Файл: Объемный метод анализа Кислотноосновное титрование Индикаторы титриметрические (объемные) методы количественного анализа.pptx
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 07.12.2023
Просмотров: 89
Скачиваний: 3
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
СОДЕРЖАНИЕ
объемный метод анализа Кислотно-основное титрование Индикаторы
ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЕ (ОБЪЕМНЫЕ) МЕТОДЫ КОЛИЧЕСТВЕННОГО АНАЛИЗА
Цель: определение концентрации анализируемого вещества.
Способы фиксации точки эквивалентности
требования К ХИМИЧЕСКИМ РЕАКЦИЯМ ОБЪЕМНОГО АНАЛИЗА
СТАДИИ ПРОТЕКАНИЯ объемного анализа
1. Приготовление стандартного раствора
3. Установление титра и нормальной концентрации стандартного раствора
4. Титрование раствора, анализируемого вещества, стандартным раствором
5. Вычисление результатов анализа
Закон эквивалентов для растворов
где А – анализируемое вещество, Т - титрант
Формулы расчета нормальной концентрации для различных методов титрования.
Кислотно-основное равновесие – равновесие, в котором участвует протон (Н+).
Согласно протолитической теории Бренстеда-Лоури, все частицы делятся на:
Гидролиз – частный случай кислотно-основного равновесия
Показатель титрования индикаторов
1)Кислотно-основные (метиловый желтый, метиловый оранжевый, метиловый красный, тропеолины);
2)Металлохромные (эриохромовый черный Т, арсеназо, ПАН (пиридилазонафтол), ПАР, ТАР);
Принцип окрашивания азоиндикаторов
Метиловый оранжевый в щелочной среде (желтый)
В кислой среде происходит присоединение протона и образуется кислотная форма (красный):
объемный метод анализа Кислотно-основное титрование Индикаторы
ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЕ (ОБЪЕМНЫЕ) МЕТОДЫ КОЛИЧЕСТВЕННОГО АНАЛИЗА
Данная группа методов анализа основана на измерении объема раствора с известной концентрацией, который необходимо добавить к пробе известного объема (аликвоте) для протекания аналитической реакции в соответствии со стехиометрическим уравнением.Добавляемый реагент называют титрантом, а его раствор с заданной концентрацией – титрованным раствором.
Цель и задачи
Цель: определение концентрации анализируемого вещества.
Задачи метода:
- Отобрать точный объем анализируемого раствора
- Провести титрование аликвоты титрантом с точно известной концентрацией
- Точно зафиксировать конечную точку титрования
- Путем измерения объема титранта, израсходованного на титрование, вычислить концентрацию анализируемого раствора
Способы фиксации точки эквивалентности
- По собственной окраске ионов определяемого вещества
- По веществу – осадителю
- С помощью индикаторов
требования К ХИМИЧЕСКИМ РЕАКЦИЯМ ОБЪЕМНОГО АНАЛИЗА
- реакция должна протекать быстро и быть практически необратимой
- взаимодействие между определяемым веществом и титрантом должно протекать стехиометрически, т.е. в точном соответствии с уравнением реакции
- возможность четкой фиксации точки эквивалентности
- в растворе должны отсутствовать вещества, мешающие ходу основной реакции и определению конечной точки титрования
СТАДИИ ПРОТЕКАНИЯ объемного анализа
1. Приготовление стандартного раствора
2. Выбор индикатора
3. Установление титра и нормальной концентрации стандартного раствора
4. Титрование раствора, анализируемого вещества, стандартным раствором
5. Вычисление результатов анализа
| Метод титрование, тип реакции | Подгруппы методов | Вещества, применяемые для приготовления титрантов |
| Кислотно-основное Н3О++OH-=2H2О | Ацидиметрия (Н3О+) | HCl |
| Алкалиметрия (OH-) | NaOH, Na2CO3 |
| Метод титрование, тип реакции | Подгруппы методов | Вещества, применяемые для приготовления титрантов |
| Окислительно-восстановительное aOx1+bRed2=aRed1+bOx2 | Перманганатометрия | KMnO4 |
| Йодометрия | Na2S2O3 | |
| Йодиметрия | I2 | |
| Дихроматометрия | K2Cr2O7 | |
| Броматометрия | KBrO3 | |
| Иодатометрия | KIO3 | |
| Ванадатометрия | NH4VO3 |
Йодиметрия и йодометрия
Йодиметрия (йодиметрическое титрование) — метод определения восстановителей прямым титрованием стандартным раствором йода.
Йодометрия (йодометрическое титрование) — метод определения окислителей косвенным титрованием заместителя — йода — стандартным раствором тиосульфата натрия.
| Метод титрование, тип реакции | Подгруппы методов | Вещества, применяемые для приготовления титрантов |
| Комплексонометрическое M+L=ML | Меркуриметрия | Hg(NO3)2 |
| Комплексонометрия | ЭДТА Этилендиаминтетраацетат |
| Метод титрование, тип реакции | Подгруппы методов | Вещества, применяемые для приготовления титрантов |
| Осадительное титрование М+Х=МХ ↓ | Аргентометрия | AgNO3 |
| Роданидометрия | KCNS / NH4CNS | |
| Меркурометрия | Hg2(NO3)2 |
Т – титрант
АТ – продукт
| Прямое |
| , |
| Прямое |
R – реагент
AR – промежуточный продукт
Т – титрант
| Обратное |
| Обратное |
B – вспомогательный реагент
АВ – промежуточный продукт
Т – титрант
АВТ – продукт
| Заместительное |
| Заместительное |
Закон эквивалентов для растворов
Произведение объема раствора и нормальной концентрации эквивалента вещества равно числу эквивалентов:
Объемы растворов, реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальной концентрации эквивалента:
где А – анализируемое вещество, Т - титрант
Титр раствора
| По рабочему веществу TM |
| Масса вещества (грамм), содержащаяся в 1 мл рабочего раствора-титранта. М-формула титранта Пример: THCl=0,003610. в 1 мл р-ра HCl содержится 0,003610 г. вещества. |
Для снижения систематической ошибки к понятию титр применяют поправочный коэффициент (К), который равен отношению концентрации титра практического к концентрации теоретического.
Удобно при серийном анализе.
Титр раствора
| По определяемому веществу TM1/M2 |
| Показывает какая масса определяемого вещества соответствует массе титранта, содержащегося в 1 мл его раствора. М1-формула титранта М2-формула определяемого вещества Пример: THCl/СаО=0,002800. 1 мл р-ра HCl полностью реагирует с 0,002800 СаО. |
Для снижения систематической ошибки к понятию титр применяют поправочный коэффициент (К), который равен отношению концентрации титра практического к концентрации теоретического.
Удобно при серийном анализе.
Стандартизация растворов
| Первичные стандарты |
| Первичным называется раствор, концентрация которого точно известна на момент приготовления. Требования, предъявляемые к первичным растворам:
Получают методом в основном методом навесок. Пример: K2Cr2O7 |
Стандартизация растворов
| Вторичные (установленные) стандарты |
| Вторичным называется раствор, который готовят с приблизительно заданной концентрацией, используя метод разбавления или навесок. Точная концентрация такого раствора устанавливается с помощью весового метода или с помощью титрования первичным стандартом – фиксанальный раствор. Пример: стандартный р-р HCl |
Чаще всего встречаются вторичные растворы.
Расчет результатов титрования
Формулы расчета нормальной концентрации для различных методов титрования.
Прямое титрование:
Заместительное титрование:
Обратное титрование:
Кислотно-основное равновесие – равновесие, в котором участвует протон (Н+).
Согласно протолитической теории Бренстеда-Лоури, все частицы делятся на:
- кислоты – частицы, способные отщеплять протон;
- основания – частицы, способные присоединять протон.
Величина pH используется для характеристики кислотности раствора.
pH = -lg [H+]
| Значение рН | Среда | Кислота | Основание |
| = 3 | Сильнокислая | Сильная | Слабое |
| 5 < рН < 7 | Слабокислая | Сильная | Слабое |
| = 7 | Нейтральная | Сильная | Сильное |
| 7 < pH < 9 | Слабощелочная | Слабая | Сильные |
| = 11 | Сильнощелочная | Слабая | Сильное |
Теория бренстеда-лоури
В настоящее время существует несколько обобщенных теорий кислот и оснований. Наиболее широкое применение имеет протонная теория кислот и оснований, предложенная в 1923 г. датским ученым Бренстедом и английским ученым Лоури. Согласно теории Бренстеда—Лоури, кислотами называют вещества, отдающие протоны, а основаниями — вещества, принимающие протоны. Протон не может существовать в растворе самостоятельно, он должен быть принят основанием, поэтому, чтобы кислота могла отдать протон, необходимо присутствие основания, к которому протон переходит.Таким образом, возникают кислотно – основные пары, которые называют сопряженными. Следовательно, каждая кислота имеет сопряженное с ней основание и каждое основание – сопряженную с ним кислоту.
Константа диссоциации – величина, характеризующая способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее электролит.
Расчет рН:
- для сильных электролитов
- для слабых электролитов
Гидролиз – частный случай кислотно-основного равновесия
Гидролиз - обменное взаимодействие вещества с водой, приводящее к разложению и образованию новых соединений.
В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Значит, при этом в той или иной степени протекает и обратная, приводящая к образованию кислоты и основания. Можно рассматривать гидролиз как частный случай кислотно-основного равновесия : протон переходит от молекулы воды к данному иону или от данного иона к молекуле воды. Например, гидролиз иона аммония можно выразить уравнением:| Вещество | Протекание | Среда | Формула | Пример |
| Сильное основание + слабая кислота | По аниону | рН > 7 | Ann– + H-OH ⇆ ⇆ HAn(n-1)– + OH– | Na2S+ H2O = 2NaOH + H2S |
| Сильное основание + сильная кислота | Гидролиз невозможен | рН = 7 | - | NaCl |
| Слабое основание + слабая кислота | Полный гидролиз | pH = 7 | Ann– +Men++ H-OH ⇆ ⇆ MeOH+HAn+H-OH | (NH4)2S + H2O = 2NH3↑ + H2O + H2S↑ |
| Слабое основание + сильная кислота | По катиону | pH < 7 | Men+ + H-OH ⇆ ⇆ MeOH(n-1)+ + H+ | CuCl2 + H2O = Cu(OH)2 ↓ + 2HCl |
! Чем слабее кислота или основание, образующие соль, тем сильнее эта соль гидролизируется.
! Разбавление раствора усиливает гидролиз.
! Гидролиз по катиону (аниону) усиливается при добавлении к раствору соли основания (кислоты).
! При повышении температуры раствора соли ее гидролиз усиливается.
Константа гидролиза – константа равновесия гидролитической реакции. Первой константе гидролиза соответствует последняя константа диссоциации.
| Вещество | Значение | Формула |
| Сильное основание + слабая кислота | Ann– + H-OH ⇆ ⇆ HAn(n-1)– + OH– | |
| Слабое основание + слабая кислота | Ann– +Men++ H-OH ⇆ ⇆ MeOH+HAn+H-OH | |
| Слабое основание + сильная кислота | Если гидролизируется катион слаборастворимого основания | Men+ + H-OH ⇆ ⇆ MeOH(n-1)+ + H+ |
| Если гидролизируется катион нерастворимого гидроксида металла, то для расчета используется константа нестойкости гидрокомплекса этого металла |
| Вещество | Формула | |
| Сильное основание + слабая кислота | Ann– + H-OH ⇆ ⇆ HAn(n-1)– + OH– | |
| Слабое основание + слабая кислота | Ann– +Men++ H-OH ⇆ ⇆ MeOH+HAn+H-OH | |
| Слабое основание + сильная кислота | Men+ + H-OH ⇆ ⇆ MeOH(n-1)+ + H+ | |
В обычных расчетах используют константу гидролиза по первой ступени.
Теория индикаторов
Индикаторы
- Индикаторы − слабые органические кислоты или основания, у которых ионная и молекулярная формы имеют различную окраску.
- Интервал перехода индикатора должен совпадать со скачком титрования или хотя бы частично касаться точки эквивалентности
- Следует добавлять минимальное количество индикатора
- Индикаторная ошибка должна быть незначительной