ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ
Основные понятия титриметрии
Титриметрический анализ – метод количественного химического анализа, который базируется на измерении точного объема раствора с точно известной концентрацией (титранта), истраченного на взаимодействие с определяемым веществом.
Метод титриметрии заключается в том, что к раствору определяемого вещества А постепенно добавляют раствор реактива Т точно известной концентрации (титрант):
А + Т = продукт
Растворы реагента Т точно известной концентрации, который применяется для титрования в методах титриметрического анализа, называют стандартным или титрованым раствором или титрантом.
Точка эквивалентности (т.е.)– момент титрования, когда количества определяемого вещества и прибавленного титранту эквивалентные.
Конечная точка титрования (к.т.т.) – момент титрования, когда наблюдается изменение расцветки раствора, который титруется, и в этот момент прекращают добавление титранта.
Выбор способа фиксации т.е.:
1) визуально – за изменением расцветки раствора, если определяемо вещество А или титрант Т окрашены, так как в т.е. концентрация определяемого вещества уменьшается до минимума, а концентрация титранта начинает расти;
2) визуально – за появлении мути (зависи) или за изменением расцветки раствора, которое вызывается образованием продуктов реакции или индикатора, если А та В бесцветные;
3) физико-химическими (инструментальными) методами.
Требования к реакции в титриметрии:
1) Вещества, которые вступают в реакцию, должны реагировать в строго определенных количественных соотношениях (количественно).
2) Реакция между определяемым веществом и стандартным раствором титранта должна проходить быстро и практически до конца.
3) Посторонние вещества, которые присутствуют в исследуемой пробе и перешли вместе с определяемым веществом в раствор, не должны мешать титрованию определяемого вещества (специфичность).
4) Т.е. должна фиксироваться тем или иным способом четко и точно.
5) Реакции должны проходить по мере возможности при комнатной t.
6) Титрование не должно сопровождаться побочными реакциями, которые искажают результаты анализа.
Классификация титриметрических методов
Классифицировать титриметрические методики можно по нескольким независимым признакам: а именно:
1) по типу реакции между Х и R,
2) по способу проведения титрования и расчета результатов,
3) по способу контроля т.экв.
Классификация по типу химической реакции – наиболее важная.
Во-первых, как и в других химических методах, определяемый компонент (аналит) должен количественно реагировать с титрантом.
Во-вторых, надо, чтобы равновесие реакции устанавливалось как можно быстрее. Реакции, в которых после добавления очередной порции титранта установление равновесия требует хотя бы нескольких минут, в титриметрии применять затруднительно или вообще невозможно.
В-третьих, реакция должна отвечать единственному и заранее известному стехиометрическому уравнению. Если реакция ведет к смеси продуктов, состав этой смеси будет меняться в ходе титрования и зависеть от условий проведения реакции. Зафиксировать точку эквивалентности будет очень трудно, а результат анализа окажется неточным. Совокупности указанных требований отвечают реакции протолиза (нейтрализации), многие реакции комплексообразования и окисления-восстановления, а также некоторые реакции осаждения. Соответственно в титриметрическом анализе выделяют:
-метод нейтрализации,
-комплексометрию,
-редоксметрические методы
-методы осаждения.
Внутри каждого метода выделяют отдельные его варианты. Их названия происходят от наименований реагентов, используемых в каждом из вариантов в качестве титранта (перманганатометрия, иодометрия, хроматометрия и т.п.).
Классификация титриметрических методик по типу используемой химической реакции
Классификация по способу титрования. Обычно выделяют три способа: прямое, обратное и заместительное титрование.
Прямое титрование предполагает непосредственное прибавление титранта к раствору пробы. Иногда применяют другой порядок смешивания реагентов – к известному количеству R постепенно добавляют раствор пробы, в котором хотят определить концентрацию Х; но это тоже прямое титрование. В обоих случаях расчет результатов анализа ведут по одним и тем же формулам, основанным на законе эквивалентов.
νХ = νR
где νХ и νR – количества молей эквивалентов Х и R. Расчетные формулы, основанные на соотношении , а также примеры расчетов будут даны ниже.
Прямое титрование - удобный и самый распространенный вариант титриметрии. Он более точен, чем другие. Ведь случайные погрешности в основном возникают при измерении объема растворов, а в данном способе титрования объем измеряют только один раз. Однако прямое титрование возможно далеко не всегда. Многие реакции между Х и R идут недостаточно быстро, и после добавления очередной порции титранта в растворе не успевает установиться равновесие. Иногда прямое титрование невозможно из-за побочных реакций или ввиду отсутствия подходящего индикатора. В подобных случаях применяют более сложные схемы обратного или заместительного титрования. Они включают не менее двух химических реакций.
Обратное титрованиепроводят по двухстадийной схеме:
Х + R1 = Y1
R1 + R2 = Y2
Вспомогательный реагент R1 вводят в точно известном количестве. Объем и концентрацию раствора R1 выбирают так, чтобы R1 после завершения реакции с Х остался в избытке. Затем непрореагировавшую часть R1 оттитровывают титрантом R2. Примером может быть перманганатометрическое титрование органических веществ. Титровать многие вещества перманганатом «напрямую» не удается из-за замедленности их окисления и по другим причинам. Но можно сначала добавить к анализируемой пробе известное (избыточное) количество KMnO4, подкислить и нагреть полученный раствор. Это приведет к полному и быстрому завершению окисления органических веществ. Затем оттитровывают оставшийся перманганат каким-либо активным восстановителем, например, раствором SnCl2 или FeSO4.
Расчет результатов обратного титрования проводят, исходя из очевидного соотношения:
νХ = νR1 - νR2
Поскольку объемы в данном случае измеряют два раза (сначала объем раствора реагента R1, затем объем титранта R2), случайная погрешность результата анализа несколько выше, чем при прямом титровании. Особенно сильно возрастает относительная погрешность анализа при малом избытке вспомогательного реагента, когда νR1 ≈ νR2 .
Кислотно-основное титрование (метод нейтрализации)
Принцип метода
Метод нейтрализации основан на проведении кислотно-основных (протолитических) реакций. В ходе такого титрования меняется значение рН раствора. Кислотно-основные реакции подходят для титриметрического анализа в наибольшей степени: они протекают по строго определенным уравнениям, без побочных процессов и с очень высокой скоростью. Взаимодействие сильных кислот с сильными основаниями приводит к высоким константам равновесия. Для обнаружения к.т.т. существует удобный и хорошо изученный способ - применение кислотно-основных индикаторов. Можно использовать и инструментальные методы, они особенно важны при титровании неводных, мутных или окрашенных растворов.
Метод нейтрализации включает два варианта – ацидиметрию (титрант – раствор сильной кислоты) и алкалиметрию (титрант – раствор сильного основания). Эти методы соответственно применяют для определения оснований и кислот, в том числе ионных и многопротонных. Возможность титрования сильных протолитов определяется их концентрацией; титрование возможно, если Сх> 10-4 М. В ходе такого титрования в водном растворе идет реакция:
H3O+ + OH- ® 2 Н2О
Титрование слабых кислот и слабых оснований в водных растворах соответствует схемам:
НА + ОН- ® Н2О (алкалиметрия)
В + Н3O+ ® НВ+ + Н2О (ацидиметрия)
Примеры практического применения кислотно-основного титрования:
· определение кислотности пищевых продуктов, почв и природных вод (алкалиметрическое титрование водных растворов с индикатором фенолфталеином);
· определение кислотности нефтепродуктов (алкалиметрическое титрование неводных растворов с инструментальным контролем к.т.т.);
· определение карбонатов и гидрокарбонатов в минералах и строительных материалах (ацидиметрическое титрование водных растворов с двумя индикаторами);
Методы осаждения
Методы осаждения – это методы титриметрического анализа, в которых применяются титранты, что образуют осады с определяемыми веществами.
Требования к реакциям и определяемым веществам:
1. Определяемое вещество должно быть хорошо растворимое в воде и должно образовывать ион, который бы был активным в реакции осаждения.
2. Получаемый в реакции осадок должен быть практически нерастворимым (ДР<10-8 å - 10, S<10-5).
PbSO4Û Pb2+ + SO42–.
mA + nB Û AmBn
ДР = [A]m [B]n.
Произведение растворимости (ДР) указывает, что в растворе над осадком произведение концентраций ионов является величиной постоянной при данных условиях (t°, растворитель).
3. Результаты титрования не должны искажатся явлениями адсорбции .
4. Выпадение осадка должно происходить достаточно быстро (то есть не должны образовываться пересыщенные растворы).
5. Должна быть возможность фиксации точки эквивалентности.
Метод Мора
- это метод аргентометрии, в котором титрантом есть стандартный раствор аргентум нитрата, а индикатором раствор калий хромата.
Титрант: AgNO3 – втор. станд. раствор.
Индикатором при стандартизации является 5 % калий хромат K2CrO4 (титруют к появлению коричнево-красного аргентум хромата):
2AgNO3 + K2CrO4 = Ag2CrO4+ 2KNO3.
Определяемые вещества: хлориды Cl-, бромид Br-.
Среда: рН 6,5-10,3.
Применение: количественное определение натрий хлорида, калий хлорида, натрий бромида, калий бромида и др.
Методы редоксиметрии
Редоксиметрия – метод титриметрического анализа, в котором применяются окислительно-восстановительные реакции между титрантом и определяемым веществом.
Редоксиметрия:
- Оксидиметрия – титрование стандартными растворами окислителей
- Редуциметрия – титрование стандартными растворами восстановителей
Перманганатометрия – метод оксидиметрии, в котором титрантом выступает калий перманганат KMnO4.
Титрант: вторичный стандартный раствор KMnO4, который стандартизировали (устанавливают концентрацию) за стандартным раствором натрий оксалата или оксалатной кислоты или за другими восстановителями ( калий йодид, аммоний ферум (ІІ) сульфат, металлический ферум):
2MnO4- + 5H2C2O4 + 6H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
Среда: сернокислая H2SO4.
В кислой среде при реакции происходит восстановление перманганат-ионов за реакцией:
MnO4- + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O.
В нейтральной среде перманганат-ион восстановляется за уравнением:
MnO4- + 3e + 2H2O = MnO2 + 4OH-.
В щелочной среде перманганат-ион восстановляется за уравнением:
MnO4- + 1e = MnO42-.
Индикатор: нет, поскольку собственная расцветка KMnO4 – розово-фиолетовое, а Mn2+ - бесцветный ион. |
Скачать 31.86 Kb.