Файл: Объемный метод анализа Кислотноосновное титрование Индикаторы титриметрические (объемные) методы количественного анализа.pptx

Скачать файл
Заказать решение

ВУЗ: Не указан

Категория: Не указан

Дисциплина: Не указана

Добавлен: 07.12.2023

Просмотров: 580

Скачиваний: 4

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

Добавляемый реагент называют титрантом, а его раствор с заданной концентрацией – титрованным раствором.

Цель и задачи

Цель: определение концентрации анализируемого вещества.

Задачи метода:

Способы фиксации точки эквивалентности

требования К ХИМИЧЕСКИМ РЕАКЦИЯМ ОБЪЕМНОГО АНАЛИЗА

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

Йодиметрия и йодометрия

Т – титрант

АТ – продукт

R – реагент

AR – промежуточный продукт

Т – титрант

B – вспомогательный реагент

АВ – промежуточный продукт

Т – титрант

АВТ – продукт

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

Титр раствора

Стандартизация растворов

Стандартизация растворов

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:

Теория бренстеда-лоури

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:

Гидролиз – частный случай кислотно-основного равновесия

Гидролиз - обменное взаимодействие вещества с водой, приводящее к разложению и образованию новых соединений.

Константа гидролиза – константа равновесия гидролитической реакции. Первой константе гидролиза соответствует последняя константа диссоциации.

Теория индикаторов

Индикаторы

Цветовой круг

Поглощение света

Интервалом перехода окраски кислотно-основного индикатора называют область значений рН, в которой человеческий глаз фиксирует полное изменение окраски.

Показатель титрования индикаторов

Оптимальное значение рН титруемого раствора, при котором наблюдается наиболее резкое изменение окраски индикатора, рТ.

Показатель титрования обычно равен рН раствора, при котором концентрации обоих окрашенных форм индикатора равны.

Кислотно-основные индикаторы

Кислотно-основные индикаторы

Типы азоиндикаторов

1)Кислотно-основные (метиловый желтый, метиловый оранжевый, метиловый красный, тропеолины);

Кислотно-основные индикаторы:

Типы азоиндикаторов

2)Металлохромные (эриохромовый черный Т, арсеназо, ПАН (пиридилазонафтол), ПАР, ТАР);

Металлохромные индикаторы:

Принцип окрашивания азоиндикаторов

Сильная кислота

Молекулярная форма

Сильная щёлочь

Ионная форма

Примеры азоиндикаторов

Метиловый оранжевый в щелочной среде (желтый)

В кислой среде происходит присоединение протона и образуется кислотная форма (красный):

Применение

СУЛЬФОФТАЛЕИНЫ

СУЛЬФОФТАЛЕИНЫ

Тимолфталеин

Тимолфталеин

Феноловый красный

Кислотно – основное титрование

Титрование Титрование

кислотами основаниями

АЦИДИМЕТРИЯ

Установочные вещества

АЛКАЛИМЕТРИЯ

Установочные вещества

Спасибо за внимание

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:
  • устойчив к воздействию внешних факторов;
  • точный химический состав;
  • существенная молярная масса.

    • 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.

    • Правила выбора индикатора

  • 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

Смотрите также файлы