титровании восстановителей раствором йода в присутствии крахмала, одна лишняя капля раствора I₂ вызовет появление синей окраски, если же титруют восстановителем раствор йода, то в конечной точке синее окрашивание исчезает.

В некоторых случаях конец титрования определяют по обесцвечиванию красной окраски тиоцианата железа (III) Fe(SCN)₃ в присутствии избытка восстановителя.

Эти способы фиксирования точки эквивалентности находят ограниченное применение.

3. Использование окислительно-восстановительных или редокс-индикаторов. Это вещества, которые изменяют свою окраску в зависимости от окислительно-восстановительного потенциала системы. Как правило, редокс-индикаторы представляют собой органические вещества, способные обратимо окисляться и восстанавливаться, и у которых окисленная и восстановленная формы имеют разную окраску. Схематично это можно представить следующим образом:

Ind(ок) + ne ↔ Ind(вос),

где Ind(ok) – окисленная, Ind(воc) – восстановленная форма индикаторов; n – число электронов, принимающих участие в окислительно-восстановительном процессе.
Потенциал такой индикаторной системы может быть рассчитан по уравнению Нернста:

, (1.15)

где Е⁰ – стандартный потенциал данной пары, когда [Ind(ок)] = [Ind(вос)].

Если к раствору восстановителя (окислителя) добавить 1-2 капли индикатора, то он окрасится определенным образом. При титровании этого раствора окислителем (восстановителем) отношение [Ind(ок)] / [Ind(вос)] будет меняться, но изменение окраски раствора будет заметно, когда концентрация одной из форм в 10 раз превысит концентрацию другой. Интервал перехода окраски индикатора будет определяться следующим образом:






К редокс-индикаторам относятся дифениламин, дифениламинсульфокислота, фенилантраниловая кислота, ферроин и др.

Рассмотрим примеры некоторых редокс-индикаторов.

Дифениламин. Это соединение является одним из первых редокс-индикаторов, описанных в литературе. Сначала индикатор необратимо окисляется до бесцветного дифенилбензидина, который обратимо окисляется до дифенилбензидина фиолетового:



Дифениламин (бесцветный)



Дифенилбезидин (бесцветный)



Дифенилбензидин (фиолетовый)

Стандартный потенциал дифениламина Е⁰ = 0,76 В при [H⁺] = 1моль/л, интервал перехода рТ = 0,76 ± 0,03. Если Е ≤ 0,73 В, индикатор бесцветен, при Е ≥ 0,79 В имеет интенсивную сине-фиолетовую окраску.

В качестве окислительно-восстановительного индикатора используется также дифениламинсульфокислота. Её преимущество заключается в том, что в виде натриевой или бариевой соли она хорошо растворяется в воде. Механизм изменения окраски тот же, что и у дифениламина, но переход окраски наблюдается при потенциале 0,85 В – значительно выше, чем в случае использования дифениламина.

N-фенилантраниловая кислота. Реакция окисления аналогична реакциям, протекающим с другими дифениламинами:



Стандартный потенциал данного индикатораЕ⁰ = 1,08 В.

У фенилантраниловой кислоты восстановленная форма бесцветная, окисленная – красно-фиолетовая рТ = 1,022 —1,138 В. Такой интервал изменения окраски соответствует скачку титрования раствора FeSO₄ раствором KMnO₄. Т.е. при добавлении данного индикатора к раствору FeSO₄ он будет находиться в восстановленной бесцветной форме, а после достижения точки эквивалентности одна лишняя капля KMnO₄ окислит индикатор и он перейдет в окисленную красно-фиолетовую форму. Данный индикатор применяется при определении содержания хрома методом перманганатометрии, т.к. образуется раствор, окрашенный в зеленый цвет и безиндикаторное титрование невозможно.

Ферроин. Этот индикатор представляет собой комплексное соединение железа (II) с 1,10-фенантролином. Комплекс окрашен в красный цвет:



При окислении ферроина образуется комплекс железа (III) бледно-голубого цвета: [Fe^II(C₁₂H₈N₂)₃]²⁺[Fe^III(C₁₂H₈N₂)₃]³⁺ + e

Стандартный потенциал данного индикатораЕ⁰ = 1,06 В в 1М серной или соляной кислотах. Потенциал ферроина можно в значительной степени изменить введением в ядро 1,10-фенантролина различных заместителей. При этом реальный потенциал можно варьировать от 0,84 до 1,10 В.