Конспект лекций по предмету "Титриметрия"

Узнать цену работы по вашей теме


Индикаторы для титрования по кислотно-основному методу

Условия титрования
рН в точке эквивалент-ности
Индикатор
Приготовление раствора индикатора
Сильную кислоту титруют слабым гидрокси-дом или слабый гидроксид титруют сильной кислотой
рН < 7
(слабокисл. среда)
Метиловый красный
(интервал перехода при рН 4,4 – 6,2)

Метиловый оранжевый
(интервал перехода при рН 3,1 – 4,4)

Лакмус (интервал перехода при рН 5,0 – 8,0)
Метиловый красный:
0,02 г сухого метилового красного на 100 см3 спирта
Метиловый оранжевый:
0,05г метилового оранжевого на 100 см3 воды
Лакмус: 1,90 г сухого лакмуса на 100 см3 воды

Слабую кислоту титруют сильным гидрокси-
дом или сильный гидроксид титруют слабой кислотой

рН > 7
(слабощелочная среда)

Фенолфталеин (интервал перехода при рН 8,0 – 10)

Фенолфталеин: 1 г сухого фенолфталеина на 100 см3 спирта

Сильную кислоту титруют сильным гидрокси-дом или сильный гидроксид титруют сильной кислотой

рН = 7

Лакмус, метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин, нейтральный красный
Нейтральный красный: 0,1 г сухого нейтрального красного на 70 см3 спирта + 30 см3 воды

При выполнении анализов стандартизацию рабочих растворов проводят двумя способами: пипетированием и методом отдельных навесок.
Пипетирование заключается в следующем: на аналитических весах взвешивают навеску вещества, полностью переносят ее через воронку в мерную колбу, растворяют в небольшом количестве воды, раствор разбав­ляют водой до метки. Колбу закрывают и тщательно перемешивают. Аликвоту этого раствора отбирают пипеткой, помещают в коническую колбу и титруют. Проводят титрование трех одинаковых аликвот и для расчета берут средний результат (объем стандартного раствора, пошедшего на титрование).
При титровании отдельных навесок поступают следующим образом. Точную навеску вещества, рассчитанную на одно титрование, взвешивают на часовом стекле или в стакане объемом 100 - 150 см3, растворяют в небольшом объеме воды (20 - 30 см3) и оттитровывают. При этом способе титрования необходимо брать не менее двух навесок и вычислять среднее значение концентрации приготовленного раствора.
Способ отдельных навесок по сравнению со способом пипетирования более трудоемкий, но он более точен вследствие избежания ошибок, свя­занных с неточностью объема мерной колбы.
При измерении объемов необходимо помнить, что нельзя измерять ма­лые объемы большими измерительными сосудами, а на титрование нельзя брать объемы раствора меньше 20 см3.
2. Перманганатометрический метод.
Метод перманганатометрии основан на окислении различных восстано­вителей раствором КМnО4, при этом Мn (VII) в составе иона МnО4– восс­танавливается или до Мn (VI), или до Мn (IV), или до Мn (II). Степень восстановления марганца, а следовательно, и окислительные свойства раствора перманганата калия в большой степени зависят от среды, в ко­торой протекает реакция. Так, в кислой среде Мn (VII) восстанавливается до Мn (II) по реакции:
МnО4– + 5е + 8Н+ = Мn2+ + 4Н2O Е° = + 1.51 В.
В слабощелочной и нейтральной - до Мn (IV), продуктом восстанов­ления является МnO2 или Н2МnO3, которые выпадают в виде бурого осадка:

МnO4– + 3е + 2Н2O = МnО2¯ + 4OH– Е° = + 0,57 В.

В сильнощелочной среде - до Мn (VI):
МnO4– + e = МnO42– Е° = + 0,54 В
Так как окислительная способность КМnО4 в кислой среде выше, чем в нейтральной и щелочной средах, перманганатометрические определения чаще всего проводят в кислой среде.
Окислительно-восстановительные потенциалы указанных выше систем выражаются уравнением:






Из приведенных уравнений видно, что и в значительной степени зависят от [Н+] или [ОН–], a практически не зависит от среды раствора. В связи с высоким окисли­тельным потенциалом КМnО4 в кислой среде его можно применять для окисления почти всех веществ, способных окисляться.
Для подкисления титруемых растворов чаще всего применяют серную кислоту, т. к. азотная кислота может способствовать возникновению неже­лательных побочных процессов, а соляная кислота может восстанавливаться перманганатом калия или промежуточными окислами, которые образуются в ходе основной реакции.
В связи с тем, что прибавленная кислота не только создает опреде­ленную величину pН раствора, но и сама участвует в реакции, количество ее нельзя рассчитывать по стехиометрическому уравнению, а следует при­бавлять в избытке.
При титровании перманганатом калия индикатор обычно не применяют т.к. его раствор имеет интенсивную окраску и избыточная капля окрашивает титруемый раствор в розовый цвет, появление которого свидетельствует о конце титрования. Для титрования очень разбавленными растворами КМnО4 применяют индикаторы, чаще дифениламин.
По методу перманганатометрии можно количественно определить окис­лители, восстановители, а также вещества, не обладающие ни окислитель­ными, ни восстановительными свойствами, но способные взаимодействовать с окислителями или восстановителями.
Восстановители непосредственно титруют раствором КМnО4 т.е. оп­ределяют прямым титрованием. Так, прямым титрованием в кислой среде определяют щавелевую кислоту и ее соли, иодистоводородную, сернистую, сероводородную, азотистую кислоты, а также тиосульфаты, роданиды, многочисленные ионы металлов. При титровании раствором КМnО4 медленно окисляющихся восстановителей их растворы нагревают или прибавляют к титруемым растворам катализаторы, что способствует ускорению реакции.
Реакция КМnО4 с Na2C2O4 протекает согласно следующему суммарному уравнению:

5С2О42– + 2MnO4– + 16Н+ ® 10СО2 + 2Мn2+ + 8H2O

5С2О42– – 2е ® 2СO2 ½5
MnO4– + 5e + 8H+ ® Мn2+ + 4Н2O ½ 2
Практически данная реакция протекает в несколько стадий:
а) вначале перманганат очень медленно реагирует с щавелевой кислотой, вследствие чего и раствор долго остается окрашенным в малиново-фиолетовый цвет от нескольких капель раствора КМnО4,прибавленных к Н2С2О4;
б) затем наступает период, в течение которого малиново-фиолетовая окраска перманганата медленно исчезает. При этом образуются ионы двух-, трех- и четырех валентного марганца, слегка окрашивающие раствор в бурый цвет:
MnO4– ® МnО2 ® Мn3+ ® Мn2+
в) наконец, ионы марганца с промежуточной валентностью быстро окисляют щавелевую кислоту, превращаясь в Мn2+.
Нагревание и повышение [Н+] способствует быстрому течению ука­занной реакции окисления-восстановления. Ионы марганца низких степеней окисления оказывают каталитическое действие на реакции. При этом пер­манганат очень быстро обесцвечивается.
В общем процессы взаимодействия КМnО4 с Н2С2О4 можно схематически представить следующим образом:
а) очень медленная реакция: MnO4– + 5e + 8H+ ® Мn2+ + 4Н2O
б) быстрая реакция: 2MnO4– + 3Мn2+ + 16H+ ® 5Мn4+ + 8Н2O
в) быстрая реакция: Мn4+ + Мn2+ ® 2Мn3+
г) быстрая реакция: 2Мn4+ + С2О42– ® 2Мn3+ + 2СО2
в) более медленная, чем реакция (г): 2Мn3+ + С2О42– ® 2Мn2+ + 2СО2
3. Трилонометрический метод.
Этот метод основан на реакции образования прочных комплексных со­единений ионов металлов с рядом комплексообразующих органических реак­тивов, получивших название комплексонов. Связывание определяемого ка­тиона в комплекс происходит тем полнее, чем прочнее образующийся комп­лекс. Для этого титрование комплексонами проводят при строго опреде­ленных условиях, из которых наибольшее значение имеет рН титруемого раствора.
Метод комплексонометрии имеет ряд преимуществ:
1. Обладает высокой чувствительностью (до 10–3 моль/дм3).
2. Реакции протекают быстро и стехиометрично, т.е. в строго эквива­лентных отношениях, что открывает широкие возможности применения комплексонов для определения большинства катионов, в том числе кальция, магния, бария, индия и др., которые невозможно перевести в устойчивые комплексные соединения другими методами.
3. Обладает высокой избирательностью, что позволяет использовать метод в химическом анализе различных сплавов, минералов, в частности сили­катных материалов и вяжущих веществ.
В комплексонометрии используется прямое, обратное и заместитель­ное титрование.
Методом прямого комплексонометрического титрования определяют Сu2+, Pb2 + , Co2+, Ni2+, Ba2+, Ca2+, Mg2 +, Sr2 + , Al3+, Fe2+, Fe3+ и многие другие катионы при определенном значении рН раствора.
В кислой среде проводят анализ лишь некоторых катионов: Fe3+, А13+, Se3+, Zn2+, образующих с комплексонами прочные комплексные сое­динения. Для обеспечения кислой среды в исследуемый раствор добавляют ацетатный буферный раствор (СН3СООН + CH3CООNa) или раствор минераль­ных кислот и их солей.
Большинство же катионов в кислой среде с комплексонами образуют очень не устойчивые комплексные соединения или совсем их не образуют. Поэтому титрование растворов определяемых катионов, за некоторым исключением, проводят в щелочной среде при рН = 8 – 13 . Для обеспечения ще­лочной среды в процессе титрования добавляют соответствующие буферные растворы щелочей NaOH и KOH. Например, при определениях в щелочной среде при рН = 8 – 10 добавляют аммонийный буферный раствор (NH3´H2O + NH4Cl). Для обеспечения сильнощелочной среды рН >10 в иссле­дуемый раствор добавляют 20 % раствор щелочи КОН или NaOH.
Комплексоны представляют собой полиаминополикарбоновые кислоты и их производные. Известно более 200 комплексонов, из них наиболее важное значение в определении металлов имеет этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТУ), сокращенно Н4Y, где Y4– – анион ЭДТУ, и особенно ее двунатриевая соль, известная под названием комплексона III (трилон Б), сокращенно Na2Н2Y·2H2O.
Этилендиаминтетрауксусная кислота четырехосновна:

НООС СН2 СН2 СООН
N СН2 СН2 N
НООС СН2 СН2 СООН

Четыре ступени диссоциации ее характеризуется следующими величинами констант:
К1 = 10–2, К2 = 1,8·10–3, К3 = 6,9·10–7, К4 = 5,5·10–11

Характер диссоциации определяется средой раствора: при рН > 12 кислота ионизирована полностью.
Комплексоны, имея в своем составе 6 функциональных групп (четыре карбоксильные и две аминные), отличаются полидентантностью, т.е. способностью одновременно образовывать несколько связей (координационных) с ионами металлов.
Комплексоны при определнном значении рН образуют устойчивые малодиссоциирующие растворимые в воде внутрикомплексные (клешневидные, хелатные) соединения почти со всеми двух-, трех- и четырех зарядными катионами, при этом образуются соединения типа [МеY]n–. Например, двухзарядный металл Ме2+ в комплексоне III замещает два атома водорода карбоксильных групп и одновременно связывается координационно с азотом аминогрупп, образуя при этом очень прочные пятичленные кольца:


НООС СН2 СН2 СООН
N - СН2 - СН2 - N + Ме2+ «
NaOOC СН2 СН2 СООNa

O = C - O O - C = O

« Н2С Me СН2 + 2H+

N N

NaOOCСН2 СН2 СН2 СН2COONa
Трехвалентный металл замыкает еще одно кольцо с -СООН - группой. При этом образуется еще более прочный комплекс, т.к. их устойчивость зависит от заряда иона: чем выше заряд, тем устойчивее комплекс. В сокращенном виде взаимодействие комплексона III с металлами различной степени окисления можно представить следующими уравнениями:
Ме2+ + Na2H2Y = Na2MeY + 2H+
Ме3+ + Na2H2Y = NaMeY + 2H+ + Na+ Ме4+ + Na2H2Y = MeY + 2H+ + 2Na+
Из приведенных уравнений видно, что одна молекула комплексона реагирует только с одним катионом металла (независимо от степени его окисления). Таким образом, все реакции между комплексоном III и катионами отвечают стехиометрическому соотношению 1:1. (В комплексонометрии эквивалентная масса любого металла равна половине атомной массы).
Для установления точки эквивалентности используют:
а) специфические индикаторы - вещества, реагирующие только с определяемым ионом: например, Fe3+ титруют комплексоном III при рН = 2 в присутствии роданидов, салицилатов и других соединений, образующих с Fe3+ окрашенные продукты:
б) металл-индикаторы (иначе металлохромные индикаторы) - органические красители, как правило, многоосновные кислоты, образующие с ионами металлов окрашенные в яркий цвет комплексные соединения MeInd.
В процессе титрования комплексоном III менее прочные комплексные соединения MeInd разрушаются и образуются более прочные комплексы катиона с комплексоном. В точке эквивалентности первоначальный цвет комплексонного соединения MeInd исчезает и появляется окраска, свойственная свободному индикатору.
Важнейшими индикаторами, используемыми в комплексонометрии, является: эриохром черный “Т”, кислотный хром темно-синий и мурексид. Эриохром черный “Т” (ЭХЧ – Т) и кислотный хром темно-синий окрашены в синий цвет.
ЭХЧ – Т – трехосновная кислота, в водных растворах диссоциирует с образованием анионов Н2Ind–, НInd2–, Ind3– различной окраски. Переход анионов друг в друга сопровождается изменением окраски:

Н2Ind– « НInd2– « Ind3–
красный синий желто-оранжевый

Применяется при титровании металлов при рН = 7 – 11. В этом интервале рН сам индикатор имеет синий цвет, а образуемые им комплексы, например, с Mg2 +, Ca2+, Mn2+, Zn2+, Pb2+, Al3+, Сu2+, Cd2+ и др., имеют красный цвет. При титровании катиона комплексоном III красная окраска комплекса [МеInd]n– переходит в синюю, присущую свободному индикатору. Схематично процесс титрования солей Ca2+ при ЭХЧ – Т можно представить следующим образом:

НInd2– + Ca2+ « CaInd– + Н+
синий красный

CaInd– + Na2H2Y + ОН – ® Na2СаY + НInd2– + Н2О
красный синий


Не сдавайте скачаную работу преподавателю!
Данный конспект лекций Вы можете использовать для создания шпаргалок и подготовки к экзаменам.

Доработать Узнать цену работы по вашей теме
Поделись с друзьями, за репост + 100 мильонов к студенческой карме :

Пишем конспект самостоятельно:
! Как написать конспект Как правильно подойти к написанию чтобы быстро и информативно все зафиксировать.

Другие популярные конспекты:

Конспект Основные проблемы и этапы развития средневековой философии
Конспект Проблема познаваемости мира. Гносеологический оптимизм, скептицизм, агностицизм. Взаимосвязь субъекта и объекта познания
Конспект Понятие финансовой устойчивости организации
Конспект Внутренняя политика первых Романовых.
Конспект Понятие мировоззрения, его уровни и структура. Исторические типы мировоззрения
Конспект ПРОБЛЕМЫ КВАЛИФИКАЦИИ ПРЕСТУПЛЕНИЙ
Конспект Синтагматические, парадигматические и иерархические отношения в языке
Конспект Тема 1.2. Плоская система сходящихся сил. Определение равнодействующей геометрическим способом 13
Конспект Происхождение человека. Основные концепции антропосоциогенеза. Антропогенез и культурогенез.
Конспект Общая характеристика процессов сбора, передачи, обработки и накопления информации