Målet med arbeidet : tilegne seg ferdigheter i å bruke en av metodene for kvantitativ analyse - titrimetrisk, og lære grunnleggende teknikker for statistisk behandling av måleresultater.

Teoretisk del

Titrimetrisk analyse er en metode for kvantitativ kjemisk analyse basert på å måle volumet av en reagensløsning med en nøyaktig kjent konsentrasjon som forbrukes for å reagere med stoffet som bestemmes.

Titrimetrisk bestemmelse av et stoff utføres ved titrering - tilsetning av en av løsningene til en annen i små porsjoner og separate dråper mens du konstant registrerer (overvåker) resultatet.

En av de to løsningene inneholder et stoff i en ukjent konsentrasjon og representerer den analyserte løsningen.

Den andre løsningen inneholder et reagens med nøyaktig kjent konsentrasjon og kalles en arbeidsløsning, standardløsning eller titrant.

Krav til reaksjoner brukt i titrimetrisk analyse:

1. Evnen til å fikse ekvivalenspunktet, den mest brukte er observasjon av fargen, som kan endres under følgende forhold:

En av reaktantene er farget, og den fargede reagensen endrer farge under reaksjonen;

Stoffene som brukes - indikatorer - endrer farge avhengig av egenskapene til løsningen (for eksempel avhengig av reaksjonen til miljøet).

2. Kvantitativt reaksjonsforløp, opp til likevekt, karakterisert ved den tilsvarende verdien av likevektskonstanten

3. Tilstrekkelig hastighet av kjemisk reaksjon, fordi Det er ekstremt vanskelig å fikse ekvivalenspunktet i langsomme reaksjoner.

4. Fravær av sidereaksjoner der nøyaktige beregninger er umulige.

Metoder for titrimetrisk analyse kan klassifiseres i henhold til arten av den kjemiske reaksjonen som ligger til grunn for bestemmelsen av stoffer: syre-base titrering (nøytralisering), utfelling, kompleksdannelse, oksidasjon-reduksjon.

Jobber med løsninger.

Volumetriske kolber designet for å måle det nøyaktige volumet av væske. De er runde, flatbunnede kar med en smal, lang hals, hvor det er et merke som kolben skal fylles til (fig. 1).

Fig.1 Målekolber

Teknikk for å tilberede løsninger i målekolber fra fixanals.

For å tilberede en løsning fra fixanal, brytes ampullen over en trakt satt inn i en målekolbe, innholdet i ampullen vaskes av med destillert vann; løs den deretter i en målekolbe. Løsningen i målekolben bringes til merket. Etter å ha brakt væskenivået til merket, blandes løsningen i kolben godt.

Byretter De er tynne glassrør gradert i milliliter (fig. 2). En glasskran er loddet til den nedre, litt innsnevrede enden av byretten eller en gummislange med kuleventil og en glasstut er festet. En byrett velges for arbeid avhengig av volumet av løsningen som brukes i analysen.

Fig.2. Byretter

Hvordan bruke en byrett

1. Byretten vaskes med destillert vann.

2. Byretten klargjort for arbeid festes vertikalt i et stativ, ved hjelp av en trakt helles løsningen i byretten slik at nivået er over nullmerket.

3. Fjern luftbobler fra den nedre forlengede enden av byretten. For å gjøre dette, bøy den oppover og slipp væsken til all luften er fjernet. Deretter senkes kapillæren ned.

4. Væskenivået i byretten er satt til nulldeling.

5. Når du utfører en titrering, trykker du gummirøret på siden av kulen og drenerer væsken fra byretten inn i kolben ved å rotere sistnevnte. Først helles titranten i byretten ut i en tynn stråle. Når fargen på indikatoren på punktet der titrantdråpene faller begynner å endre seg, tilsettes løsningen forsiktig, dråpe for dråpe. Titreringen stoppes når det oppstår en skarp endring i fargen på indikatoren på grunn av tilsetning av en dråpe titrant, og volumet av forbrukt løsning registreres.

6. På slutten av arbeidet tappes titranten fra byretten, byretten vaskes med destillert vann.

Syre-base titreringsmetode (nøytralisering).

Syre-base titreringsmetoden er basert på reaksjonen mellom syrer og baser, dvs. for nøytraliseringsreaksjoner:

H + + OH¯ = H 2 O

Når du utfører denne oppgaven, brukes syre-base titreringsmetoden, basert på bruk av en nøytraliseringsreaksjon:

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2 H 2 O

Metoden består i å gradvis tilsette en løsning av svovelsyre av kjent konsentrasjon til en løsning av stoffet som bestemmes - natriumhydroksid. Tilsetningen av syreløsningen fortsettes inntil mengden blir ekvivalent med mengden natriumhydroksid som reagerer med den, dvs. til alkaliet er nøytralisert. Nøytraliseringsmomentet bestemmes av endringen i fargen på indikatoren tilsatt til den titrerte løsningen. I henhold til loven om ekvivalenter i henhold til ligningen:

C n (k-du) · V (k-du) = C n (alkalier) · V (alkalier)

Cn(k-ty) og Cn(alkali) – molare konsentrasjoner av ekvivalenter av reagerende løsninger, mol/l;

V (totalt) og V (alkali) – volumer av reagerende løsninger, l (ml).

C (NaOH) og - molare konsentrasjoner av ekvivalente NaOH og H 2 SO 4 i reagerende løsninger, mol/l;

V(NaOH) og ) - volumer av reagerende løsninger av alkali og syre, ml.

Eksempler på problemløsning.

1. For å nøytralisere 0,05 1 sur løsning ble det brukt 20 cm 3 0,5 N alkaliløsning. Hva er normaliteten til syre?

2. Hvor mye og hvilket stoff vil forbli i overskudd hvis 120 cm 3 av 0,3 N løsning av kaliumhydroksid tilsettes 60 cm 3 av 0,4 N svovelsyreløsning?

Løsningen på problemer med å bestemme pH til en løsning og konsentrasjoner av ulike typer er presentert i den metodiske håndboken.

EKSPERIMENTELL DEL

Motta en kolbe med en alkaliløsning med ukjent konsentrasjon fra laboratorieassistenten. Mål 10 ml prøver av den analyserte løsningen i tre koniske titreringskolber med en målesylinder. Tilsett 2-3 dråper metyloransje indikator til hver av dem. Løsningen vil bli gul (metyloransje er gul i et alkalisk miljø og oransjerød i et surt miljø).

Klargjør titreringsinstallasjonen for arbeid (fig. 3). Skyll byretten med destillert vann, og fyll den deretter med en løsning av svovelsyre med en nøyaktig kjent konsentrasjon (den molare konsentrasjonen av ekvivalenten til H 2 SO 4 er angitt på flaske) over null divisjon. Bøy gummirøret med glasstuppen opp, og trekk gummien bort fra glassoliven som dekker utgangen fra byretten, slipp væsken sakte slik at det ikke er igjen luftbobler i spissen etter å ha fylt spissen. Slipp overflødig syreløsning fra byretten over i et erstatningsglass, mens den nedre menisken av væsken i byretten skal settes til null.

Plasser en av kolbene med alkaliløsningen under tuppen av byretten på et ark med hvitt papir og fortsett direkte til titreringen: med den ene hånden, mat sakte syren fra byretten, og rør kontinuerlig løsningen inn med den andre hånden. en sirkulær bevegelse av kolben i et horisontalt plan. På slutten av titreringen skal syreløsningen tilføres dråpevis fra byretten til én dråpe gjør løsningen til en permanent oransje farge.

Bestem volumet av syre som brukes til titrering, nøyaktig til 0,01 ml. Tell delingene av byretten langs den nedre menisken, mens øyet skal være i nivå med menisken.

Gjenta titreringen 2 ganger til, hver gang start fra nulldelingen av byretten. Registrer titreringsresultatene i tabell 1.

Beregn konsentrasjonen av alkaliløsningen ved å bruke formelen:

Tabell 1

Resultater av titrering av natriumhydroksidløsning

Utfør statistisk behandling av titreringsresultatene i henhold til metoden beskrevet i vedlegget. Oppsummer resultatene av statistisk behandling av eksperimentelle data i tabell 2.

tabell 2

Resultater av statistisk behandling av eksperimentelle data fra titrering av natriumhydroksidløsning. Konfidenssannsynlighet α = 0,95.

n			Sx

Skriv ned resultatet av å bestemme molkonsentrasjonen av NaOH-ekvivalent i den analyserte løsningen som et konfidensintervall.

SPØRSMÅL TIL SELVKONTROLL

1. Kaliumhydroksidløsning har pH = 12. Konsentrasjonen av basen i løsningen ved 100 % dissosiasjon er ... mol/l.

1) 0,005; 2) 0,01; 3) 0,001; 4) 1,10-12; 5) 0,05.

2. For å nøytralisere 0,05 l sur løsning ble det brukt 20 cm3 0,5 N alkaliløsning. Hva er normaliteten til syre?

1) 0,2 n; 2) 0,5 n; 3) 1,0 n; 4) 0,02 n; 5) 1,25 n.

3. Hvor mye og hvilket stoff vil forbli i overskudd hvis 125 cm 3 av 0,2 N løsning av kaliumhydroksid tilsettes 75 cm 3 av 0,3 N løsning av svovelsyre?

1) 0,0025 g alkali; 2) 0,0025 g syre; 3) 0,28 g alkali; 4) 0,14 g alkali; 5) 0,28 g syre.

4. En analysemetode basert på å bestemme økningen i kokepunkt kalles...

1) spektrofotometrisk; 2) potensiometrisk; 3) ebullioskopisk; 4) radiometrisk; 5) konduktometrisk.

5. Bestem den prosentvise konsentrasjonen, molariteten og normaliteten til en løsning av svovelsyre oppnådd ved å løse opp 36 g syre i 114 g vann, hvis tettheten til løsningen er 1,031 g/cm3.

1) 31,6 ; 3,77; 7,54 ; 2) 31,6; 0,00377; 0,00377 ;

3) 24,0 ; 2,87; 2,87 ; 4) 24,0 ; 0,00287; 0,00287;

5) 24,0; 2,87; 5,74.

Titrimetrisk analyse er basert på nøyaktig måling av mengden reagens som forbrukes i reaksjonen med stoffet som bestemmes. Inntil nylig ble denne typen analyser vanligvis kalt volumetrisk på grunn av at den vanligste måten i praksis å måle mengden av et reagens på var å måle volumet av løsningen som ble konsumert i reaksjonen. I dag forstås volumetrisk analyse som et sett med metoder basert på måling av volumet av væske, gass eller faste faser.

Navnet titrimetrisk er assosiert med ordet titer, som indikerer konsentrasjonen av løsningen. Titeren viser antall gram oppløst stoff i 1 ml løsning.

En titrert eller standardløsning er en løsning hvis konsentrasjon er kjent med høy nøyaktighet. Titrering er tilsetning av en titrert løsning til testløsningen for å bestemme en nøyaktig tilsvarende mengde. Titreringsløsningen kalles ofte arbeidsløsningen eller titranten. For eksempel, hvis en syre titreres med en alkali, kalles alkaliløsningen en titrant. Titreringspunktet når mengden tilsatt titrant er kjemisk ekvivalent med mengden av det titrerte stoffet kalles ekvivalenspunktet.

Reaksjoner brukt i titrimetri må tilfredsstille følgende grunnleggende krav:

1) reaksjonen må foregå kvantitativt, dvs. likevektskonstanten for reaksjonen må være stor nok;

2) reaksjonen må foregå ved høy hastighet;

3) reaksjonen bør ikke kompliseres av uønskede reaksjoner;

4) det må være en måte å bestemme slutten av reaksjonen på.

Hvis en reaksjon ikke tilfredsstiller minst ett av disse kravene, kan den ikke brukes i titrimetrisk analyse.

I titrimetri er det direkte, omvendt og indirekte titrering.

Ved direkte titreringsmetoder reagerer analytten direkte med titreringen. For å utføre analyse ved hjelp av denne metoden er én fungerende løsning tilstrekkelig.

Tilbaketitreringsmetoder (eller, som de også kalles, resttitreringsmetoder) bruker to titrerte arbeidsløsninger: en hoved- og en hjelpeløsning. For eksempel er tilbaketitrering av kloridion i sure løsninger viden kjent. Først tilsettes et kjent overskudd av en titrert løsning av sølvnitrat (hovedarbeidsløsningen) til den analyserte kloridløsningen. I dette tilfellet oppstår en reaksjon for å danne litt løselig sølvklorid.

Overskuddsmengden av AgNO 3 som ikke har reagert titreres med en løsning av ammoniumtiocyanat (hjelpearbeidsløsning).

Den tredje hovedtypen for titrimetrisk bestemmelse er titrering av en substituent, eller titrering ved substitusjon (indirekte titrering). I denne metoden tilsettes et spesielt reagens til stoffet som bestemmes, som reagerer med det. Et av reaksjonsproduktene titreres deretter med arbeidsløsningen. For eksempel, under jodometrisk bestemmelse av kobber, tilsettes et bevisst overskudd av KI til den analyserte løsningen. Reaksjonen 2Cu 2+ +4I - =2CuI+ I 2 skjer. Det frigjorte jodet titreres med natriumtiosulfat.

Det er også den såkalte omvendte titreringen, der en standard reagensløsning titreres med den analyserte løsningen.

Beregningen av titrimetriske analyseresultater er basert på ekvivalensprinsippet, ifølge hvilke stoffer reagerer med hverandre i ekvivalente mengder.

For å unngå motsetninger anbefales det at alle syre-base-reaksjoner reduseres til en enkelt felles base, som kan være et hydrogenion. I redoksreaksjoner er det praktisk å relatere mengden reaktant til antall elektroner som aksepteres eller doneres av stoffet i en gitt halvreaksjon. Dette tillater oss å gi følgende definisjon.

En ekvivalent er en ekte eller fiktiv partikkel som kan feste seg, frigjøre eller på annen måte være ekvivalent med ett hydrogenion i syre-basereaksjoner eller ett elektron i redoksreaksjoner.

Når du bruker begrepet "ekvivalent", er det alltid nødvendig å angi hvilken spesifikk reaksjon det refererer til. Ekvivalenten til et gitt stoff er ikke en konstant verdi, men avhenger av støkiometrien til reaksjonen de deltar i.

I titrimetrisk analyse brukes reaksjoner av ulike typer: - syre-base interaksjon, kompleksdannelse, etc., som tilfredsstiller kravene til titrimetriske reaksjoner. Typen reaksjon som oppstår under titrering danner grunnlaget for klassifiseringen av titrimetriske analysemetoder. Vanligvis skilles følgende titrimetriske analysemetoder ut.

1. Metoder for syre-base interaksjon er assosiert med prosessen med protonoverføring:

2. Komplekseringsmetoder bruker reaksjoner for dannelse av koordinasjonsforbindelser:

3. Utfellingsmetoder er basert på dannelsesreaksjoner av dårlig løselige forbindelser:

4. Oksidasjonsreduksjonsmetoder kombinerer en stor gruppe redoksreaksjoner:

Noen titrimetriske metoder er navngitt etter typen hovedreaksjon som oppstår under titrering eller etter navnet på titreringen (for eksempel i argentometriske metoder er titranten en AgNO 3-løsning, i permanganatometriske metoder - en KMn0 4-løsning, etc.).

Titreringsmetoder er preget av høy nøyaktighet: bestemmelsesfeilen er 0,1 - 0,3%. Arbeidsløsninger er stabile. For å indikere ekvivalenspunktet er det et sett med forskjellige indikatorer. Blant titrimetriske metoder basert på kompleksdannelsesreaksjoner er reaksjoner ved bruk av kompleksoner av størst betydning. Nesten alle kationer danner stabile koordinasjonsforbindelser med kompleksoner; derfor er kompleksometrimetoder universelle og anvendelige for analyse av et bredt spekter av forskjellige objekter.

Syre-base titreringsmetoden er basert på reaksjonsreaksjoner mellom syrer og baser, det vil si nøytraliseringsreaksjoner:

H + + OH - ↔ H 2 O

Arbeidsløsningene til metoden er løsninger av sterke syrer (HCl, H 2 S, HNO3, etc.) eller sterke baser (NaOH, KOH, Ba(OH) 2, etc.). Avhengig av titreringen er syre-base titreringsmetoden delt inn i acidimetri , hvis titranten er en sur løsning, og alkalimetri hvis titranten er en løsning av en base.

Arbeidsløsninger tilberedes hovedsakelig som sekundære standardløsninger, siden utgangsmaterialene for fremstillingen ikke er standard, og deretter standardiseres de mot standardstoffer eller standardløsninger. For eksempel: sure løsninger kan standardiseres iht standard stoffer- natriumtetraborat Na 2 B 4 O 7 ∙ 10 H 2 O, natriumkarbonat Na 2 CO 3 ∙ 10 H 2 O eller standardløsninger av NaOH, KOH; og baseløsninger - ved bruk av oksalsyre H 2 C 2 O 4 ∙ H 2 O, ravsyre H 2 C 4 H 4 O 4 eller standardløsninger av HCl, H 2 SO 4, HNO 3.

Ekvivalenspunkt og titreringsendepunkt. I henhold til ekvivalensregelen skal titreringen fortsette inntil mengden tilsatt reagens blir ekvivalent med innholdet av stoffet som skal bestemmes. Øyeblikket under titreringsprosessen når mengden av en standard reagensløsning (titrant) blir teoretisk strengt lik mengden av stoffet som bestemmes i henhold til en viss kjemisk reaksjonsligning, kalles ekvivalenspunkt .

Ekvivalenspunktet bestemmes på forskjellige måter, for eksempel ved å endre fargen på indikatoren tilsatt til den titrerte løsningen. Øyeblikket da en observert endring i fargen på indikatoren oppstår kalles sluttpunkt for titrering. Svært ofte faller ikke endepunktet for titreringen nøyaktig sammen med ekvivalenspunktet. Som regel skiller de seg fra hverandre med ikke mer enn 0,02-0,04 ml (1-2 dråper) titrant. Dette er mengden titrant som er nødvendig for å samhandle med indikatoren.

Generelle bestemmelser for den titrimetriske metoden. I produksjon, miljø og vitenskapelige aktiviteter må vi hele tiden finne ut sammensetningen av et bestemt produkt, råmateriale, naturlig eller kunstig materiale. Disse problemene løses ved hjelp av metoder analytisk kjemi. I dette tilfellet kan det utføres kvalitativ analyse når det er tilstrekkelig å fastslå tilstedeværelse eller fravær av visse stoffer i den analyserte prøven, eller kvantitativ analyse, når de finner ut hvilke stoffer og i hvilken mengde som er inkludert i sammensetningen (i form av en hovedkomponent eller som en urenhet) av den analyserte prøven.

En av de vanligste og mest nøyaktige metodene for kvantitativ kjemisk analyse er titrimetrisk analysemetode. Dette navnet indikerer at når metoden implementeres, utføres en prosess titrering, som består i gradvis tilsetning av en løsning til et visst volum av en annen løsning. Dette utnytter det åpenbare faktum at reaksjonen mellom to stoffer fortsetter til en av dem er fortært. Ved hjelp av reaksjonsligningen kan du beregne mengden av en av reaktantene hvis du vet hvor mye av den andre reaktanten som reagerte.

Den titrimetriske metoden for kvantitativ analyse er basert på nøyaktig måling av volumer av løsninger av reagerende stoffer, hvorav konsentrasjonen av en er nøyaktig kjent (løsninger med kjente konsentrasjoner kalles standard*). Et visst volum av en løsning titrert en annen løsning. Titreringen stoppes når stoffet i løsningen som titreres er fullstendig oppbrukt som følge av den pågående reaksjonen. Dette øyeblikket kalles ekvivalenspunkt og tilsvarer det faktum at mengden stoff (antall mol) i den tilsatte løsningen ( titrant) blir ekvivalent med mengden stoff i den titrerte løsningen (øyeblikket ekvivalenspunktet nås bestemmes av fargeendringen indikator- om indikatorer, se nedenfor).

Titreringsteknikk. Indikatorer. For å tilsette titrant til løsningen som titreres, bruk byrett- et smalt og langt glassrør, som påføres en gradering på tiendedeler av en milliliter (se figuren på første side av omslaget). Frigjøringsanordningen på bunnen av byretten lar deg nøyaktig kontrollere hastigheten på titranttilsetningen (fra en strøm til individuelle dråper) og nøyaktig måle volumet av tilsatt titrant. I laboratoriepraksis brukes vanligvis 25 ml byretter.

En viss mengde av den titrerte løsningen (i de fleste tilfeller er dette testløsningen) måles og overføres til konisk kolbe. Noen få dråper av indikatorløsningen helles også i den. Titranten tilsettes gradvis til løsningen i kolben fra en byrett (i de fleste tilfeller og i forsøkene utført i dette arbeidet, (men ikke alltid!) er den titrerte løsningen testløsningen, og titranten er standarden). Når ekvivalenspunktet er nådd, endres fargen på indikatoren, titreringen stoppes og volumet av tilsatt titrant måles på en byrettskala, som deretter brukes til beregninger.

Fargen på indikatoren avhenger av konsentrasjonen av stoffer i løsningen. For eksempel fargen på indikatorene som brukes i syre-base titrering (nøytraliseringsmetode), avhenger av konsentrasjonen av hydrogenioner i løsningen:

Hvis du titrerer en alkalisk løsning med en syre i nærvær av metyloransje, vil fargen på den titrerte løsningen forbli gul til den alkaliske komponenten er fullstendig nøytralisert, noe som betyr å nå ekvivalenspunktet; indikatoren endrer farge fra gul til oransje. Hvis bare én dråpe overflødig syre tilsettes, blir fargen rød-rosa. I dette tilfellet sier de at "løsningen er overtitrert." I dette tilfellet er volumet titrant målt av byretten større enn volumet som faktisk kreves for nøytralisering; dette introduserer feil i påfølgende beregninger.

Ved titrering, i tillegg til nøytraliseringsmetoden, er det andre metoder som bruker egne indikatorer som endrer farge avhengig av tilstedeværelsen av eventuelle stoffer i løsningen.

Kjemisk ekvivalent og molar konsentrasjon av ekvivalent. Hvilke mengder stoffer som er likeverdige med hverandre bestemmes av reaksjonsligningen. For eksempel, i en nøytraliseringsreaksjon:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

1 mol alkali og 1 mol syre reagerer uten rester. Men når natriumhydroksid reagerer med svovelsyre:

NaOH + ½ H 2 SO 4 = ½ Na 2 SO 4 + H 2 O

For å nøytralisere 1 mol alkali er ½ mol svovelsyre nok. Det er generelt akseptert at én mol HCl (som én mol NaOH) representerer én kjemisk ekvivalent. Samtidig representerer ½ mol svovelsyre også en kjemisk ekvivalent. Det følger at forholdet hvor stoffer reagerer med hverandre uten rester, må ikke beregnes ved antall mol av disse stoffene, men ved antall av deres molekvivalenter. For å uttrykke innholdet av stoffer i løsninger som brukes i titrimetri, er det praktisk å bruke konsentrasjonen (se avsnittet om generell kjemi "Metoder for å uttrykke konsentrasjoner av løsninger"), som viser hvor mange mol av ekvivalenten til et stoff er i en enhetsvolum (én liter) av en løsning. Dette er den såkalte molar konsentrasjon ekvivalent (MED n, mol ekv/l). Tidligere ble denne konsentrasjonen kalt " normal konsentrasjon" (enhet mEkv/l), som for øyeblikket er ekskludert fra reguleringsdokumenter: GOST-er, metoder, etc. Imidlertid fortsetter dette gamle navnet å bli mye brukt i praktisk arbeid. Følgelig karakteriserer verdien MED n, de sier fortsatt at løsningen har en viss normalitet; for eksempel kalles en løsning med en konsentrasjon på 2 mol ekv/l binormal, 1 mol ekv/l er normal, 0,1 mol ekv/l er desinormal og betegnes henholdsvis 2 N, 1 N, 0,1 N. etc. I denne opplæringen brukes også slike termer og betegnelser.

Konseptet med en kjemisk ekvivalent lar oss ta hensyn til at ett molekyl av et stoff kan være ekvivalent i en reaksjon med to, tre eller enda flere molekyler av et annet stoff. Den kjemiske ekvivalenten til et stoff er mengden (antall mol) eller massen av dette stoffet som i kjemiske reaksjoner er ekvivalent (dvs. legger til, erstatter, frigjør) 1 mol (eller 1 g) hydrogenioner N + eller atomært hydrogen N. For syrer og baser er verdien molar masse av kjemisk ekvivalent M ekv, beregnet fra molar masse M tar hensyn til antall hydrogenioner spaltet av et syremolekyl eller antall hydroksydioner spaltet av et basemolekyl under dissosiasjon:

; .

Dermed viser de hvilken masse av den totale massen til et mol av et stoff som er ekvivalent i en reaksjon med ett mol enkeltladede ioner. På samme måte, når man finner den molare massen til den kjemiske ekvivalenten til et individuelt ion, blir den molare (eller atomære) massen til ionet delt på ladningen z, beregner hvor mye masse er per enhetsladning:

Beregning av ekvivalent molmasse av magnesium- og kalsiumioner er gitt i underkapittel 1.1. når man vurderer måleenheter for hardhet.

Beregning av konsentrasjonen av den analyserte løsningen. Det er klart at jo større volum er standard titrantløsningen V standard brukt for å nå ekvivalenspunktet og jo større konsentrasjon av denne titranten C standard (heretter snakker vi bare om normal konsentrasjon, derfor indeksen "n" i betegnelsen C n kan utelates), jo større konsentrasjon Cx av den analyserte titrerte løsningen, dvs. ved beregning viser det seg at
Cx ~ C std · V std. Samtidig, jo mer titrant som må brukes, jo mer av den initiale titrerte løsningen tas; å ta hensyn til dette ved beregning Cx Produktet av volumet og konsentrasjonen av titranten som er brukt skal være relatert til volumet av den titrerte løsningen Vx:

1.4.2. Bestemmelse av karbonathardhet i vann

For å bestemme karbonathardheten titreres et visst volum av testvannet med en standardløsning av saltsyre i nærvær av metyloransje-indikatoren. I dette tilfellet oppstår reaksjoner med hydrokarbonater:

Ca(HC03)2 + 2HCl = CaCl2 + 2CO2 + 2H20;

Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2CO2 + 2H20;

og karbonater:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H20;

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

Når ekvivalenspunktet er nådd, når alle karbonater og bikarbonater har reagert, endrer indikatoren farge fra gul til oransje.

1.4.3. Bestemmelse av total vannhardhet

Ved bestemmelse av total hardhet brukes en titreringsmetode, som kalles kompleksometrisk metode, siden den bruker stoffer med det generelle navnet komplekser. En av de mest brukte kompleksene er
Trilon B(dette er merkenavnet som dette kjemiske produktet først ble utgitt under). Det er et derivat av en organisk syre, hvis molekyl inneholder to hydrogenatomer som kan erstattes av metallatomer. Uten å vurdere strukturen til Trilon B-molekylet, bruker vi dets generelt aksepterte symbol: H 2 Y.

Definisjonen er basert på det faktum at kalsium- og magnesiumioner danner løselige komplekse forbindelser med Trilon B:

Ca 2+ + H2Y → + 2H+;

Mg 2+ + H2Y → + 2H+.

Reagenser som produserer karakteristisk fargede forbindelser med ionene som bestemmes, brukes som indikatorer. Når ekvivalenspunktet er nådd, når nesten alle Ca 2+ og Mg 2+ ioner binder seg til Trilon B til komplekser og deres konsentrasjon i løsningen synker kraftig, endres fargen på løsningen. Titrering må utføres i et svakt alkalisk medium (for å binde de resulterende hydrogenionene), derfor er det i tillegg til indikatoren en s.k. bufferløsning, som sikrer en konstant pH-verdi (når du utfører denne titreringen, legg til ammoniakkbufferløsning, som opprettholder en konstant pH innenfor 8...10 enheter).

EKSPERIMENTELL DEL

1. Bruk syre-base titreringsmetoden til å bestemme karbonathardheten til springvann.

2. Bruk den kompleksometriske titreringsmetoden til å bestemme den totale hardheten til springvann.

3. Basert på eksperimentelle data, trekk en konklusjon om hardhetsnivået til det studerte vannet og beregn verdien av konstant hardhet.

Forsøk 1. Bestemmelse av karbonathardhet

Hell 100 ml testvann i to koniske kolber (mål med en målesylinder), tilsett
5-6 dråper metyloransje indikatorløsning. En av kolbene er en kontrollkolbe, dvs. brukes til å legge merke til fargeendringen til en løsning i en annen kolbe under titrering. Registrer det innledende titrantnivået i byretten.

Før titrering, sørg for at det er nok løsning i byretten og at glasstuten er helt fylt med væske. Luftbobler fra tuten presses ut med en væskestrøm ved å dreie tuten oppover i en vinkel på ca. 45°. Byrettutløpet er et gummirør med en glasskule inni. For å la væsken renne ut, trekk rørveggen litt vekk fra ballen med tommelen og pekefingeren slik at det dannes et gap mellom dem. Fyll byretten gjennom trakten, hvoretter trakten fjernes fra det øverste hullet; Hvis dette ikke gjøres, kan den gjenværende løsningen renne ut av trakten under titrering og volummålingen vil være unøyaktig.

Tilsett om nødvendig titrantløsning i byretten, og bring nivået til nulldeling. Tilsett 0,1 N fra en byrett til den andre kolben. saltsyreløsning til fargen på indikatoren endres fra gul til oransje (den resulterende fargen kan heller kalles fersken).

Overflaten av væsken i byretten ser ut som en bred konkav stripe ( menisk). Verdiene på skalaen avleses langs den nedre kanten av menisken; observatørens øye skal være på nivå med menisken. Titranten fra byretten helles først inn ganske raskt, mens innholdet i kolben røres kontinuerlig med roterende bevegelser. Kulen trykkes med venstre hånd, og kolben holdes og røres med høyre hånd. Titrering utføres stående! Fargen på løsningen observeres ved å legge et ark med hvitt papir under kolben for bedre observasjonsforhold. Når titreringen nærmer seg slutten, som kan bedømmes av utseendet til en rosa "sky" i midten av kolben, som umiddelbart forsvinner med ytterligere omrøring, tilsettes titreringsmidlet dråpe for dråpe. Løsningen bør endre farge ved tilsetning av en spesifikk dråpe; i dette øyeblikket vil den rosa "skyen" ikke forsvinne, men vil spre seg gjennom løsningen.

For å sikre at det ikke er signifikante tilfeldige feil ved utførelse av titreringen og ved måling av volumet av den titrerte løsningen, gjentas titreringen to til tre ganger og gjennomsnittsverdien beregnes V standard, som senere brukes til beregninger.

Registrer nivået av løsningen i byretten og beregn volumet av titreringsmiddel som brukes til titrering som forskjellen mellom den endelige og første avlesningen. Gjenta titreringen (du kan bruke en "kontrollkolbe"). Beregn volumet av standardløsningen som gjennomsnittet av resultatene av to titreringer. Beregn karbonathardheten til vannet som studeres (i mmol ekv/l) ved å bruke formelen:

Hvor MED HCl er den molare konsentrasjonen av ekvivalenten (normaliteten) av saltsyreløsningen; V HCl er volumet av saltsyre som brukes til titrering; V mol ekv/l Til mmol ekv/l.

Forsøk 2. Bestemmelse av total hardhet

Titrering utføres i nærvær av indikatoren " krom mørkeblå" Hell 25 ml testvann i en konisk kolbe og tilsett destillert vann til et totalt volum på 100 ml (mål med en sylinder). Tilsett 5 ml ammoniakkbufferløsning og
5-7 dråper mørkeblå kromindikatorløsning; i dette tilfellet får løsningen en vinrød farge.

Registrer det innledende titrantnivået i byretten. Tilsett om nødvendig titrantløsning i byretten, og bring nivået til nulldeling. Fra en byrett dråpe for dråpe legg til 0,1 N. Trilon B-løsning til fargen på løsningen endres fra vinrød til blåaktig-syrin.

I motsetning til titreringen i det første eksperimentet, hvor reaksjonen skjer nesten umiddelbart, krever interaksjonen av Trilon B med kalsium og magnesium en merkbar tidsperiode. For ikke å gå glipp av øyeblikket for å nå ekvivalenspunktet, tilsettes titranten helt fra begynnelsen av titreringen i separate dråper med et intervall på to til tre sekunder, og observer nøye om fargen på den titrerte løsningen endres. Hvis du tilsetter titranten raskere, vil noe av det havne i den allerede titrerte løsningen, som ennå ikke har rukket å endre farge; Som et resultat vil løsningen bli overtitrert, og volumet som brukes til titrering vil bli overvurdert.

Registrer nivået av løsningen i byretten og beregn volumet av titreringsmiddel som brukes til titrering som forskjellen mellom den endelige og første avlesningen. Gjenta titrering. Beregn volumet av standardløsningen som gjennomsnittet av resultatene av to titreringer. Beregn den totale hardheten W til det totale vannet som studeres (i mmol ekv/l) ved å bruke formelen:

Hvor MED TrB - molar konsentrasjon av ekvivalent (normalitet) av Trilon B-løsning; V TrB - volum av Trilon B brukt for titrering; V forskning - volum av vann som testes; 1000 - omregningsfaktor fra mol ekv/l Til mmol ekv/l.

Basert på innhentede data, trekk en konklusjon om hardhetsnivået til det testede vannet.

Å neglisjere bidraget til karbonater til verdien av permanent hardhet og anta at i dette tilfellet faller den midlertidige hardheten til vann sammen med karbonathardheten, dvs. Zh carb = Zh vr, beregn den permanente hardheten til vannet fra forskjellen mellom den totale og midlertidige hardheten.

F post = F generell – F tid.

KONTROLLOPPGAVE

1. 1 liter vann inneholder 36,47 mg magnesiumion og 50,1 mg kalsiumion. Hva er hardheten til vann?

3. Hva er karbonathardheten til vann hvis 1 liter inneholder 0,292 g magnesiumbikarbonat og 0,2025 g kalsiumbikarbonat?

KONTROLLSPØRSMÅL

1. Hvilke komponenter bestemmer hardheten til naturlig vann?

2. Måleenheter for hardhet. Gradering av naturlig vann etter hardhetsgrad.

3. Hvilken hardhet kalles karbonat, ikke-karbonat, midlertidig, permanent og hvorfor? Hvilke komponenter bestemmer hver av de navngitte typene av stivhet?

4. Skadevirkninger av vannhardhet.

5. Reagensmetoder for å eliminere ulike typer vannhardhet (skriv ligninger for de tilsvarende reaksjonene).

6. Hva er ionebyttere? Klassifisering av ionebyttere etter ulike kriterier. Ionebytteprosesser. Ulike former
ionitter.

7. Avsalting og mykgjøring av vann ved hjelp av ionebyttemetoden.

8. To tilnærminger til kjemisk analyse. Essensen av den titrimetriske analysemetoden.

9. Driftsteknikk og utstyr som brukes ved utførelse av den titrimetriske analysemetoden.

10. Formel for beregning av konsentrasjonen av den analyserte løsningen i titrimetrisk analyse.

11. Brukte reagenser og indikatorer og ligninger for kjemiske reaksjoner for å bestemme karbonatet og den totale hardheten til vann.

Hoved

1. Korovin N.V. Generell kjemi: lærebok. for teknisk retning og spesiell universiteter - M.: Høyere. skole, 2007. - 556 s. (også tidligere utgaver)

2. Glinka N.L. Generell kjemi: lærebok. håndbok for universiteter. - M.: Integral-PRESS, 2008. - 728 s. (også tidligere utgaver)

3. Drobasheva T. I. Generell kjemi: lærebok. for høyskoler og universiteter. - Rostov n/d: Phoenix, 2007. - 448 s.

4. Glinka N.L. Oppgaver og øvelser i generell kjemi: lærebok.
godtgjørelse for ikke-kjemiske universitets spesialiteter. - M.: Integral-PRESS, 2006. - 240 s. (også tidligere utgaver)

5. Lidin R.A. Problemer i uorganisk kjemi: lærebok. håndbok for kjemisk teknologi. universiteter / R. A. Lidin, V. A. Molochko, L. L. Andreeva; redigert av R. A. Lidina. - M.: Høyere. skole, 1990. - 319 s.

Ytterligere

6. Akhmetov N.S. Generell og uorganisk kjemi: lærebok. for universiteter - M.: Vyssh. skole, red. Senter "Academy", 2001. - 743 s. (også tidligere utgaver)

7. Khomchenko I. G. Generell kjemi: lærebok. for ikke-kjemiske universiteter -
M.: New Wave; ONIX, 2001. - 463 s.

Pedagogisk utgave

Laboratorieverksted

I to deler

Satt sammen av Valery Tarasovich Fomichev,
Oleg Aleksandrovich Kuznechikov, Vera Anatolyevna Andronova og andre.

Oppsett O.A. Kuznechikov

Signert for publisering 25.01.10. Format 60x84/16.

Offset papir. Silketrykk. Times skrifttype.

Akademisk utg. l. 4,80. Betinget stekeovn l. 5,58. Opplag 200 eksemplarer. Ordre nr. 104

Statens utdanningsinstitusjon
høyere profesjonsutdanning

"Volgograd State University of Architecture and Civil Engineering"

Trykt i full overensstemmelse med originalen presentert av forfatterne
i den operative trykkerisektoren CIT

400074, Volgograd, st. Akademicheskaya, 1

kjemi

LABORATORIEPRAKTIKK

I to deler

Del 2

Volgograd 2010

* beregning masse på en molekvivalent stoff eller individuelt ion (noen ganger sier de bare «kjemisk ekvivalent» og bruker betegnelsen E), se videre i materialet til laboratoriearbeidet «Water Hardness» (s. 90-91)

*bobler (bobler) - passerer gass (eller damp) gjennom et lag med væske, vanligvis tilført gjennom en distribusjonsanordning med et stort antall små hull (bobler) i den nedre delen av apparatet

*Cazimir Fajans (1887-1975) - amerikansk fysikalsk kjemiker; N. P. Peskov (1880-1940) sovjetisk fysikalsk kjemiker, forfatter av monografien "Fysisk-kjemiske grunnlaget for kolloidvitenskap" (1934)

*Hans Schulze (1853-1892) - tysk kjemiker, William Hardy (1864-1934) - engelsk biolog; studerte stabiliteten til kolloidale løsninger

* for å forenkle presentasjonen, anses det her og videre ikke at MgCO 3 reagerer med varmt vann for å danne magnesiumhydroksid, og når vann kokes, skjer nedbrytningen av magnesiumbikarbonat i henhold til reaksjonen:
Mg(HCO 3) 2 = Mg(OH) 2 ↓ + 2CO 2

*ifølge tidligere akseptert terminologi mEkv/l

* se merknad på s. 80

* lignin er en polymerforbindelse som utgjør 20-30 % av tremassen; i industrien oppnås det som avfall fra produksjon av cellulose

*bruk også begrepet titrerte løsninger, siden for alle løsninger som brukes i titrimetri, kan konsentrasjonsverdien alltid fastsettes ved titrering med en annen passende standardløsning

Relatert informasjon.

Fylt med titrant til nullmerket. Det anbefales ikke å titrere fra andre merker, siden byrettskalaen kan være ujevn. Byrettene fylles med arbeidsløsningen gjennom en trakt eller ved hjelp av spesielle enheter hvis byretten er halvautomatisk. Sluttpunktet for titrering (ekvivalenspunkt) bestemmes av indikatorer eller fysisk-kjemiske metoder (elektrisk ledningsevne, lystransmisjon, indikatorelektrodepotensial, etc.). Analyseresultatene beregnes basert på mengden arbeidsløsning som brukes til titrering.

Typer titrimetrisk analyse

Titrimetrisk analyse kan være basert på forskjellige typer kjemiske reaksjoner:

syre-base titrering - nøytraliseringsreaksjoner;
redokstitrering (permanganatometri, jodometri, kromatometri) - redoksreaksjoner;
utfellingstitrering (argentometri) - reaksjoner som oppstår med dannelsen av en lett løselig forbindelse, mens konsentrasjonene av utfelte ioner i løsningen endres;
kompleksometrisk titrering - reaksjoner basert på dannelse av sterke komplekse forbindelser av metallioner med et komplekson (vanligvis EDTA), mens konsentrasjonene av metallioner i den titrerte løsningen endres.

Typer titrering

Det er direkte, omvendt og substituent titreringer.

På direkte titrering En titreringsløsning (arbeidsløsning) tilsettes i små porsjoner til løsningen av stoffet som skal bestemmes (en alikvot eller prøve, stoffet som titreres).

På tilbake titrering Først tilsettes et kjent overskudd av et spesielt reagens til løsningen av stoffet som bestemmes, og deretter titreres resten som ikke har kommet inn i reaksjonen.

På substitusjonstitrering Et kjent overskudd av en spesiell reagens tilsettes først til løsningen av analytten, og deretter titreres et av reaksjonsproduktene mellom analytten og den tilsatte reagensen.

se også

Linker

Wikimedia Foundation. 2010.

Laboratoriearbeid nr. 8

TITRIMETRIAN ANALYSE

Formålet med arbeidet: å bli kjent med det grunnleggende innen titrimetrisk analyse, å studere de grunnleggende metodene og teknikkene for titrering.

TEORETISK DEL

1. Essensen av titrimetrisk analyse. Enkle konsepter.

Titrimetrisk (volumetrisk) analyse er en av de viktigste typene kvantitativ analyse. Dens viktigste fordeler er nøyaktighet, utførelseshastighet og muligheten til å brukes til å bestemme et bredt utvalg av stoffer. Bestemmelse av innholdet av et stoff i titrimetrisk analyse utføres som et resultat av reaksjonen av en nøyaktig kjent mengde av ett stoff med en ukjent mengde av et annet, etterfulgt av beregning av mengden av stoffet som bestemmes ved hjelp av reaksjonsligningen. Reaksjonen som oppstår må være støkiometrisk, det vil si at stoffer må reagere strengt kvantitativt, i henhold til koeffisientene i ligningen. Bare hvis denne betingelsen er oppfylt kan reaksjonen brukes til kvantitativ analyse.

Hovedoperasjonen til titrimetrisk analyse er titrering– gradvis blanding av stoffer til reaksjonen er fullført. Vanligvis brukes løsninger av stoffer i titrimetrisk analyse. Under titrering tilsettes en løsning av ett stoff gradvis til en løsning av et annet stoff inntil stoffene reagerer fullstendig. Løsningen som helles kalles titrant, kalles løsningen som titranten tilsettes titrert løsning. Volumet av en titrert løsning som utsettes for titrering kalles alikvot del eller alikvot volum.

Ekvivalenspunkt er punktet under titrering når reaktantene har reagert fullstendig. På dette tidspunktet er de i tilsvarende mengder , dvs. tilstrekkelig til at reaksjonen forløper fullstendig, uten rester.

For titrering brukes løsninger med nøyaktig kjente konsentrasjoner, som kalles standard eller titrert. Det finnes flere typer standardløsninger.

Primær standard er en løsning med en nøyaktig kjent konsentrasjon, fremstilt ved nøyaktig veiing av stoffet. Stoffet for fremstilling av primærstandarden må ha en viss sammensetning og være av en viss grad av renhet. Innholdet av urenheter i det bør ikke overstige etablerte standarder. Ofte, for å tilberede standardløsninger, gjennomgår stoffet ytterligere rensing. Før veiing tørkes stoffet i en ekssikkator over et tørkemiddel eller holdes ved forhøyet temperatur. Prøven veies på en analytisk vekt og løses opp i et visst volum løsemiddel. Den resulterende standardløsningen bør ikke endre egenskapene under lagring. Standardløsninger oppbevares i tett lukkede beholdere. Om nødvendig er de beskyttet mot direkte sollys og eksponering for høye temperaturer. Standardløsninger av mange stoffer (HCl, H2SO4, Na2B4O7, etc.) kan lagres i årevis uten å endre konsentrasjonen.

På grunn av det faktum at å tilberede et stoff for å tilberede en standardløsning er en lang og arbeidskrevende prosess, produserer den kjemiske industrien såkalte. faste kanaler. Fixanal er en glassampull der en viss del av stoffet er forseglet. Ampullen brytes, og stoffet overføres kvantitativt til en målekolbe, og deretter bringes væskevolumet til merket. Bruken av fikseringskanaler forenkler prosessen betydelig og reduserer forberedelsestiden til standardløsningen.

Noen stoffer er vanskelige å få tak i i kjemisk ren form (for eksempel KMnO4). På grunn av urenhetsinnholdet er det ofte umulig å ta en nøyaktig prøve av et stoff. I tillegg endrer løsninger av mange stoffer egenskapene deres under lagring. For eksempel er alkaliløsninger i stand til å absorbere karbondioksid fra luften, som et resultat av at konsentrasjonen deres endres over tid. I disse tilfellene brukes sekundære standarder.

Sekundær standard er en løsning av et stoff med en nøyaktig kjent konsentrasjon, som er etablert i henhold til primærstandarden. Sekundære standarder (for eksempel løsninger av KMnO4, NaOH, etc.) lagres under samme forhold som primære standarder, men deres konsentrasjon kontrolleres med jevne mellomrom mot standardløsninger av de såkalte herdende stoffene.

2. Metoder og typer titrering.

Under titreringsprosessen tas vanligvis en alikvot av løsningen i en kolbe, deretter tilsettes titreringsløsningen fra en byrett i små porsjoner til ekvivalenspunktet er nådd. Ved ekvivalenspunktet måles volumet titrant som forbrukes for å titrere løsningen. Titrering kan utføres på flere måter.

Direkte titrering er at løsningen av analytten EN titrer med standard titreringsløsning I. Den direkte titreringsmetoden brukes til å titrere løsninger av syrer, baser, karbonater, etc.

På omvendt titrering av en alikvot av en standardløsning I titreres med en løsning av analytten EN. Omvendt titrering brukes hvis analytten er ustabil under forholdene titreringen utføres under. For eksempel skjer oksidasjon av nitritter med kaliumpermanganat i et surt miljø.

NO2- + MnO2- + 6H+ ® NO3- + Mn2+ + 3H2O

Men nitritt i seg selv er ustabilt i et surt miljø.

2NaNO2 + H2SO4® Na2S04 + 2HNO2

Derfor titreres en standardløsning av permanganat, surgjort med svovelsyre, med en løsning av nitritt, hvis konsentrasjon skal bestemmes.

Tilbake titrering brukes i tilfeller der direkte titrering ikke er aktuelt: for eksempel på grunn av svært lavt innhold av analytten, manglende evne til å bestemme ekvivalenspunktet, når reaksjonen er langsom osv. Under tilbaketitrering til en alikvot av analytten EN hell i et nøyaktig målt volum av en standardløsning av stoffet I tatt i overkant. Ureagert overskuddsstoff I bestemmes ved titrering med en standardløsning av hjelpestoffet MED. Basert på forskjellen i den opprinnelige mengden av stoffet I og mengden som gjenstår etter reaksjonen, bestemme mengden av stoffet I, som reagerte med stoffet EN, som stoffinnholdet er beregnet på grunnlag av EN.

Indirekte titrering eller titrering med substituent. Basert på det faktum at det ikke er stoffet som bestemmes som titreres, men produktet av dets reaksjon med hjelpestoffet MED.

Substans D må dannes strengt kvantitativt i forhold til stoffet EN. Etter å ha bestemt innholdet av reaksjonsproduktet D titrering med en standardløsning av stoffet I, Ved hjelp av reaksjonsligningen beregnes innholdet av analytten EN.

Reaksjoner som brukes i titrimetrisk analyse må være strengt støkiometriske, gå relativt raskt og om mulig ved romtemperatur. Avhengig av typen reaksjon som oppstår, er det:

Syre-base titrering, som er basert på en nøytraliseringsreaksjon.

Redokstitrering, basert på redoksreaksjoner.

Kompleksometrisk titrering, basert på komplekseringsreaksjoner.

3. Syre-base titrering.

Grunnlaget for syre-basetitrering er nøytraliseringsreaksjonen mellom en syre og en base. Som et resultat av nøytraliseringsreaksjonen dannes salt og vann.

HAN + KtOH® KtAn + H2O

Nøytraliseringsreaksjonen skjer nesten øyeblikkelig ved romtemperatur. Syre-base titrering brukes til å bestemme syrer, baser og mange salter av svake syrer: karbonater, borater, sulfitter osv. Ved å bruke denne metoden kan blandinger av forskjellige syrer eller baser titreres, og bestemme innholdet av hver komponent separat.

Når en syre titreres med en base eller omvendt, skjer det en gradvis endring i surheten til mediet, som uttrykkes ved pH-verdien. Vann er en svak elektrolytt som dissosieres i henhold til ligningen.

H2O ® H+ + OH-

Produktet av konsentrasjonen av hydrogenioner og konsentrasjonen av hydroksylioner er en konstant verdi og kalles ionisk produkt av vann.

https://pandia.ru/text/78/441/images/image002_110.gif" width="165" height="25 src="> (1)

I et nøytralt miljø er konsentrasjonene av hydrogenioner og hydroksydioner like og utgjør 10-7 m/l. Det ioniske produktet av vann forblir konstant når en syre eller base tilsettes til vann. Når en syre tilsettes, øker konsentrasjonen av hydrogenioner, noe som fører til en forskyvning i dissosiasjonslikevekten til vann til venstre, noe som resulterer i en reduksjon i konsentrasjonen av hydroksydioner. For eksempel, hvis = 10-3 m./l., så = 10-11 m./l. Det ioniske produktet av vann vil forbli konstant.

Hvis du øker konsentrasjonen av alkali, vil konsentrasjonen av hydroksidioner øke, og konsentrasjonen av hydrogenioner vil avta, det ioniske produktet av vann vil også forbli konstant. For eksempel = 10-2, = 10-12

PH verdi kalles den negative desimallogaritmen til hydrogenionkonsentrasjonen.

pH = - log. (2)

Basert på ligning (1), kan vi konkludere med at pH = 7 i et nøytralt miljø.

pH = - log 10-7 = 7.

I et surt pH-miljø< 7, в щелочной рН >7. Formelen for pOH er avledet på samme måte fra ligning (1).

pOH = - log = 14 - pH. (3)

Under syre-base titrering endres pH i løsningen med hver porsjon tilsatt titreringsmiddel. Ved ekvivalenspunktet når pH en viss verdi. På dette tidspunktet må titreringen stoppes og volumet titrant som brukes til titrering må måles. For å bestemme pH ved ekvivalenspunktet, bygg titreringskurve– graf over avhengigheten av pH i løsningen av volumet tilsatt titrant. Titreringskurven kan konstrueres eksperimentelt ved å måle pH på ulike punkter i titreringen, eller beregnes teoretisk ved å bruke formlene (2) eller (3). Som et eksempel kan du vurdere titreringen av en sterk syre HCl med en sterk base NaOH.

Tabell 1. Titrering av 100 ml 0,1 M HCl-løsning med 0,1 M NaOH-løsning.

nNaOH (mol)	nHCl (mol) reagerte.	nHCl som er igjen i løsning (mol)




1,00 10-2	1,00 10-2

Når alkali tilsettes til en sur løsning, synker mengden syre og pH i løsningen øker. Ved ekvivalenspunktet er syren fullstendig nøytralisert av alkaliet og pH = 7. Reaksjonen til løsningen er nøytral. Ved ytterligere tilsetning av alkali bestemmes løsningens pH av overskuddsmengden av NaOH. Ved tilsetning av 101 og 110 ml. Overskudd av alkali i NaOH-løsning er henholdsvis 1 og 10 ml. Mengden av NaOH på disse to punktene, basert på formelen for den molare konsentrasjonen av løsningen, er lik henholdsvis mol og 1 10-3 mol

Basert på formel (3) for en titrert løsning med et overskudd av alkali på 1 og 10 ml. vi har pH-verdier på henholdsvis 10 og 11. Basert på de beregnede pH-verdiene konstruerer vi en titreringskurve.

Titreringskurven viser at ved begynnelsen av titreringen bestemmes løsningens pH av tilstedeværelsen av saltsyre i løsningen og endres litt når en alkaliløsning tilsettes. Nær ekvivalenspunktet oppstår et kraftig hopp i pH når en svært liten mengde alkali tilsettes. Ved ekvivalenspunktet er bare salt og vann tilstede i løsningen. Saltet av en sterk base og en sterk syre gjennomgår ikke hydrolyse og derfor er reaksjonen til løsningen nøytral pH = 7. Ytterligere tilsetning av alkali fører til en økning i pH i løsningen, som også endres litt avhengig av volumet av den tilsatte titreringen, som ved begynnelsen av titreringen. Ved titrering av sterke syrer med sterke baser og omvendt, faller ekvivalenspunktet sammen med løsningens nøytralitetspunkt.

Ved titrering av en svak syre med en sterk base, observeres et litt annet bilde. Svake syrer i løsninger dissosieres ikke fullstendig og likevekt etableres i løsningen.

HAN® H+ + An-.

Konstanten til denne likevekten kalles syredissosiasjonskonstanten.

(4)

Siden en svak syre ikke dissosieres fullstendig, kan ikke konsentrasjonen av hydrogenioner reduseres til den totale konsentrasjonen av syren i løsningen, slik tilfellet var ved titrering av en sterk syre. (6)

Når en løsning av alkali tilsettes til en løsning av en svak syre, dannes et salt av den svake syren i løsningen. Løsninger som inneholder en svak elektrolytt og dens salt kalles bufferløsninger. Surheten deres avhenger ikke bare av konsentrasjonen av den svake elektrolytten, men også av konsentrasjonen av salt. Ved å bruke formel (5) kan du beregne pH i bufferløsninger.

СKtAn – saltkonsentrasjon i bufferløsningen.

KD – dissosiasjonskonstant for en svak elektrolytt

CHАn er konsentrasjonen av en svak elektrolytt i løsning.

Bufferløsninger har egenskapen til å opprettholde en viss pH-verdi når en syre eller base tilsettes (derav navnet). Tilsetning av en sterk syre til en bufferløsning resulterer i fortrengning av den svake syren fra saltet, og følgelig i binding av hydrogenioner:

KtAn + H+ ® Kt+ + HAN

Når en sterk base tilsettes, blir sistnevnte umiddelbart nøytralisert av den svake syren som er tilstede i løsningen for å danne et salt,

HAN + OH-® HOH + An-

som også fører til stabilisering av pH i bufferløsningen. Bufferløsninger er mye brukt i laboratoriepraksis i tilfeller hvor det er nødvendig å skape et miljø med konstant pH-verdi.

Som et eksempel, vurder titreringen på 100 ml. 0,1 millioner eddiksyreløsning CH3COOH, 0,1M. NaOH-løsning.

Når alkali tilsettes til en løsning av eddiksyre, oppstår en reaksjon.

CH3COON + NaOH® CH3COONa + H2O

Fra reaksjonsligningen er det klart at CH3COOH og NaOH reagerer i et forhold på 1:1, derfor er mengden syre som reagerte lik mengden alkali inneholdt i den hellede titranten. Mengden natriumacetat CH3COONa som dannes er også lik mengden alkali tilsatt løsningen under titrering.

Ved ekvivalenspunktet er eddiksyre fullstendig nøytralisert og natriumacetat er tilstede i løsning. Imidlertid er reaksjonen av løsningen ved ekvivalenspunktet ikke nøytral, siden natriumacetat, som et salt av en svak syre, gjennomgår hydrolyse ved anionet.

CH3COO - + H+OH-® CH3COOH + OH-.

Det kan vises at konsentrasjonen av hydrogenioner i en løsning av et salt av en svak syre og en sterk base kan beregnes ved hjelp av formelen.

0 " style="border-collapse:collapse;border:none">

CH3COOH reagerte.

CH3COOH gjenstår i løsningen

1,00 10-2

0 ,100

Ved å bruke de oppnådde dataene konstruerer vi en titreringskurve av en svak syre med en sterk base.

Titreringskurven viser at ekvivalenspunktet ved titrering av en svak syre med sterk base ikke sammenfaller med nøytralitetspunktet og ligger i området for løsningens alkaliske reaksjon.

Titreringskurver lar deg nøyaktig bestemme pH til en løsning ved ekvivalenspunktet, som er viktig for å bestemme endepunktet for titreringen. Bestemmelse av ekvivalenspunktet kan gjøres instrumentelt, direkte måling av pH i løsningen ved hjelp av et pH-meter, men oftere brukes syre-base-indikatorer for disse formålene. Indikatorer er i sin natur organiske stoffer som endrer farge avhengig av pH i miljøet. Selve indikatorene er svake syrer eller baser som dissosierer reversibelt i henhold til ligningen:

НInd ® H+ + Ind-

De molekylære og ioniske formene til indikatoren har forskjellige farger og forvandles til hverandre ved en viss pH-verdi. pH-området som indikatoren endrer farge innenfor kalles indikatorovergangsintervallet. For hver indikator er overgangsintervallet strengt individuelt. For eksempel endrer den metylrøde indikatoren farge i pH-området = 4,4 – 6,2. Ved pH< 4,4 индикатор окрашен в красный цвет, при рН >6.2, i gult. Fenolftalein er fargeløst i et surt miljø, men i pH-området = 8 – 10 får det en karmosinrød farge. For å velge riktig indikator er det nødvendig å sammenligne overgangsintervallet med pH-hoppet på titreringskurven. Indikatorovergangsintervallet bør om mulig falle sammen med pH-hoppet. For eksempel, når du titrerer en sterk syre med en sterk base, observeres et pH-hopp i området 4-10. Dette intervallet inkluderer overgangsintervallene til indikatorer som metylrødt (4,4 - 6,2), fenolftalein (8 - 10), lakmus (5 - 8). Alle disse indikatorene er egnet for å etablere ekvivalenspunktet i denne typen titrering. Indikatorer som alizarin gul (10 – 12), tymolblå (1,2 – 2,8) er helt uegnet i dette tilfellet. Bruken av dem vil gi helt feil analyseresultater.

Når du velger en indikator, er det ønskelig at fargeendringen er så kontrast og skarp som mulig. For dette formål brukes noen ganger blandinger av forskjellige indikatorer eller blandinger av indikatorer med fargestoffer.

3. Oksidasjon-reduksjon titrering.

(redoksimetri, oksidimetri.)

Redoksmetoder inkluderer en bred gruppe titrimetriske analysemetoder basert på forekomsten av redoksreaksjoner. Redokstitreringer bruker forskjellige oksidasjons- og reduksjonsmidler. I dette tilfellet er det mulig å bestemme reduksjonsmidler ved titrering med standardløsninger av oksidasjonsmidler, og vice versa, bestemme oksidasjonsmidler med standardløsninger av reduksjonsmidler. På grunn av det store utvalget av redoksreaksjoner gjør denne metoden det mulig å bestemme et stort antall forskjellige stoffer, inkludert de som ikke direkte viser redoksegenskaper. I sistnevnte tilfelle brukes tilbaketitrering. For eksempel, når man bestemmer kalsium, utfeller dets ioner oksalat - et ion

Ca2+ + C2O42-® CaC2O4¯

Overskuddet av oksalat titreres deretter med kaliumpermanganat.

Redokstitrering har en rekke andre fordeler. Redoksreaksjoner oppstår ganske raskt, slik at titrering kan utføres på bare noen få minutter. Mange av dem forekommer i sure, nøytrale og alkaliske miljøer, noe som betydelig utvider mulighetene for å bruke denne metoden. I mange tilfeller er det mulig å fikse ekvivalenspunktet uten bruk av indikatorer, siden titrantløsningene som brukes er farget (KMnO4, K2Cr2O7) og ved ekvivalenspunktet endres fargen på den titrerte løsningen fra én dråpe titrant. Hovedtypene av redokstitreringer kjennetegnes av oksidasjonsmidlet som brukes i reaksjonen.

Permanganatometri.

I denne redokstitreringsmetoden er oksidasjonsmidlet kaliumpermanganat KMnO4. Kaliumpermanganat er et sterkt oksidasjonsmiddel. Den er i stand til å reagere i sure, nøytrale og alkaliske miljøer. I forskjellige miljøer er oksidasjonsevnen til kaliumpermanganat ikke den samme. Det er mest uttalt i et surt miljø.

MnO4- + 8H+ +5e® Mn+ + 4H2O

MnO4- + 2H2O + 3e® MnO2¯ + 4OH-

MnO4- + e ® MnO42-

Den permanganatometriske metoden kan bestemme en lang rekke stoffer: Fe2+, Cr2+, Mn2+, Cl-, Br-, SO32-, S2O32-, NO2,- Fe3+, Ce4+, Cr2O72+, MnO2, NO3-, ClO3- osv. Mange organiske stoffer: fenoler, aminosukker, aldehyder, oksalsyre, etc.

Permanganatometry har mange fordeler.

1. Kaliumpermanganat er et billig og lett tilgjengelig stoff.

2. Permanganatløsninger er farget crimson, så ekvivalenspunktet kan etableres uten bruk av indikatorer.

3. Kaliumpermanganat er et sterkt oksidasjonsmiddel og egner seg derfor til bestemmelse av mange stoffer som ikke oksideres av andre oksidasjonsmidler.

4. Titrering med permanganat kan utføres med forskjellige reaksjoner av mediet.

Permanganatometry har også noen ulemper.

1. Kaliumpermanganat er vanskelig å få tak i i kjemisk ren form. Derfor er det vanskelig å tilberede en standardløsning basert på en nøyaktig veiing av stoffet. For titrering brukes sekundære permanganatstandarder, hvis konsentrasjon fastsettes ved bruk av standardløsninger av andre stoffer: (NH4)2C2O4, K4, H2C2O4, etc., som kalles herdende stoffer.

2. Permanganatløsninger er ustabile og under langtidslagring endrer de konsentrasjonen, som med jevne mellomrom må kontrolleres mot løsninger av de herdende stoffene.

3. Oksidasjon av mange stoffer med permanganat ved romtemperatur går sakte og oppvarming av løsningen er nødvendig for å utføre reaksjonen.

Jodometri.

Ved jodometrisk titrering er oksidasjonsmidlet jod. Jod oksiderer mange reduksjonsmidler: SO32-, S2O32-, S2-, N2O4, Cr2+ osv. Men oksidasjonsevnen til jod er mye mindre enn permanganat. Jod er dårlig løselig i vann, så det er vanligvis oppløst i en KI-løsning. Konsentrasjonen av en standard jodløsning settes med en standardløsning av natriumtiosulfat Na2S2O3.

2S2O32- + I2 ® S4O62- + 2I-

For jodometrisk bestemmelse brukes ulike titreringsmetoder. Stoffer som lett oksideres av jod titreres direkte med en standard jodløsning. Dette er hvordan de definerer: CN-, SO32-, S2O32-, etc.

Stoffer som er vanskeligere å oksidere med jod, titreres ved hjelp av tilbaketitreringsmetoden: et overskudd av jodløsning tilsettes løsningen av stoffet som bestemmes. Etter at reaksjonen er fullført, titreres overskudd av jod med en standard tiosulfatløsning. Indikatoren i jodometrisk titrering er vanligvis stivelse, som gir en karakteristisk blå farge med jod, ved utseendet som man kan bedømme tilstedeværelsen av fritt jod i løsningen.

Mange oksidasjonsmidler bestemmes ved indirekte jodometrisk titrering: et visst volum av en standard kaliumjodidløsning tilsettes til oksidasjonsløsningen, fritt jod frigjøres, som deretter titreres med en standard tiosulfatløsning. Cl2, Br2, O3, KMnO4, BrO32- osv. bestemmes ved den indirekte titreringsmetoden.

Fordeler med den jodometriske metoden.

1. Den jodometriske metoden er svært nøyaktig og overlegen i nøyaktighet i forhold til andre redokstitreringsmetoder.

2. Jodløsninger er farget, noe som gjør det i noen tilfeller mulig å bestemme ekvivalenspunktet uten bruk av indikatorer.

3. Jod er svært løselig i organiske løsningsmidler, noe som gjør at det kan brukes til titrering av ikke-vandige løsninger.

Jodometri har også noen ulemper.

1. Jod er et flyktig stoff og under titrering kan det gå tapt på grunn av fordampning. Derfor bør jodometrisk titrering utføres raskt og om mulig i kulde.

2. Jodidioner oksideres av atmosfærisk oksygen, av denne grunn må jodometrisk titrering utføres raskt.

3. Definer begrepene: primær standard, sekundær standard, titrant, alikvotvolum, titrering.

4. Hvilke typer titrimetriske analyser finnes, hva er klassifiseringen basert på?

5. List opp hovedtypene redokstitrering. Gi en kort beskrivelse av permanganatometry og jodometri.

6. Hva kalles ekvivalenspunktet? Hvilke metoder finnes for å etablere det, og hvilke av dem ble brukt i dette laboratoriearbeidet?

7. Hva brukes titreringskurver til? Hva er prinsippene for deres konstruksjon i syre-base og redoks titreringer?