Титриметричний аналіз. Титриметричні методи аналізу Види титрування

КИРГИЗЬКИЙ НАЦІОНАЛЬНИЙ УНІВЕРСИТЕТ ім. Ж. БАЛАСАГІНА

ФАКУЛЬТЕТ ХІМІЇ ТА ХІМІЧНОЇ ТЕХНОЛОГИ

Кафедра ЮНЕСКО з екологічної освіти та природничих наук

РЕФЕРАТ

з дисципліни: Аналітична хімія

на тему:

МЕТОД НЕЙТРАЛІЗАЦІЇ У ТИТРИМЕТРІЧНОМУ МЕТОДІ АНАЛІЗУ

Студентки ІІ курсу гр. хт-1-08

ПІБ: Байтанаєвої А.

Викладач: доцент Лі С.П.

Бішкек-2010р.

Вступ

аналітична хімія. Методи визначення

Титриметричний метод аналізу

Приготування титрованого розчину

Титрування. Індикатори

Методи встановлення точок еквівалентності. Класифікація методів титриметричного аналізу

Посуд для титрування.

Обчислення в об'ємному аналізі

Методи кислотно-основного титрування, або методи нейтралізації

Висновок

Використана література

Вступ

Аналітична хімія є фундаментальною хімічною наукою, що займає чільне місце серед інших хімічних дисциплін. Водночас аналітична хімія найтіснішим чином пов'язана з повсякденною практикою, оскільки без даних аналізу про вміст у сировині або кінцевому продукті основних компонентів та домішок неможливе грамотне проведення технологічного процесу в металургійній, хімічній, фармацевтичній та багатьох інших галузях промисловості.

Дані хімічного аналізу потрібні під час вирішення економічних та інших важливих питань.

Сучасний розвиток аналітичної хімії, обумовлений значною мірою прогресом різних галузей виробництва.

Аналітична хімія. Методи визначення

аналітична хімія титриметрична нейтралізація

Аналітична хімія-це наука про визначення хімічного складу речовин та частково їх хімічної структури. Методи, які створює аналітична хімія, дозволяють відповідати на питання про те, з чого складається речовина, які компоненти входять до її складу. Аналітичні методи часто дають можливість дізнаватися, в якій формі даний компонент присутній у речовині, наприклад, стан окислення елемента.

Методи визначення можна класифікувати, ґрунтуючись на властивості речовини, яка покладена в основу визначення. Якщо вимірюється маса осаду, метод називається гравіметричним, якщо визначається інтенсивність фарбування розчину - фотометричним, а якщо величина ЕРС - потенціометричним.

Методи визначення часто поділяють на хімічні(класичні), фізико-хімічні(інструментальні) та фізичні.

Хімічними в аналітичній хімії прийнято називати головним чином гравіметричніі титриметричніметоди. Ці методи найбільш старі, але поширені до нашого часу, грають значної ролі у практиці хімічного аналізу.

Гравіметричний (ваговий) аналіз - вимірювання маси речовини, що визначається, або її складових частин, що виділяються в хімічно чистому стані або у вигляді відповідних сполук.

Титриметричний (об'ємний) аналіз - вимірювання обсягу витраченого реакцію реактиву точно відомої концентрації.

Фізико-хімічні і фізичні методи аналізу зазвичай ділять такі групи:

1) електрохімічні

2) спектральні (оптичні)

) хроматографічні

) радіометричні

) мас-спектрометричні

Титриметричний метод аналізу

Титриметричним методом аналізу називають метод кількісного аналізу, заснований на вимірі кількості реагенту, потрібного для завершення реакції з цією кількістю речовини, що визначається.

Метод полягає в тому, що до розчину речовини, що визначається, поступово додають розчин реактиву відомої концентрації. Додавання реактиву продовжують до тих пір, поки його кількість не стане еквівалентним кількості реагує з ним визначається речовини.

Кількісні визначення з допомогою об'ємного методу виконуються дуже швидко. Час, необхідний завершення визначення титриметричним методом, вимірюється хвилинами. Це дозволяє без особливих витрат праці проводити кілька послідовних і паралельних визначень.

Основоположником титриметричного аналізу є французький вчений Ж.Л.Гей-Люссак.

Хімічний елемент, проста чи складна речовина, зміст якої визначають у даному зразку аналізованого продукту, називають визначальною речовиною.

До визначених речовин відносять також атоми, іони, пов'язані вільні радикали та функціональні групи.

Тверду, рідку або газоподібну речовину, яка вступає в реакцію з певною речовиною, називають реагентом.

Титрування - це приливання одного розчину до іншого при безперервному змішуванні. Концентрація одного розчину точно відома.

Титрант(стандартний або титрований розчин) - це розчин із точно відомою концентрацією.

Нормальністьрозчину N - кількість грам-еквівалента речовини, що міститься в 1л розчину.

N 1 V 1 =N 2 V 2

Титр(Т) – точна концентрація стандартного розчину (титранта).

Виражають числом грамів розчиненої речовини, що міститься в 1мл розчину, г/мл.

В аналітичній хімії титр - один із способів вираження концентрації розчину.

N- нормальність розчину, г-екв/л

Е-еквівалент розчиненої речовини

Т-титр, г/см 3 (мл).

Хімічні елементи або їх сполуки вступають у хімічні реакції один з одним у певних вагових кількостях, що відповідають їх хімічним еквівалентам (грам-еквівалентам).

Іншими словами, грам-еквівалент однієї речовини реагує з одним грам-еквівалентом іншої речовини.

Приготування титрованого розчину за точним навішуванням вихідної речовини

Першим способом виготовлення розчину точно відомої концентрації, тобто. характеризується певним титром, є розчинення точної навішування вихідної хімічно чистої речовини у воді або іншому розчиннику та розведення отриманого розчину до необхідного об'єму. Знаючи масу розчиненої у воді хімічно чистої сполуки та об'єм отриманого розчину, легко обчислити титр (Т) приготовленого реактиву, г/мл :

Цим способом готують титровані розчини таких речовин, які можна легко отримати в чистому вигляді та склад яких відповідає точно визначеній формулі і не змінюється у процесі зберігання. Зважування речовини проводять у бюксі. Таким шляхом не можна приготувати титровані розчини речовин, що відрізняються великою гігроскопічністю, легко втрачають кристалізаційну воду, піддаються дії двоокису вуглецю повітря і т.д.

Приготування титрованих розчинів по "фіксаналу"

Дуже часто на практиці для приготування титрованих розчинів використовують приготовані на хімічних заводах або спеціальних лабораторіях точно відважені кількості твердих хімічно чистих сполук або точно відміряні обсяги їх розчинів певної нормальності.

Для приготування необхідного титрованого розчину ампулу розбивають над спеціальною лійкою, з пробивним пристроєм, вміст її кількісно переводять у мірну колбу і доводять об'єм водою до мітки.

Зазвичай у ампулах міститься 0,1г-екв речовини, тобто. стільки, скільки потрібно приготування 1л 0,1н. розчину.

Титрування

Титрування проводять наступним чином. Бюретку заповнюють робочим розчином до нульового поділу так, щоб у нижньому кінці її не було бульбашок повітря. Досліджуваний розчин відміряють піпеткою та переносять у конічну колбу. Сюди вливають кілька крапель розчину індикатора, за винятком тих випадків, коли один із взятих розчинів є індикатором. До розчину в колбі поступово доливають розчин із бюретки до зміни забарвлення розчину в колбі. Спочатку розчин з бюретки доливають тонким струменем, безперервно перемішуючи титрований розчин обертанням колби. У міру титрування робочий розчин доливають все повільніше і до кінця титрування його додають по краплях.

Необхідно під час титрування лівою рукою керувати затискачем бюретки, а правою одночасно обертати колбу з рідиною, що титрується, перемішуючи, таким чином, титрований розчин.

Результати титрування будуть правильними, якщо в кінці титрування забарвлення розчину, що титрується, різко зміниться від однієї краплі робочого розчину. Щоб перехід забарвлення розчину був краще помітний, колбу з розчином, що титрується, під час титрування поміщають на білу підставку.

Після кожного титрування відраховують за шкалою бюретки обсяг витраченого робочого розчину та результат відліку записують до лабораторного журналу. Кожен розчин титрують не менше трьох разів, результати титрування не повинні відрізнятись один від одного більш ніж на 0,1 мл. Концентрацію розчину обчислюють за середнім значенням.

Індикатори

Індикаторами називаються речовини, за допомогою яких встановлюють момент еквівалентності між розчинами, що титруються. Як індикатори найчастіше застосовують речовини, здатні давати з однією з реагуючих речовин, легко помітну кольорову реакцію. Наприклад, крохмаль, взаємодіючи з розчином йоду, забарвлюється інтенсивно синій колір. Отже, крохмаль-індикатор на вільний йод. Один і той же індикатор у різних умовах часто набуває різного забарвлення. Наприклад, фенолфталеїн у кислому та нейтральному середовищі безбарвний, а в лужному середовищі приймає червоно-фіолетове забарвлення.

Іноді індикатором є безпосередньо одна з реагуючих речовин. Наприклад, розчин окислювача KMnO 4 у кислому середовищі при поступовому додаванні відновника до нього знебарвлюється. Як тільки в розчині з'явиться надмірна крапля KMnO 4 розчин пофарбується в блідо-рожевий колір.

Методи встановлення точок еквівалентності

Встановлення кінцевої точки титрування або точки еквівалентності є найважливішою операцією титриметричного методу аналізу, оскільки від точності визначення точки еквівалентності залежить точність результатів аналізу. Зазвичай кінець титрування встановлюють за зміною забарвлення розчину, що титрується, або індикатора, що вводиться на початку або в процесі титрування. Застосовують також і безіндикаторні методи, засновані на використанні спеціальних приладів, що дозволяють судити про зміни, що відбуваються в розчині, що титрується, в процесі титрування. Такі методи називають фізико-хімічними чи інструментальними методами визначення точок еквівалентності. Вони засновані на вимірі електропровідності, значень потенціалів, оптичної щільності та інших фізико-хімічних параметрів розчинів, що титруються, які різко змінюються в точці еквівалентності.

Точку еквівалентності можна визначити такими методами:

) візуально - щодо зміни кольору розчину, якщо визначувану речовину або реагент пофарбовані; оскільки в точці еквівалентності концентрація речовини, що визначається, зменшується до мінімуму, а концентрація реагенту починає підвищуватися.

) візуально - по появі помутніння або за зміною забарвлення розчину, що викликається утворенням продуктів реакції, або індикатора, якщо вони безбарвні.

) фізико-хімічними методами з подальшим аналізом кривих титрування, що відображають зміни фізико-хімічних параметрів титрованих розчинів, що відбуваються в процесі титрування, незалежно від забарвлення. Точку еквівалентності встановлюють перетином кривих або по стрибку кривої титрування.

Класифікація титрування

)Метод нейтралізаціїзаснований на використанні реакцій нейтралізації кислот, основ, солей слабких кислот або слабких основ, що сильно гідролізуються у водних розчинах, різноманітних неорганічних та органічних сполук, що виявляють у неводних розчинах кислі або основні властивості, та ін.

)Метод окислення-відновленнязаснований на використанні реакцій окислення-відновлення елементів, здатних переходити з нижчих ступенів окислення у вищі, і навпаки, а також іонів та молекул, які реагують з окислювачами або відновниками, не піддаючись безпосередньому окисленню чи відновленню.

)Метод осадженнязаснований на використанні реакцій осадження.

)Метод комплексоутвореннязаснований на використанні реакцій комплексоутворення, з яких найбільше широко застосовують реакції іонів металів з так званими комплексонами.

Посуд для титрування.

Мірні колбислужать для виміру обсягів розчинів, приготування розчинів певної концентрації. Об'єм рідини, що вміщується колбою, виражають у мілілітрах. На колбі вказують її ємність та температуру (20 0 С), при якій ця ємність виміряна.

Мірні колби бувають різної ємності: від 25 до 2000 мл.

Піпеткислужать для відмірювання невеликих об'ємів розчинів та перенесення певного об'єму розчину з однієї судини в іншу. Об'єм рідини, що вміщається піпеткою, виражають у мілілітрах. На розширеній частині піпетки вказують її ємність та температуру (зазвичай 20 0 С), за якої ця ємність виміряна.

Піпетки бувають різної ємності: від 1 до 100мл.

Вимірювальні піпетки невеликої ємності не мають розширення та градуйовані на 0,1-1мл.

Бюреткиявляють собою вузькі, градуйовані по довжині скляні циліндричні трубки. Один кінець бюретки звужений і має скляний кран або гумову трубку, з'єднану з капіляром, через який з бюретки виливається розчин. Гумова трубка затискається зовні металевим затискачем. При натисканні на затиск вказівним та великим пальцями, з бюретки виливається рідина.

Добре вимиту бюретку 2-3 рази обполіскують дистильованою водою, а потім розчином, яким її наповнюватимуть. У капілярі крана не повинно залишатися бульбашок повітря. При відліках поділів очей спостерігача має бути лише на рівні меніска. Об'єм світлих рідин відраховують по нижньому меніску, темних, наприклад, KMnO 4 I 2 - по верхньому.

Конічна колба

Мірні циліндри

Обчислення в об'ємному аналізі

Грам-еквівалент

Грам-еквівалентом називається кількість грамів речовини, еквівалентна (хімічно рівноцінна) грам-атому або грам-іону водню в даній реакції. З цього визначення випливає, що грам-еквівалент однієї й тієї ж речовини в різних реакціях може бути різним. Наприклад, Na 2 CO 3 з кислотою може реагувати двояко:

Na 2 CO 3 +HCI= NaНСО 3 +NaCI (1) 2 CO 3 +2HCI= NaCI +Н 2 СО 3 (2)

В реакції (1) одна грам-молекула Na 2 CO 3 реагує з однією грам-молекулою HCI, що відповідає одному грам-атом водню. У цій реакції грам-еквівалент Na 2 CO 3 дорівнює молю М(Na 2 CO 3), що виражається рівністю Е(Na 2 CO 3)= М(Na 2 CO 3). В реакції (2) одна грам молекула Na 2 CO 3 реагує з двома молями HCI. Отже,

Е(Na 2 CO 3)= =53 р.

Нормальні та молярні розчини

Нормальністьрозчину N - кількість грам-еквівалента речовини, що міститься в 1л розчину.

Молярністьрозчину вказує, скільки молей розчиненої речовини міститься в 1л розчину.

Знаючи концентрацію розчину, виражену в грамах на певний об'єм, можна обчислити нормальність та молярність його:

приклад: У 250 мл розчину гідроксиду кальцію міститься 3,705 г Са (ОН) 2 . Обчислити нормальність та молярність розчину.

Рішення: Спочатку обчислимо, скільки грамів Са (ОН) 2 міститься в 1л розчину:

3,705г Са (ОН) 2 - 250 мл Х = 14,82 г/л

Х г Са (ВІН) 2 - 1000 мл

Знайдемо грам-молекулу та грам-еквівалент:

М (Са (ВІН) 2) = 74,10 р. Е (Са (ВІН) 2) = 37,05г.

Нормальність розчину:

05г/л – 1н. Х = 0,4 н.

14,82 г/л – Х н.

Молярність розчину:

10г/л - 1моль Х=0,2М

82г/л - Х моль

Знаючи нормальність чи молярність розчину, можна обчислити його титр.

приклад: Обчислити титр 0,1 н. розчину H 2 SO 4 за NaOH.

Рішення:

ТH 2 SO 4 / NaOH = г/мл

В об'ємному аналізі застосовують кілька методів обчислення.

) Обчислення нормальності аналізованого розчину за нормальним робочим розчином. При взаємодії двох речовин NaOH грам-еквівалент однієї речовини реагує з грам-еквівалентом іншої. Розчини різних речовин однієї й тієї нормальності містять у рівних обсягах однакове число грам-еквівалентів розчиненої речовини. Отже, однакові обсяги таких розчинів містять еквівалентну кількість речовини. Тому, наприклад, для нейтралізації 10мл 1н. HCI потрібно витратити рівно 10 мл 1н. розчину NaOH.

Розчини однакової нормальності вступають у реакцію у рівних обсягах.

Знаючи нормальність одного з двох реагуючих розчинів та їх обсяги, що витрачаються на титрування один одного, легко визначити невідому нормальність другого розчину. Позначимо нормальність першого розчину через N 2 та його об'єм через V 2 . Тоді на підставі сказаного можна скласти рівність:

V 1 N 1 =V 2 N 2

приклад.Визначити нормальність розчину соляної кислоти, якщо відомо, що для нейтралізації 30,00 мл її знадобилося 28,00 мл 0,1100 н. розчину NaOH.

Рішення .

HCI V HCI = N NaOH V NaOH

N HCI = = .

) Обчислення кількості визначається речовини по титру робочого розчину, вираженому в грамах речовини, що визначається. Титр робочого розчину в грамах визначається речовини дорівнює числу грамів визначається речовини, яка еквівалентна кількості речовини, що міститься в 1 мл робочого розчину. Знаючи титр робочого розчину по визначеній речовині T= і обсяг робочого розчину, витраченого на титрування, можна обчислити число грамів (масу) речовини, що визначається.

приклад.Обчислити відсотковий вміст Na 2 CO 3 у зразку, якщо титрування навішування 0, 100 гр. витрачено 15,00 мл 0,1 н. HCI.

Рішення.

М (Na 2 CO 3) = 106,00 грн. Е(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 р.

Відсотковий вміст Na 2 CO 3 дорівнює

3) Обчислення числа міліграм-еквівалентів досліджуваної речовини.Помноживши нормальність робочого розчину на його об'єм, витрачений на титрування досліджуваної речовини, отримаємо число міліграм-еквівалентів розчиненої речовини в відтитрованій частині досліджуваної речовини. Маса речовини, що визначається, дорівнює:

(Гр.)

Статистична обробка результатів аналізу

При аналізі речовин (проб) зазвичай проводять кілька паралельних визначень. При цьому окремі результати визначень повинні бути близькими за величиною та відповідати справжньому змісту компонентів (елементів) у досліджуваній речовині (пробі).

Існують два фактори, за якими аналітик судить про отримані результати аналізу

1) Відтворюваність отриманих результатів.

2) Відповідність їх складу речовини (проби)

Відтворюваність результатів аналізу залежить від випадкових помилок аналізу. Чим більша випадкова помилка, тим більше розкид значень при повторенні аналізу. Випадкова помилка може мати розмірність вимірюваних величин (мг, мг/л) або може бути виражена у відсотках. Отже, відтворюваність визначає ймовірність того, що результати наступних вимірювань виявляться в певному заданому інтервалі, в центрі якого знаходиться середнє значення всіх визначень, виконаних цим методом.

На відміну від випадкових помилок, систематичні помилки впливають на всі виміри завжди однаково.

Мета всіх аналітичних визначень і досліджень зводиться до знаходження результатів, найбільш близьких до справжнього складу або справжнього змісту компонентів проби.

Для оцінки точності чи надійності результатів аналітичних визначень користуються статистичною обробкою результатів та обчислюють такі величини:

1) Середнє арифметичне

) Дисперсію

Середню квадратичну помилку

S =

3) Середню квадратичну помилку середнього арифметичного

a = 0, 95; R=2

4)
Довірчий інтервал

Методи кислотно-основного титрування, або методи нейтралізації

Методи нейтралізації ґрунтуються на застосуванні реакцій нейтралізації. Основним рівнянням процесу нейтралізації у водних розчинах є взаємодія іонів гідроксонію (або водню) з іонами гідроксилу, що супроводжується утворенням слабодисоційованих молекул води:

H 3 O + +OH - →2H 2 O або

H + +OH - →H 2 O

Методи нейтралізації дозволяють кількісно визначати кислоти (за допомогою титрованих розчинів лугів), основи (за допомогою титрованих розчинів кислот) та інші речовини, що реагують у стехіометричних співвідношеннях із кислотами та основами у водних розчинах.

Техніка визначення полягає в тому, що до певної кількості розчину основи (або кислоти) поступово доливають з бюретки титрований розчин кислоти (або основи) до точки еквівалентності. Кількість основи (або кислоти), що міститься в досліджуваному розчині, обчислюють за обсягом титрованого розчину кислоти (або основи), витраченого на нейтралізацію певного об'єму розчину аналізованого зразка або навішування досліджуваного продукту.

Кислотність або лужність розчину визначають за допомогою індикаторів. Для прояву фарбування достатньо додати досліджуваний розчин лише 1-2 краплі 0,1% розчину індикатора. Кольори різних індикаторів у розчинах кислот та лугів наведені у таблиці.

Таблиця 1. Забарвлення індикаторів у розчинах лугів та кислот.

Розглянемо конкретний приклад. Нехай є розчин NaOH невідомої концентрації. 10,0 мл цього розчину помістили в колбу та додали 1 краплю слабкого розчину фенолфталеїну. Розчин забарвився малиновий колір (рис.1а).

Титрування сильної кислоти сильною основою

А) Приготування 0,1 зв. розчину HCI

Для приготування 0,1 н. розчину HCI беруть кислоту меншої концентрації, приблизно 20%. Визначають щільність її ареометром (вона дорівнює 1140), для цього кислоту наливають у високий скляний циліндр, діаметр якого перевищує діаметр кульки ареометра. Обережно опускають ареометр в рідину і стежать, щоб він вільно плавав, не торкаючись стінок циліндра. Відлік ведуть за шкалою ареометра. Розподіл шкали, що збігається з рівнем рідини, показує щільність розчину. Потім дізнаються відсоткову концентрацію (довідник) і розраховують, скільки цієї кислоти слід брати, щоб отримати 500 мл 0,1н. розчину HCI.

C (HCI) = 28, 18%

Розрахунок навішування на об'єм мірної колби (250мл.)

m= = 36, 5 * 0, 1 * 0, 25 = 0, 92 гр.

гр. вихідної кислоти міститься --- 28,18 гр. х.ч. HCI.

Х грн. --- 0,92 гр. HCI.

Х= 3,2 грн. х.ч. HCI.

Щоб не відважувати соляну кислоту, а відміряти мензуркою, обчислимо об'єм 28,18% кислоти, необхідний для приготування розчину. Для цього масу 28,18% кислоти ділимо на щільність:

V= = =2, 8 мл. HCI

Потім відміряють 2,8 мл кислоти, переносять у мірну колбу на 500 мл і доводять об'єм розчину до мітки, закривши колбу пробкою, перемішують. Отримавши приблизно 0,1 зв. розчин HCI, встановлюють титр та нормальну концентрацію його розчину тетраборату натрію.

Б) Приготування 0,1 н. розчину тетраборату натрію (бури)

Для визначення титру розчину HCI беруть кристалогідрат тетраборату натрію. Це сіль задовольняє майже всім вимогам до вихідних речовин, але відносно мало розчиняється в холодній воді. Для встановлення титру HCI або сірчаної кислоти використовують перекристалізований продукт.

При розчиненні тетраборату натрію у воді протікає реакція гідролізу:

В 4 О 7 2- + 5H 2 O D 2H 2 BO 3 - + 2H 3 BO 3

H 2 BO 3 іони, у свою чергу, піддаються гідролізу:

H 2 BO 3 - +H 2 OD OH - + H 3 BO 3

Іони відтитруються кислотою, і гідроліз іде остаточно. Сумарно реакцію титрування можна виразити рівнянням:

У 4 Про 7 2- +2H + +5 H 2 OD 4H 3 BO 3

Е (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 грн. --- 0,1 н.

Для розчинення тетраборату натрію наливають у колбу приблизно ½ об'єму колби дистильованої води, нагрівають на водяній бані, перемішуючи вміст колби обертальним рухом до повного розчинення солі. Після розчинення колбу з тетраборатом натрію охолоджують до кімнатної температури і доводять до мітки дистильованою водою спочатку невеликими, а потім по краплях, застосовуючи капілярну піпетку. Закривши колбу пробкою, ретельно перемішують.

При розрахунку титру та нормальної концентрації розчину тетраборату натрію використовують формули:

Т(Na 2 B 4 O 7 10H 2 O)= (г/мл)

N (Na 2 B 4 O 7 10H 2 O) = (г-екв/л)

В) Визначення титру розчину HCI тетраборату натрію методом піпетування.

Беруть чисту піпетку на 10 мл, обполіскують розчином натрію тетраборату (з мірної колби). Наповнюють піпетку розчином до мітки і переносять для титрування в іншу колбу, додають 2-3 краплі індикатора оранжевого метилового. Бюретку перед титруванням промивають двічі невеликою кількістю HCI і потім наповнюють її, доводячи меніск до нульової межі. Перевіривши, чи немає в капілярній трубці ("носику") бульбашок повітря, починають титрувати до появи блідо-червоного кольору. Титрування повторюють 3 рази та обчислюють середню величину.

титрування15,0 мл HCI

2 титрування 14,8 мл HCI V СР = 14,76 мл

3 титрування 14,5 мл HCI

Після титрування проводять обчислення нормальної концентрації HCI розчину. Нормальність кислоти обчислюють за середнім значенням із трьох визначень. Розрахунок ведуть за такою формулою:

NСОЛІ VСОЛІ= NКИСЛ VКИСЛ

N HCI =

N HCI == 0, 06775 (г-екв/л)

Г) Приготування розчину титрованого гідроксиду натрію

Реактиви натрію гідроксиду нерідко містять домішки карбонату натрію, і тому для точних робіт розчин лугу повинен бути хімічно чистим.

При визначенні титру розчину натрію гідроксиду по хлороводневій кислоті беруть мірну колбу на 100 мл. Невідомої кількості NaOH доливають дистильовану воду до мітки, закривають пробкою і перемішують. Потім піпеткою на 10 мл беруть розчин лугу з мірної колби і переносять у колбу для титрування, додають 2-3 краплі Фенолфталеїну і титрують хлороводневою кислотою до знебарвлення. Титрування повторюють 3 рази та розраховують середню величину.

Е титрування-1,8 мл

2-е титрування-1,7 мл V СР = 1,7 мл

3-е титрування-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.

Статистична обробка результатів аналізу

) 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=±aa=(0,04606±4*10 - 3)

Визначення гідроксиду натрію та карбонату натрію при спільній їх присутності

Гідроксиди натрію та калію з повітря поглинають СО 2 і перетворюються на карбонати:

NaOH + СО 2 ŽNa 2 CO 3 + H 2 O

Тому як тверда речовина, так і розчини цих реагентів часто мають домішок карбонатів. У лабораторній практиці часто доводиться визначати карбонат натрію в присутності гідроксиду натрію. Для цього можна застосовувати 2 способи: перший - фіксуванням (на кривій титрування Na 2 CO 3) двох точок еквівалентності (спосіб Уордера); другий - титруванням розчину NaOH, осадивши спочатку карбонат-іон CO 3 2 - за допомогою іону барію Ba 2+ (спосіб Вінклера).

За першим способом титрування суміші карбонату натрію та гідроксиду натрію хлороводневою кислотою виражається такими рівняннями:

NaOH + Na 2 CO 3 +2HCI g 2NaCI + NaHCO 3 + H 2 O 3 + HCIg NaCI+ H 2 O+ 2 h

Перша фаза закінчується при pH8,3 в області переходу забарвлення індикатора фенолфталеїну, а друга при pH3,85 в інтервалі зміни забарвлення оранжевого метилового. Отже, у першій точці еквівалентності відтитрують з фенолфталеїном весь NaOH і половину Na 2 CO 3 , а в другій половину карбонату натрію, що залишилася, дотитрують з метиловим помаранчевим.

Взяття навішування NaOH

Розрахунок навішування на об'єм мірної колби (250 мл):

Mr (NaOH) = 40 m = ==1 гр.NaOH

Е(NaОH) = 40 р.

Взяття навішування Na 2 CO 3

Mr (Na 2 CO 3) = 106 m = =53*0, 1*0, 25= 1,3 гр . Na 2 CO 3

Е(Na 2 CO 3)=53 г

Хід роботи

Наважку NaOH і Na 2 CO 3 поміщають в мірну колбу на 250 мл, розчиняють дистильованою водою і доводять об'єм до мітки.

Потім беруть піпеткою 10 мл даного розчину, переносять в іншу колбу і додають 4-5 крапель 0,1% розчину фенолфталеїну і титрують розчином HCI до знебарвлення.

Витрачену кількість HCI відміряють по бюретці та записують. Потім додають у цю колбу з розчином 2-3 краплі метилового помаранчевого, отримують жовте забарвлення аналізованого розчину і титрують з тієї ж бюретки HCI до появи помаранчевого фарбування. Знову роблять відлік по бюретці. Титрування повторюють 3 рази і, як завжди, беруть середню величину.

а) титрування з фенолфталеїном:

1) 12,2 мл HCI

) 12,1 мл HCI V ср = 12,06 мл HCI

2. N NaOH = NaOH = =0,048 (г-екв/л)

Обчислюємо кількість грамів гідроксиду натрію, що знаходиться в 250 мл розчину:

m = =0, 6775(г)

Ттакож обчислюються концентрація розчину і кількість карбонату натрію:

N (Na 2 CO 3) = = 0,06715 (г-екв/л) = =0, 8976 (г)

Для підвищення точності аналізу рекомендується: а) титрування з фенолфталеїном вести обережно, особливо до кінця, щоб зменшити можливість утворення вугільної кислоти; б) зменшити поглинання 2 з повітря аналізованим розчином, для чого не слід давати стояти розчину у відкритій колбі до титрування, обережно перемішувати його в процесі титрування.

Контрольна робота

Титрування з фенолфталеїном:

1) 4, 4 мл HCI

2) 4,4 мл HCI

3) 4,6 мл HCI

Титрування з метиловим помаранчевим:

1) 6,3 мл HCI

2) 6,4 мл HCI

3) 6,3 мл HCI

1) Отже, на титрування NaOH і половини Na ​​2 CO 3 витратили 4,6 мл HCI, а весь NaOH і Na 2 CO 3 - 6,6мл HCI;

на половину Na 2 CO 3 - (6,3-4,4) = 1,9 мл

на всю кількість Na 2 CO 3 - (1,9 * 2) = 3,8 мл

2) на титрування NaOH та половини Na ​​2 CO 3 витратили 4,8 мл HCI, а на весь NaOH та Na 2 CO 3 6,7мл HCI.

на половину Na 2 CO 3 -(6,4-4,4) = 2мл

на всю кількість Na 2 CO 3 - (2*2)=4 мл

на титрування NaOH - (6,4-4) = 2,4 мл

) на титрування NaOH і половини Na ​​2 CO 3 витратили 5 мл HCI, а на весь NaOH і Na 2 CO 3 6,8 мл HCI.

на половину Na 2 CO 3 - (6,3-4,6) = 1,7 мл

на вся кількість Na 2 CO 3 - (2*1,7) =3,4 мл

на титрування 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

Використана література

1) Васильєв В.П. Аналітична хімія, частина I Москва 1989

2) Золотов Ю.А. Аналітична хімія: проблеми та досягнення Москва 1992

) Крешков А.П. Основи аналітичної хімії, частина II

) Логінов, Шапіро С.А. Аналітична хімія Москва1971

Загальні засади титриметричного методу.У виробничої, природоохоронної, наукової діяльності постійно доводиться з'ясовувати склад тієї чи іншої продукту, сировини, природного чи штучного матеріалу. Ці завдання вирішуються методами аналітичної хімії. При цьому може здійснюватись якісний аналіз, коли достатньо встановити наявність або відсутність в аналізованій пробі певних речовин, або кількісний аналізколи з'ясовують, які речовини і в якій кількості входять до складу (у вигляді основного компонента або як домішки) аналізованої проби.

Одним із найбільш поширених та точних методів кількісного хімічного аналізу є титриметричний метод аналізу. Така назва вказує, що при здійсненні методу виробляють процес титрування, Що полягає в поступовому додаванні одного розчину до певного обсягу іншого розчину. При цьому використовується та очевидна обставина, що реакція між двома речовинами протікає доти, доки одна з них не буде витрачена. За рівнянням реакції можна розрахувати кількість одного з реагентів, якщо відомо, скільки вступило в реакцію іншого реагенту.

Титриметричний метод кількісного аналізу заснований на точному вимірі обсягів розчинів реагуючих речовин, концентрація одного з яких точно відома (розчини з відомою концентрацією називаються стандартними*). Певний об'єм одного розчину титруютьіншим розчином. Титрування припиняють, коли речовина в розчині, що титрується, витрачається повністю в результаті реакції, що відбувається. Цей момент називається точкою еквівалентностіі відповідає тому, що кількість речовини (число моль) у доданому розчині ( титранте) стає еквівалентною кількості речовини, що міститься в розчині, що титрується (момент досягнення точки еквівалентності визначають за зміною забарвлення індикатора- Про індикатори див. далі).

Техніка виконання титрування. ІндикаториДля додавання титранта до розчину, що титрується, використовують бюретку- Скляну вузьку і довгу трубку, на якій нанесено градуювання десятих часток мілілітра (див. рис. на першій сторінці обкладинки). Випускний пристрій знизу бюретки дозволяє точно регулювати швидкість додавання титранта (від струменя до окремих крапель) і виміряти обсяг доданого титранта. У лабораторній практиці зазвичай користуються бюретками на 25 мл.

Певну кількість розчину, що титрується (у більшості випадків це досліджуваний розчин) відміряють і переносять в конічну колбу. Туди вливають кілька крапель розчину індикатора. До розчину в колбі поступово додають з бюретки титрант (у більшості випадків і в дослідах, що виконуються в даній роботі, (але не завжди!) Розчин, що титрується, є досліджуваним розчином, а титрант - стандартним). При досягненні точки еквівалентності забарвлення індикатора змінюється, титрування припиняють і вимірюють за шкалою бюретки об'єм доданого титранта, значення якого використовують для розрахунків.

Забарвлення індикатора залежить від концентрації речовин, які у розчині. Наприклад, забарвлення індикаторів, що застосовуються в кислотно-основному титруванні (методі нейтралізації), залежить від концентрації іонів водню в розчині:

Якщо титрувати лужний розчин кислотою в присутності метилового помаранчевого, то забарвлення титруемого залишатиметься жовтим аж до повної нейтралізації лужного компонента, що означає досягнення точки еквівалентності; при цьому індикатор змінює забарвлення з жовтим на помаранчеве. Якщо додати хоча б одну краплю надлишкової кислоти, забарвлення стає червоно-рожевим. У такому разі кажуть, що «розчин перетитровано». При цьому виміряний по бюретці об'єм титранта більший, ніж об'єм, насправді необхідний для нейтралізації; це робить помилку в наступні розрахунки.

У титрметрії, крім методу нейтралізації, існують інші методи, в яких використовуються свої індикатори, що змінюють забарвлення в залежності від присутності будь-яких речовин в розчині.

Хімічний еквівалент та молярна концентрація еквівалента.Які кількості речовин є еквівалентними одна одній, визначається рівнянням реакції. Наприклад, у реакції нейтралізації:

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

реагують без залишку 1 моль лугу та 1 моль кислоти. Але при взаємодії гідроксиду натрію із сірчаною кислотою:

NaOH + ½H 2 SO 4 = ½Na 2 SO 4 + H 2 O

на нейтралізацію 1 моля лугу достатньо ½ моля сірчаної кислоти. Прийнято вважати, що один моль HCl (як і один моль NaOH) є одним хімічний еквівалент. У той же час ½ молячи сірчаної кислоти також представляє один хімічний еквівалент. Звідси випливає, що співвідношення, при якому речовини прореагують одна з одною без залишку, треба обчислювати не за кількістю молей цих речовин, а за їх кількістю молей еквівалентів. Таким чином, для вираження вмісту речовин у розчинах, що використовуються в титриметрії, зручно використовувати концентрацію (див. розділ загальної хімії «Способи вираження концентрацій розчинів»), що показує, скільки молей еквівалента речовини знаходиться в одиниці об'єму (одному літрі) розчину. Це так звана молярна концентрація еквівалента (Зн, моль екв/л). Раніше для цієї концентрації використовувалася назва « нормальна концентрація" (одиниця виміру мг-екв/л), яке нині виключено з нормативних документів: ГОСТів, методик тощо. Однак ця стара назва продовжує широко вживатися в практичній роботі. Відповідно, характеризуючи значення Зн, як і раніше кажуть, що розчин має певну нормальність; наприклад, розчин з концентрацією 2 моль екв/л називають двонормальним, 1 моль екв/л - нормальним, 0,1 моль екв/л - децинормальним і позначають відповідно 2 н., 1 н., 0,1 н. і т.д. У цьому навчальному посібнику такі терміни та позначення також використовуються.

Поняття хімічного еквівалента дозволяє врахувати, що одна молекула речовини може бути в реакції рівноцінна двом, трьом і навіть більшій кількості молекул іншої речовини. Хімічним еквівалентом речовини називається така кількість (число моль) або маса цієї речовини, яка в хімічних реакціях еквівалентна (тобто приєднує, заміняє, виділяє) 1 моль (або 1 г) іонів воднюН + або атомарного воднюН. Для кислот та основ величина молярної маси хімічного еквівалента Mекв, розраховується з молярної маси Mз урахуванням числа іонів водню, що відщеплюються молекулою кислоти або числа гідроксид-іонів, що відщеплюються молекулою основи при дисоціації:

; .

Таким чином, показують, яка маса із загальної маси молячи речовини еквівалентна реакції одного молю однозарядних іонів. Аналогічно, при знаходженні молярної маси хімічного еквівалента окремого іона, молярну (або атомну) масу іона ділять на його заряд z, обчислюючи, яка маса посідає одиничний заряд:

.

Розрахунок еквівалентної молярної маси іонів магнію та кальцію наведено у підрозділі 1.1. при розгляді одиниць виміру жорсткості.

Розрахунок концентрації аналізованого розчину.Очевидно, що більший обсяг стандартного розчину титранту Vстанд витрачено на досягнення точки еквівалентності і чим більша концентрація цього титранта Cстанд (тут і далі йдеться лише про нормальну концентрацію, тому індекс «н» у позначенні Cн можна опустити), тим більше концентрація C xаналізованого титрованого розчину, тобто. при розрахунку виявляється, що
C x ~ Cстанд · Vстанд. У той же час, титранта треба витратити тим більше, чим більше взято вихідного розчину, що титрується; щоб це врахувати, при розрахунку C xдобуток об'єму та концентрації витраченого титранту слід віднести до об'єму розчину, що титрується. V x:

.

1.4.2. Визначення карбонатної твердості води

Для визначення карбонатної жорсткості титрують деякий обсяг досліджуваної води стандартним розчином соляної кислоти у присутності індикатора оранжевого метилового. При цьому протікають реакції з гідрокарбонатами:

Ca(HCO 3) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O;

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O;

та карбонатами:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O;

MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + CO 2 + H 2 O.

При досягненні точки еквівалентності, коли прореагують усі карбонати та гідрокарбонати, індикатор змінює забарвлення з жовтим на помаранчеве.

1.4.3. Визначення загальної жорсткості води

При визначенні загальної жорсткості використовують метод титрування, який називається комплексонометричним методом, тому що в ньому використовуються речовини із загальною назвою комплексони. Один з комплексонів, що найбільш широко застосовується -
трилон Б(Це торгова марка, під якою вперше було випущено цей хімічний продукт). Він є похідним органічної кислоти, у складі молекули якого присутні два атоми водню, здатні заміщатися на атоми металу. Не розглядаючи будови молекули трилону Б, використовуємо її узвичаєне умовне позначення: H 2 Y.

Визначення полягає в тому, що іони кальцію і магнію утворюють розчинні комплексні сполуки з Трилоном Б:

Ca 2+ + H 2 Y → + 2H +;

Mg 2+ + H 2 Y → + 2H +.

Як індикатори використовують реактиви, які дають з іонами, що визначаються, характерно пофарбовані сполуки. При досягненні точки еквівалентності, коли майже всі іони Ca 2+ і Mg 2+ зв'язуються з трилоном Б комплекси та їх концентрація в розчині різко зменшується, забарвлення розчину змінюється. Титрування необхідно проводити в слаболужному середовищі (для зв'язування іонів водню, що утворюються), тому до титрованого розчину крім індикатора додають так званий буферний розчин, який забезпечує сталість величини pH (при здійсненні даного титрування додають аміачний буферний розчин, що підтримує сталість pH в межах 8…10 одиниць).

ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА

1. Методом кислотно-основного титрування визначити карбонатну твердість водопровідної води.

2. Методом комплексонометричного титрування визначити загальну жорсткість водопровідної води.

3. За експериментальними даними зробити висновок про рівень жорсткості дослідженої води та розрахувати величину постійної жорсткості.

Досвід 1. Визначення карбонатної твердості

У дві конічні колби налити по 100 мл води, що досліджується (водопровідної) (відміривши її мірним циліндром), додати
5-6 крапель розчину індикатора метилового оранжевого. Один із колб є контрольної, тобто. використовується, щоб помітити зміну фарбування розчину в іншій колбі під час титрування. Записати початковий рівень титранта у бюретці.

Перед титруванням переконуються, що у бюретці достатньо розчину, а скляний носик повністю заповнений рідиною. Пухирці повітря з носика видавлюють потоком рідини, повернувши трубку носика вгору під кутом близько 45°. Випускний пристрій бюретки представляє гумову трубку зі скляною кулькою всередині. Для витікання рідини злегка відтягують великим та вказівним пальцем стінку трубки від кульки, щоб між ними утворився просвіт. Наповнюють бюретку через вирву, після чого виймають вирву з верхнього отвору; якщо цього не зробити, під час титрування з лійки може стекти розчин, що залишився в ній, і вимірювання об'єму виявиться неточним.

При необхідності долити розчин титранту до бюретки, довівши рівень до нульового поділу. У другу колбу із бюретки додавати 0,1 н. розчин соляної кислоти до переходу забарвлення індикатора з жовтого в помаранчеву (отримуваний колір, швидше, можна назвати персиковим).

Поверхня рідини в бюретці є широкою увігнутою смугою ( меніск). Відлік значень за шкалою роблять по нижньому краю меніска, око спостерігача має бути на рівні меніска. Титрант із бюретки спочатку доливають досить швидко, безперервно перемішуючи вміст колби обертальними рухами. На кульку натискають лівою рукою, а колбу тримають і перемішують правою рукою. Титрування проводять стоячи! За фарбуванням розчину спостерігають, підклавши під колбу лист білого паперу для кращих умов спостереження. У міру наближення до кінця титрування, про що можна судити за появою в центрі колби «хмарки» рожевого забарвлення, що тут же зникає при подальшому перемішуванні, титрант доливають уже по краплях. Розчин повинен змінити колір від додавання однієї певної краплі; у цей момент рожева «хмарка» не зникне, а пошириться по всьому розчину.

Щоб переконатися у відсутності значних випадкових помилок при виконанні титрування і при відмірюванні об'єму розчину, що титрується, титрування повторюють два-три рази і розраховують середню величину Vстанд, яку надалі використовують для розрахунків.

Записати рівень розчину в бюретці та обчислити об'єм титранта, що пішов на титрування, як різницю кінцевого та початкового відліків. Титрування повторити (можна використовувати контрольну колбу). Розрахувати об'єм стандартного розчину як середнє за результатами двох титрувань. Обчислити карбонатну жорсткість Ж карб досліджуваної води (ммоль екв/л) за формулою:

,

де З HCl – молярна концентрація еквівалента (нормальність) розчину соляної кислоти; V HCl - обсяг соляної кислоти, що пішов на титрування; V моль екв/лдо ммоль екв/л.

Досвід 2. Визначення загальної жорсткості

Титрування проводять у присутності індикатора « хром темно-синій». У конічну колбу налити 25 мл води, що досліджується, і додати дистильованої води до загального об'єму 100 мл (відміряти циліндром). Додати 5 мл аміачного буферного розчину та
5-7 крапель розчину індикатора хрому темно-синього; при цьому розчин набуває винно-червоного забарвлення.

Записати початковий рівень титранта у бюретці. При необхідності долити розчин титранту до бюретки, довівши рівень до нульового поділу. З бюретки по крапляхдодавати 0,1 зв. розчин трилону Б до зміни забарвлення розчину від винно-червоного до синювато-бузкового.

На відміну від титрування у першому досвіді, де реакція протікає практично миттєво, взаємодія трилону Б з кальцієм та магнієм потребує деякого помітного проміжку часу. Щоб не пропустити момент досягнення точки еквівалентності, титрант від початку титрування додають окремими краплями з інтервалом в дві-три секунди, уважно спостерігаючи, чи не змінюється забарвлення титруємого розчину. Якщо приливати титрант швидше, то кілька його потрапить у вже відтитрований розчин, який ще встиг змінити забарвлення; в результаті розчин буде перетитрований, а обсяг пішов на титрування - завищений.

Записати рівень розчину в бюретці та обчислити об'єм титранта, що пішов на титрування, як різницю кінцевого та початкового відліків. Титрування повторити. Розрахувати об'єм стандартного розчину як середнє за результатами двох титрувань. Обчислити загальну жорсткість Ж заг досліджуваної води (ммоль екв/л) за формулою:

,

де ЗТрБ – молярна концентрація еквівалента (нормальність) розчину трилону Б; VТрБ - обсяг трилону Б, що пішов на титрування; Vдослід - обсяг досліджуваної води; 1000 - коефіцієнт переходу від моль екв/лдо ммоль екв/л.

За отриманими даними дійти невтішного висновку про рівень жорсткості дослідженої води.

Нехтуючи вкладом карбонатів у величину постійної жорсткості і вважаючи, що у разі тимчасова жорсткість води збігається з карбонатної жорсткістю, тобто. Жкарб = Жвр, розрахувати постійну жорсткість води по різниці між загальною та тимчасовою жорсткістю.

Ж пост = Ж заг - Жвр.

КОНТРОЛЬНЕ ЗАВДАННЯ

1. У 1 л води міститься 36,47 мг іону магнію та 50,1 мг іону кальцію. Чому дорівнює жорсткість води?

3. Чому дорівнює карбонатна жорсткість води, якщо в 1 л її міститься 0,292 г гідрокарбонату магнію та 0,2025 г гідрокарбонату кальцію?

КОНТРОЛЬНІ ПИТАННЯ

1. Які компоненти визначають твердість природної води?

2. Одиниці виміру жорсткості. Градація природних вод за рівнем твердості.

3. Яку жорсткість називають карбонатною, некарбонатною, тимчасовою, постійною та чому? Які компоненти визначають кожен із названих видів жорсткості?

4. Шкідлива дія твердості води.

5. Реагентні методи усунення різних видів твердості води (написати рівняння відповідних реакцій).

6. Що таке іоніти? Класифікація іонітів за різними критеріями. Іонообмінні процеси. Різні форми
іонітів.

7. Знесолювання та пом'якшення води методом іонного обміну.

8. Два підходи до хімічного аналізу. Сутність титриметричного методу аналізу.

9. Техніка роботи та пристрої при здійсненні титриметричного методу аналізу.

10. Формула для розрахунку концентрації аналізованого розчину в титриметричному аналізі.

11. Реактиви та індикатори, що застосовуються, та рівняння хімічних реакцій при визначенні карбонатної та загальної жорсткості води.

Основна

1. Коровін Н. В.Загальна хімія: навч. для технічних. направ. та спец. вишів. - М.: Вищ. шк., 2007. – 556 с. (також попередні видання)

2. Глінка Н. Л.Загальна хімія: навч. посібник для вузів. - М.: Інтеграл-ПРЕС, 2008. - 728 с. (також попередні видання)

3. Дробашева Т. І.Загальна хімія: навч. для втузів. – Ростов н/Д: Фенікс, 2007. – 448 с.

4. Глінка Н. Л.Завдання та вправи із загальної хімії: навч.
посібник для них. спеціальностей вишів. - М.: Інтеграл-ПРЕС, 2006. - 240 с. (також попередні видання)

5. Лідін Р. А.Завдання з неорганічної хімії: навч. посібник для хім.-технол. вузів / Р. А. Лідін, В.А. Молочко, Л. Л. Андрєєва; за ред. Р. А. Лідіна. - М.: Вищ. шк., 1990. – 319 с.

Додаткова

6. Ахметов Н. С.Загальна та неорганічна хімія: навч. для вузів - М.: Вищ. шк., вид. центр «Академія», 2001. – 743 с. (також попередні видання)

7. Хомченко І. Г.Загальна хімія: навч. для них. вузів -
М.: Нова Хвиля; ОНІКС, 2001. – 463 с.

Навчальне видання

Лабораторний практикум

У двох частинах

Упорядники Валерій Тарасович Фомічов,
Олег Олександрович Кузнечиков, Віра Анатоліївна Андронова та ін.

Макет О.А. Коників

Підписано до друку 25.01.10. Формат 60х84/16.

Папір офсетний. Друк трафаретний. Гарнітура Таймс.

Уч.-вид. л. 4,80. Ум. піч. л. 5,58. Тираж 200 екз. Замовлення №104

Державний освітній заклад
вищої професійної освіти

"Волгоградський державний архітектурно-будівельний університет"

Надруковано у повній відповідності до пред'явленого авторами оригіналу
у секторі оперативної поліграфії ЦІТ

400074, Волгоград, вул. Академічна, 1

хімія

ЛАБОРАТОРНИЙ ПРАКТИКУМ

У двох частинах

Частина 2

Волгоград 2010

* Розрахунок маси одного моля еквівалентаречовини або окремого іона (іноді говорять просто «хімічного еквівалента» і використовують позначення Е) див. далі в матеріалі до роботи «Жорсткість води» (с. 90-91)

*барботування (барботаж) - пропускання через шар рідини газу (або пари), що подається зазвичай через розподільний пристрій з великою кількістю дрібних отворів (барботер) у нижній частині апарату

*Казимир Фаянс (1887-1975) - американський фізикохімік; Н. П. Пєсков (1880-1940) радянський фізикохімік, автор монографії "Фізико-хімічні основи колоїдної науки" (1934 р.)

*Ганс Шульце (1853-1892) - німецький хімік, Вільям Гарді (1864-1934) - англійський біолог; вивчали стійкість колоїдних розчинів

* щоб спростити виклад, тут і далі не розглядається, що MgCO 3 реагує з гарячою водою з утворенням магнію гідроксиду і при кип'ятінні розкладання гідрокарбонату магнію відбувається по реакції:
Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 ↓ + 2CO 2

* за раніше прийнятою термінологією мг-екв/л

* див. примітку на с. 80

* лігнін - полімерне з'єднання, що становить 20-30% від маси деревини; у промисловості отримують як відхід при виробництві целюлози

*використовують також термін титровані розчини, так як для всіх розчинів, що використовуються в титриметрії, значення концентрації завжди можна встановити шляхом титрування іншим відповідним стандартним розчином

Подібна інформація.

Заповнена титрантом до нульової позначки. Титрувати, починаючи з інших позначок, не рекомендується, оскільки шкала бюретки може бути нерівномірною. Заповнення бюреток робочим розчином виробляють через вирву або за допомогою спеціальних пристроїв, якщо бюретка напівавтоматична. Кінцеву точку титрування (точку еквівалентності) визначають індикаторами або фізико-хімічними методами (за електропровідністю, світлопропусканням, потенціалом індикаторного електрода тощо). За кількістю робочого розчину, що пішов на титрування, розраховують результати аналізу.

Види титриметричного аналізу

Титриметричний аналіз може бути заснований на різних типах хімічних реакцій:

• кислотно-основне титрування - реакції нейтралізації;
• окислювально-відновне титрування (перманганатометрія, йодометрія, хроматометрія) - окислювально-відновлювальні реакції;
• осаджувальне титрування (аргентометрія) - реакції, що протікають з утворенням малорозчинної сполуки, при цьому змінюються концентрації іонів, що осаджуються в розчині;
• комплексонометричне титрування - реакції, засновані на утворенні міцних комплексних сполук іонів металів з комплексоном (зазвичай ЕДТА), при цьому змінюються концентрації іонів металів в розчині, що титрується.

Типи титрування

Розрізняють пряме, зворотне титрування та титрування заступника.

• При прямому титруваннідо розчину визначається речовини (аліквоті або навішуванні, титрується) додають невеликими порціями розчин титранту (робочий розчин).

• При зворотному титруваннідо розчину визначається речовини додають спочатку явний надлишок спеціального реагенту і потім титрують його залишок, що не вступив у реакцію.

• При замісне титруваннядо розчину визначається речовини додають спочатку явний надлишок спеціального реагенту і потім титрують один із продуктів реакції між аналізованою речовиною і доданим реагентом.

Див. також

Посилання

Wikimedia Foundation. 2010 .

Вступ

Лабораторний практикум виконується після вивчення теоретичного курсу «Аналітична хімія та ФХМА» та служить для закріплення та поглиблення отриманих знань.

Завданням кількісного аналізу є визначення кількості (змісту) елементів (іонів), радикалів, функціональних груп, сполук або фаз в аналізованому об'єкті. У цьому курсі розглядаються основні методи титриметричного (об'ємного) аналізу, способи титрування та їхнє практичне застосування.

Перш ніж розпочати виконання лабораторного практикуму, студенти проходять інструктаж з техніки безпеки. Перед виконанням кожної роботи студент повинен здати колоквіум за розділами, вказаними викладачем, а також за методикою проведення аналізу. Для цього необхідно:

1) повторити відповідний розділ курсу;

2) докладно ознайомитись з методикою проведення роботи;

3) скласти рівняння хімічних реакцій, що лежать в основі хімічного аналізу, що проводиться;

4) вивчити особливості проведення аналізу з погляду техніки безпеки.

За результатами роботи студенти складають звіт, у якому мають бути зазначені:

· Назва роботи;

· мета роботи;

· теоретичні основи методу: сутність методу, основне рівняння, розрахунки та побудова кривих титрування, вибір індикатора;

· Реактиви та обладнання, що використовуються під час проведення роботи;

· методика аналізу:

Приготування первинних стандартів;

Приготування та стандартизація робочого розчину;

Визначення вмісту досліджуваної речовини у розчині;

· Експериментальні дані;

· Статистична обробка результатів аналізу;

· Висновки.

ТИТРИМЕТРІЧНІ МЕТОДИ АНАЛІЗУ

Титриметричний метод аналізузаснований на вимірюванні об'єму реагенту точно відомої концентрації (титранта), витраченого на хімічну реакцію з речовиною, що визначається.

Процедура визначення (титрування) полягає в тому, що до точно відомого обсягу розчину речовини з невідомою концентрацією з бюретки по краплях додають титрант, до настання точки еквівалентності.

де X- Визначається речовина; R- титрант, P- Продукт реакції.

Точка еквівалентності (тобто)- це теоретичний стан розчину, що настає в момент додавання еквівалентної кількості титранта Rдо визначеної речовини X. Насправді титрант додають до визначається речовині до досягнення кінцевої точкою титрування (к.т.т.), під якою розуміють при візуальної індикації точки еквівалентності момент зміни забарвлення індикатора, доданого розчин. Крім візуальної індикації, точка еквівалентності може бути зареєстрована інструментальними способами. У цьому випадку під кінцевою точкою титрування (к.т.т.) розуміють момент різкої зміни фізичної величини, що вимірюється у процесі титрування (сила струму, потенціал, електропровідність тощо).

У титриметричному методі аналізу використовуються такі типи хімічних реакцій: реакції нейтралізації, реакції окислення-відновлення, реакції осадження та реакції комплексоутворення.

Залежно від типу хімічної реакції, що застосовується, розрізняють такі методи титриметричного аналізу:

– кислотно-основне титрування;

- Осадове титрування;

– комплексонометричне титрування або комплексонометричне;

- Окисно-відновне титрування або редоксиметрія.

До реакцій, які застосовуються в титриметричному методі аналізу, пред'являють такі вимоги:

· Реакція повинна протікати у стехіометричних співвідношеннях, без побічних реакцій;

· реакція повинна протікати практично незворотно (≥ 99,9 %), константа рівноваги реакції К р >10 6 утворюються осади повинні мати розчинність S < 10 -5 моль/дм 3 , а образующиеся комплексы – К уст > 10 -6 ;

· Реакція має протікати з досить великою швидкістю;

· Реакція повинна протікати за кімнатної температури;

· Точка еквівалентності повинна фіксуватися чітко і надійно будь-яким способом.

Способи титрування

У будь-якому методі титриметричного аналізу є кілька способів титрування. Розрізняють пряме титрування, зворотне титрування та титрування по заміщенню .

Пряме титрування– до розчину речовини, що визначається, додають по краплях титрант до досягнення точки еквівалентності.

Схема титрування: X + R = P.

Закон еквівалентів для прямого титрування:

C (1/z) X V X = C (1/z) R V R . (2)

Кількість (масу) визначається речовини, що міститься в досліджуваному розчині, обчислюють, використовуючи закон еквівалентів (для прямого титрування)

m Х = C (1/z)R V R M (1/z) Х٠10 -3 , (3)

де C (1/z) R– молярна концентрація еквівалента титранту, моль/дм 3 ;

V R- Об'єм титранта, см 3;

M ( 1/ z) Х- Молярна маса еквівалента визначається речовини;

C (1/z) Х– молярна концентрація еквівалента визначається речовини, моль/дм 3 ;

V Х- Об'єм визначається речовини, см 3 .

Зворотне титрування– використовують два титранти. Спочатку
до аналізованого розчину додають точний об'єм першого титранта ( R 1), взятий у надлишку. Залишок непрореагував титрант R 1 відтитрують другим титрантом ( R 2). Кількість титранта R 1, витраченого
на взаємодію з аналізованою речовиною ( Х) визначають по різниці між доданим обсягом титранта R 1 (V 1) та обсягом титранта R 2 (V 2) витраченого на титрування залишку титранта R 1.

Схема титрування: X + R 1фіксований надлишок = P 1 (R 1залишок).

R 1залишок + R 2 = P 2.

При використанні зворотного титрування закон еквівалентів записується так:

Масу речовини, що визначається, у разі зворотного титрування обчислюють за формулою

Спосіб зворотного титрування застосовується в тих випадках, коли для прямої реакції неможливо підібрати відповідний індикатор або вона протікає з кінетичною скрутою (низька швидкість хімічної реакції).

Титрування по заміщенню (непряме титрування)- застосовують у тих випадках, коли пряме або зворотне титрування речовини, що визначається, неможливо або викликає труднощі або відсутній відповідний індикатор.

До визначеної речовини Хдодають будь-який реагент Ау надлишку, при взаємодії з яким виділяється еквівалентна кількість речовини Р. Потім продукт реакції Рвідтитрують відповідним титрантом R.

Схема титрування: X + Анадлишок = P1.

P 1 + R = P2.

Закон еквівалентів для титрування заміщення записують наступним чином:

Оскільки кількість еквівалентів визначеної речовини Хта продукту реакції Роднакові, розрахунок маси речовини, що визначається, у разі непрямого титрування обчислюють за формулою

m Х = C (1/z) R V R M (1/z) Х٠10 -3 . (7)

Реактиви

1. Бурштинова кислота Н2С4Н4О4 (х.ч.) – первинний стандарт.

2. Розчин гідроксиду натрію NaOH з молярною концентрацією
~2,5 моль/дм 3

3. Н 2 Про дистильована.

Устаткуваннястуденти описують самостійно.

Хід виконання роботи:

1. Приготування первинного стандарту янтарної кислоти HOOCCH 2 CH 2 COOH.

Бурштинову кислоту готують об'ємом 200,00 см 3 з молярною концентрацією еквівалента моль/дм 3 .

г/моль.

Рівняння реакції:

Взяття навішування (зважування):

Маса навішування

Наважку кількіснопереносять у мірну колбу ( см 3), додають 50 - 70 см 3 дистильованої води, перемішують до повного розчинення бурштинової кислоти, доводять до мітки дистильованою водою
і ретельно перемішують.

розраховують
за формулою

Реактиви

1. Карбонат натрію Na 2 CO 3 (х.ч.) – первинний стандарт.

2. Н 2 Про дистильована.

3. Хлороводнева кислота НСl концентрації 1:1 (r=1,095 г/см 3).

4. Кислотно-основний індикатор (вибирають по кривій титрування).

5. Змішаний індикатор – метиловий помаранчевий та метиленовий синій.

Хід виконання роботи:

1. Приготування первинного стандарту натрію карбонату (Na 2 CO 3).

Розчин карбонату натрію готують об'ємом 200,00 см 3 з молярною концентрацією еквівалента моль/дм 3 .

Розрахунок маси навішування, г: (маса береться з точністю до четвертого знака після коми).

Рівняння реакції:

1) Na 2 CO 3 + HCl = NaHCO 3 + NaCl

2) NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2

_____________________________________

Na 2 CO 3 +2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

H 2 CO 3 – слабка кислота (K a1= 10 -6,35, K a2 = 10 -10,32).

Взяття навішування (зважування):

Маса годинникового скла (склянки)

Маса годинникового скла (склянки) з наважкою

Маса навішування

Наважку кількіснопереносять у мірну колбу ( см 3), додають 50 - 70 см 3 дистильованої води, перемішують до повного розчинення карбонату натрію, доводять до мітки дистильованою водою
і ретельно перемішують.

Фактичну концентрацію первинного стандартурозраховують
за формулою

2. Приготування та стандартизація титранта (розчину HCl)

Розчин хлороводневої кислоти готують об'ємом приблизно 500 см 3
з молярною концентрацією еквівалента приблизно 0,05÷0,06 моль/дм 3)

Титрант – розчин хлороводневої кислоти приблизною концентрацією 0,05 моль/дм 3 готують із хлороводневої кислоти, розведеної 1:1 (r=1,095 г/см 3 ).

Стандартизацію розчину HCl проводять за первинним стандартом Na 2 CO 3 прямим титруванням способом піпетування.

Індикатор вибирають по кривій титрування карбонату натрію хлороводневою кислотою (рис. 4).

Мал. 4. Крива титрування 100,00 см 3 розчину Na 2 CO 3 с З= 0,1000 моль/дм 3 розчином HCl з З 1/ z= 0,1000 моль/дм 3

При титруванні до другої точки еквівалентності використовують індикатор метиловий помаранчевий, 0,1% водний розчин (рТ = 4,0). Зміна забарвлення від жовтого до помаранчевого (колір «чайної троянди»). Інтервал переходу
(РН = 3,1 - 4,4) .

Схема 3. Стандартизація розчину HCl

У конічну колбу для титрування місткістю 250 см 3 поміщають аліквоту 25,00 см 3 стандартного розчину Na 2 CO 3 (піпеткою), додають 2 - 3 краплі метилового помаранчевого, розбавляють водою до 50 - 75 см 3 і титрують розчином хлороводо з жовтого кольору «чайної троянди» від однієї краплі титранта. Титрування проводять у присутності свідка (початковий розчин Na 2 CO 3 з індикатором). Результати титрування заносять до табл. 4. Концентрацію хлороводневої кислоти визначають за законом еквівалентів: .

Таблиця 4

Результати стандартизації розчину соляної кислоти

Завдання

1. Сформулюйте поняття еквівалента у кислотно-основних реакціях. Обчисліть величину еквівалентів соди та фосфорної кислоти у наступних реакціях:

Na 2 CO 3 + HCl = NaHCO 3 +NaCl

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O

H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O

H 3 PO 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + H 2 O

H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Напишіть рівняння реакцій між соляною кислотою, сірчаною кислотою, гідроксидом натрію, гідроксидом алюмінію, карбонатом натрію, гідрокарбонатом калію та розрахуйте еквівалентну масу цих речовин.

3. Побудуйте криву титрування 100,00 см 3 соляної кислоти з молярною концентрацією еквівалента 0,1 моль/дм 3 гідроксидом натрію з молярною концентрацією еквівалента 0,1 моль/дм 3 . Виберіть можливі індикатори

4. Побудуйте криву титрування 100,00 см 3 акрилової кислоти (CH 2 =CHCOOH, pK a= 4,26) з молярною концентрацією еквівалента
0,1 моль/дм 3 гідроксидом натрію з молярною концентрацією еквівалента
0,1 моль/дм 3 . Як змінюється склад розчину у процесі титрування? Виберіть можливі індикатори та розрахуйте індикаторну похибку титрування.

5. Побудуйте криву титрування гідразину (N 2 H 4 +H 2 O, pK b= 6,03)
з молярною концентрацією еквівалента 0,1 моль/дм 3 соляною кислотою
з молярною концентрацією еквівалента 0,1 моль/дм 3 . У чому схожість
та відмінність розрахунків рН та кривої титрування порівняно з кривою титрування слабкої кислоти лугом? Виберіть можливі індикатори
та розрахуйте індикаторну похибку титрування.

6. Обчисліть коефіцієнти активності та активні концентрації іонів
0,001 М розчині сульфату алюмінію, 0,05 М карбонату натрію, 0,1 М хлориду калію.

7. Обчисліть рН 0,20 М розчину метиламіну, якщо його іонізація у водному розчині описується рівнянням

В + Н 2 О = ВН + + ВІН -, К b= 4,6 ×10 - 3 , де В - основа.

8. Обчислити константу дисоціації хлорноватої кислоти HOCl, якщо 1,99 × 10 - 2 М розчин має рН = 4,5.

9. Обчисліть рН розчину, що містить 6,1 г/моль гліколевої кислоти (СH 2 (OH)COOH, К а= 1,5 × 10 – 4).

10. Обчисліть рН розчину, отриманого змішуванням 40 мл 0,015 М розчину хлороводневої кислоти:

а) 40 мл води;

б) 20 мл 0,02 М розчину гідроксиду натрію;

в) 20 мл 0,02 М розчину гідроксиду барію;

г) 40 мл 0,01 М розчину хлорнуватистої кислоти, а= 5,0 × 10-8.

11. Обчисліть концентрацію ацетат-іону у розчині оцтової кислоти
з масовою часткою 0,1%.

12. Обчисліть концентрацію іону амонію у розчині аміаку з масовою часткою 0,1 %.

13. Розрахуйте масу навішування карбонату натрію, необхідну для приготування 250,00 мл 0,5000 М розчину.

14. Розрахуйте об'єм розчину соляної кислоти з молярною концентрацією еквівалента 11 моль/л та об'єм води, які необхідно взяти для приготування 500 мл 0,5 М розчину соляної кислоти.

15. У 300 мл 0,3% розчину хлороводневої кислоти розчинили 0,15 г металевого магнію. Обчисліть молярну концентрацію іонів водню, магнію та хлору в отриманому розчині.

16. При змішуванні 25,00 мл розчину сірчаної кислоти з розчином хлориду барію одержано 0,2917 г сірчанокислого барію. Визначте титр розчину сірчаної кислоти.

17. Обчислити масу карбонату кальцію, що вступив у реакцію
з 80,5 ммоль хлороводневої кислоти.

18. Скільки грамів однозаміщеного фосфату натрію треба додати
до 25,0 мл 0,15 М розчину гідроксиду натрію, щоб одержати розчин з рН=7? Для фосфорної кислоти pK а1= 2,15; pK а2= 7,21; pK а3 = 12,36.

19. На титрування 1,0000 г сірчаної кислоти, що димиться, ретельно розведеною водою, витрачається 43,70 мл 0,4982 М розчину гідроксиду натрію. Відомо, що сірчана кислота, що димиться, містить сірчаний ангідрид, розчинений у безводній сірчаній кислоті. Обчислити масову частку сірчаного ангідриду в сірчаній кислоті, що димить.

20. Абсолютна похибка виміру об'єму за допомогою бюретки становить 0,05 мл. Розрахувати відносну похибку вимірювання обсягів 1; 10 та 20 мл.

21. У мірній колбі місткістю 500,00 мл приготований розчин
із навішування 2,5000 г карбонату натрію. Обчислити:

а) молярну концентрацію розчину;

б) молярну концентрацію еквівалента (½ Na 2 CO 3);

в) титр розчину;

г) титр за соляною кислотою.

22. Який об'єм 10%-ного розчину карбонату натрію щільністю
1,105 г/см 3 потрібно взяти для приготування:

а) 1 л розчину з титром ТNa 2 CO 3 = 0,005000 г/см 3 ;

б) 1 л розчину з ТNa 2 CO 3 /HCl = 0,003000 г/см 3 ?

23. Який об'єм соляної кислоти з масовою часткою 38,32 % та щільністю 1,19 г/см 3 слід взяти для приготування 1500 мл 0,2 М розчину?

24. Який об'єм води потрібно додати до 1,2 л 0,25 М HCl, щоб приготувати розчин 0,2 М?

25. Зі 100 г технічного гідроксиду натрію, що містить 3 % карбонату натрію та 7 % індиферентних домішок, приготували 1 л розчину. Обчислити молярну концентрацію і титр соляної кислоти отриманого лужного розчину, вважаючи, що карбонат натрію титрується до вугільної кислоти.

26. Є зразок, в якому може бути NaOH, Na 2 CO 3 , NaHCO 3 або суміш названих сполук масою 0,2800 г. Пробу розчинили у воді.
На титрування отриманого розчину у присутності фенолфталеїну витрачається 5,15 мл, а у присутності метилового помаранчевого – 21,45 мл соляної кислоти з молярною концентрацією еквівалента 0,1520 моль/л. Визначити склад зразка та масові частки компонентів у зразку.

27. Побудуйте криву титрування 100,00 см 3 0,1000 М розчину аміаку 0,1000 М розчином соляної кислоти, обґрунтуйте вибір індикатора.

28. Обчисліть рН точки еквівалентності, початку та кінця титрування 100,00 см 3 0,1000 М розчину малонової кислоти (HOOCCH 2 COOH) 0,1000 М розчином гідроксиду натрію (рК а 1=1,38; рК а 2=5,68).

29. На титрування 25,00 см 3 розчину карбонату натрію з молярною концентрацією еквівалента 0,05123 моль/дм 3 пішло 32,10 см 3 соляної кислоти. Обчисліть молярну концентрацію еквіваленту соляної кислоти.

30. Скільки мл 0,1 М розчину хлориду амонію необхідно додати
до 50,00 мл 0,1 М розчину аміаку, щоб вийшов буферний розчин
з рН = 9,3.

31. Суміш сірчаної та фосфорної кислот перенесли у мірну колбу об'ємом 250,00 см 3 . Для титрування взяли дві проби по 20,00 см 3 одну відтитрували розчином гідроксиду натрію з молярною концентрацією еквівалента
0,09940 моль/дм 3 з індикатором метилоранжем, а другу з фенолфталеїном. Витрата гідроксиду натрію в першому випадку становив 20,50 см 3 а в другому 36,85 см 3 . Визначте маси сірчаної та фосфорної кислот у суміші.

У комплексонометрії

До точки еквівалентності =( C M V M – CЕДТА VЕДТА)/( VМ+ VЕДТА). (21)

У точці еквівалентності = . (22)

Після точки еквівалентності = . (23)

На рис. 9 показані криві титрування іона кальцію у буферних розчинах з різними значеннями рН. Видно, що титрування Са 2+ можливе лише за рН ³ 8.

Реактиви

2. Н 2 Про дистильована.

3. Стандартний розчин Mg(II) з молярною концентрацією
0,0250 моль/дм 3 .

4. Аміачний буфер із рН = 9,5.

5. Розчин гідроксиду калію КОН з часткою 5%.

6. Еріохром чорний Т, індикаторна суміш.

7. Калькон, індикаторна суміш.

Теоретичні основи методу:

Метод заснований на взаємодії іонів Са 2+ та Мg 2+ з динатрієвою сіллю етилендіамінтетраоцтової кислоти (Na 2 H 2 Y 2 або Na-ЕДТА) з утворенням міцних комплексів у молярному відношенні M:L=1:1 у певному інтервалі рН.

Для фіксування точки еквівалентності щодо Са 2+ і Мg 2+ використовують калькон і ериохром чорний Т.

Визначення Са 2+ проводять при рН 12, при цьому Mg 2+ знаходиться
у розчині у вигляді осаду гідроксиду магнію та не титрується ЕДТА.

Mg 2+ + 2OH - = Mg(OH) 2 ↓

Са 2+ + Y 4- « CaY 2-

При рН ≈ 10 (буферний аміачний розчин) Мg 2+ і Са 2+ знаходяться
у розчині у вигляді іонів та при додаванні ЕДТА титруються спільно.

Ca 2+ + HY 3- « CaY 2- + H +

Mg 2+ + HY 3- « MgY 2- +H +

Для визначення обсягу ЕДТА, витраченого на титрування Mg 2+ ,
із сумарного обсягу, що пішов на титрування суміші при рН ≈ 10, віднімають об'єм, що пішов на титрування Са 2+ при рН ≈ 12.

Для створення рН ≈ 12 застосовують 5%-ний розчин KOH, для створення
рН ≈ 10 використовують аміачний буферний розчин (NH 3 ×H 2 O + NH 4 Cl).

Хід виконання роботи:

1. Стандартизація титранту – розчину ЕДТА (Na 2 H 2 Y)

Розчин ЕДТА готують приблизно концентрації 0,025 М
з ≈ 0,05 М розчину, розбавляючи дистильованою водою в 2 рази. Для стандартизації ЕДТА застосовують стандартний розчин MgSO 4
з концентрацією 0,02500 моль/дм 3 .

Схема 5. Стандартизація титранту – розчину ЕДТА

У конічну колбу для титрування місткістю 250 см 3 поміщають 20,00 cм 3 стандартного розчину MgSO 4 c концентрацією 0,02500 моль/дм 3 додають ~ 70 см 3 дистильованої води, ~ 10 см 3 аміачного буферного розчину – 10 та вносять індикатор ериохром чорний Т близько 0,05 г
(На кінчику шпателя). При цьому розчин забарвлюється у винно-червоний колір. Розчин у колбі повільно титрують розчином ЕДТА до переходу забарвлення з винно-червоного в зелену. Результати титрування заносять до табл. 6. Концентрацію ЕДТА визначають згідно із законом еквівалентів: .

Таблиця 6

Результати стандартизації розчину ЕДТА

2. Визначення змісту Са 2+

Криві титрування Са 2+ розчином ЕДТА при рН=10 та рН=12 будують самостійно.

Розчин завдання у мірній колбі доводять до мітки дистильованою водою і ретельно перемішують.

Схема 6. Визначення вмісту Са 2+ у розчині

У конічну колбу для титрування місткістю 250 см 3 поміщають аліквоту досліджуваного розчину 25,00 см 3 містить кальцій і магній, додають ~ 60 см 3 води, ~ 10 см 3 5% - ного розчину КОН. Після випадання аморфного осаду Mg(OH) 2 в розчин вносять індикатор калькон близько 0,05 г (на кінчику шпателя) і повільно титрують розчином ЕДТА до переходу забарвлення з рожевого в блідо-блакитне. Результати титрування ( V 1) заносять до табл.7.

Таблиця 7

№ досвіду		Об'єм ЕДТА, см 3	Зміст Са 2+ у розчині, г
	25,00
	25,00
	25,00
	25,00
	25,00

3. Визначення змісту Mg 2+

Криву титрування Mg 2+ розчином ЕДТА при рН=10 будують самостійно.

Схема 7. Визначення вмісту Mg 2+ у розчині

У конічну колбу для титрування місткістю 250 см 3 поміщають аліквоту 25,00 см 3 досліджуваного розчину, що містить кальцій і магній, додають ~ 60 см 3 дистильованої води, ~ 10 см 3 аміачного буферного розчину з рН ~ 9,5-10 ериохром чорний Т близько 0,05 г
(На кінчику шпателя). При цьому розчин забарвлюється у винно-червоний колір. Розчин у колбі повільно титрують розчином ЕДТА до переходу забарвлення з винно-червоного в зелену. Результати титрування ( V 2) заносять до табл. 8.

Таблиця 8

Результати титрування розчину, що містить кальцій та магній.

Реактиви

1. Розчин ЕДТА з молярною концентрацією ~ 0,05 моль/дм 3 .

2. Стандартний розчин Cu(II) з титром 2,00×10 -3 г/дм 3 .

3. Н 2 Про дистильована.

4. Аміачний буфер з рН ~ 8 - 8,5.

5. Мурексид, індикаторна суміш.

Завдання

1. Обчисліть α 4 для ЕДТА при pH=5, якщо константи іонізації ЕДТА наступні: K 1 =1,0·10 -2 , K 2 =2,1·10 -3 , K 3 =6,9·10 -7 , K 4 = 5,5 · 10 -11 .

2. Побудуйте криву титрування 25,00 мл 0,020 М розчину нікелю 0,010 М розчином ЕДТА за pH=10, якщо константа стійкості
До NiY = 10 18,62. Обчисліть p після додавання 0,00; 10,00; 25,00; 40,00; 50,00 та 55,00 мл титранта.

3. На титрування 50,00 мл розчину, що містить іони кальцію
і магнію, потрібно 13,70 мл 0,12 М розчину ЕДТА при pH=12 і 29,60 мл при pH=10. Виразіть концентрації кальцію та магнію у розчині в мг/мл.

4. При аналізі в 1 л води знайдено 0,2173 г оксиду кальцію та 0,0927 г оксиду магнію. Обчисліть, який обсяг ЕДТА концентрації 0,0500 моль/л було витрачено на титрування.

5. На титрування 25,00 мл стандартного розчину, що містить 0,3840 г сульфату магнію, витрачено 21,40 мл розчину трилону Б. Обчисліть титр цього розчину по карбонату кальцію та його молярну концентрацію.

6. На підставі констант утворення (стійкості) комплексонатів металів, наведених нижче, оцініть можливість комплексонометричного титрування іонів металів за pH = 2; 5; 10; 12.

7. При титруванні 0,01 М розчину Ca 2+ 0,01 М розчином ЕДТА за pH=10 константа стійкості K CaY = 10 10,6 . Обчисліть, якою має бути умовна константа стійкості комплексу металу з індикатором при pH=10, якщо кінцевій точці титрування =.

8. Константа кислотної іонізації індикатора, що використовується при комплексонометричному титруванні, дорівнює 4,8 10 -6 . Обчисліть вміст кислотної та лужної форм індикатора при pH = 4,9, якщо його загальна концентрація в розчині становить 8,0 10 -5 моль/л. Визначте можливість використання цього індикатора при титруванні розчину
pH=4,9, якщо колір його кислотної форми збігається з кольором комплексу.

9. Для визначення вмісту алюмінію у зразку навішення зразка 550 мг розчинили та додали 50,00 мл 0,05100 М розчину комплексону III. Надлишок останнього відтитрували 14,40 мл 0,04800 М розчином цинку (II). Розрахуйте масову частку алюмінію у зразку.

10. При руйнуванні комплексу, що містить вісмут та йодид-іони, останні титрують розчином Ag(I), а вісмут – комплексоном III.
Для титрування розчину, що містить 550 мг зразка, потрібно 14,50 мл 0,05000 М розчину комплексону III, а на титрування йодид-іону, що міститься в 440 мг зразка, витрачається 23,25 мл 0,1000 М розчину Ag(I). Розрахуйте координаційне число вісмуту у комплексі, якщо йодид-іони є лігандом.

11. Зразок масою 0,3280 г, що містить Pb, Zn, Cu розчинили
та перевели у мірну колбу на 500,00 см 3 . Визначення вели у три етапи:
а) на титрування першої порції розчину об'ємом 10,00 см 3 містить Pb, Zn, Cu, витрачено 37,50 см 3 0,0025 М розчину ЕДТА; б) у другій порції об'ємом 25,00 см 3 замаскували Cu, а на титрування Pb та Zn витрачено 27,60 см 3 ЕДТА; в) у третій порції об'ємом 100,00 см 3 замаскували Zn
та Cu, на титрування Pb витрачено 10,80 см 3 ЕДТА. Визначте масову частку Pb, Zn, Cu у зразку.

Криві титрування

У редоксметрії криві титрування будують у координатах Е = f(C R),
вони ілюструють графічну зміну потенціалу системи у процесі титрування. До точки еквівалентності потенціал системи розраховується по відношенню концентрацій окисленої та відновленої форм визначеної речовини (бо до точки еквівалентності одна з форм титранту практично відсутня), після точки еквівалентності – по відношенню концентрацій окисленої та відновленої форм титранту (бо після точки еквівалентності визначається майже повністю).

Потенціал у точці еквівалентності визначається за формулою

, (26)

де – число електронів, що у напівреакціях;

- Стандартні електродні потенціали напівреакцій.

На рис. 10 представлена ​​крива титрування розчину щавлевої кислоти H 2 C 2 O 4 розчин перманганату калію KMnO 4 в кислому середовищі
(= 1 моль/дм 3).

Мал. 10. Крива титрування 100,00 см 3 розчину щавлевої

кислоти H 2 C 2 O 4 с З 1/ z= 0,1000 моль/дм 3 розчин перманганату

калію KMnO 4 с З 1/ z= 0,1000 моль/дм 3 за =1 моль/дм 3

Потенціал напівреакції MnO 4 - + 5 e+ 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O залежить від рН середовища, оскільки у напівреакції беруть участь іони водню.

Перманганатометрія

Титрантом є розчин перманганату калію KMnO 4 є сильним окислювачем. Основне рівняння:

MnO 4 - +8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O, = +1,51 Ст.

М 1/z (KMnO 4) = г/моль.

У слабокислих, нейтральних і слаболужних середовищах внаслідок меншого окислювально-відновного потенціалу перманганат-іон відновлюється до Mn+4.

MnO 4 - +2H 2 O + 3e = MnО 2 + 4OH - , = +0,60 У.

М 1/z (KMnO 4) = 158,03/3 = 52,68 г/моль.

У лужному середовищі розчин перманганату калію відновлюється
до Mn +6.

MnO 4 - + 1e = MnO 4 2- , = +0,558 У.

М 1/z (KMnO 4) = 158,03 г/моль.

Для виключення побічних реакцій титрування перманганатом калію проводять у кислому середовищі, яке утворюють сірчаною кислотою. Соляну кислоту для створення середовища застосовувати не рекомендується, оскільки перманганат калію здатний окислювати хлорид-іон.

2Cl - - 2e = Cl 2 = +1,359 В.

Найчастіше перманганат калію застосовують у вигляді розчину
з молярною концентрацією еквівалента ~ 0,05 – 0,1 моль/дм 3 . Він не є первинним стандартом через те, що водні розчини перманганату калію здатні окислювати воду та органічні домішки в ній:

4MnO 4- + 2H 2 O = 4MnО 2 + 3O 2 + 4OH -

Розкладання розчинів перманганату калію пришвидшується у присутності діоксиду марганцю. Оскільки діоксид марганцю є продуктом розкладання перманганату, цей осад надає автокаталітичний ефект на процес розкладання.

Твердий перманганат калію, який використовується для приготування розчинів, забруднений діоксидом марганцю, тому приготувати розчин з точної навішування не можна. Для того щоб отримати досить стійкий розчин перманганату калію, його після розчинення навішування KMnO 4 у воді залишають у темній пляшці на кілька днів (або кип'ятять), а потім відокремлюють MnO 2 фільтруванням через склянийфільтр (застосовувати паперовий фільтр не можна, оскільки він реагує з перманганатом калію, утворюючи діоксид марганцю).

Забарвлення розчину перманганату калію настільки інтенсивне,
що індикатор у цьому методі не потрібний. Для того, щоб надати помітного рожевого забарвлення 100 см 3 води, достатньо 0,02 – 0,05 см 3 розчину KMnO 4
з молярною концентрацією еквівалента 0,1 моль/дм 3 (0,02 М). Забарвлення перманганату калію в кінцевій точці титрування нестійке і поступово знебарвлюється внаслідок взаємодії надлишку перманганату
з іонами марганцю (II), присутніми в кінцевій точці відносно великої кількості:

2MnO 4 - + 3Mn 2+ + 2H 2 O « 5MnО 2 ¯ + 4H +

Стандартизацію робочого розчину KMnO 4 проводять за оксалатом натрію або щавлевою кислотою (свіжоперекристалізованою і висушеною при 105°С).

Використовують розчини первинних стандартів із молярною концентрацією еквівалента З( Na 2 C 2 O 4 ) = 0,1000 або 0,05000 моль/л.

C 2 O 4 2- – 2e ® 2CO 2 = -0,49 В

Титриметричний аналіз заснований на точному вимірі кількості реактиву, витраченого на реакцію з речовиною, що визначається. Ще недавно цей вид аналізу зазвичай називали об'ємним у зв'язку з тим, що найбільш поширеним у практиці способом вимірювання кількості реактиву було вимірювання об'єму розчину, витраченого на реакцію. Нині під об'ємним аналізом розуміють сукупність методів, заснованих на вимірі об'єму рідкої, газової чи твердої фаз.

Назва титриметричний зв'язав зі словом титр, що позначає концентрацію розчину. Титр показує кількість грамів розчиненої речовини в 1 мл розчину.

Титрований, або стандартний розчин - розчин, концентрація якого відома з високою точністю. Титрування - додавання титрованого розчину до аналізованого визначення точно еквівалентного кількості. Титруючий розчин часто називають робочим розчином чи титрантом. Наприклад, якщо кислота титрується лугом, розчин лугу називається титрантом. Момент титрування, коли кількість доданого титранта хімічно еквівалентна кількості речовини, що титрується, називається точкою еквівалентності.

Реакції, що застосовуються в титриметрії, повинні відповідати таким основним вимогам:

1) реакція має протікати кількісно, ​​тобто. константа рівноваги реакції має бути досить великою;

2) реакція має протікати з великою швидкістю;

3) реакція має ускладнюватися перебігом побічних реакцій;

4) має існувати спосіб визначення закінчення реакції.

Якщо реакція не задовольняє хоча б одній із цих вимог, вона не може бути використана у титриметричному аналізі.

У титриметрії розрізняють пряме, зворотне та опосередковане титрування.

У методах прямого титрування речовина, що визначається безпосередньо реагує з титрантом. Для проведення аналізу цим методом достатньо одного робочого розчину.

У методах зворотного титрування (або, як їх ще називають, методи титрування по залишку) використовуються два титровані робочі розчини: основний і допоміжний. Широко відомо, наприклад, зворотне титрування хлорид-іону у кислих розчинах. До аналізованого розчину хлориду спочатку додають явний надлишок титрованого розчину нітрату срібла (основного робочого розчину). При цьому відбувається реакція утворення малорозчинного срібла хлориду.

Надлишкова кількість речовини AgNO 3, що не вступила в реакцію, відтитрують розчином тіоціанату амонію (допоміжного робочого розчину).

Третім основним видом титриметричних визначень є титрування заступника, або титрування за заміщення (непряме титрування). У цьому методі до визначуваної речовини додають спеціальний реагент, який вступає з нею в реакцію. Один із продуктів взаємодії потім відтитрують робочим розчином. Наприклад, при йодометричному визначенні міді до аналізованого розчину додають явний надлишок KI. Відбувається реакція 2Cu 2+ +4I - =2CuI+ I 2 . Йод, що виділився, відтитрують тіосульфатом натрію.

Існує ще так зване реверсивне титрування, при якому стандартний розчин реагенту титрують аналізованим розчином.

Розрахунок результатів титриметричного аналізу ґрунтується на принципі еквівалентності, відповідно до якого речовини реагують між собою в еквівалентних кількостях.

Щоб уникнути будь-яких протиріч, рекомендується всі реакції кислотно-основної взаємодії призвести до єдиної загальної основи, якою може бути іон водню. В окислювально-відновних реакціях кількість речовини, що реагує, зручно пов'язати з числом електронів, що приймаються або віддаються речовиною в даній напівреакції. Це дозволяє дати таке визначення.

Еквівалентом називається якась реальна або умовна частка, яка може приєднувати, вивільняти або бути якимось іншим зразком еквівалента одному іону водню в кислотно-основних реакціях або одному електрону в окислювально-відновних реакціях.

При використанні терміна "еквівалент" завжди необхідно вказувати, до якої конкретної реакції він відноситься. Еквівалент даної речовини є не постійними величинами, а залежить від стехіометрії реакції, в якій вони беруть участь.

У титриметричному аналізі використовують реакції різного типу: - кислотно-основної взаємодії, комплексоутворення і т.д., що задовольняють вимоги, які пред'являються до титриметричних реакцій. Тип реакції, що протікає при титруванні, покладено в основу класифікації титриметричних методів аналізу. Зазвичай виділяють такі методи титриметричного аналізу.

1. Методи кислотно-основної взаємодії пов'язані з процесом передачі протону:

2. Методи комплексоутворення використовують реакції утворення координаційних з'єднань:

3. Методи осадження ґрунтуються на реакціях утворення малорозчинних сполук:

4. Методи окислення - відновлення поєднують численну групу окислювально-відновних реакцій:

Окремі титриметричні методи отримали назву за типом основної реакції, що протікає при титруванні або за назвою титранта (наприклад, в аргентометричних методах титрантом є розчин AgNO 3 в перманганатометричних - розчин КМп0 4 і т.д.).

Методи титрування характеризуються високою точністю: похибка визначень становить 0,1 – 0,3%. Робочі розчини є стійкими. Для індикації точки еквівалентності є набір різноманітних індикаторів. Серед титриметричних методів, що ґрунтуються на реакціях комплексоутворення, найбільше значення мають реакції із застосуванням комплексонів. Стійкі координаційні з'єднання з комплексонами утворюють майже всі катіони, тому методи комплексонометрії універсальні та застосовні до аналізу широкого кола різноманітних об'єктів.

Метод кислотно-основного титрування заснований на реакціях взаємодії між кислотами та основами, тобто на реакції нейтралізації:

Н + + ВІН - ↔ Н 2 О

Робочими розчинами методу є розчини сильних кислот (HCl, H 2 S, НNОз та ін.) або сильних основ (NaOH, КОН, Ва(ОН) 2 та ін.). Залежно від титранта метод кислотно-основного титрування поділяють на ацидиметрію , якщо титрантом є розчин кислоти, та алкаліметрію якщо титрантом є розчин основи.

Робочі розчини в основному готують як вторинні стандартні розчини, оскільки вихідні для їх приготування речовини не є стандартними, а потім їх стандартизують за стандартними речовинами або стандартними розчинами. Наприклад: розчини кислот можна стандартизувати за стандартним речовинам- натрію тетраборату Na 2 B 4 Про 7 ∙10Н 2 Про, натрію карбонату Na 2 СО 3 ∙10Н 2 Про або за стандартними розчинами NaOH, КОН; а розчини основ - за щавлевою кислотою Н 2 С 2 О 4 ∙ Н 2 О, бурштинової кислоти Н 2 С 4 Н 4 О 4 або за стандартними розчинами HCl, H 2 SO 4 , НNО 3 .

Точка еквівалентності та кінцева точка титрування. Згідно з правилом еквівалентності титрування необхідно продовжувати доти, доки кількість доданого реагенту не стане еквівалентним вмісту речовини, що визначається. Настає в процесі титрування момент, коли кількість стандартного розчину реагенту (титранта) стає теоретично строго еквівалентною кількості визначається речовини згідно з певним рівнянням хімічної реакції, називають точкою еквівалентності .

Точку еквівалентності встановлюють різними способами, наприклад зі зміни забарвлення індикатора, що додається в розчин, що титрується. Момент, при якому відбувається зміна кольору індикатора, що спостерігається, називають кінцевою точкою титрування. Найчастіше кінцева точка титрування не зовсім збігається з точкою еквівалентності. Як правило, вони відрізняються один від одного не більше ніж на 0,02-0,04 мл (1-2 краплі) титранту. Це та кількість титранта, яка необхідна для взаємодії з індикатором.