Главная страница
Навигация по странице:

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

  • Метод прямого титрования.

  • Метод обратного титрования.

  • Метод замещения.

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


    Скачать 0.55 Mb.
    НазваниеДисциплина Аналитическая химия и фхма
    Дата23.05.2019
    Размер0.55 Mb.
    Формат файлаdocx
    Имя файлаАналитика (1-14 вопросы).docx
    ТипДокументы
    #78472
    страница4 из 6
    1   2   3   4   5   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+) + H2Y2-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 MgY2-, 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+, S2–, 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 С2О42– образуется еще более прочный комплекс [Fe(С2О42−)3]3−. В этом случае потенциал пары становится равным Е([Fe(С2О42-)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)

    0(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: [FeII(C12H8N2)3]2+[FeIII(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.
    1   2   3   4   5   6


    написать администратору сайта