Методы титриметрического анализа. Типы титрования
ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ
Цель работы: ознакомиться с основами титриметрического анализа, изучить основные методы и приёмы титрования.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
1. Сущность титриметрического анализа . Основные понятия.
Титриметрический (объёмный) анализ является одним из важнейших видов количественного анализа. Его основными достоинствами являются точность, быстрота исполнения и возможность применения для определения самых разнообразных веществ. Определение содержания вещества в титриметрическом анализе осуществляется в результате проведения реакции точно известного количества одного вещества с неизвестным количеством другого, с последующим расчётом количества определяемого вещества по уравнению реакции. Реакция, которая при этом протекает должна быть стехиометрической, т. е. вещества должны реагировать строго количественно, согласно коэффициентам в уравнении. Только при соблюдении этого условия реакция может быть использована для количественного анализа.
Основной операцией титриметрического анализа является титрование – постепенное смешивание веществ до полного окончания реакции. Обычно в титриметрическом анализе используются растворы веществ. В ходе титрования раствор одного вещества постепенно приливается к раствору другого вещества до тех пор, пока вещества полностью не прореагируют. Раствор, который приливают, называется титрантом , раствор, к которому приливается титрант, называется титруемым раствором. Объём титруемого раствора, который подвергается титрованию, называется аликвотной частью или аликвотным объёмом.
Точкой эквивалентности называется момент, наступающий в ходе титрования, когда реагирующие вещества полностью прореагировали. В этот момент они находятся в эквивалентных количествах, т. е. достаточных для полного, без остатка, протекания реакции.
Для титрования применяются растворы с точно известной концентрацией, которые называются стандартными или титрованными . Различают несколько типов стандартных растворов.
Первичным стандартом называется раствор с точно известной концентрацией, приготовленный по точной навеске вещества. Вещество для приготовления первичного стандарта должно иметь определённый состав и быть определённой степени чистоты. Содержание в нём примесей не должно превышать установленных норм. Зачастую для приготовления стандартных растворов вещество подвергается дополнительной очистке. Перед взвешиванием вещество высушивается в эксикаторе над осушающим веществом или выдерживается при повышенной температуре. Навеску взвешивают на аналитических весах и растворяют в определённом объёме растворителя. Полученный стандартный раствор не должен изменять своих свойств при хранении. Стандартные растворы хранят в плотно закрытой посуде. При необходимости их предохраняют от попадания прямых солнечных лучей и воздействия высокой температуры. Стандартные растворы многих веществ (HCl, H2SO4, Na2B4O7 и др.) могут храниться годами без изменения концентрации.
Ввиду того, что подготовка вещества для приготовления стандартного раствора является длительным и трудоёмким процессом, химической промышленностью выпускаются т. наз. фиксаналы . Фиксанал представляет собой стеклянную ампулу, в которой запаяна определённая навеска вещества. Ампулу разбивают, и вещество количественно переносят в мерную колбу, доводя затем объём жидкости до метки. Применение фиксаналов значительно облегчает процесс и сокращает время приготовления стандартного раствора.
Некоторые вещества трудно получить в химически чистом виде (например, KMnO4). Из-за содержания примесей взять точную навеску вещества часто бывает невозможно. Кроме этого, растворы многих веществ при хранении изменяют свои свойства. Например, растворы щелочей способны поглощать углекислый газ из воздуха, в результате чего их концентрация со временем меняется. В этих случаях используют вторичные стандарты.
Вторичным стандартом называется раствор вещества с точно известной концентрацией, которая устанавливается по первичному стандарту. Вторичные стандарты (например, растворы KMnO4, NaOH и т. д.) хранятся при тех же условиях, что и первичные стандарты, но их концентрацию периодически проверяют по стандартным растворам так называемых установочных веществ.
2. Способы и виды титрования.
В процессе титрования аликвотная часть раствора отбирается обычно в колбу, затем к ней из бюретки малыми порциями приливается раствор титранта, до достижения точки эквивалентности. В точке эквивалентности измеряется объём титранта, израсходовавшийся на титрование раствора. Титрование может осуществляться несколькими способами.
Прямое титрование заключается в том, что раствор определяемого вещества А титруют стандартным раствором титранта В . Способом прямого титрования титруют растворы кислот, оснований, карбонатов и т. д.
При реверсивном титровании аликвотную часть стандартного раствора В титруют раствором определяемого вещества А . Реверсивное титрование применяется в том случае, если определяемое вещество неустойчиво при тех условиях, в которых производится титрование. Например, окисление нитритов перманганатом калия происходит в кислой среде.
NO2- + MnO2- + 6H+ ® NO3- + Mn2+ + 3H2O
Но сами нитриты в кислой среде неустойчивы.
2NaNO2 + H2SO4 ® Na2SO4 + 2HNO2
Поэтому стандартный раствор перманганата, подкисленный серной кислотой, титруют раствором нитрита, концентрацию которого хотят определить.
Обратное титрование применяют в тех случаях, когда прямое титрование не применимо: например, из-за очень низкого содержания определяемого вещества, невозможности определить точку эквивалентности, при медленном протекании реакции и т. д. В ходе обратного титрования к аликвотной части определяемого вещества А приливают точно измеренный объём стандартного раствора вещества В , взятый в избытке. Непрореагировавший избыток вещества В определяют титрованием стандартным раствором вспомогательного вещества С . По разности исходного количества вещества В и его количества, оставшегося после протекания реакции, определяют количество вещества В , вступившее в реакцию с веществом А , исходя из которого и рассчитывают содержание вещества А .
Косвенное титрование или титрование по заместителю. Основано на том, что титруют не само определяемое вещество, а продукт его реакции со вспомогательным веществом С .
Вещество D должно образовываться строго количественно по отношению к веществу А . Определив cодержание продукта реакции D титрованием стандартным раствором вещества В, по уравнению реакции рассчитывают содержание определяемого вещества А .
Реакции, которые используются в титриметрическом анализе, должны быть строго стехиометрическими, протекать достаточно быстро и по возможности при комнатной температуре. В зависимости от типа протекающей реакции различают:
Кислотно-основное титрование, в основе которого лежит реакция нейтрализации.
Окислительно-восстановительное титрование, основанное на окисчлительно-восстановительных реакциях.
Комплексонометрическое титрование, основанное на реакциях комплексообразования.
3. Кислотно-основное титрование.
В основе кислотно-основного титрования лежит реакция нейтрализации между кислотой и основанием. В результате реакции нейтрализации образуется соль и вода.
HAn + KtOH ® KtAn + H2O
Реакция нейтрализации протекает при комнатной температуре практически мгновенно. Кислотно-основное титрование применяется для определения кислот, оснований, а также многих солей слабых кислот: карбонатов, боратов, сульфитов, и т. д. При помощи данного метода можно титровать смеси различных кислот или оснований, определяя содержание каждого компонента в отдельности.
При титровании кислоты основанием или наоборот, происходит постепенное изменение кислотности среды, которое выражается водородным показателем рН. Вода представляет собой слабый электролит, который диссоциирует согласно уравнению.
Н2О ® Н+ + ОН-
Произведение концентрации ионов водорода на концентрацию ионов гидроксила есть величина постоянная, и называется ионное произведение воды.
https://pandia.ru/text/78/441/images/image002_110.gif" width="165" height="25 src="> (1)
В нейтральной среде концентрации водородных ионов и гидроксид-ионов равны и составляют 10-7м/л. Ионное произведение воды остаётся постоянным при добавлении в воду кислоты или основания. При добавлении кислоты увеличивается концентрация ионов водорода, что приводит к сдвигу равновесия диссоциации воды влево, в результате чего концентрация гидроксид-ионов уменьшается. Например, если = 10-3м./л., то = 10-11м./л. Ионное произведение воды останется постоянным.
Если увеличить концентрацию щёлочи, то концентрация гидроксид-ионов увеличится, а концентрация ионов водорода уменьшится, ионное произведение воды также останется постоянным. Например, = 10-2, = 10-12
Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.
рН = - lg . (2)
Исходя из уравнения (1) можно заключить, что в нейтральной среде рН = 7.
pН = - lg 10-7 = 7.
В кислой среде рН < 7, в щелочной рН > 7. Аналогично выводится формула для рОН из уравнения (1).
pОН = - lg = 14 – pH. (3)
В ходе кислотно-основного титования с каждой порцией приливаемого титранта изменяется рН раствора. В точке эквивалентности рН достигает определённого значения. В этот момент времени титрование необходимо прекратить и измерить объём титранта, пошедший на титрование. Для определения рН в точке эквивалентности строят кривую титрования – график зависимости рН раствора от объёма прибавляемого титранта. Кривую титрования можно построить экспериментально, измеряя рН в различные моменты титрования, или рассчитать теоретически, используя формулы (2) или (3). Для примера рассмотрим титрование сильной кислоты HCl сильным основанием NaOH.
Таблица 1. Титрование 100мл 0,1М раствора HCl 0,1М раствором NaOH.
nNaOH (моль) | nHCl (моль) вступившее в реакцию. | nHCl остающееся в растворе (моль) | |||
1,00 10-2 | 1,00 10-2 | ||||
По мере прибавления щёлочи к раствору кислоты, происходит уменьшение количества кислоты и рН раствора увеличивается. В точке эквивалентности кислота полностью нейтрализована щёлочью и рН = 7. Реакция раствора нейтральная. При дальнейшем добавлении щёлочи рН раствора определяется избыточным количеством NaOH. При добавлении 101 и 110мл. раствора NaOH избыток щёлочи составляет соответственно 1 и 10 мл. Kоличество NaOH в этих двух точках, исходя из формулы молярной концентрации раствора равно соответственно моль и 1 10-3моль
Исходя из формулы (3) для титруемого раствора с избытком щёлочи 1 и 10 мл. имеем значения рН соответственно 10 и 11. По рассчитанным значениям рН строим кривую титрования.
По кривой титрования видно, что в начале титрования рН раствора определяется присутствием в растворе соляной кислоты и слабо изменяется при добавлении раствора щёлочи. Вблизи точки эквивалентности происходит резкий скачок рН при добавлении очень малого количества щёлочи. В точке эквивалентности в растворе присутствует только соль и вода. Соль сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергается и поэтому реакция раствора нейтральная рН = 7. Дальнейшее прибавление щёлочи приводит к увеличению рН раствора, которое также незначительно изменяется от объёма приливаемого титранта, как и в начале титрования. В случае титрования сильных кислот сильными основаниями и наоборот, точка эквивалентности совпадает с точкой нейтральности раствора.
При титровании слабой кислоты сильным основанием наблюдается несколько иная картина. Слабые кислоты в растворах диссоциируют не полностью и в растворе устанавливается равновесие..
HAn ® H+ + An-.
Константа этого равновесия называется константой диссоциации кислоты.
(4)
Поскольку слабая кислота диссоциирует не полностью, то концентрацию ионов водорода нельзя свести к общей концентрации кислоты в растворе как это было в случае титрования сильной кислоты. (6)
При добавлении раствора щёлочи к раствору слабой кислоты в растворе образуется соль слабой кислоты. Растворы, содержащие слабый электролит и его соль называются буферными растворами . Их кислотность зависит не только от концентрации слабого электролита, но и от концентрации соли. По формуле (5) можно рассчитать рН буферных растворов.
СKtAn – концентрация соли в буферном растворе.
KD – константа диссоциации слабого электролита
СHАn – концентрация слабого электролита в растворе.
Буферные растворы обладают свойством сохранять определённое значение рН при добавлении кислоты или основания (отсюда происходит их название). Добавление сильной кислоты к буферному раствору приводит к вытеснению слабой кислоты из её соли и следовательно, к связыванию ионов водорода:
KtAn + H+ ® Kt+ + HAn
При добавление сильного основания, последнее сразу нейтрализуется присутствующей в растворе слабой кислотой с образованием соли,
HAn + OH-® HOH + An-
что также приводит к стабилизации рН буферного раствора. Буферные растворы широко применяются в лабораторной практике в тех случаях, когда требуется создать среду с постоянным значением рН.
В качестве примера рассмотрим титрование 100 мл. 0,1М. раствора уксусной кислоты СН3СООН, 0,1М. раствором NaOH.
При добавлении щёлочи к раствору уксусной кислоты происходит реакция.
СН3СООН + NaOH ® СН3СООNa + H2O
Из уравнения реакции видно, что СН3СООН и NaOH вступают в реакцию в соотношении 1:1, следовательно количество вступившей в реакцию кислоты равно количеству щёлочи, содержащемуся в прилитом титранте. Количество образующегося ацетата натрия СН3СООNa также равно количеству щёлочи поступившему в раствор в ходе титрования.
В точке эквивалентности уксусная кислота полностью нейтрализована и в растворе присутствует ацетат натрия. Однако реакция раствора в точке эквивалентности не является нейтральной, поскольку ацетат натрия как соль слабой кислоты подвергается гидролизу по аниону.
СН3СОО - + Н+ОН- ® СН3СООН + ОН-.
Можно показать, что концентрация ионов водорода в растворе соли слабой кислоты и сильного основания может быть рассчитана по формуле.
0 " style="border-collapse:collapse;border:none">
CH3COOH вступившее в реакцию.
CH3COOН остающееся в растворе
1,00 10-2
1,00 10-2
0 ,100
По полученным данным строим кривую титрования слабой кислоты сильным основанием.
По кривой титрования видно, что точка эквивалентности при титровании слабой кислоты сильным основанием не совпадает с точкой нейтральности и лежит в области щелочной реакции раствора.
Кривые титрования позволяют точно определить рН раствора в точке эквивалентности, что является важным для определения конечной точки титрования. Определение точки эквивалентности можно производить инструментальным методом , непосредственно измеряя рН раствора при помощи прибора рН–метра, но чаще для этих целей используют кислотно-основные индикаторы. Индикаторы по своей природе являются органическими веществами, которые изменяют свою окраску в зависимости от рН среды. Сами по себе индикаторы являются слабыми кислотами или основаниями, которые обратимо диссоциируют согласно уравнению:
НInd ® H+ + Ind-
Молекулярная и ионная формы индикатора имеют различную окраску и переходят друг в друга при определённом значении рН. Пределы рН, в которых индикатор меняет свою окраску, называются интервалом перехода индикатора. Для каждого индикатора интервал перехода является строго индивидуальным. Например, индикатор метиловый красный меняет окраску в интервале рН = 4.4 – 6,2. При рН < 4,4 индикатор окрашен в красный цвет, при рН > 6,2, в жёлтый. Фенолфталеин в кислой среде бесцветен, в интервале рН = 8 – 10 он приобретает малиновую окраску. Для того, чтобы правильно выбрать индикатор, необходимо сопоставить его интервал перехода со скачком рН на кривой титрования. Интервал перехода индикатора должен по возможности совпадать со скачком рН. Например, при титровании сильной кислоты сильным основанием скачок рН наблюдается в интервале 4-10. В данный промежуток попадают интервалы перехода таких индикаторов как метиловый красный (4,4 – 6,2), фенолфталеин (8 – 10), лакмус (5 – 8). Все эти индикаторы пригодны для установления точки эквивалентности в данном виде титрования. Такие индикаторы как ализариновый желтый (10 – 12), тимоловый голубой (1,2 – 2,8) в данном случае совершенно непригодны. Их использование даст совершенно неверные результаты анализа.
При выборе индикатора желательно, чтобы изменение окраски было наиболее контрастным и резким. С этой целью иногда применяют смеси различных индикаторов или смеси индикаторов с красителями.
3. Окислительно – восстановительное титрование .
(редоксиметрия, оксидиметрия.)
К окислительно-восстановительным, относят обширную группу методов титриметрического анализа, основанных на протекании окислительно-восстановительных реакций. В окислительно-восстановительном титровании используются различные окислители и восстановители. При этом возможно определение восстановителей титрованием стандартными растворами окислителей и наоборот, определение окислителей стандартными растворами восстановителей. Благодаря большому разнообразию окислительно-восстановительных реакций этот метод позволяет определять большое количество самых разнообразных веществ, в том числе и тех которые непосредственно не проявляют окислительно-восстановительных свойств. В последнем случае используется обратное титрование. Например, при определении кальция его ионы осаждают оксалат – ионом
Ca2+ + C2O42- ® CaC2O4¯
Избыток оксалата затем оттитровывают перманганатом калия.
Окислительно-восстановительное титрование имеет ещё ряд достоинств. Окислительно-восстановительные реакции протекают достаточно быстро, что позволяет проводить титрование всего за несколько минут. Многие из них протекают в кислой, нейтральной и щелочной средах, что значительно расширяет возможности применения данного метода. Во многих случаях фиксирование точки эквивалентности возможно без применения индикаторов, поскольку применяемые растворы титрантов окрашены (KMnO4, K2Cr2O7) и в точке эквивалентности окраска титруемого раствора изменяется от одной капли титранта. Основные виды окислительно-восстановительного титрования различают по окислителю, используемому в реакции.
Перманганатометрия.
В данном методе окислительно-восстановительного титрования окислителем служит перманганат калия KMnO4. Перманганат калия сильный окислитель. Он способен вступать в реакции в кислой, нейтральной и щелочной средах. о различных средах окислительная способность перманганата калия неодинакова. Наиболее сильно она выражена в кислой среде.
MnO4- + 8H+ +5e ® Mn+ + 4H2O
MnO4- + 2H2O + 3e ® MnO2¯ + 4OH-
MnO4- + e ® MnO42-
Перманганатометрическим методом можно определять самые разнообразные вещества: Fe2+, Cr2+, Mn2+, Cl-, Br-, SO32-, S2O32-, NO2,- Fe3+, Ce4+, Cr2O72+, MnO2, NO3-, ClO3-.и т. д. Многие органические вещества: фенолы, аминосахара, альдегиды, щавелевую кислоту и т. д.
Перманганатометрия имеет много достоинств.
1. Перманганат калия является дешёвым и легкодоступным веществом.
2. Растворы перманганата окрашены в малиновый цвет, поэтому точку эквивалентности можно установить без применения индикаторов.
3. Перманганат калия сильный окислитель и поэтому пригоден для определения многих веществ, которые не окисляются другими окислителями.
4. Титрование перманганатом можно проводить при различной реакции среды.
Перманганатометрия имеет и некоторые недостатки.
1. Перманганат калия трудно получить в химически чистом виде. Поэтому приготовить стандартный раствор по точной навеске вещества затруднительно. Для титрования используют вторичные стандарты перманганата, концентрация которых устанавливается по стандартным растворам других веществ: (NH4)2C2O4, K4, H2C2O4 и др. которые называются установочными веществами.
2. Растворы перманганата неустойчивы и при длительном хранении меняют свою концентрацию, которую необходимо периодически проверять по растворам установочных веществ.
3. Окисление перманганатом многих веществ при комнатной температуре протекает медленно и для проведения реакции требуется нагревание раствора.
Йодометрия.
В йодометрическом титровании окислителем является йод. Йод окисляет многие восстановители: SO32-, S2O32-, S2-, N2O4, Cr2+, и т. д. Но окислительная способность у йода значительно меньше, чем у перманганата. Йод плохо растворим в воде, поэтому обычно его растворяют в растворе KI. Концентрацию стандартного раствора йода устанавливают стандартным раствором тиосульфата натрия Na2S2O3.
2S2O32- + I2 ® S4O62- + 2I-
При йодометрическом определении используются различные способы титрования. Вещества, легко окисляемые йодом, титруют непосредственно стандартным раствором йода. Так определяют: CN-, SO32-, S2O32-, и др.
Вещества, которые труднее окисляются йодом, титруют методом обратного титрования: к раствору определяемого вещества приливают избыток раствора йода. После окончания реакции избыточный йод отитровывают стандартным раствором тиосульфата. Индикатором в йодометрическом титровании служит обычно крахмал, который даёт с йодом характерное синее окрашивание, по появлению которого можно судить о присутствии в растворе свободного йода.
Методом косвенного йодометрического титрования определяют многие окислители: к раствору окислителя приливают определённый объём стандартного раствора йодида калия, при этом выделяется свободный йод, который затем отитровывается стандартным раствором тиосульфата. Методом косвенного титрования определяют Cl2, Br2, O3 KMnO4, BrO32- и т. д.
Достоинства йодометрического метода.
1. Йодометрический метод является очень точным и превосходит по точности другие методы окислительно-восстановительного титрования.
2. Растворы йода окрашены, что позволяет в некоторых случаях определять точку эквивалентности без применения индикаторов.
3. Йод хорошо растворим в органических растворителях, что позволяет использовать его для титрования неводных растворов.
Йодометрия имеет и некоторые недостатки.
1. Йод является летучим веществом и при титровании возможны его потери за счёт испарения. Поэтому йодометрическое титрование нужно проводить быстро и по возможности на холоду.
2. Йодид ионы окисляются кислородом воздуха, по этой причине йодометрическое титрование необходимо проводить быстро.
3. Дайте определения понятиям: первичный стандарт, вторичный стандарт, титрант, аликвотный объём, титрование.
4. Какие существуют виды титриметрического анализа, на чём основана их классификация?
5. Перечислите основные виды окислительно-восстановительного титрования. Дайте краткую характеристику перманганатометрии и йодометрии.
6. Что называется точкой эквивалентности? Какие существуют способы её установления, и какие из них использовались в данной лабораторной работе?
7. Для чего предназначены кривые титрования? Каковы принципы их построения в кислотно-основном и окислительно-восстановительном титровании?
Цель работы: приобретение навыков в применении одного из методов количественного анализа – титриметрического, и обучение элементарным приемам статистической обработки результатов измерений.
Теоретическая часть
Титриметрический анализ - это метод количественного химического анализа, основанный на измерении объема раствора реактива с точно известной концентрацией, расходуемого для реакции с определяемым веществом.
Титриметрическое определение вещества проводится титрованием - добавлением одного из растворов к другому небольшими порциями и отдельными каплями при постоянном фиксировании (контроле) результата.
Один их двух растворов содержит вещество в неизвестной концентрации и представляет собой анализируемый раствор.
Второй раствор содержит реагент с точно известной концентрацией и называется рабочим раствором, стандартным раствором или титрантом.
Требования к реакциям, применяемым при титриметрическом анализе:
1. Возможность фиксировать точку эквивалентности, наиболее широко используют наблюдение за его окраской, которая может меняться при следующих условиях:
Одно из реагирующих веществ окрашено, и окрашенный реагент в процессе реакции изменяет свой цвет;
Применяемые вещества – индикаторы - изменяют окраску в зависимости от свойств раствора (например, в зависимости от реакции среды).
2. Количественное течение реакции, вплоть до равновесия, характеризуемого соответствующей величиной константы равновесия
3. Достаточная скорость химической реакции, т.к. фиксировать точку эквивалентности при медленно текущих реакциях крайне трудно.
4. Отсутствие побочных реакций, при которых точные вычисления невозможны.
Методы титриметрического анализа можно классифицировать по характеру химической реакции, лежащей в основе определения веществ: кислотно-основного титрования (нейтрализации), осаждения, комплексообразования, окисления-восстановления.
Работа с растворами .
Мерные колбы предназначены для измерения точного объема жидкости. Они представляют собой круглые плоскодонные сосуды с узким длинным горлом, на котором имеется метка, до которой следует наполнять колбу (рис. 1).
Рис.1 Мерные колбы
Техника приготовления растворов в мерных колбах из фиксаналов.
Для приготовления раствора из фиксанала ампулу разбивают над воронкой, вставленной в мерную колбу, содержимое ампулы смывают дистиллированной водой; затем растворяют его в мерной колбе. Раствор, находящийся в мерной колбе, доводят до метки. После доведения уровня жидкости до метки раствор в колбе хорошо перемешивают.
Бюретки представляют собой тонкие стеклянные трубки, градуированные в миллилитрах (рис. 2). К нижнему, слегка суженному концу бюретки припаян стеклянный кран или присоединен резиновый шланг с шариковым затвором и стеклянным носиком. Для работы выбирают бюретку в зависимости от объема раствора, применяемого в анализе.
Рис.2. Бюретки
Порядок работы с бюреткой
1. Бюретку промывают дистиллированной водой.
2. Подготовленную к работе бюретку закрепляют вертикально в штативе, с помощью воронки наливают в бюретку раствор так, чтобы его уровень был выше нулевой отметки.
3. Из нижнего оттянутого конца бюретки удаляют пузырьки воздуха. Для этого отгибают его кверху и выпускают жидкость до тех пор, пока весь воздух не будет удален. Затем опускают капилляр вниз.
4. Уровень жидкости в бюретке устанавливают на нулевое деление.
5. При проведении титрования нажимают на резиновую трубку сбоку от шарика и сливают жидкость из бюретки в колбу, вращая последнюю. Сначала титрант, находящийся в бюретке, сливают тонкой струйкой. Когда же окраска индикатора в месте падения капель титранта начнет изменяться, раствор приливают осторожно, по каплям. Титрование прекращают, когда наступает резкое изменение окраски индикатора от приливания одной капли титранта, и записывают объем израсходованного раствора.
6. По окончании работы титрант из бюретки сливают, бюретку промывают дистиллированной водой.
Метод кислотно-основного титрования (нейтрализации)
Метод кислотно-основного титрования основан на реакции взаимодействия кислот и оснований, т.е. на реакции нейтрализации:
H + + OH¯ = H 2 O
При выполнении данного задания используется метод кислотно-основного титрования, основанный на применении реакции нейтрализации:
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Метод заключается в том, что к раствору определяемого вещества - гидроксида натрия – постепенно прибавляют раствор серной кислоты известной концентрации. Добавление раствора кислоты продолжают до тех пор, пока его количество не станет эквивалентным количеству реагируемого с ним гидроксида натрия, т.е. до нейтрализации щёлочи. Момент нейтрализации устанавливают по изменению окраски индикатора, прибавляемого в титруемый раствор. По закону эквивалентов в соответствии с уравнением:
С н(к-ты) · V (к-ты) = C н (щелочи) · V (щелочи)
С н(к-ты) и C н (щелочи) – молярные концентрации эквивалентов реагирующих растворов, моль/л;
V (к-ты) и V (щелочи) – объёмы реагирующих растворов, л (мл).
С (NaOH) и - молярные концентрации эквивалента NaOH и H 2 SO 4 в реагирующих растворах, моль/л;
V (NaOH) и ) - объёмы реагирующих растворов щёлочи и кислоты, мл.
Примеры решения задач.
1. На нейтрализацию 0,05 л раствора кислоты израсходовано 20 см 3 0,5н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?
2. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 60см 3 0,4н раствора серной кислоты прибавить 120см 3 0,3н раствора гидроксида калия?
Решение задач по определению рН раствора, концентраций различного типа представлено в методическом пособии .
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Получите у лаборанта колбу с раствором щёлочи неизвестной концентрации. Пробы анализируемого раствора отмерьте мерным цилиндром по 10 мл в три конические колбы для титрований. В каждую из них добавьте 2-3 капли индикатора метилового оранжевого. Раствор приобретёт жёлтую окраску (метилоранж жёлтый в щелочной среде и оранжево-красный в кислой).
Приготовьте к работе установку для титрований (рис.3) Бюретку ополосните дистиллированной водой, а затем заполните раствором серной кислоты точно известной концентрации (молярная концентрация эквивалента H 2 SO 4 указана на склянке) выше нулевого деления. Каучуковую трубку со стеклянным наконечником отогните вверх и, оттягивая резину от стеклянной оливы, закрывающей выход из бюретки, медленно выпускайте жидкость так, чтобы после заполнения наконечника в нём не осталось пузырьков воздуха. Избыток раствора кислоты выпустите из бюретки в подставленный стакан, при этом нижний мениск жидкости в бюретке должен установиться на нулевом делении.
Одну из колб раствора щёлочи подставьте под наконечник бюретки на лист белой бумаги и приступайте непосредственно к титрованию: одной рукой медленно подавайте кислоту из бюретки, а другой непрерывно перемешивайте раствор круговым движением колбы в горизонтальной плоскости. В конце титрования раствор кислоты из бюретки следует подавать по каплям до тех пор, пока от одной капли раствор примет неисчезающую оранжевую окраску.
Определите объём кислоты, израсходованный на титрование, с точностью до 0,01мл. Отсчёт делений бюретки производите по нижнему мениску, при этом глаз должен находиться на уровне мениска.
Повторите титрование ещё 2 раза, начиная каждый раз с нулевого деления бюретки. Результаты титрований запишите в таблицу 1.
Концентрацию раствора щёлочи вычислите по формуле:
Таблица 1
Результаты титрования раствора гидроксида натрия
Проведите статистическую обработку результатов титрований по методике, описанной в приложении. Результаты статистической обработки экспериментальных данных сведите в таблицу 2.
Таблица 2
Результаты статистической обработки экспериментальных данных титрования раствора гидроксида натрия. Доверительная вероятность α = 0,95.
n | S x | |||
Запишите результат определения молярной концентрации эквивалента NaOH в анализируемом растворе в виде доверительного интервала.
ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
1. Раствор гидроксида калия имеет рН =12. Концентрация основания в растворе при 100% диссоциации равна … моль/л.
1) 0,005; 2) 0,01; 3) 0,001; 4) 1·10 -12 ; 5) 0,05.
2. На нейтрализацию 0,05 л раствора кислоты израсходовано 20 см 3 0,5 н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?
1) 0,2 н; 2) 0,5 н; 3) 1,0 н; 4) 0,02 н; 5) 1,25 н.
3. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см 3 0,3 н раствора серной кислоты прибавить 125 см 3 0,2 н раствора гидроксида калия?
1) 0,0025 г щелочи; 2) 0,0025 г кислоты; 3) 0,28 г щелочи; 4) 0,14 г щелочи; 5) 0,28 г кислоты.
4. Метод анализа, основанный на определении повышения температуры кипения, называется…
1) спектрофотометрический; 2) потенциометрический; 3) эбулиоскопический; 4) радиометрический; 5) кондуктометрический.
5. Определить процентную концентрацию, молярность и нормальность раствора серной кислоты, полученного при растворении 36 г кислоты в 114 г воды, если плотность раствора 1,031 г/см 3 .
1) 31,6 ; 3,77; 7,54 ; 2) 31,6; 0,00377; 0,00377 ;
3) 24,0 ; 2,87; 2,87 ; 4) 24,0 ; 0,00287; 0,00287;
5) 24,0; 2,87; 5,74.
Титриметрический анализ (объемный анализ) -- метод количественного анализа, основанный на измерении объема или массы реагента, требующегося для реакции с исследуемым веществом. Титриметрический анализ широко применяется в биохимических, клинических, санитарно-гигиенических и других лабораториях в экспериментальных исследованиях и для клинических анализов. Например, при установлении кислотно-щелочного равновесия, определении кислотности желудочного сока, кислотности и щелочности мочи и др. Титриметрический анализ служит также одним из основных методов химического анализа в контрольно-аналитических аптечных лабораториях.
Количество исследуемого вещества при титриметрическом анализе определяют путем титрования: к точно отмеренному объему раствора исследуемого вещества постепенно приливают раствор другого вещества известной концентрации до тех пор, пока его количество не станет химически эквивалентным количеству исследуемого вещества. Состояние эквивалентности называется точкой эквивалентности титрования. Применяемый для титрования раствор реактива известной концентрации называют титрованным раствором (стандартным раствором или титрантом): точная концентрация титрованного раствора может быть выражена титром (г/мл), нормальностью (экв/л) и др.
К реакциям, используемым при титриметрическом анализе, предъявляются следующие требования: вещества должны реагировать в строго количественных (стехиометрических) отношениях без побочных реакций, реакции должны протекать быстро и практически до конца; для установления точки эквивалентности необходимо применять достаточно надежные способы, влияние посторонних веществ на ход реакции должно быть исключено. Кроме того, желательно, чтобы при титриметрическом анализе реакции протекали при комнатной температуре.
Точку эквивалентности в титриметрическом анализе определяют по изменению окраски титруемого раствора или индикатора, вводимого в начале или в процессе титрования, изменению электропроводности раствора, изменению потенциала электрода, погруженного в титруемый раствор, изменению величины тока, оптической плотности и др.
Одним из широко применяемых способов фиксации точки эквивалентности является индикаторный метод. Индикаторы -- вещества, которые дают возможность установить конечную точку титрования (момент резкого изменения окраски титруемого раствора). Наиболее часто индикатор добавляют ко всему титруемому раствору (внутренний индикатор). При работе с внешними индикаторами периодически берут каплю титруемого раствора и смешивают с каплей раствора индикатора или помещают на индикаторную бумагу (что приводит к потерям анализируемого вещества).
Процесс титрования изображают графически в виде кривых титрования, которые позволяют наглядно представить весь ход титрования и выбрать индикатор, наиболее пригодный для получения точных результатов, т.к. кривую титрования можно сопоставить с интервалом изменения окраски индикатора.
Ошибки в титриметрическом анализе могут быть методическими и специфическими, обусловленными особенностями данной реакции. Методические ошибки связаны с особенностями метода титрования и зависят от погрешностей измерительных приборов, калибровки мерной посуды, пипеток, бюреток, неполного отекания жидкостей по стенкам мерной посуды.
Специфические ошибки обусловлены особенностями данной реакции и зависят от константы равновесия реакции и от точности обнаружения точки эквивалентности. фармацевтический лекарство молекула анальгин
Методы титриметрического анализа в зависимости от реакций, лежащих в их основе, подразделяются на следующие основные группы:
- 1. Методы нейтрализации, или кислотно-основного титрования, основаны на реакциях нейтрализации, т. е. на взаимодействии кислот и оснований. Эти методы включают ацидиметрию (количественное определение оснований с помощью титрованных растворов кислот), алкалиметрию (определение кислот с помощью титрованных растворов оснований), галометрию (количественное определение солей с помощью оснований или кислот, если они реагируют с солями в стехиометрических соотношениях).
- 2. Методы осаждения основаны на титровании веществ, образующих в определенной среде нерастворимые соединения, например, соли бария, серебра, свинца, цинка, кадмия, ртути (II), меди (III) и др. К этим методам относят аргентометрию (титрование раствором нитрата серебра), меркурометрию (титрование раствором нитрата закисной ртути) и др.
- 3. Методы комплексообразования, или комплексометрия (меркуриметрия, фторометрия и др.), основаны на применении реакций, при которых образуются комплексные соединения, например Ag+ + 2CN- Ы Ag (CN)2]. Методы комплексообразования тесно связаны с методами осаждения, т.к. многие реакции осаждения сопровождаются комплексообразованием, а образование комплексов -- выпадением в осадок малорастворимых соединений.
- 4. Методы окисления -- восстановления, или оксидиметрия, включают перманганатометрию, хроматометрию (бихроматометрию), йодометрию, броматометрию, цериметрию, ванадометрию и др.
КЫРГЫЗСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. Ж. БАЛАСАГЫНА
ФАКУЛЬТЕТ ХИМИИ И ХИМИЧЕСКОЙ ТЕХНОЛОГИ
Кафедра ЮНЕСКО по экологическому образованию и естественным наукам
РЕФЕРАТ
по дисциплине : Аналитическая химия
на тему :
МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ В ТИТРИМЕТРИЧЕСКОМ МЕТОДЕ АНАЛИЗА
Студентки II курса гр. хт-1-08
ФИО: Байтанаевой А.
Преподаватель: доцент Ли С.П.
Бишкек-2010г.
Введение
Аналитическая химия. Методы определения
Титриметрический метод анализа
Приготовление титрованного раствора
Титрование. Индикаторы
Методы установления точек эквивалентности. Классификация методов титриметрического анализа
Посуды, применяемые для титрования
Вычисления в объемном анализе
Методы кислотно-основного титрования, или методы нейтрализации
Заключение
Использованная литература
Введение
Аналитическая химия является фундаментальной химической наукой, занимающей видное место в ряду других химических дисциплин. Вместе с тем аналитическая химия теснейшим образом связана с повседневной практикой, поскольку без данных анализа о содержании в сырье или конечном продукте основных компонентов и примесей невозможно грамотное проведение технологического процесса в металлургической, химической, фармацевтической и многих других отраслях промышленности.
Данные химического анализа требуются при решении экономических и других важных вопросов.
Современное развитие аналитической химии, обусловленное в значительной мере прогрессом различных отраслей производства.
Аналитическая химия. Методы определения
аналитический химия титриметрический нейтрализация
Аналитическая химия- это наука об определении химического состава веществ и отчасти их химической структуры. Методы, которые создает аналитическая химия, позволяют отвечать на вопросы о том, из чего состоит вещество, какие компоненты входят в его состав. Аналитические методы часто дают возможность узнавать, в какой форме данный компонент присутствует в веществе, например, каково состояние окисления элемента.
Методы определения можно классифицировать, основываясь на свойстве вещества, которое положено в основу определения. Если измеряется масса осадка, метод называется гравиметрическим, если определяется интенсивность окраски раствора, - фотометрическим, а если величина ЭДС,- потенциометрическим.
Методы определения часто делят на химические (классические), физико-химические (инструментальные) и физические .
Химическими в аналитической химии принято называть главным образом гравиметрические и титриметрические методы. Эти методы наиболее старые, но широко распространенные до настоящего времени, играющие важную роль в практике химического анализа.
Гравиметрический (весовой) анализ - измерение массы определяемого вещества или его составных частей, выделяемых в химически чистом состоянии или в виде соответствующих соединений.
Титриметрический (объемный) анализ - измерение объема израсходованного на реакцию реактива точно известной концентрации.
Физико-химические и физические методы анализа обычно делят на следующие группы:
1) электрохимические
2) спектральные (оптические)
) хроматографические
) радиометрические
) масс-спектрометрические
Титриметрический метод анализа
Титриметрическим методом анализа называют метод количественного анализа, основанный на измерении количества реагента, требующегося для завершения реакции с данным количеством определяемого вещества.
Метод заключается в том, что к раствору определяемого вещества постепенно прибавляют раствор реактива известной концентрации. Добавление реактива продолжают до тех пор, пока его количество не станет эквивалентным количеству реагирующего с ним определяемого вещества.
Количественные определения с помощью объемного метода выполняются очень быстро. Время, требуемое для завершения определения титриметрическим методом, измеряется минутами. Это позволяет без особой затраты труда проводить несколько последовательных и параллельных определений.
Основоположником титриметрического анализа является французский ученый Ж.Л.Гей-Люссак.
Химический элемент, простое или сложное вещество, содержание которого определяют в данном образце анализируемого продукта, называют определяемым веществом .
К определяемым веществам относят также атомы, ионы, связанные свободные радикалы и функциональные группы.
Твердое, жидкое или газообразное вещество, вступающее в реакцию с определенным веществом, называют реагентом .
Титрование - это приливание одного раствора к другому при непрерывном смешивании. Концентрация одного раствора точна известна.
Титрант (стандартный или титрованный раствор) - это раствор с точно известной концентрацией.
Нормальность раствора N - количество грамм-эквивалента вещества, содержащегося в 1л раствора.
N 1 V 1 =N 2 V 2
Титр (Т) - точная концентрация стандартного раствора (титранта).
Выражают числом граммов растворенного вещества, содержащегося в 1мл раствора, г/мл.
В аналитической химии титр - один из
способов выражения концентрации раствора.
N- нормальность раствора, г-экв/л
Э- эквивалент растворенного вещества
Т- титр, г/см 3 (мл).
Химические элементы или их соединения вступают в химические реакции друг с другом в строго определенных весовых количествах, соответствующих их химическим эквивалентам (грамм-эквивалентам).
Другими словами, грамм-эквивалент одного вещества реагирует с одним грамм-эквивалентом другого вещества.
Приготовление
титрованного раствора по точной навеске исходного вещества
Первым способом приготовления раствора точно известной концентрации, т.е. характеризующегося определенным титром, является растворение точной навески исходного химически чистого вещества в воде или другом растворителе и разбавление полученного раствора до требуемого объема. Зная массу растворенного в воде химически чистого соединения и объем полученного раствора, легко вычислить титр (Т) приготовленного реактива, в г/мл:
Этим способом готовят титрованные растворы таких веществ, которые можно легко получить в чистом виде и состав которых отвечает точно определенной формуле и не изменяется в процессе хранения. Взвешивание вещества проводят в бюксе. Таким путем нельзя приготовить титрованные растворы веществ, которые отличаются большой гигроскопичностью, легко теряют кристаллизационную воду, подвергаются действию двуокиси углерода воздуха и т.д.
Приготовление титрованных растворов
по "фиксаналу"
Очень часто на практике для приготовления титрованных растворов используют приготовленные на химических заводах или в специальных лабораториях точно отвешенные количества твердых химически чистых соединений или точно отмеренные объемы их растворов определенной нормальности.
Для приготовления требуемого титрованного раствора ампулу разбивают над специальной воронкой, снабженной пробивным устройством, содержимое ее количественно переводят в мерную колбу и доводят объем водой до метки.
Обычно в ампулах содержится 0,1г-экв вещества, т.е. столько, сколько требуется для приготовления 1л 0,1н. раствора.
Титрование
Титрование проводят следующим образом. Бюретку заполняют рабочим раствором до нулевого деления так, чтобы в нижнем конце ее не было пузырьков воздуха. Исследуемый раствор отмеряют пипеткой и переносят в коническую колбу. Сюда же вливают несколько капель раствора индикатора, за исключением тех случаев, когда один из взятых растворов является индикатором. К раствору в колбе постепенно приливают раствор из бюретки до изменения окраски раствора в колбе. Сначала раствор из бюретки приливают тонкой струей, непрерывно перемешивая титруемый раствор вращением колбы. По мере титрования рабочий раствор приливают все медленнее и к концу титрования его добавляют уже по каплям.
Необходимо во время титрования левой рукой управлять зажимом бюретки, а правой одновременно вращать колбу с титруемой жидкостью, перемешивая, таким образом, титруемый раствор.
Результаты титрования будут правильными, если в конце титрования окраска титруемого раствора резко изменится от одной капли рабочего раствора. Чтобы переход окраски раствора был лучше заметен, колбу с титруемым раствором во время титрования помещают на белую подставку.
После каждого титрования отсчитывают
по шкале бюретки объем затраченного рабочего раствора и результат отсчета
записывают в лабораторный журнал. Каждый раствор титруют не менее трех раз,
результаты титрования не должны отличаться друг от друга более чем на 0,1 мл.
Концентрацию раствора вычисляют по среднему значению.
Индикаторы
Индикаторами называются вещества, при помощи которых устанавливают момент эквивалентности между титруемыми растворами. В качестве индикаторов чаще всего применяют вещества, способные давать с одним из реагирующих веществ легко заметную цветную реакцию. Например, крахмал, взаимодействуя с раствором йода, окрашивается в интенсивно синий цвет. Следовательно, крахмал- индикатор на свободный йод. Один и тот же индикатор в различных условиях часто приобретает различную окраску. Например, фенолфталеин в кислой и нейтральной среде бесцветен, а в щелочной среде принимает красно-фиолетовую окраску.
Иногда индикатором служит непосредственно одно из реагирующих веществ. Например, раствор окислителя KMnO 4 в кислой среде при постепенном прибавлении восстановителя к нему обесцвечивается. Как только в растворе появится избыточная капля KMnO 4 , раствор окрасится в бледно-розовый цвет.
Методы установления точек
эквивалентности
Установление конечной точки титрования или точки эквивалентности представляет собой важнейшую операцию титриметрического метода анализа, так как от точности определения точки эквивалентности зависит точность результатов анализа. Обычно конец титрования устанавливают по изменению окраски титруемого раствора или индикатора, вводимого в начале или в процессе титрования. Применят также и безиндикаторные методы, основанные на использовании специальных приборов, позволяющих судить об изменениях, которые происходят в титруемом растворе в процессе титрования. Такие методы называют физико-химическими или инструментальными методами определения точек эквивалентности. Они основаны на измерении электропроводности, значений потенциалов, оптической плотности и других физико-химических параметров титруемых растворов, которые резко изменяются в точке эквивалентности.
Точку эквивалентности можно определить следующими методами:
)визуально - по изменению цвета раствора, если определяемое вещество или реагент окрашены; так как в точке эквивалентности концентрация определяемого вещества уменьшается до минимума, а концентрация реагента начинает повышаться.
) визуально - по появлению помутнения или по изменению окраски раствора, вызываемой образованием продуктов реакции, или индикатора, если они бесцветны.
) физико-химическими методами с последующим анализом кривых титрования, отражающих происходящие в процессе титрования изменения физико-химических параметров титруемых растворов независимо от окраски. Точку эквивалентности устанавливают по пересечению кривых или по скачку кривой титрования.
Классификация титрования
)Метод нейтрализации основан на использовании реакций нейтрализации кислот, оснований, солей слабых кислот или слабых оснований, сильно гидролизирующихся в водных растворах, разнообразных неорганических и органических соединений, проявляющих в неводных растворах кислые или основные свойства, и др.
)Метод окисления-восстановления основан на использовании реакций окисления-восстановления элементов, способных переходить из низших степеней окисления в высшие, и наоборот, а также ионов и молекул, которые реагируют с окислителями или восстановителями, не подвергаясь непосредственному окислению или восстановлению.
)Метод осаждения основан на использовании реакций осаждения.
)Метод комплексообразования основан на использовании реакций комплексообразования, из которых наиболее широко применяют реакции ионов металлов с так называемыми комплексонами.
Посуды, применяемые для титрования
Мерные колбы служат для измерения объемов растворов, приготовления растворов определенной концентрации. Объем жидкости, вмещаемой колбой, выражают в миллилитрах. На колбе указывают ее емкость и температуру(20 0 С), при которой эта емкость измерена.
Мерные колбы бывают различной емкости: от 25 до 2000 мл.
Пипетки служат для отмеривания небольших объемов растворов и перенесения определенного объема раствора из одного сосуда в другой. Объем жидкости, вмещаемой пипеткой, выражают в миллилитрах. На расширенной части пипетки указывают ее емкость и температуру (обычно 20 0 С), при которой эта емкость измерена.
Пипетки бывают различной емкости: от 1 до 100мл.
Измерительные пипетки небольшой емкости не имеют расширения и градуированы на 0,1-1мл.
Бюретки представляют собой узкие, градуированные по длине цилиндрические стеклянные трубки. Один конец бюретки сужен и снабжен стеклянным краном или резиновой трубкой, соединенной с капилляром, через который из бюретки выливается раствор. Резиновая трубка зажимается снаружи металлическим зажимом. При надавливании на зажим указательным и большим пальцами, из бюретки выливается жидкость.
Хорошо вымытую бюретку 2-3 раза
ополаскивают дистиллированной водой, а затем раствором, которым ее будут
наполнять. В капилляре крана не должно оставаться пузырьков воздуха. При
отсчетах делений глаз наблюдателя должен находиться на уровне мениска. Объем
светлых жидкостей отсчитывают по нижнему мениску, темных, например, KMnO 4 ,
I 2 ,- по
верхнему.
Коническая колба
Мерные цилиндры
Вычисление в объемном анализе
Грамм-эквивалент
Грамм-эквивалентом называется количество граммов
вещества, эквивалентное (химически равноценное) грамм-атому или грамм-иону
водорода в данной реакции. Из этого определения следует, что грамм-эквивалент
одного и того же вещества в разных реакциях может быть различный. Например, Na 2 CO 3
с кислотой может реагировать двояко:
Na 2 CO 3 +HCI=
NaНСО 3 +NaCI
(1) 2 CO 3 +2HCI= NaCI +Н 2 СО 3
(2)
В реакции (1) одна грамм-молекула Na 2 CO 3
реагирует
с одной грамм-молекулой HCI,
что соответствует одному грамм-атому водорода. В этой реакции грамм-эквивалент
Na 2 CO 3
равен молю М(Na 2 CO 3),
что выражается равенством Э(Na 2 CO 3)=
М(Na 2 CO 3).
В реакции (2) одна грамм-молекула Na 2 CO 3
реагирует
с двумя молями HCI.
Следовательно,
Э(Na 2 CO 3)= =53 г.
Нормальные и молярные растворы
Нормальность раствора N - количество грамм-эквивалента вещества, содержащегося в 1л раствора.
Молярность раствора указывает, сколько молей растворенного вещества содержится в 1л раствора.
Зная концентрацию раствора, выраженную в граммах на определенный объем, можно вычислить нормальность и молярность его:
Пример : В 250 мл раствора гидроокиси кальция содержится 3,705 г Са (ОН) 2 . Вычислить нормальность и молярность раствора.
Решение
:
Сначала вычислим, сколько граммов Са (ОН) 2 содержится в 1л раствора:
3,705г Са (ОН) 2 - 250 мл Х=14,82 г/л
Х г Са (ОН) 2 - 1000 мл
Найдем грамм-молекулу и грамм-эквивалент:
М(Са (ОН) 2)=74,10 г. Э(Са (ОН) 2)=37,05г.
Нормальность раствора:
05г/л - 1н. Х=0,4н.
14,82г/л - Х н.
Молярность раствора:
10г/л - 1моль Х=0,2М
82г/л - Х моль
Зная нормальность или молярность раствора, можно вычислить его титр.
Пример : Вычислить титр 0,1н. раствора H 2 SO 4 по NaOH.
Решение
:
ТH 2 SO 4 / NaOH =г/мл
В объемном анализе применяют несколько методов вычисления.
) Вычисление нормальности анализируемого раствора по нормальности рабочего раствора . При взаимодействии двух веществ NaOH грамм-эквивалент одного вещества реагирует с грамм-эквивалентом другого. Растворы различных веществ одной и той же нормальности содержат в равных объемах одинаковое число грамм-эквивалентов растворенного вещества. Следовательно, одинаковые объемы таких растворов содержат эквивалентные количества вещества. Поэтому, например, для нейтрализации 10 мл 1н. HCI требуется затратить ровно 10 мл 1н. раствора NaOH.
Растворы одинаковой нормальности вступают в реакцию в равных объемах.
Зная нормальность одного из двух реагирующих растворов и их объемы, расходуемые на титрование друг друга, легко определить неизвестную нормальность второго раствора. Обозначим нормальность первого раствора через N 2 и его объем через V 2 . Тогда на основании сказанного можно составить равенство:
V 1 N 1 =V 2 N 2
Пример. Определить нормальность раствора соляной кислоты, если известно, что для нейтрализации 30,00 мл ее потребовалось 28,00 мл 0,1100 н. раствора NaOH.
Решение .
HCI V HCI =N NaOH V NaOH
N HCI = =.
) Вычисление количества определяемого вещества по титру рабочего раствора, выраженному в граммах определяемого вещества. Титр рабочего раствора в граммах определяемого вещества равен числу граммов определяемого вещества, которое эквивалентно количеству вещества, содержащегося в 1 мл рабочего раствора. Зная титр рабочего раствора по определяемому веществу T= и объем рабочего раствора, израсходованного на титрование, можно вычислить число граммов (массу) определяемого вещества.
Пример. Вычислить процентное содержание Na 2 CO 3 в образце, если для титрования навески 0, 100 гр. израсходовано 15,00 мл 0,1н. HCI.
Решение
.
М (Na 2 CO 3) =106,00 гр. Э(Na 2 CO 3) =53,00 гр.
Т(HCI/ Na 2 CO 3)= =г/мл(Na 2 CO 3) = Т(HCI/ Na 2 CO 3) V HCI =0,0053*15,00=0,0795 г.
Процентное содержание Na 2 CO 3 равно
3)
Вычисление
числа миллиграмм-эквивалентов исследуемого вещества.
Помножив
нормальность рабочего раствора на объем его, израсходованный на титрование
исследуемого вещества, получим число миллиграмм-эквивалентов растворенного
вещества в оттитрованной части исследуемого вещества. Масса определяемого
вещества равна:
(гр.)
Статистическая обработка результатов анализа
При анализе веществ (проб) обычно проводят несколько параллельных определений. При этом отдельные результаты определений должны быть близкими по величине и соответствовать истинному содержанию компонентов (элементов) в исследуемом веществе (пробе).
Существуют два фактора, по которым аналитик судит о полученных результатах анализа
1) Воспроизводимость полученных результатов.
2) Соответствие их составу вещества (пробы)
Воспроизводимость результатов анализа зависит от случайных ошибок анализа. Чем больше случайная ошибка, тем больше разброс значений при повторении анализа. Случайная ошибка может иметь размерность измеряемых величин (мг, мг/л) или же может быть выражена в процентах. Следовательно, воспроизводимость определяет вероятность того, что результаты последующих измерений окажутся в некотором заданном интервале, в центре которого находится среднее значение всех определений, выполненных данным методом.
В отличие от случайных ошибок, систематические ошибки влияют на все измерения всегда в одинаковой степени.
Цель всех аналитических определений и исследований сводится к нахождению результатов, наиболее близких к истинному составу или к истинному содержанию компонентов пробы.
Для оценки точности или надежности результатов аналитических определений пользуются статистической обработкой результатов и вычисляют следующие величины:
1) Среднее арифметическое
) Дисперсию
Среднюю квадратичную ошибку
S =
3) Среднюю квадратичную ошибку среднего
арифметического
a=0, 95;
R=2
4)
Доверительный интервал
Методы
кислотно-основного титрования, или методы нейтрализации
Методы нейтрализации основаны на применении
реакций нейтрализации. Основным уравнением процесса нейтрализации в водных
растворах является взаимодействие ионов гидроксония (или водорода) с ионами
гидроксила, сопровождающееся образованием слабодиссоциированных молекул воды:
H 3 O + +OH - →2H 2 O или
H + +OH - →H 2 O
Методы нейтрализации позволяют количественно определять кислоты (с помощью титрованных растворов щелочей), основания (с помощью титрованных растворов кислот) и другие вещества, реагирующие в стехиометрических соотношениях с кислотами и основаниями в водных растворах.
Техника определения состоит в том, что к определенному количеству раствора основания (или кислоты) постепенно приливают из бюретки титрованный раствор кислоты (или основания) до наступления точки эквивалентности. Количество основания (или кислоты), содержащееся в исследуемом растворе, вычисляют по объему титрованного раствора кислоты (или основания), израсходованного на нейтрализацию определенного объема раствора анализируемого образца или навески исследуемого продукта.
Кислотность или щелочность раствора определяют c
помощью индикаторов. Для проявления окраски достаточно добавить в исследуемый
раствор всего лишь 1-2 капли 0,1% раствора индикатора. Цвета различных
индикаторов в растворах кислот и щелочей приведены в таблице.
Таблица 1.Окраска индикаторов в растворах щелочей и кислот.
Рассмотрим конкретный пример. Пусть имеется раствор NaOH неизвестной концентрации. 10,0 мл этого раствора поместили в колбу и добавили 1 каплю слабого раствора фенолфталеина. Раствор окрасился в малиновый цвет (рис.1а).
Титрование сильной кислоты сильным основанием
А) Приготовление 0,1 н. раствора HCI
Для приготовления 0,1н. раствора HCI берут
кислоту меньшей концентрации, примерно 20%-ную. Определяют плотность ее
ареометром (она равна 1,140), для этого кислоту наливают в высокий стеклянный
цилиндр, диаметр которого превышает диаметра шарика ареометра. Осторожно
опускают ареометр в жидкость и следят за тем, чтобы он свободно плавал, не касаясь
стенок цилиндра. Отсчет ведут по шкале ареометра. Деление шкалы, совпадающее с
уровнем жидкости, показывает плотность раствора. Затем узнают процентную
концентрацию (по справочнику) и рассчитывают, сколько этой кислоты следует
брать, чтобы получить 500 мл 0,1н. раствора HCI.
C
(HCI)
=28, 18%
Расчет навески на объем мерной колбы (250мл.)
m
=
=
36, 5 * 0, 1
* 0, 25=0, 92 гр.HCI.
гр. исходной кислоты содержится ---
28,18 гр. х.ч. HCI.
Х гр. --- 0,92 гр. HCI.
Х
= 3,2 гр. х.ч. HCI.
Чтобы не отвешивать соляную кислоту, а отмерить мензуркой, вычислим объем 28,18%-ной кислоты, необходимый для приготовления раствора. Для этого массу 28,18%-ной кислоты делим на плотность:
V
=
=
=2, 8 мл.
HCI
Затем отмеряют 2,8 мл кислоты, переносят в мерную колбу на 500 мл и доводят объем раствора до метки, и, закрыв колбу пробкой, перемешивают. Получив примерно 0,1 н. раствор HCI, устанавливают титр и нормальную концентрацию его по раствору тетрабората натрия.
Б) Приготовление 0,1н. раствора тетрабората натрия (буры)
Для определения титра раствора HCI берут кристаллогидрат тетрабората натрия. Это соль удовлетворяет почти всем требованиям, предъявляемым к исходным веществам, но относительно мало растворяется в холодной воде. Для установки титра HCI или серной кислоты используют перекристаллизованный продукт.
При растворении тетрабората натрия в
воде протекает реакция гидролиза:
В 4 О 7 2-
+ 5H 2 O D 2H 2 BO 3 - + 2H 3 BO 3
H 2 BO 3 ионы, в
свою очередь, подвергаются гидролизу:
H 2 BO 3 - +H 2 OD OH - + H 3 BO 3
Ионы
оттитровываются кислотой, и гидролиз идет до конца. Суммарно реакцию титрования
можно выразить уравнением:
В 4 О 7 2- +2H + +5 H 2 OD 4H 3 BO 3
Э (Na 2 B 4 O 7 10H 2 O) =190, 6
1000мл (H 2 O) --- 190, 6 гр. (Na 2 B 4 O 7 10H 2 O) Х=95, 3гр. (Na 2 B 4 O 7 10H 2 O)
500 мл (H 2 O) --- Х гр. (Na 2 B 4 O 7 10H 2 O)
95, 3 гр. --- 1н. Х=9, 5гр. (Na 2 B 4 O 7 10 H 2 O )
Х гр. --- 0,1н.
Для растворения тетрабората натрия наливают в колбу примерно ½ объема колбы дистиллированной воды, нагревают на водяной бане, перемешивая содержимое колбы вращательным движением до полного растворения соли. После растворения колбу с тетраборатом натрия охлаждают до комнатной температуры и доводят до метки дистиллированной водой, сначала небольшими, а затем по каплям, применяя капиллярную пипетку. Закрыв колбу пробкой, тщательно перемешивают.
При расчете титра и нормальной концентрации
раствора тетрабората натрия используют формулы:
Т(Na 2 B 4 O 7 10H 2 O)= (г/мл)
N (Na 2 B 4 O 7 10H 2 O) = (г-экв/л)
В) Определение титра раствора HCI по тетраборату натрия методом пипетирования .
Берут чистую пипетку на 10 мл, ополаскивают раствором тетрабората натрия (из мерной колбы). Наполняют пипетку раствором до метки и переносят для титрования в другую колбу, добавляют 2-3 капли индикатора метилового оранжевого. Бюретку перед титрованием промывают два раза небольшим количеством HCI и затем наполняют ее, доводя мениск до нулевой черты. Проверив, нет ли в капиллярной трубке ("носике") пузырьков воздуха, начинают титровать до появления бледно-красного цвета. Титрование повторяют 3 раза и вычисляют среднюю величину.
титрование15,0 мл HCI
2 титрование 14,8 мл HCI V СР =14,76 мл
3 титрование 14,5 мл HCI
После титрования проводят вычисление нормальной концентрации раствора HCI. Нормальность кислоты вычисляют по среднему значению из трех определений. Расчет ведут по формуле:
N СОЛИ V СОЛИ= N КИСЛ V КИСЛ
N HCI =
N HCI == 0, 06775 (г-экв/л)
Г) Приготовление титрованного раствора гидроксида натрия
Реактивы гидроксида натрия нередко содержат примеси карбоната натрия, и поэтому для точных работ раствор щелочи должен быть химически чистым.
При определении титра раствора гидроксида натрия по хлороводородной кислоте берут мерную колбу на 100 мл. Неизвестной количестве NaOH приливают дистиллированную воду до метки, закрывают пробкой и перемешивают. Затем пипеткой на 10 мл берут раствор щелочи из мерной колбы и переносят в колбу для титрования, прибавляют 2-3 капли Фенолфталеина и титруют хлороводородной кислотой до обесцвечивания. Титрование повторяют 3 раза и рассчитывают среднюю величину.
Е титрование- 1,8 мл
2-е титрование- 1,7 мл V СР = 1,7 мл
3-е титрование- 1,6 мл
Т HCI / NaOH = = = 0,00271 г/мл
m NaOH =
1) m NaOH ==0,04878 гр.
) m NaOH = 0,00271*1,7*10=0,04606 гр.
)
m
NaOH = 0,00271*1,6*10=0,04336 гр.
Статистическая обработка результатов анализа
(X i - ) 10 - 3 (X i - ) 10 - 6 Условия |
||||
0,000001 |
||||
) S 2 = = =4*10 -6
3) S = ==2*10 -3
) = ==1, 1*10 -3
6) åa=ta, R S= 4,303*1, 1*10 -3 =4*10 -3
7) a= ±åa=(0,04606±4*10 - 3)
Определение
гидроксида натрия и карбоната натрия при совместном их присутствии
Гидроксиды натрия и калия из воздуха поглощают
СО 2 и превращаются в карбонаты:
NaOH + СО 2
Na 2 CO 3
+ H 2 O
Поэтому как твердое вещество, так и растворы этих реагентов часто имеют примесь карбонатов. В лабораторной практике нередко приходится определять карбонат натрия в присутствии гидроксида натрия. Для этого можно применять 2 способа: первый - фиксированием (на кривой титрования Na 2 CO 3) двух точек эквивалентности (способ Уордера); второй- титрованием раствора NaOH, осадив сначала карбонат-ион CO 3 2- при помощи иона бария Ba 2+ (способ Винклера).
По первому способу титрование смеси карбоната
натрия и гидроксида натрия хлороводородной кислотой выражается следующими
уравнениями:
NaOH + Na 2 CO 3
+2HCI g 2NaCI + NaHCO 3
+ H 2 O 3 + HCIg
NaCI+ H 2 O+ СО 2
h
Первая фаза заканчивается при pH8,3 в области перехода окраски индикатора фенолфталеина, а вторая при pH3,85 в интервале изменения окраски метилового оранжевого. Следовательно, в первой точке эквивалентности оттитровывают с фенолфталеином весь NaOH и половину Na 2 CO 3 , а во второй оставшуюся половину карбоната натрия дотитровывают с метиловым оранжевым.
Взятие навески NaOH
Расчет навески на объем мерной колбы (250 мл):
Mr (NaOH) =40 m= ==1 гр . NaOH
Э(NaОH)= 40 г.
Взятие
навески
Na 2 CO 3
Mr (Na 2 CO 3) =106 m= =53*0, 1*0, 25= 1,3 гр . Na 2 CO 3
Э(Na 2 CO 3)=53 г
Ход работы
Навеску NaOH и Na 2 CO 3 , помещают в мерную колбу на 250 мл, растворяют дистиллированной водой и доводят объем до метки.
Затем берут пипеткой 10 мл данного раствора, переносят в другую колбу и добавляют 4-5 капель 0,1% раствора фенолфталеина, и титруют раствором HCI до обесцвечивания.
Затраченное количество HCI отмеряют по бюретке и записывают. Затем прибавляют в эту же колбу с раствором 2-3 капли метилового оранжевого, получают желтую окраску анализируемого раствора и титруют из той же бюретки HCI до появления оранжевого окрашивания. Снова делают отсчет по бюретке. Титрование повторяют 3 раза и, как всегда берут среднюю величину.
а) титрование с фенолфталеином:
1) 12,2 мл HCI
) 12,1 мл HCI V ср = 12,06мл HCI
2.
N NaOH =
NaOH ==0,048 (г-экв/л)
Вычисляем количество граммов
гидроксида натрия, находящегося в 250 мл раствора:
m ==0, 6775(г)
Т
акже вычисляются концентрация
раствора и количество карбоната натрия:
N (Na 2 CO 3) ==0, 06715 (г-экв/л) = =0, 8976 (г)
Д ля повышения точности анализа рекомендуется: а) титрование с фенолфталеином вести осторожно, особенно к концу, чтобы уменьшить возможность образования угольной кислоты; б) уменьшить поглощение СО 2 из воздуха анализируемым раствором, для чего не следует давать стоять раствору в открытой колбе до титрования, осторожно перемешивать его в процессе титрования.
Контрольная работа
Титрование с фенолфталеином:
1) 4, 4 мл HCI
2) 4,4 мл HCI
3) 4,6 мл HCI
Титрование с метиловым оранжевым:
1) 6,3 мл HCI
2) 6,4 мл HCI
3)
6,3
мл
HCI
1) Следовательно, на титрование NaOH и половины Na 2 CO 3 израсходовали 4,6 мл HCI, а на весь NaOH и Na 2 CO 3 - 6,6мл HCI;
на половину Na 2 CO 3 - (6,3-4,4)=1,9мл
на все количество Na 2 CO 3 - (1,9*2)=3,8мл
2) на титрование NaOH и половины Na 2 CO 3 израсходовали 4,8 мл HCI, а на весь NaOH и Na 2 CO 3 6,7мл HCI.
на половину Na 2 CO 3 -(6,4-4,4) =2мл
на все количество Na 2 CO 3 - (2*2)=4 мл
на титрование NaOH - (6,4-4)=2,4 мл
) на титрование NaOH и половины Na 2 CO 3 израсходовали 5мл HCI, а на весь NaOH и Na 2 CO 3 6,8 мл HCI.
на половину Na 2 CO 3 - (6,3-4,6)= 1,7 мл
на все количество Na 2 CO 3 - (2*1,7) =3,4 мл
на титрование NaOH - (6,3-3,4)=2,9 мл
T HCI / NaOH = =г/мл
m NaOH =
) m NaOH =0, 0027*2, 5*10=0,0675гр.
) m NaOH =0, 0027*2,4*10=0,0648гр.
) m NaOH
=0, 0027*2,9*10=0,0783гр.
=3
Использованная литература
1) Васильев В.П. Аналитическая химия, часть I Москва 1989
2) Золотов Ю.А. Аналитическая химия: проблемы и достижения Москва 1992
) Крешков А.П. Основы аналитической химии, часть II
) Логинов, Шапиро С.А. Аналитическая химия Москва1971
Титриметрический анализ основан на точном измерении количества реактива, израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Еще недавно этот вид анализа обычно называли объемным в связи с тем, что наиболее распространенным в практике способом измерения количества реактива являлось измерение объема раствора, израсходованного на реакцию. Сейчас под объемным анализом понимают совокупность методов, основанных на измерении объема жидкой, газовой или твердой фаз.
Название титриметрический связаго со словом титр, обозначающим концентрацию раствора. Титр показывает число граммов растворенного вещества в 1 мл раствора.
Титрованный, или стандартный, раствор - раствор, концентрация которого известна с высокой точностью. Титрование - прибавление титрованного раствора к анализируемому для определения точно эквивалентного количества. Титрующий раствор часто называют рабочим раствором или титрантом. Например, если кислота титруется щелочью, раствор щелочи называется титрантом. Момент титрования, когда количество добавленного титранта химически эквивалентно количеству титруемого вещества, называется точкой эквивалентности.
Реакции, применяемые в титриметрии, должны удовлетворять следующим основным требованиям:
1) реакция должна протекать количественно, т.е. константа равновесия реакции должна быть достаточно велика;
2) реакция должна протекать с большой скоростью;
3) реакция не должна осложняться протеканием побочных реакций;
4) должен существовать способ определения окончания реакции.
Если реакция не удовлетворяет хотя бы одному из этих требований, она не может быть использована в титриметрическом анализе.
В титриметрии различают прямое, обратное и косвенное титрование.
В методах прямого титрования определяемое вещество непосредственно реагирует с титрантом. Для проведения анализа этим методом достаточно одного рабочего раствора.
В методах обратного титрования (или, как их еще называют, методах титрования по остатку) используются два титрованных рабочих раствора: основной и вспомогательный. Широко известно, например, обратное титрование хлорид-иона в кислых растворах. К анализируемому раствору хлорида сначала добавляют заведомый избыток титрованного раствора нитрата серебра (основного рабочего раствора). При этом происходит реакция образования малорастворимого хлорида серебра.
Не вступившее в реакцию избыточное количество вещества AgNO 3 оттитровывают раствором тиоцианата аммония (вспомогательного рабочего раствора).
Третьим основным видом титриметрических определений является титрование заместителя, или титрование по замещению (косвенное титрование). В этом методе к определяемому веществу добавляют специальный реагент, вступающий с ним в реакцию. Один из продуктов взаимодействия затем оттитровывают рабочим раствором. Например, при иодометрическом определении меди к анализируемому раствору добавляют заведомый избыток KI. Происходит реакция 2Cu 2+ +4I - =2CuI+ I 2 . Выделившийся иод оттитровывают тиосульфатом натрия.
Существует еще так называемое реверсивное титрование, при котором стандартный раствор реагента титруют анализируемым раствором.
Расчет результатов титриметрического анализа основан на принципе эквивалентности, в соответствии с которым вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах.
Во избежание каких-либо противоречий рекомендуется все реакции кислотно-основного взаимодействия привести к единой общей основе, которой может быть ион водорода. В окислительно-восстановительных реакциях количество реагирующего вещества удобно связать с числом электронов, принимаемых или отдаваемых веществом в данной полуреакции. Это позволяет дать следующее определение.
Эквивалентом называется некая реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образцом эквивалента одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
При использовании термина «эквивалент» всегда необходимо указывать, к какой конкретной реакции он относится. Эквивалент данного вещества являются не постоянными величинами, а зависят от стехиометрии реакции, в которой они принимают участие.
В титриметрическом анализе используют реакции различного типа: - кислотно-основного взаимодействия, комплексообразования и т.д., удовлетворяющие тем требованиям, которые предъявляются к титриметрическим реакциям. Тип реакции, протекающей при титровании положен в основу классификации титриметрических методов анализа. Обычно выделяют следующие методы титриметрического анализа.
1. Методы кислотно-основного взаимодействия связаны с процессом передачи протона:
2. Методы комплексообразования используют реакции образования координационных соединений:
3. Методы осаждения основаны на реакциях образования малорастворимых соединений:
4. Методы окисления - восстановления объединяют многочисленную группу окислительно-восстановительных реакций:
Отдельные титриметрические методы получили название по типу основной реакции, протекающей при титровании или по названию титранта (например, в аргентометрических методах титрантом является раствор AgNO 3 , в перманганатометрических - раствор КМп0 4 и т.д.).
Методы титрования характеризуются высокой точностью: погрешность определений составляет 0,1 - 0,3%. Рабочие растворы устойчивы. Для индикации точки эквивалентности имеется набор разнообразных индикаторов. Среди титриметрических методов, основанных на реакциях комплексообразования, наибольшее значение имеют реакции с применением комплексонов. Устойчивые координационные соединения с комплексонами образуют почти все катионы, поэтому методы комплексонометрии универсальны и применимы к анализу широкого круга разнообразных объектов.
Метод кислотно-основного титрования основан на реакциях взаимодействия между кислотами и основаниями, то есть на реакции нейтрализации:
Н + + ОН - ↔ Н 2 О
Рабочими растворами метода являются растворы сильных кислот (HCl, H 2 S, НNОз и др.) или сильных оснований (NaOH, КОН, Ва(ОН) 2 и др.). В зависимости от титранта метод кислотно-основного титрования подразделяют на ацидиметрию , если титрантом является раствор кислоты, и алкалиметрию , если титрантом является раствор основания.
Рабочие растворы в основном готовят как вторичные стандартные растворы, поскольку исходные для их приготовления вещества не являются стандaртными, а затем их стандартизуют по стандартным веществам или стандартным растворам. Например: растворы кислот можно стандартизовать по стандартным веществам - натрия тетраборату Na 2 B 4 О 7 ∙10Н 2 О, натрия карбонату Nа 2 СО 3 ∙10Н 2 О или по стандартным растворам NaOH, КОН; а растворы оснований - по щавелевой кислоте Н 2 С 2 О 4 ∙Н 2 О, янтарной кислоте Н 2 С 4 Н 4 О 4 или по стандартным растворам HCl, H 2 SO 4 , НNО 3 .
Точка эквивалентности и конечная точка титрования . Согласно правилу эквивалентности титрование необходимо продолжать до тех пор, пока количество прибавленного реагента не станет эквивалентным содержанию определяемого вещества. Наступающий в процессе титрования момент, когда количecтвo стандартного раствора реагента (титранта) становится теоретически строго эквивалентным количеству определяемого вещества согласно определенному уравнению химической реакции, называют точкой эквивалентности .
Точку эквивалентности устанавливают различными способами, например по изменению окраски индикатора, прибавляемого в титруемый раствор. Момент, при котором происходит наблюдаемое изменение цвета индикатора, называют конечной точкой титрования . Очень часто конечная точка титрования не совсем совпадает с точкой эквивалентности. Как правило, они отличаются друг от друга не более чем на 0,02-0,04 мл (1-2 капли) титранта. Это то количество титранта, которое необходимо для взаимодейcтвия с индикатором.