Як правильно титрувати розчин. техніка титрування
Титрування.(Від франц. Titre - якість, характеристика) - один з методів кількісного аналізу, заснований на вимірюванні кількості реагенту, який повністю реагує з аналізованих речовиною. Наприклад, якщо точно відомо, яка кількість гідроксиду калію (в грамах або молях) витрачено в реакції з соляною кислотою, то за рівнянням реакції KOH + HCl \u003d KCl + H 2 O легко розрахувати, скільки грамів (або молей) хлороводню було в уже згадуваному розчині .
Подібні розрахунки можна проводити тільки для стехіометричних реакцій. Цей термін ввів у вживання в 1792 німецький хімік Єремія Ріхтер. Він справив його від грецьких слів, що означають «невидимий» і «вимір», що мало б означати співвідношення «невидимих» хімічних елементів в реакціях. Ріхтер вперше в історії хімії почала використовувати кількісні рівняння реакцій. Наприклад, за його даними, з 2400 гранов CaCO 3 при сильному прожарюванні виходить 1342 грана CaO, т. Е. Реакція розкладання CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 характеризується співвідношенням CaCO 3: CaO \u003d 2400: 1342 \u003d 1,788, що на диво добре узгоджується з сучасним розрахунком, який дає відношення 1,785.
Всі реакції, які використовуються в кількісному аналізі, обов'язково повинні бути стехиометрическими. Для цих реакцій коефіцієнти, які стоять перед формулами реагентів, показують, в яких кількісних співвідношеннях знаходяться реагенти і продукти. Наприклад, співвідношення реагентів в реакції окислення щавлевої кислоти перманганатом калію в кислому середовищі в точності відповідає рівнянню
5H 2 C 2 O 4 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 \u003d 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 10CO 2 + 8H 2 O.
Тому цю реакцію можна використовувати для точного визначення концентрації перманганату в розчині, якщо відомо кількість витраченої щавлевої кислоти (і навпаки). А ось розрахувати точно кількість прореагував з перманганатом калію алкена неможливо, так як ця реакція Нестехіометричні: при окисленні з алкена утворюється диол: R-CH \u003d CH-R + 2 [O] ® R-CH (OH) -CH (OH) - R, який може окислюватися далі з розривом вуглець-вуглецевого зв'язку і утворенням двох молекул з карбонільної групою (кислоти або кетону). При цьому різні досліди, навіть проведені в однакових умовах, дадуть трохи різну кількість продуктів і їх співвідношення; в органічної хімії вихід реакції дуже рідко буває в точності рівним 100,00%.
Щоб аналіз був точним, необхідно, крім повного протікання реакції, щоб реагент додавався до аналізованого речовини малими порціями (наприклад, по одній краплі розведеного розчину), а також щоб можна було надійно визначити момент, коли реакція закінчилася. Для виконання другої умови застосовують різні індикатори.
Індикатори бувають найрізноманітніші. Розглянемо реакцію питної соди з оцтом: NaHCO 3 + CH 3 COOH \u003d CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O. З цього рівняння випливає, що 1 моль соди (84 г) повністю реагують з 60 г оцтової кислоти. При цьому виділяються бульбашки вуглекислого газу, які і можуть служити індикатором. Якщо до гідрокарбонату натрію відомої маси додавати по краплях оцет, поки не перестане виділятися газ, то, вимірявши об'єм доданого розчину і знаючи його щільність, легко розрахувати кількість чистої оцтової кислоти в доданому розчині і, отже, концентрацію оцту. Наприклад, якщо для повної реакції з 1,00 г соди потрібно 10,5 г оцту, то це означає, що в оцті було 60/84 \u003d 0,714 г чистого оцтової кислоти, а його фортеця становить (0,714 / 10,5) 100% \u003d 6,8%. При дуже точних розрахунках хіміки використовують уточнені значення атомних мас елементів (в даному випадку 84,01 для бікарбонату натрію і 60,05 для оцтової кислоти).
Звичайно, описаний досвід по титрування розглянуто тільки для прикладу. Адже газ виділяється далеко не у всіх хімічних реакціях, та й помітити останній бульбашка газу непросто, особливо якщо газ частково розчиняється, а розчин має темне забарвлення. Тому зазвичай використовують спеціальні індикатори, зміна кольору яких свідчить про досягнення кінця реакції - так званої точки еквівалентності.
Одні з найпоширеніших індикаторів - кислотно-лужні. Вони застосовуються в тих випадках, коли в ході титрування, тобто поступового додавання реагенту до аналізованого розчину змінюється рН середовища. Це відбувається, наприклад, якщо до аналізованого розчину лугу додають розчин кислоти (або навпаки). Аналізований розчин готують за обсягом або по навішуванні (її зважують на точних аналітичних вагах зазвичай до 0,1 мг), яку розчиняють в мірній колбі точно відомого обсягу (такі колби можуть мати обсяг 10, 25, 50, 100, 200, 250, 500 або 1000 мл). Невеликий обсяг аналізованого розчину відбирають з мірної колби за допомогою спеціальних мірних піпеток (їх обсяг також визначено з високою точністю і становить зазвичай 10, 20, 25 і 50 мл) і поміщають в конічну колбу для титрування. У цю колбу по краплях при безперервному перемішуванні додають розчин реагенту з бюретки до досягнення точки еквівалентності.
Обсяг витраченого розчину реагенту вимірюють по розподілам бюретки; її обсяг може бути дорівнює 10, 25 або 50 мл, а ціна поділки - 0,1 мл. Існують і мікробюретки ємністю від 1 до 5 мл з ціною поділки 0,01 мл. Розчин з бюретки за допомогою краника додають по краплях до розчину аналізованого речовини. При цьому титрування завжди повторюють кілька разів і беруть усереднений результат - це підвищує точність і надійність аналізу. Якщо концентрацію розчинів вимірювати в одиницях моль / л, то за обсягом розчинів аналізованого речовини і реагенту можна відразу визначити невідому концентрацію речовини. Наприклад, якщо на титрування 25,00 мл розчину KOH пішло 12,55 мл розчину HCl з концентрацією 0,0865 моль / л (її визначають заздалегідь), то концентрація лугу дорівнює 0,0865 (12,55 / 25,00) \u003d 0 , 0432 моль / л. Зрозуміло, що якщо для титрування використовували розчин сірчаної кислоти, то необхідно враховувати стехиометрический коефіцієнт 2 в рівнянні реакції 2KOH + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2H 2 O. Хіміки-аналітики, щоб врахувати стехіометричні коефіцієнти, зазвичай використовують замість молярности нормальність розчину. Так, 1 н. розчин H 2 SO 4 відповідає молярної концентрації 0,05 моль / л. Тоді твір обсягу на нормальність розчину завжди буде однаковим і для аналізованого речовини, і для реагенту.
Кислотно-основних індикаторів відомо безліч (близько 100), і кожен з них має свою область застосування. Це можна показати на наступних прикладах. При титруванні сильної кислоти (HCl) сильним лугом (NaOH) повна нейтралізація досягається, коли розчин, що містить NaCl, нейтральний (рН \u003d 7). В цьому випадку можна користуватися такими індикаторами як нітразіновий жовтий (забарвлення змінюється від жовтої до синьо-фіолетового в інтервалі рН 6,0 - 7,0) або бромтимоловий синій, який має подібні характеристики. При титруванні сильної кислоти сильним лугом (або навпаки) зміна рН в точці еквівалентності буває настільки різким, що можна використовувати і багато інших індикатори. Наприклад, в зазначеному прикладі при концентраціях реагентів 0,1 моль / л після додавання 99,9% всієї лугу рН розчину дорівнює 4, а після додавання 0,1% надлишку лугу рН \u003d 10. Така різка зміна рН при титруванні може бути викликано всього 1-2 краплями реактиву. Тому не буде помилкою в даному випадку скористатися і такими індикаторами як метиловий оранжевий (забарвлення змінюється від червоної при рН 3,1 до оранжево-жовтого при рН 4) або добре відомим фенолфталеїном (забарвлення змінюється від безбарвної при рН 8,2 до малиново-червоної при рН 10,0).
Якщо ж титрувати розчином NaOH слабку кислоту, наприклад, оцтову, то в кінці титрування після повної нейтралізації кислоти розчин містить ацетат натрію CH 3 COONa, який, внаслідок гідролізу, має лужну реакцію (рН близько 9). У цьому випадку вже не можна користуватися метиловим оранжевим, але можна - фенолфталеїном. З іншого боку, при титруванні слабкої луги (наприклад, розчину аміаку) сильною кислотою (HCl) в точці еквівалентності в розчині присутній NH 4 Cl, який через гідролізу має кислу реакцію (рН близько 5), і тут можна використовувати метиловий оранжевий і не можна - фенолфталеїн.
Особливий випадок - вибір індикатора при титруванні многоосновних кислот (наприклад, Н 3 РО 4), а також сумішей речовин. Так, розчини NaOH зазвичай містять домішки карбонату через реакцію з вуглекислим газом повітря. Якщо титрувати розчин NaOH, що містить Na 2 CO 3, сильною кислотою в присутності фенолфталеїну, то розчин знебарвиться, коли буде нейтралізована вся луг і частково - карбонат (це станеться при рН близько 8,5) відповідно до рівняння
NaOH + Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + NaHCO 3 + H 2 O.
Якщо до такого розчину додати метиловий оранжевий і продовжувати титрування, то жовте забарвлення перейде в рожеву, коли прореагує весь гідрокарбонат (цьому відповідає рН близько 3,5): NaHCO 3 + HCl \u003d NaCl + H 2 CO 3.
Таким чином, використовуючи два кислотно-основні індикатори, можна розрахувати окремо вміст лугу і карбонату в зразку.
Якщо в ході титрування протікає реакція окислення - відновлення, використовуються спеціальні індикатори, які змінюють свій колір залежно від окислювально-відновного потенціалу розчину. Часто пофарбований реагент сам може служити індикатором. наприклад, при кількісному аналізі відновників шляхом їх титрування розчином KMnO 4, точка еквівалентності визначається по зникненню рожевого забарвлення перманганату. Таким чином можна, наприклад, визначити вміст в розчині заліза (II) відповідно до рівняння 10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 \u003d 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O. Поки в розчині присутні іони Fe2 +, що додається KMnO 4 знебарвлюється. Як тільки з'явиться найменший надлишок перманганату, розчин набуває рожеве забарвлення. Так можна аналізувати різні відновники.
Більш того, за допомогою перманганатометрії можна проводити аналіз і окислювачів! Для цього використовують так зване зворотне титрування. Для цього до відомим об'ємом окислювача (наприклад, дихромата калію) додають в надлишку відоме кількість відновника - заліза (II). Реакція K 2 Cr 2 O7 + 6FeSO 4 + 7H 2 SO 4 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O проходить дуже швидко. Потім за допомогою титрування перманганатом визначають, скільки залишилося заліза (II) і простим відніманням розраховують, скільки його витратилося в першій реакції з дихроматом.
Інший поширений метод з використанням окисно-відновних реакцій - иодометрии ( см. ЙОД) Він застосовують, наприклад, для визначення окисників, які, реагуючи з йодидом калію, окислюють його до вільного йоду, наприклад: 10KI + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 \u003d 2MnSO 4 + 5I 2 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O . Тут також використовують принцип зворотного титрування: кількість виділився в першій реакції йоду можна визначають, використовуючи його реакцію з тиосульфатом натрію: I 2 + 2Na 2 S 2 O 3 \u003d Na 2 S 4 O 6 + 2NaI. Кінець цієї реакції визначають по зникненню забарвлення йоду. Однак коли йоду в розчині залишається мало, його блідо-жовте забарвлення майже не видно і важко помітити момент, коли розчин знебарвлюється повністю. Щоб підвищити точність титрування, ближче до його кінця до розчину додають трохи крохмального розчину: найменші сліди йоду забарвлюють його в синій колір. Отже, зникнення синього забарвлення свідчить про те, що реакція пройшла повністю. Хіміки зазвичай використовують дуже розбавлені розчини тіосульфату (наприклад, 0,01 моль / л), що значно підвищує точність аналізу, оскільки великі обсяги розчину вимірюються точніше.
Йод дуже легко і швидко окисляє аскорбінову кислоту (вітамін С). Тому за допомогою Іодометріческій аналізу можна навіть в домашніх умовах визначити (звичайно, без особливої \u200b\u200bточності) зміст цього вітаміну, наприклад, в апельсиновому соку. (Застосовувати тут ацидиметрія не можна, так як в соку в значно більших кількостях містяться інші органічні кислоти - лимонна, яблучна, винна і інші.) Аналіз заснований на тому, що 1 моль аскорбінової кислоти (176 г) реагує з 1 моль йоду (254 г). Для титрування можна використовувати аптечну иодную настоянку, вважаючи, що йод не видихнув і вона точно 5% -ва (це відповідає концентрації близько 0,2 моль / л). Кількість витраченого йоду можна оцінити за допомогою звичайної піпетки - по числу крапель настоянки, використаної в реакції. Так як аскорбінової кислоти в соку зазвичай не дуже багато, на титрування його порції (наприклад, 20 мл) може піти всього 1-2 краплі настоянки, що призведе до дуже велику помилку аналізу. Щоб результат був більш точним, треба або взяти багато соку, або розбавити иодную настойку; в обох випадках число крапель йоду, витрачених на титрування, збільшиться, що і зробить аналіз точніше. Хіміки вважають за краще другий шлях.
Якщо настойку розбавити кип'яченою водою (хіміки користуються дистильованої) в 40 раз, то концентрація такого розчину буде близько 0,005 моль / л; 1,0 мл такого розчину відповідає 0,88 мг аскорбінової кислоти. Необхідно також визначити обсяг краплі (він залежить від типу піпетки, а також від конкретного розчину). Для цього треба за допомогою медичного шприца на 1 або 2 мл відміряти 1 мл розведеного розчину йоду, а потім порахувати, скільки в цьому обсязі міститься крапель (це займе всього кілька хвилин). Методику бажано відпрацювати спочатку на стандартному розчині аскорбінової кислоти. Його можна приготувати з таблетки з відомим вмістом аскорбінової кислоти - наприклад, 0,1 або 0,5 м Таблетку треба розчинити в 0,5 л кип'яченої води і відібрати за допомогою аптечної мензурки 25 мл цього розчину (вітаміну в ньому буде в 20 разів менше, ніж в таблетці). До цього розчину і додають розведену иодную настоянку, не забуваючи в кінці додати трохи рідкого крохмального клейстеру. І якщо, наприклад, на титрування 25 мл розчину пішло 6,0 мл розчину йоду, то аскорбінової кислоти в розчині було 0,88.6 \u003d 5,28 мг, а у вихідній таблетці - в 20 разів більше, тобто 105,6 мг. Така невелика помилка свідчить про правильність «домашнього» аналізу.
Хіміки, звичайно, не капають з піпетки, а використовують точні бюретки з поділами. Крім того, вони часто не готують навіть самі стандартні розчини, а користуються фабричними; такі розчини в запаяних ампулах називаються фіксанали - вони містять фіксовану кількість реагенту (звичайно 0,1 моль) для точного визначення концентрації робочого розчину. Фіксанали служать, наприклад, розчини KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, NaCl, H 2 C 2 O 4, HCl, AgNO 3, NaOH та ін.
Широке поширення отримали комплексонометричному індикатори - речовини, що утворюють з іонами деяких металів (багато з яких безбарвні) забарвлені комплексні сполуки. Прикладом може служити еріохром чорний Т; розчин цього складного органічного з'єднання має синій колір, а в присутності іонів магнію, кальцію і деяких інших утворюються комплекси, пофарбовані в інтенсивний винно-червоний колір. Аналіз ведуть так: до розчину, який містить аналізовані катіони і індикатор, додають по краплях сильніший, в порівнянні з індикатором, комплексоутворювач, найчастіше - трилон Б. Як тільки трилон повністю зв'яже всі катіони металів, відбудеться виразний перехід від червоного кольору до синього. За кількістю доданого трилона легко обчислити вміст катіонів металу в розчині. За допомогою комплексонометріческого аналізу визначають, наприклад, загальну жорсткість води.
Існують методи титрування, засновані на утворенні осаду. Так, за допомогою аргентометріі можна визначити вміст у розчині хлоридів і бромідів. Для цього розчин титрують розчином AgNO 3. Для більш чіткого встановлення точки еквівалентності, в аналізований розчин додають 1-2 краплі розчину K 2 Cr 2 O 4. Поки в розчині є надлишок галогенід-іонів, утворюються менш розчинні AgCl або AgBr. Після повного осадження цих іонів, відразу з'явиться червонуватий осад Ag 2 CrO 4. Якщо ж треба визначити іони срібла в розчині, його титрують розчином NaCl.
Описані прийоми далеко не вичерпали існуючі методи титрування. Широке поширення отримали також методи, в яких за ходом титрування стежать за допомогою приладів. Наприклад, при кондуктометричну аналізі (від англ. Conductivity - електропровідність) вимірюють електропровідність розчину, яка змінюється в ході титрування. При потенциометрическом методі вимірюють потенціал електрода, зануреного в розчин, що аналізується. Фотометричний аналіз заснований на вимірюванні поглинання світла при зміні інтенсивності забарвлення розчину. Розроблено прилади, які не тільки визначають точку еквівалентності, а й самі автоматично додають по краплях робочий розчин до аналізованого і видають готовий результат аналізу.
Титрування як метод аналізу відрізняється простотою методики і апаратури, а також високою точністю: за допомогою титрування неважко визначити концентрацію речовини в розчині з точністю до 0,1%. Тому тітріметріческіе методи широко застосовуються в наукових дослідженнях і при контролі технологічних процесів на виробництві. Так, при вивченні кінетики реакції визначають зменшення з часом концентрації вихідного реагенту або зростання концентрації продукту реакції; таким способом, наприклад, були виконані класичні роботи за механізмом реакцій заміщення в органічних сполуках. У промисловості широко використовуються тітратори - прилади для автоматичного виконання титриметричних аналізів. Вони дуже зручні для проведення масових однотипних аналізів (наприклад, для визначення складу сплаву в процесі його виплавки або змісту в ньому шкідливих домішок). Такі прилади здатні довго працювати за відсутності лаборанта, автоматично відбирати проби і видавати результати аналізу. Це особливо важливо при необхідності роботи з радіоактивними, отруйними або вибуховими речовинами, В запилених приміщеннях і т.п.
Ілля Леенсон
При роботі з титруватирозчину повинні дотримуватися таких правил.
Весь посуд, що вживається при роботі з титруватирозчину, повинна бути бездоганно чистою.
У всіх вимірювальних судинах відлік проводиться по нижній точці меніска, причому очей спостерігача повинен знаходитися на одному рівні з краєм меніска. Для отримання більш чіткого обриси меніска зазвичай до протилежної від спостерігача стінки судини прикладають білий папірець.
Ємність вимірювальних судин від нагрівання змінюється, тому необхідно тримати їх подалі від джерел тепла.
Перед наливанням титруватирозчину в промиту дистильованою водою бюретку останню споліскують два рази робочим розчином. Рідина при титруванні наливають по краплях, причому носик бюретки повинен бути настільки вузьким, щоб обсяг однієї краплі був не більше 0,03 мл. Якщо носик бюретки занадто широкий, його звужують обережним нагріванням до червоного на полум'ї пальника і витягають. Необхідно стежити, щоб в носику бюретки не було бульбашок повітря або кристалів речовини. Титрування з бюретки завжди треба починати від якогось певного поділу, найкраще від нуля.
Для наповнення титрованим розчином піпетку тримають великим і середнім пальцями за верхній кінець; вказівний палець служить для закривання верхнього отвору піпетки. Обсяг відмірюють наступним чином. Набирають в піпетку рідина вище мітки, кінчик її витирають шматочками фільтрувального паперу або чистою ганчіркою, доводять рівень рідини до мітки і, притуливши кінчик піпетки до стінки конічної колби, промитої дистильованою водою, дають стекти рідини; потім вважають до десяти і тільки після цього відводять кінчик піпетки від стінки колби.
Титровані розчини треба ретельно оберігати від втрати вологи до від розведення водою, так як при цьому змінюється їх титр. Тому бутлі з титруватирозчину щільно закривають пробками, тримають можливо далі від джерел тепла і захищають від прямих сонячних променів.
При появі у верхній частині бутлі з розчином крапель води, що випарувалася розчин необхідно збовтати. Деякі розчини виділяють осад. У цьому випадку розчин необхідно профільтрувати в абсолютно чисту суху склянку і перевірити титр.
Для наливання розчину в бюретку найкраще з'єднати її за допомогою скляного трикутника і гумової трубки з пляшкою для розчину. Наповнення бюретки проводять або шляхом засмоктування розчину в бюретку, або самопливом, для чого бутель з розчином поміщають на полицю над бюреткою, і розчин при відпуску затиску надходить в бюретку.
Установку для титрування монтують у такий спосіб. Бутель з титрованим розчином щільно закривають гумовою пробкою з трьома отворами. Через один отвір опускають майже до самого дна бутлі скляну трубку (зовнішній діаметр 6-7 мм), зігнуту під прямим кутом в двох місцях біля самої пробки. За допомогою гумових і скляних трубок і трійника з'єднують її з нижнім кінцем бюретки. Бюретка застосовується без крана (зазвичай місткість її 50 мл). Верхній кінець її прикріплюють до полиці тітровальний столу, на якому стоїть бутель. Знизу бюретку прикріплюють до перекладині дротом або гумовими пластинками. Верхній кінець бюретки щільно закривають пробкою, через яку пропущена коротка скляна трубка.
У другий отвір пробки, що закриває бутель, пропускають коротку скляну трубку, з'єднану гумовою трубкою з трубкою бюретки. У третій отвір пробки вставляють хлоркальциевого трубку, наповнену натронной вапном (сплав СаО і NaOH у вигляді гранул), що оберігає розчин лугу від попадання в нього CO 2 з повітря.
Пробки і трубки в приладі повинні бути добре і щільно підігнані. Бутель з розчином поміщають на висоті приблизно 80-90 см над рівнем тітровальний столу.
Якщо описана установка чомусь не може бути зібрана, наповнення бюретки розчином проводиться за допомогою маленької воронки, яку попередньо два рази обполіскують титрованим розчином і після наповнення виймають з бюретки.
Установка титру-одна з найвідповідальніших операцій лабораторної техніки. Від правильності приготування титруватирозчину завіеіт і результат аналізу. Не потрібно забувати, що, наприклад, на заводі на основі даних аналізу здійснюється контроль за перебігом технологічного процесу і неправильний аналіз може повести до тих чи інших ускладнень. Так як кожен аналіз майже завжди супроводжується титруванням, кожен працівник лабораторії повинен добре освоїти техніку проведення цієї операції.
Потрібно пам'ятати кілька правил, що відносяться до титрованим розчинів.
1. Титровані розчини повинні бути по можливості свіжими. Тривале зберігання їх не повинно допускатися. Для кожного розчину є свій граничний термін зберігання.
2. Титровані розчини при стоянні змінюють свій титр, тому їх слід іноді перевіряти. Якщо ж роблять особливо відповідальний аналіз, перевірка титру розчину обов'язкове.
3. Титровані розчини, на які діє світло - (розчини AgNO3 і ін.), Слід зберігати в жовтих бутлях або в таких, які б захищали розчин від дії світла.
4. При приготуванні розчинів марганцевокнслого калію титр їх слід встановлювати не раніше ніж через 3-4 дні після приготування. Те ж відноситься до всьому іншим розчинів, здатним змінюватися з часом або при зіткненні з повітрям, склом та ін.
5. Титровані розчини лугів краще зберігати в бутлях, покритих всередині парафіном, а також захищати їх від дії двоокису вуглецю повітря (хлоркальциевого трубка з натронной вапном або аска-ритом),
6. Всі бутлі з титруватирозчину повинні мати чіткий напис із зазначенням речовини, нормальності, поправки, часу виготовлення розчину і дати перевірки титру.
7. При титруванні кислих або лужних розчинів корисно застосовувати так званий розчин-свідок.
Під час титрування колбу потрібно тримати лівою рукою, а правою рукою управляти краном бюретки, даючи стікати рідини рівномірно. При титруванні дуже велике значення має швидкість його. Тому при повторному титруванні одного і того ж розчину потрібно, щоб швидкість додавання розчину з бюретки була по можливості однаковою, т. Е. В один і той же час випливало б певну кількість рідини. Положення рук при титруванні показано на рис. 352.
Для перемішування титруемого розчину дуже зручно »при-міняти магнітні мішалки. В цьому випадку титрування можна вести як у звичайній конічній колбі, так і в спеціальних, пристосованих для титрування теміоокрашенних рідин.
При аналітичних роботах велику увагу потрібно приділяти розрахунками. Вони не будуть здаватися важкими, якщо з самого початку роботи засвоїти поняття, які лежать в основі всіх розрахунків, т. Е. Поняття про титрі, нормальності і грам-еквіваленті і про зв'язок між ними.
Наприклад, якщо взята якась навішування потрібного речовини, то титр T приготованого розчину дорівнюватиме навішуванні а, Поділеній на обсяг (V) розчину:
Мал. 352. Положення рук при титруванні.
a \u003d T * 1000 г
Нормальність можна обчислити, якщо відома навішування а і грам-еквівалент E розчиняється речовини
Якщо ж розчин готують в іншому обсязі, меншому або більшому, ніж 1000 мл, навішення розраховують на 1 л, і тоді формула для обчислення нормальності набуде вигляду 
Ця формула дозволяє розраховувати нормальність розчину з взятої наважки незалежно від його обсягу. Між титром, грам-еквівалентом і нормальністю існує проста залежність:
Іноді при розрахунках користуються поправкою на нормальність або коефіцієнт нормальності К. Ця поправка є відношенням титру практичного T до титру теоретичного (Те):
Ця поправка показує, якій кількості мілілітрів точно нормального розчину відповідає 1 мл даного розчину. При множенні результатів титрування (мл) на цю поправку отриманий обсяг призводять до певної концентрації, наприклад 0,1 н. розчину.
Однак доцільність користування поправкою на нормальність дуже сумнівна, так як всі розрахунки можна з успіхом робити і без цієї поправки, тільки ускладнює розрахунок.
При роботі з нормальними розчинами завдання завжди зводиться спочатку до визначення нормальності невідомого розчину, а потім до визначення кількості невідомої речовини, що міститься в розчині. Таким чином, основний розрахунково-аналітичної формулою при всіх об'ємних визначеннях буде
т. е. твір нормальності відомого розчину на обсяг відомого розчину при досягненні кінця реакції завжди дорівнює добутку нормальності невідомого розчину на обсяг останнього. Цей твір показує число еквівалентів прореагировавших речовин. Звідси можна визначити нормальність невідомого розчину A2, яка буде дорівнює
(2)
Коли величина N2 відома, застосовують загальну формулу для визначення нормальності по навішуванні (а);
(3)
Оскільки завданням аналітика є визначення Величини а, з цієї формули знаходять;
(4)
Або, підставивши значення N2 з формули (2), отримаємо:
Наведені формули дозволяють проводити всі розрахунки без поправок на нормальність, так як приймається, що вона може бути виражена будь-яким цілим або дробовим числом. Головне в усякому розрахунку знайти кількість еквівалентів, при множенні яких на величину грам-еквівалента завжди вийде кількість шуканого речовини.
Приклад. Нехай була взята навішування 0,5000 г руди, що містить залізо. Після її розчинення і розведення отриманого розчину До 100 мл в мірній колбі для титрування методом пермангапато-метрії кожен раз беруть по 10 мл аналізованого розчину.
Розчин KMnO4-0,0495 н. На титрування пішло: 11,2; 11,1; 11,0; 11,1 мл розчину KMnO4. Беремо середню 11,1 мл. Нормальність розчину 11,1 0,0495 \u003d 10 * N2, звідки
Кількість Fe в 100 мл розчину (грам-еквівалент Fe в даному випадку дорівнює 55,85):
Щоб висловити вміст заліза в руді в процентах, праву частину рівності множать на JOO і ділять на взяту наважку руди, т. Е.
Титриметричний аналіз заснований на точному вимірі кількості реактиву, витраченого на реакцію з обумовленою речовиною. Ще недавно цей вид аналізу зазвичай називали об'ємним в зв'язку з тим, що найбільш поширеним в практиці способом вимірювання кількості реактиву було вимір обсягу розчину, витраченого на реакцію. Зараз під об'ємним аналізом розуміють сукупність методів, заснованих на вимірі обсягу рідкої, газової або твердої фаз.
Назва титриметрический связаго зі словом титр, що позначає концентрацію розчину. Титр показує число грамів розчиненої речовини в 1 мл розчину.
Титрований, або стандартний, розчин - розчин, концентрація якого відома з високою точністю. Титрування - додаток титруватирозчину до аналізованого для визначення точно еквівалентної кількості. Титри розчин часто називають робочим розчином або титрантом. Наприклад, якщо кислота титруються лугом, розчин лугу називається титрантом. Момент титрування, коли кількість доданого титранту хімічно еквівалентна кількості титруемого речовини, називається точкою еквівалентності.
Реакції, що застосовуються в титриметрии, повинні відповідати таким основним вимогам:
1) реакція повинна протікати кількісно, \u200b\u200bтобто константа рівноваги реакції повинна бути досить велика;
2) реакція повинна протікати з великою швидкістю;
3) реакція не повинна ускладнюватися протіканням побічних реакцій;
4) повинен існувати спосіб визначення закінчення реакції.
Якщо реакція не задовольняє хоча б одному з цих вимог, вона не може бути використана в титриметричному аналізі.
У титриметрии розрізняють пряме, зворотне і непряме титрування.
У методах прямого титрування визначається речовина безпосередньо реагує з титрантом. Для проведення аналізу цим методом досить одного робочого розчину.
У методах зворотного титрування (або, як їх ще називають, методах титрування за залишком) використовуються два титрують робочих розчину: основний і допоміжний. Широко відомо, наприклад, зворотне титрування хлорид-іона в кислих розчинах. До аналізованого розчину хлориду спочатку додають явний надлишок титруватирозчину нітрату срібла (основного робочого розчину). При цьому відбувається реакція утворення малорастворимого хлориду срібла.
Яке не набрало реакцію надмірна кількість речовини AgNO 3 оттітровивают розчином тіоціанат амонію (допоміжного робочого розчину).
Третім основним видом титриметричних визначень є титрування заступника, або титрування по заміщенню (непряме титрування). У цьому методі до визначеного речовини додають спеціальний реагент, який набирає чинності з ним в реакцію. Один з продуктів взаємодії потім оттітровивают робочим розчином. Наприклад, при Іодометріческій визначенні міді до аналізованого розчину додають явний надлишок KI. Відбувається реакція 2Cu 2+ + 4I - \u003d 2CuI + I 2. Йод, що виділився оттітровивают тиосульфатом натрію.
Існує ще так зване реверсивне титрування, при якому стандартний розчин реагенту титрують аналізованих розчином.
Розрахунок результатів титриметрического аналізу заснований на принципі еквівалентності, відповідно до якого речовини реагують між собою в еквівалентних кількостях.
Щоб уникнути будь-яких суперечностей рекомендується все реакції кислотно-основної взаємодії привести до єдиної загальній основі, Якій може бути іон водню. В окисно-відновних реакціях кількість реагує речовини зручно зв'язати з числом електронів, які приймаються або віддаються речовиною в даній полуреакции. Це дозволяє дати таке визначення.
Еквівалентом називається якась реальна або умовна частка, яка може приєднувати, вивільняти або бути будь-яким іншим зразком еквівалента одному йону водню в кислотно-основних реакціях або одному електрону в окислювально-відновних реакціях.
При використанні терміну «еквівалент» завжди необхідно вказувати, до якої конкретної реакції він відноситься. Еквівалент даної речовини не є постійними величинами, а залежать від стехіометрії реакції, в якій вони беруть участь.
У титриметричному аналізі використовують реакції різного типу: - кислотно-основної взаємодії, комплексоутворення і т.д., що задовольняють тим вимогам, які пред'являються до титриметрическим реакцій. Тип реакції, що протікає при титруванні покладено в основу класифікації титриметричних методів аналізу. Зазвичай виділяють наступні методи титриметрического аналізу.
1. Методи кислотно-основної взаємодії пов'язані з процесом передачі протона:
2. Методи комплексоутворення використовують реакції утворення координаційних з'єднань:
3. Методи осадження засновані на реакціях освіти малорозчинних сполук:
4. Методи окислення - відновлення об'єднують численну групу окислювально-відновних реакцій:
Окремі тітріметріческіе методи отримали назву за типом основної реакції, що протікає при титруванні або за назвою титранту (наприклад, в Аргентометріческіе методах титрантом є розчин AgNO 3, в перманганатометріческіх - розчин КМп0 4 і т.д.).
Методи титрування характеризуються високою точністю: погрішність визначень становить 0,1 - 0,3%. Робочі розчини стійкі. Для індикації точки еквівалентності є набір різноманітних індикаторів. Серед титриметричних методів, заснованих на реакціях комплексоутворення, найбільше значення мають реакції з застосуванням комплексонів. Стійкі координаційні сполуки з комплексонами утворюють майже всі катіони, тому методи комплексонометрії універсальні і застосовні до аналізу широкого кола різноманітних об'єктів.
Метод кислотно-основного титрування заснований на реакціях взаємодії між кислотами і підставами, тобто на реакції нейтралізації:
Н + + ОН - ↔ Н 2 О
Робочими розчинами методу є розчини сильних кислот (HCl, H 2 S, НNОз і ін.) Або сильних основ (NaOH, КОН, Ва (ОН) 2 та ін.). Залежно від титранту метод кислотно-основного титрування поділяють на ацидиметрії , Якщо титрантом є розчин кислоти, і алкаліметрію , Якщо титрантом є розчин підстави.
Робочі розчини в основному готують як вторинні стандартні розчини, оскільки вихідні для їх приготування речовини не є стандaртнимі, а потім їх стандартизуют за стандартними речовин або стандартними розчинами. Наприклад: розчини кислот можна стандартизувати по стандартним речовин - натрію тетраборату Na 2 B 4 Про 7 ∙ 10Н 2 О, натрію карбонату Nа 2 СО 3 ∙ 10Н 2 О або за стандартними розчинами NaOH, КОН; а розчини підстав - по щавлевої кислоти 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 і кінцева точка титрування. Згідно з правилом еквівалентності титрування необхідно продовжувати до тих пір, поки кількість доданого реагенту не стане еквівалентним змістом визначається речовини. Наступаючий в процесі титрування момент, коли колічecтвo стандартного розчину реагенту (титранту) стає теоретично строго еквівалентним кількістю визначається речовини згідно з визначеним рівнянням хімічної реакції, називають точкою еквівалентності .
Точку еквівалентності встановлюють різними способами, Наприклад по зміні забарвлення індикатора, що додається в тітруемих розчин. Момент, при якому відбувається спостережувана зміна кольору індикатора, називають кінцевою точкою титрування. Дуже часто 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 титранту, яке необхідно для взаімодейcтвія з індикатором.
Вступ
Лабораторний практикум виконується після вивчення теоретичного курсу «Аналітична хімія та ФХМА» і служить для закріплення і поглиблення отриманих знань.
Завданням кількісного аналізу є визначення кількості (утримання) елементів (іонів), радикалів, функціональних груп, з'єднань або фаз в аналізованому об'єкті. У цьому курсі розглядаються основні методи титриметрического (об'ємного) аналізу, способи титрування і їх практичне застосування.
Перш ніж приступити до виконання лабораторного практикуму, студенти проходять інструктаж з техніки безпеки. Перед виконанням кожної роботи студент повинен здати колоквіум по розділах, зазначеним викладачем, а також за методикою проведення аналізу. Для цього необхідно:
1) повторити відповідний розділ курсу;
2) детально ознайомитися з методикою проведення роботи;
3) скласти рівняння хімічних реакцій, що лежать в основі проведеного хімічного аналізу;
4) вивчити особливості проведення аналізу з точки зору техніки безпеки.
За результатами роботи студенти складають звіт, в якому повинні бути вказані:
· Назва роботи;
· мета роботи;
· Теоретичні основи методу: сутність методу, основне рівняння, розрахунки та побудова кривих титрування, вибір індикатора;
· Реактиви та обладнання, які використовуються в ході проведення роботи;
· Методика аналізу:
Приготування первинних стандартів;
Приготування і стандартизація робочого розчину;
Визначення змісту досліджуваного речовини в розчині;
· Експериментальні дані;
· Статистична обробка результатів аналізу;
· Висновки.
Титрометричний метод АНАЛІЗУ
Титриметричний метод аналізузаснований на вимірюванні об'єму реагенту точно відомої концентрації (титранту), витраченого на хімічну реакцію з обумовленою речовиною.
Процедура визначення (титрування) полягає в тому, що до точно відомим об'ємом розчину визначається речовини з невідомої концентрацією з бюретки по краплях додають титрант, до настання точки еквівалентності.
де X- визначається речовина; R- титрант, P- продукт реакції.
Точка еквівалентності (Т.Е.) - це теоретичне стан розчину, що настає в момент додавання еквівалентної кількості титранту R до визначеного речовини X. На практиці титрант додають до визначеного речовини до досягнення кінцевої точкою титрування (к.т.т.), під якою розуміють при візуальної індикації точки еквівалентності момент зміни забарвлення індикатора, доданого в розчин. Крім візуальної індикації точка еквівалентності може бути зареєстрована інструментальними способами. В цьому випадку під кінцевою точкою титрування (к.т.т.) розуміють момент різкої зміни фізичної величини, Вимірюваної в процесі титрування (сила струму, потенціал, електропровідність і т. Д.).
В титриметричному методі аналізу використовуються наступні типи хімічних реакцій: реакції нейтралізації, реакції окислення-відновлення, реакції осадження і реакції комплексоутворення.
Залежно від типу застосовуваної хімічної реакції розрізняють наступні методи титриметрического аналізу:
- ацидиметрія;
- осадітельного титрування;
- Комплексонометріческое титрування або комплексонометрія;
- окислювально-відновну титрування або редоксиметрії.
До реакцій, що застосовуються в титриметричному методі аналізу, висувають такі вимоги:
· Реакція повинна протікати в стехіометричних співвідношеннях, без побічних реакцій;
· Реакція повинна протікати практично необоротно (≥ 99,9%), константа рівноваги реакції К р H\u003e 10 6, що утворюються опади повинні мати розчинність S < 10 -5 моль/дм 3 , а образующиеся комплексы – К уст > 10 -6 ;
· Реакція повинна протікати з досить великою швидкістю;
· Реакція повинна протікати при кімнатній температурі;
· Точка еквівалентності повинна фіксуватися чітко і надійно будь-яким способом.
способи титрування
У будь-якому методі титриметрического аналізу існує кілька способів титрування. розрізняють пряме титрування, зворотне титрування і титрування по заміщенню .
пряме титрування- до розчину визначається речовини додають по краплях титрант до досягнення точки еквівалентності.
Схема титрування: X + R \u003d P.
Закон еквівалентів для прямого титрування:
C (1 / z) Х V Х \u003d 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 \u003d 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 - обсяг титранту, 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 - обсяг визначається речовини, см3.
зворотне титрування- використовують два титранту. спочатку
до аналізованого розчину додають точний обсяг першого титранту ( R 1), Взятий в надлишку. Залишок, що не прореагував титранту R 1 оттітровивают другим титрантом ( R 2). кількість титранту R 1, витраченого
на взаємодію з аналізованих речовиною ( Х) Визначають за різницею між доданим об'ємом титранту R 1 (V 1) І об'ємом титранту R 2 (V 2) Витраченого на титрування залишку титранту R 1.
Схема титрування: X + R 1 фіксований надлишок \u003d P 1 (R 1 залишок).
R 1 залишок + R 2 = P 2.
При використанні зворотного титрування закон еквівалентів записується в такий спосіб:
Масу визначається речовини в разі зворотного титрування розраховують за формулою
Спосіб зворотного титрування застосовується в тих випадках, коли для прямої реакції неможливо підібрати відповідний індикатор або вона протікає з кінетичними утрудненнями (низька швидкість хімічної реакції).
Титрування по заміщенню (непряме титрування)- застосовують в тих випадках, коли пряме або зворотне титрування визначається речовини неможливо або викликає труднощі або відсутній відповідний індикатор.
До визначеного речовини Х додають будь-якої реагент А в надлишку, при взаємодії з яким виділяється еквівалентну кількість речовини Р. Потім продукт реакції Р оттітровивают відповідним титрантом R.
Схема титрування: X + А надлишок \u003d P 1.
P 1 + R = P 2.
Закон еквівалентів для титрування по заміщенню записують наступним чином:
Так як число еквівалентів визначається речовини Х і продукту реакції Р однакові, розрахунок маси визначається речовини в разі непрямого титрування розраховують за формулою
m Х \u003d C (1 / z) R V R M (1 / z) Х٠10 -3 . (7)
реактиви
1. Янтарна кислота Н 2 С 4 Н 4 О 4 (х.ч.) - первинний стандарт.
2. Розчин гідроксиду натрію NaOH з молярною концентрацією
~ 2,5 моль / дм 3
3. Н 2 О дистильована.
устаткування студенти описують самостійно.
Хід виконання роботи:
1. Приготування первинного стандарту бурштинової кислоти HOOCCH 2 CH 2 COOH.
Бурштинову кислоту готують обсягом 200,00 см 3 з молярною концентрацією еквівалента 
моль / дм 3.
г / моль.
Рівняння реакції:
Взяття навішування (зважування):
маса навішування
наважку кількіснопереносять в 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 О дистильована.
3. хлороводородная кислота НСl концентрації 1: 1 (r \u003d 1,095 г / см 3).
4. Кислотно-основний індикатор (вибирають по кривій титрування).
5. Змішаний індикатор - метиловий оранжевий і метиленовий синій.
Хід виконання роботи:
1. Приготування первинного стандарту карбонату натрію (Na 2 CO 3).
Розчин карбонату натрію готують обсягом 200,00 см 3 з молярною концентрацією еквівалента 
моль / дм 3.
Розрахунок маси наважки, г: (маса береться з точністю до четвертого знака після коми).
Рівняння реакції:
1) Na 2 CO 3 + HCl \u003d NaHCO 3 + NaCl
2) NaHCO 3 + HCl \u003d NaCl + H 2 O + CO 2
_____________________________________
Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2
H 2 CO 3 - слабка кислота (K a1 \u003d 10 -6,35, K a2 = 10 -10,32).
Взяття навішування (зважування):
Маса годинного скла (склянки)
Маса годинного скла (склянки) з навішуванням
маса навішування
наважку кількіснопереносять в 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 стандарту розраховують
за формулою
2. Приготування і стандартизація титранту (розчину HCl)
Розчин соляної кислоти готують об'ємом приблизно 500 см 3
з молярною концентрацією еквівалента приблизно 0,05 ÷ 0,06 моль / дм 3)
Титрант - розчин соляної кислоти приблизною концентрацією 0,05 моль / дм 3 готують з соляної кислоти, розведеної 1: 1 (r \u003d 1,095 г / см 3).
стандартизацію розчинуHCl проводять з первинного стандарту Na 2 CO 3 прямим титруванням, способом піпетування.
Індикатор вибирають по кривій титрування карбонату натрію соляної кислотою (рис. 4).
Мал. 4. Крива титрування 100,00 см 3 розчину Na 2 CO 3 з З\u003d 0,1000 моль / дм 3 розчином HCl з З 1 / z \u003d 0,1000 моль / дм 3
При титруванні до другої точки еквівалентності використовують індикатор метиловий оранжевий, 0,1% -ний водний розчин (рТ \u003d 4,0). Зміна забарвлення від жовтої до помаранчевої (колір «чайної троянди»). інтервал переходу
(РН \u003d 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 оранжевого, розбавляють водою до 50 - 75 см 3 і титрують розчином соляної кислоти до переходу забарвлення з жовтою в колір «чайної троянди» від однієї краплі титранту. Титрування проводять в присутності «свідка» (вихідний розчин Na 2 CO 3 з індикатором). Результати титрування заносять в табл. 4. Концентрацію соляної кислоти визначають за законом еквівалентів:.
Таблиця 4
Результати стандартизації розчину соляної кислоти
завдання
1. Сформулюйте поняття еквівалента в кислотно-основних реакціях. Обчисліть величину еквівалентів соди і фосфорної кислоти в наступних реакціях:
Na 2 CO 3 + HCl \u003d NaHCO 3 + NaCl
Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O
H 3 PO 4 + NaOH \u003d NaH 2 PO 4 + H 2 O
H 3 PO 4 + 2NaOH \u003d Na 2 HPO 4 + H 2 O
H 3 PO 4 + 3NaOH \u003d Na 3 PO 4 + 3H 2 O
2. Напишіть рівняння реакцій між соляною кислотою, сірчаною кислотою, гідроксидом натрію, гідроксидом алюмінію, карбонатом натрію, гідрокарбонатом калію і 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 \u003d CHCOOH, pK a\u003d 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 в процесі титрування? Виберіть можливі індикатори і розрахуйте індикаторну похибка 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 подібність
і відмінність розрахунків рН і кривою титрування в порівнянні з кривою титрування слабкої кислоти лугом? Виберіть можливі індикатори
і розрахуйте індикаторну похибка титрування.
6. Обчисліть коефіцієнти активності і активні концентрації іонів
в 0,001 М розчині сульфату алюмінію, 0,05 М карбонату натрію, 0,1 М хлориду калію.
7. Обчисліть рН 0,20 М розчину метиламіни, якщо його іонізація в водному розчині описується рівнянням
В + Н 2 О \u003d ВН + + ОН -, К b \u003d 4,6 × 10 - 3, де В - підстава.
8. Обчислити константу дисоціації хлорнуватистої кислоти HOCl, якщо 1,99 × 10 - 2 М розчин має рН \u003d 4,5.
9. Обчисліть рН розчину, що містить 6,1 г / моль гліколевої кислоти (СH 2 (OH) COOH, До а\u003d 1,5 × 10 - 4).
10. Обчисліть рН розчину, отриманого шляхом змішування 40 мл 0,015 М розчину соляної кислоти з:
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, К а\u003d 5,0 × 10 - 8.
11. Обчисліть концентрацію ацетат-іона в розчині оцтової кислоти
c масовою часткою 0,1%.
12. Обчисліть концентрацію іона амонію в розчині аміаку c масовою часткою 0,1%.
13. Розрахуйте масу наважки карбонату натрію, необхідну для приготування 250,00 мл 0,5000 М розчину.
14. Розрахуйте обсяг розчину соляної кислоти з молярною концентрацією еквівалента 11 моль / л і обсяг води, які необхідно взяти для приготування 500 мл 0,5 М розчину соляної кислоти.
15. У 300 мл 0,3% -ного розчину соляної кислоти розчинили 0,15 г металевого магнію. Обчисліть молярну концентрацію іонів водню, магнію і хлору в отриманому розчині.
16. При змішуванні 25,00 мл розчину сірчаної кислоти з розчином хлориду барію отримано 0,2917 г сірчанокислого барію. Визначте титр розчину сірчаної кислоти.
17. Обчислити масу карбонату кальцію, що вступив у реакцію
з 80,5 ммоль соляної кислоти.
18. Скільки грамів однозамещенного фосфату натрію треба додати
до 25,0 мл 0,15 М розчину гідроксиду натрію, щоб отримати розчин з рН \u003d 7? Для фосфорної кислоти pK а1\u003d 2,15; pK а2\u003d 7,21; pK а3 \u003d12,36.
19. На титрування 1,0000 г паруючої сірчаної кислоти, ретельно розведеної водою, витрачається 43,70 мл 0,4982 М розчину гідроксиду натрію. Відомо, що димиться сірчана кислота містить сірчаний ангідрид, розчинений в безводної сірчаної кислоти. обчислити масову частку сірчаного ангідриду в димить сірчаної кислоти.
20. Абсолютна похибка вимірювання об'єму за допомогою бюретки складає 0,05 мл. Розрахувати відносну похибку вимірювання обсягів в 1; 10 і 20 мл.
21. У мірній колбі місткістю 500,00 мл приготований розчин
з навішування 2,5000 г карбонату натрію. обчислити:
а) молярну концентрацію розчину;
б) молярна концентрація еквівалента (½ Na 2 CO 3);
в) титр розчину;
г) титр по соляній кислоті.
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 \u003d 0,005000 г / см 3;
б) 1 л розчину з ТNA 2 CO 3 / HCl \u003d 0,003000 г / см 3?
23. Який об'єм соляної кислоти з масовою часткою 38,32% і густиною 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 0,2 М розчин?
25. З 100 г технічного гідроксиду натрію, що містить 3% карбонату натрію і 7% індиферентних домішок, приготували 1л розчину. Обчислити молярну концентрацію і титр по соляній кислоті отриманого лужного розчину, вважаючи, що карбонат натрію титруються до вугільної кислоти.
26. Є зразок, в якому може міститися NaOH, Na 2 CO 3, NaHCO 3 або суміш названих сполук масою 0,2800 р Пробу розчинили у воді.
На титрування отриманого розчину в присутності фенолфталеїну витрачається 5,15 мл, а в присутності метилового оранжевого - 21,45 мл соляної кислоти з молярною концентрацією еквівалента 0,1520 моль / л. Визначити склад зразка і 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 і кінця титрування 100,00 см 3 0,1000 М розчину малонової кислоти (HOOCCH 2 COOH) 0,1000 М розчином гідроксиду натрію (рК а 1\u003d 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 еквівалента 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 \u003d 9,3.
31. Суміш сірчаної і фосфорної кислот перенесли в 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 метилоранж, а другу з фенолфталеїном. Витрата гідроксиду натрію в першому випадку склав 20,50 см 3, а в другому 36,85 см 3. Визначте маси сірчаної та фосфорної кислот в суміші.
У комплексонометрії
До точки еквівалентності \u003d ( C M V M - C ЕДТА V ЕДТА) / ( V М + V ЕДТА). (21)
У точці еквівалентності \u003d 
. (22)
Після точки еквівалентності = 
. (23)
На рис. 9 показані криві титрування іона кальцію в буферних розчинах з різними значеннями рН. Видно, що титрування Са 2+ можливо тільки при рН ³ 8.
реактиви
2. Н 2 О дистильована.
3. Стандартний розчин Mg (II) з молярною концентрацією
0,0250 моль / дм 3.
4. аміачний буфер з рН \u003d 9,5.
5. Розчин гідроксиду калію КОН з масовою часткою 5%.
6. еріохром чорний Т, індикаторна суміш.
7. Калькон, індикаторна суміш.
Теоретичні основи методу:
Метод заснований на взаємодії іонів Са 2+ і Мg 2+ з динатриевой сіллю етилендіамінтетраоцтової кислоти (Na 2 H 2 Y 2 або Na-ЕДТА) з утворенням міцних комплексів в молярному відношенні M: L \u003d 1: 1 в певному інтервалі рН.
Для фіксування точки еквівалентності при визначенні Са 2+ і Мg 2+ використовують калькон і еріохром чорний Т.
Визначення Са 2+ проводять при рН ≈ 12, при цьому Mg 2+ знаходиться
в розчині у вигляді осаду гідроксиду магнію і не титруються ЕДТА.
Mg 2+ + 2OH - \u003d Mg (OH) 2 ↓
Са 2+ + Y 4 «CaY 2
При рН ≈ 10 (аміачний буферний розчин) Мg 2+ і Са 2+ знаходяться
в розчині у вигляді іонів і 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+,
з сумарного обсягу, який пішов на титрування суміші при рН ≈ 10, віднімають обсяг, який 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 приблизної концентрації 0,025 М
з ≈ 0,05 М розчину, розбавляючи його дистильованою водою в 2 рази. Для стандартизації ЕДТА застосовують стандартний розчин MgSO 4
c 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 з рН ~ 9,5 - 10 і вносять індикатор еріохром чорний Т близько 0,05 г
(На кінчику шпателя). При цьому розчин забарвлюється в винно-червоний колір. Розчин в колбі повільно тітріруют розчином ЕДТА до переходу забарвлення з винно-червоного в зелену. Результати титрування заносять в табл. 6. Концентрацію ЕДТА визначають за законом еквівалентів: 
.
Таблиця 6
Результати стандартизації розчину ЕДТА
2. Визначення змісту Са 2+
Криві титрування Са 2+ розчином ЕДТА при рН \u003d 10 і рН \u003d 12 будують самостійно.
Розчин завдання в мірній колбі доводять до мітки дистильованою водою і ретельно перемішують.
Схема 6. Визначення змісту Са 2+ в розчині
У конічну колбу для титрування місткістю 250 см 3 поміщають аліквоту досліджуваного розчину 25,00 см 3, що 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 рожевою в блідо-блакитну. Результати титрування ( V 1) заносять в табл.7.
Таблиця 7
| № досвіду | Обсяг ЕДТА, см 3 | Зміст Са 2+ в 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 \u003d 10 будують самостійно.
Схема 7. Визначення змісту Mg 2+ в 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 і вносять індикатор еріохром чорний Т близько 0,05 г
(На кінчику шпателя). При цьому розчин забарвлюється в винно-червоний колір. Розчин в колбі повільно тітріруют розчином ЕДТА до переходу забарвлення з винно-червоного в зелену. Результати титрування ( V 2) заносять в табл. 8.
Таблиця 8
Результати титрування розчину, що містить кальцій і магній
| № досвіду | Обсяг досліджуваного розчину, см 3 | Обсяг ЕДТА, V Σ, см 3 | Зміст Mg 2+ в розчині, г |
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 |
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 О дистильована.
4. аміачний буфер з рН ~ 8 - 8,5.
5. мурексид, індикаторна суміш.
завдання
1. Обчисліть α 4 для ЕДТА при pH \u003d 5, якщо константи іонізації ЕДТА наступні: K 1 \u003d 1,0 · 10 -2, K 2 \u003d 2,1 · 10 -3, K 3 \u003d 6,9 · 10 -7 , K 4 \u003d 5,5 · 10 -11.
2. Побудуйте криву титрування 25,00 мл 0,020 М розчину нікелю 0,010 М розчином ЕДТА при pH \u003d 10, якщо константа стійкості
До NiY \u003d 10 18,62. Обчисліть p після додавання 0,00; 10,00; 25,00; 40,00; 50,00 і 55,00 мл титранту.
3. На титрування 50,00 мл розчину, що містить іони кальцію
і магнію, треба було 13,70 мл 0,12 М розчину ЕДТА при pH \u003d 12 і 29,60 мл при pH \u003d 10. Висловіть концентрації кальцію і магнію в розчині в мг / мл.
4. При аналізі в 1 л води знайдено 0,2173 г оксиду кальцію і 0,0927 г оксиду магнію. Обчисліть, який обсяг ЕДТА концентрації 0,0500 моль / л була витрачена на титрування.
5. На титрування 25,00 мл стандартного розчину, що містить 0,3840 г сульфату магнію, витрачено 21,40 мл розчину трилону Б. Розрахуйте титр цього розчину по карбонату кальцію і його молярна концентрація.
6. На підставі констант освіти (стійкості) комплексонатов металів, наведених нижче, оцініть можливість комплексонометріческого титрування іонів металів при pH \u003d 2; 5; 10; 12.
7. При титруванні 0,01 М розчину Ca 2+ 0,01 М розчином ЕДТА при pH \u003d 10 константа стійкості K CaY \u003d 10 10,6. Обчисліть, якою має бути умовна константа стійкості комплексу металу з індикатором при pH \u003d 10, якщо в кінцевій точці титрування \u003d.
8. Константа кислотної іонізації індикатора, що використовується при комплексонометричному титрування, дорівнює 4,8 · 10 -6. Обчисліть вміст кислотної і лужної форм індикатора при pH \u003d 4,9, якщо його загальна концентрація в розчині становить 8,0 · 10 -5 моль / л. Визначте можливість використання даного індикатора при титруванні розчину
з pH \u003d 4,9, якщо колір його кислотної форми збігається з кольором комплексу.
9. Для визначення вмісту алюмінію в зразку навішення зразка 550 мг розчинили і додали 50,00 мл 0,05100 М розчину комплексона III. Надлишок останнього відтитрували 14,40 мл 0,04800 М розчином цинку (II). Розрахуйте масову частку алюмінію в зразку.
10. При руйнуванні комплексу, що містить вісмут і 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 комплексона III, а на титрування йодид-іона, що міститься в 440 мг зразка, витрачається 23,25 мл 0,1000 М розчину Ag (I). Розрахуйте координаційне число вісмуту в комплексі, якщо йодид-іони є лігандом.
11.
Зразок масою 0,3280 г, що містить Pb, Zn, Cu, розчинили
і перевели в мірну колбу на 500,00 см 3. Визначення вели в три етапи:
а) на титрування першої порції розчину об'ємом 10,00 см 3, що 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 і Zn витрачено 27,60 см 3 ЕДТА; в) у третій порції об'ємом 100,00 см 3 замаскували Zn
і Cu, на титрування Pb витрачено 10,80 см 3 ЕДТА. Визначте масову частку Pb, Zn, Cu в зразку.
криві титрування
У редоксметрии криві титрування будують в координатах Е \u003d f(C R),
вони ілюструють графічне зміна потенціалу системи в процесі титрування. До точки еквівалентності потенціал системи розраховується по відношенню концентрацій окисленої і відновленої форм визначається речовини (тому що до точки еквівалентності одна з форм титранту практично відсутня), після точки еквівалентності - по відношенню концентрацій окисленої і відновленої форм титранту (бо після точки еквівалентності визначається речовина відтитрувати практично повністю).
Потенціал в точці еквівалентності визначається за формулою
, (26)
де - число електронів, що беруть участь в полуреакции;
- стандартні електродні потенціали напівреакцій.
На рис. 10 представлена \u200b\u200bкрива титрування розчину щавлевої кислоти H 2 C 2 O 4 розчином перманганату калію KMnO 4 в кислому середовищі
(\u003d 1 моль / дм 3).
Мал. 10. Крива титрування 100,00 см 3 розчину щавлевої
кислоти H 2 C 2 O 4 з З 1 / z \u003d 0,1000 моль / дм 3 розчином перманганату
калію KMnO 4 з З 1 / z \u003d 0,1000 моль / дм 3 при \u003d 1 моль / дм 3
Потенціал полуреакции MnO 4 - + 5 e + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O залежить від рН середовища, так як в полуреакции беруть участь іони водню.
Перманганатометрія
Титрантом є розчин перманганату калію KMnO 4, що є сильним окислювачем. Основне рівняння:
MnO 4 - + 8H + + 5e \u003d Mn 2+ + 4H 2 O, 
\u003d + 1,51 В.
М 1 / z (KMnO 4) \u003d 
г / моль.
У слабокислих, нейтральних і слабколужних середовищах внаслідок меншого окислювально-відновного потенціалу перманганат-іон відновлюється до Mn +4.
MnO 4 - + 2H 2 O + 3e \u003d MnО 2 ¯ + 4OH -, 
\u003d +0,60 В.
М 1 / z (KMnO 4) \u003d 158,03 / 3 \u003d 52,68 г / моль.
У лужному середовищі розчин перманганату калію відновлюється
до Mn +6.
MnO 4 - + 1e \u003d MnO 4 2-, 
\u003d +0,558 В.
М 1 / z (KMnO 4) \u003d 158,03 г / моль.
Для виключення побічних реакцій титрування перманганатом калію проводять у кислому середовищі, яку створюють сірчаною кислотою. Соляну кислоту для створення середовища застосовувати не рекомендується, так як перманганат калію здатний окислювати хлорид-іон.
2Cl - - 2e \u003d Cl 2, \u003d +1,359 В.
Найбільш часто перманганат калію застосовують у вигляді розчину
з молярною концентрацією еквівалента ~ 0,05 - 0,1 моль / дм 3. Він не є первинним стандартом в силу того, що водні розчини перманганату калію здатні окисляти воду і органічні домішки в ній:
4MnO 4 + 2H 2 O \u003d 4MnО 2 ¯ + 3O 2 + 4OH -
Розкладання розчинів перманганату калію прискорюється в присутності діоксиду марганцю. Оскільки діоксид марганцю є продуктом розкладання перманганату, цей осад надає автокаталитический ефект на процес розкладання.
Твердий перманганат калію, застосовуваний для приготування розчинів, забруднений діоксидом марганцю, тому приготувати розчин з точної навішення можна. Для того щоб отримати достатньо стійкий розчин перманганату калію, його після розчинення наважки KMnO 4 в воді залишають в темній бутлі на кілька днів (або кип'ятять), а потім відділяють MnO 2 ¯ фільтруванням через скляний фільтр (застосовувати паперовий фільтр не можна, так як він реагує з перманганатом калію, утворюючи діоксид марганцю).
Забарвлення розчину перманганату калію настільки інтенсивна,
що індикатор в цьому методі не потрібно. Для того щоб надати помітну рожеву забарвлення 100 см 3 води, досить 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 нестійка і поступово знебарвлюється в результаті взаємодії надлишку перманганату
з іонами марганцю (II), присутніми в кінцевій точці у відносно великій кількості:
2MnO 4 - + 3Mn 2+ + 2H 2 O «5MnО 2 ¯ + 4H +
Стандартизацію робочого розчинуKMnO 4 проводять по оксалату натрію або щавлевої кислоти (свежеперекрісталлізованной і висушеної при 105 ° С).
Використовують розчини первинних стандартів з молярною концентрацією еквівалента З (½ Na 2 C 2 O 4) \u003d 0,1000 або 0,05000 моль / л.
C 2 O 4 2- - 2e ® 2CO 2, \u003d -0,49 В
Завантаження ...