Что значит обратное титрование

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Обратное титрование

Обратное титрование применяют тогда, когда анализируемое вещество не реагирует со стандартным раствором или реагирует медленно. В этом случае к раствору прибавляют определенный объем третьего компонента ( реагирующего с анализируемым веществом. Концентрацию добавляемого раствора третьего компонента устанавливают путем его предварительного титрования стандартным раствором. [1]

Обратное титрование проводят быстро и в холодных растворах, иначе А1 блокирует индикатор. [2]

Обратное титрование тоже является хорошим методом определения свинца. [3]

Обратное титрование от мутного раствора до прозрачного также используется в аналитической химии, например, при анализе смесей углеводородов путем титрования их низшими спиртами или уксусной кислотой. Для получения однородной смеси сначала добавляют воду, служащую как бы индикатором. [4]

Обратное титрование применяют тогда, когда исследуемое вещество не реагирует с рабочим раствором или реагирует медленно. В этом случае к раствору прибавляют определенный объем третьего компонента ( реагирующего с исследуемым веществом) в заведомом избытке, а избыток титруют рабочим раствором. Концентрацию прибавляемого третьего компонента устанавливают путем отдельного его титрования рабочим раствором. Так титруют окислители перманганатом. [6]

Обратное титрование применяют также, когда ион металла взаимодействует с ЭДТА или металло-индикатором замедленно, например в случае иона никеля. Осадки в процессе титрования должны раствориться. [8]

Обратное титрование применяют, когда мала скорость прямой реакции, отсутствует подходящий индикатор или при прямом титровании возможны потери определяемого вещества, например, вследствие его летучести. [9]

Обратное титрование менее удобно, однако к нему приходится прибегать, когда для прямого титрования нельзя подобрать соответствующий индикатор, или когда катионы металла очень медленно взаимодействуют с титрантом, или когда при благоприятных значениях рН определяемый ион металла осаждается в виде гидроксокомп-лексов. Во всех этих случаях к титруемому раствору прибавляют избыток ЭДТА, раствор оставляют на некоторое время, чтобы произошла реакция, или ускоряют процесс взаимодействия, подогревая раствор. Затем избыток ЭДТА титруют раствором второго металла, для которого реакция с комплексоном соответствует всем требованиям, предъявляемым к реакциям комплексонометрического титрования. [11]

Обратное титрование 57, основанное на добавлении избытка ЭДТА и последующем определении этого избытка, тоже находит применение в ряде случаев. Бели данный индикатор образует с металлом настолько прочный комплекс, что ЭДТА не может вытеснить индикатор, или если металл приходится определять в присутствии аниона-осадителя, то добавляют избыток ЭДТА, который определяют титрованием стандартным раствором соли магния или цинка. Выбор именно этих титран-тов диктуется сравнительно малой прочностью их комплексов с ЭДТА, что дает возможность избежать титрования ЭДТА, связанной в комплекс с металлом пробы. [12]

Обратное титрование применяется также для определения ионов металлов, когда визуальная индикация конечной точки титрования затруднительна либо из-за того, что нет удовлетворительного индикатора для прямого титрования, либо потому, что соответствующий индикатор образует оче. [13]

Обратное титрование основано на генерировании Си, который реагирует с бромом. Через 1 мин ( продолжительность реакции) меняют полярность электродов так, что катод оказывается в ячейке для титрования. При этом восстанавливается Си2 до Си, который и реагирует с избытком брома. [14]

Обратное титрование перманганатом раствора водородсодержащего соединения не дает удовлетворительных результатов, так как оно должно проводиться в кислой среде. [15]

Источник

Что значит обратное титрование

Титриметрические методы анализа (классификация, общие понятия и принципы). Расчет результатов титриметрического анализа. Общая оценка метода.

Титриметрические методы анализа.

Основные положения метода.

Они классифицируются по типу химической реакции:

– кислотно-основное титрование; (метод нейтрализации)

– окислительно-восстановительное титрование; ( редоксиметрия )

По типу применяемого титранта :

– алкалиметрия – титрование щелочью;

– ацидиметрия – титрование кислотами;

– комплексонометрия и т. д.

По приемам титрования:

Практически удобнее всего прибавлять реагент в виде его раствора точно известной концентрации. В таком варианте титрованием называют процесс непрерывного добавления контролируемого кол-ва раствора реагента точно известной концентрации ( титранта ) к раствору определяемого компонента.

Для титриметрических определений можно использовать реакции различных типов, но все они должны удовлетворять следующим требованиям.

1. Реакция должна протекать по строго определенному стехиометрическому уравнению, побочные реакции должны быть исключены.

2. Реакция должна протекать количественно. Это значит, что константа равновесия реакции должна быть достаточно большой и, следовательно, погрешность из-за незавершенности реакции будет минимальна – степень полноты протекания реакции в момент эквивалентности должна быть не менее 99,9%.

3. Реакция должна протекать быстро, чтобы в любой момент титрования состояние равновесия наступало практически мгновенно.

Требование к скорости реакции становится менее существенным при использовании физико-химических методов определения конечной точки титрования.

Указанным выше требованиям удовлетворяют следующие реакции.

1. Реакция кислотно-основного взаимодействия, т. е. реакции, сопровождающиеся переносом протона: ( протолитометрия ).

2. Реакции окисления-восстановления, методом окислительно-восстановительного титрования ( редоксометрия ).

4. Реакции осаждения, методом осадительного титрования ( седиметрия ).

Во всех случаях в процессе титрования в титруемом растворе протекает реакция А + В « С + D

1. До начала титрования – в растворе присутствует А.

Теоретические кривые титрования.

Типичный вид теоретических кривых титрования представлен на рис. 1. Функции, представленные на рисунках, характерны областью вблизи точки эквивалентности, т. е. вблизи такого момента титрования, когда к раствору определяемого компонента А прилито эквивалентное количество титранта В – V_Э.

Рис.1. Кривые титрования:

а – линейные; б – логарифмические; а – дифференциальные

Если константа равновесия реакции титрования достаточно велика, линейная кривая титрования представляет собой две пересекающиеся в точке эквивалентности прямые (рис.1,а, кривая 1), если же константа равновесия мала, тогда на кривой титрования нет резкого перегиба (рис. 1,а, кривая 2 ). Соответственно, на логарифмической кривой имеется скачок, называемый скачком титрования, причем максимальный наклон кривой соответствует точке эквивалентности (рис.1,6, кривая 1). Первая производная в этой точке dlgC (A)/ dX будет максимальна, а вторая производная и d 2 lgC(A)/dV 2 равна нулю (рис. 1, в). Если же константа равновесия мала, то скачок титрования отсутствует (рис. 1,б, кривая 2).

Во всех случаях, когда реакция, протекающая при титровании, удовлетворяет указанным выше требованиям, логарифмические кривые имеют две пологие ветви, между которыми находится крутая часть – скачок, обусловленная резким изменением концентрации определяемого компонента А вблизи точки эквивалентности.

Наличие скачка на кривой титрования и его величина предопределяют возможность, а также погрешность титриметрического определения. Величина скачка титрования зависит прежде всего от константы равновесия используемой реакции: чем больше константа равновесия, тем больше скачок титрования, а также от концентрации определяемого компонента А и титранта В. Чем больше их концентрация, тем больше скачок титрования.

Для оценки величины скачка титрования необходимо определить положение точек начала и конца скачка титрования. Положение этих точек связывают с допустимой погреш­ностью определения. Если можно допустить погрешность до ±1%, то точкой начала скачка титрования считают точку кривой титрования при = 0,99 ( недотитрован 1% от начального количества определяемого компонента), а точкой конца скачка титрования – точку при t =1,01 (добавлен избыток титранта в 1%). Если допускается по­грешность до ±0,1%, точкой начала скачка считают точку при t = 0,999, а точкой конца скачка – точку при t = 1,001. Если титрование будет закончено в пределах скачка титрования, то погрешность определения не превысит указанных значений.

Установление точки эквивалентности.

В химических титриметрических методах количественного анализа используют визуальные ( безындикаторные или индикаторные) способы фиксирования сигнала о достижении КТТ, в физико-химических методах – инструментальные способы.

Инструментальные – физические и физико-химические средства определения КТТ, кроме их объективности, часто позволяют повысить точность определения и понизить предел определяемых концентраций, а также автоматизировать процесс определения.

Химические титриметрические методы количественного анализа дают относительную погрешность определения 0,3-0,05% при массе определяемого вещества 0,1-0,5 г.

Источниками погрешностей являются измерительные инструменты (весы, мерная колба, пипетка, бюретка). Каждое измерение обусловливает определенную погрешность. Аналитические весы позволяют измерять массу с абсолютной погрешностью 0,0001 г, и если измеряемая масса найдена равной 0,3581 г, то действительная масса равна 0,3581 ± 0,0001 г. При измерении объема раствора с помощью бюретки (абсолютная погрешность отсчета 0,02 мл) его расход будет равен показанию уровня по шкале бюретки после выливания минус начальное положение уровня раствора, и, следовательно, абсолютная погрешность измерения объема может быть равна 0,04 мл.

Расчеты в титриметрическом анализе.

В основе количественных расчетов лежат уравнения хи­мических реакций и стехиометрия уравнений реакций. Основ­ной единицей измерения количества вещества является моль. Молярная масса М( А) характеризует массу единицы количества вещества А. Эквивалентом вещества А называют такую условную частицу, которая в данной реакции будет эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Вещества реагируют друг с другом массами, пропорциональными их химическим эквивалентам. Eсли в реакции А + В « С + D

Химический эквивалент вещества непостоянен, он определяется типом химической реакции и конкретной реакцией. Так, в реакциях кислотно-основного взаимодействия эквивалентом называют такую условную частицу, на которую приходится один принимаемый или отдаваемый протон в данной реакции, например:

В реакциях окисления восстановления эквивалентом называют такую условную частицу, на которую приходится один отдаваемый или принимаемый электрон в данной реакции, например:

f _экв (K₂Cr₂O₇) =

В реакциях осаждения эквивалентом называют условную частицу, на которую приходится одна часть суммарного заряда ионов, например:

K ₂ Cr ₂ O ₇ + 2 BaCl ₂ + H ₂ O « 2 BaCrO ₄ + 2 KCl + 2 HCl f_экв ( K₂Cr₂O₇) =

f _экв (AgNO₃) =

В титриметрии используются три способа титрования:

Прямое титрование – это титрование раствора определяемого вещества А непосредственно раствором титранта В. Его применяют в том случае, если реакция между А и В протекает быстро. Содержание компонента А при прямом титровании титрантом В рассчитывают на основе равенства п [ f_ЭКВ (А)А] =п [ f_ЭКВ (В) В].

В качестве примеров определений веще ств сп особом прямого титрования приводим следующие реакции титрования:

СНзСООН + Na ОН « СНзCOONa + Н₂0,

n ( СНзСООН ) =n ( МаОН );

n( F е SO₄) = n( КМ nO₄)

Обратное титрование заключается в добавлении к определяемому веществу А избытка точно известного количества стандартного раствора В и после завершения реакции между ними, титровании оставшегося количества вещества В раствором титранта В’. Этот способ применяют в тех случаях, когда реакция между А и В протекает недостаточно быстро, либо нет подходящего индикатора для фиксирования точки эквивалентности этой реакции.

Количество молей эквивалента определяемого веще­ства А при обратном титровании всегда равно разности между количеством молей эквивалента веществ В и В’:

Примерами обратного титрования могут служить определения трех веществ по следующим реакциям:

НС l (остаток) + NаОН « NаСl + Н₂O,

Титрование по заместителю.

Титрование по заместителю заключается в титровании титрантом В не определяемого вещества А, а эквивалентного ему количества заместителя А’, получающегося в результате предварительно проведенной реакции между определяемым веществом А и каким-либо реагентом.

Титрование заместителя применяют обычно в тех случаях, когда невозможно провести прямое титрование.

Количество молей эквивалента определяемого вещества при титровании заместителя всегда равно количеству молей, эквивалента титранта :

В качестве примеров титрования по заместителю приведем определение веществ с использованием следующих реакций:

1) 4 NH ₄ Cl + 6 CH ₂ O « ( CH ₂ )₆ N ₄ + 4 HCl (заместитель)+ 6 H ₂ O

НСl + NaОН « N а Cl + Н₂О,

n (NH₄Cl) = n ( НС l ) = n ( NаОН );

Первичные и вторичные стандартные растворы.

Из пропорции следует, что

3. Нормальность – C[ f _экв (A)A] – число, показывающее число молей эквивалентов вещества, которое содержится в 1 л раствора.

4. Поправочный коэффициент K – число, выражающее отношение действительной (практической) концентрации раствора к заданной (теоретической) концентрации:

K = 0,1056/0,1000 == 1,056;

0,1000 М раствору НС l соответствует:

Т_ТЕОР = 36,46 × 0,1000/1000 = 0,003646 г/мл;

0,1056 М раствору соответствует

T _ПР = 36,46 × 0,1056/1000 = 0,003850 г/мл,

K = 0,003850/0,003646 = 1,056.

Первичным стандартом называют стандартный раствор, приготовленный по точной навеске. Реагент для приготовления первичного стандарта (установочное вещество) должен быть квалификации не ниже чда (чистый для анализа), нелетучим, негигроскопичным, не поглощать СO₂ и другие компоненты из атмосферы и иметь по возможности большую моль-эквивалентную массу.

Вторичным стандартом называют стандартный раствор, характеристики которого установлены по первичному стандарту.

Источник

ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА

Введение

Лабораторный практикум выполняется после изучения теоретического курса «Аналитическая химия и ФХМА» и служит для закрепления и углубления полученных знаний.

Задачей количественного анализа является определение количества (содержания) элементов (ионов), радикалов, функциональных групп, соединений или фаз в анализируемом объекте [[1]]. В этом курсе рассматриваются основные методы титриметрического (объемного) анализа, способы титрования и их практическое применение.

Прежде чем приступить к выполнению лабораторного практикума, студенты проходят инструктаж по технике безопасности. Перед выполнением каждой работы студент должен сдать коллоквиум по разделам, указанным преподавателем, а также по методике проведения анализа. Для этого необходимо:

1) повторить соответствующий раздел курса;

2) подробно ознакомиться с методикой проведения работы;

3) составить уравнения химических реакций, лежащих в основе проводимого химического анализа;

4) изучить особенности проведения анализа с точки зрения техники безопасности.

По результатам работы студенты составляют отчёт, в котором должны быть указаны:

· теоретические основы метода: сущность метода, основное уравнение, расчеты и построение кривых титрования, выбор индикатора;

· реактивы и оборудование, используемые в ходе проведения работы;

— приготовление первичных стандартов;

— приготовление и стандартизация рабочего раствора;

— определение содержания исследуемого вещества в растворе;

· статистическая обработка результатов анализа;

ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА

Титриметрический метод анализаоснован на измерении объема реагента точно известной концентрации (титранта), затраченного на химическую реакцию с определяемым веществом.

Процедура определения (титрование) состоит в том, что к точно известному объему раствора определяемого вещества с неизвестной концентрацией из бюретки по каплям добавляют титрант, до наступления точки эквивалентности.

, (1)

где X – определяемое вещество; R – титрант, P – продукт реакции.

Точка эквивалентности (т.э.) – это теоретическое состояние раствора, наступающее в момент добавления эквивалентного количества титранта R к определяемому веществу X. На практике титрант добавляют к определяемому веществу до достижения конечной точкой титрования (к.т.т.), под которой понимают при визуальной индикации точки эквивалентности момент изменения окраски индикатора, добавленного в раствор. Кроме визуальной индикации точка эквивалентности может быть зарегистрирована инструментальными способами. В этом случае под конечной точкой титрования (к.т.т.) понимают момент резкого изменения физической величины, измеряемой в процессе титрования (сила тока, потенциал, электропроводность и т. д.).

В титриметрическом методе анализа используются следующие типы химических реакций: реакции нейтрализации, реакции окисления-восстановления, реакции осаждения и реакции комплексообразования.

В зависимости от типа применяемой химической реакции различают следующие методы титриметрического анализа:

– комплексонометрическое титрование или комплексонометрия;

– окислительно-восстановительное титрование или редоксиметрия.

К реакциям, применяемым в титриметрическом методе анализа, предъявляют следующие требования:

· реакция должна протекать в стехиометрических соотношениях, без побочных реакций;

· реакция должна протекать с достаточно большой скоростью;

· реакция должна протекать при комнатной температуре;

· точка эквивалентности должна фиксироваться четко и надежно каким-либо способом.

Способы титрования

В любом методе титриметрического анализа существует несколько способов титрования. Различают прямое титрование, обратное титрование и титрование по замещению.

Прямое титрование– к раствору определяемого вещества добавляют по каплям титрант до достижения точки эквивалентности.

Схема титрования: X + R = P.

Закон эквивалентов для прямого титрования:

Количество (массу) определяемого вещества, содержащееся в исследуемом растворе, вычисляют, используя закон эквивалентов (для прямого титрования)

V_R – объем титранта, см 3 ;

C_(1/z)Х – молярная концентрация эквивалента определяемого вещества, моль/дм 3 ;

Обратное титрование– используют два титранта. Сначала
к анализируемому раствору добавляют точный объем первого титранта (R₁), взятый в избытке. Остаток непрореагировавшего титранта R₁ оттитровывают вторым титрантом (R₂). Количество титранта R₁, израсходованного
на взаимодействие с анализируемым веществом (Х) определяют по разности между добавленным объемом титранта R₁ (V₁) и объемом титранта R₂ (V₂) затраченного на титрование остатка титранта R₁.

При использовании обратного титрования закон эквивалентов записывается следующим образом:

. (4)

Массу определяемого вещества в случае обратного титрования вычисляют по формуле

. (5)

Способ обратного титрования применяется в тех случаях, когда для прямой реакции невозможно подобрать подходящий индикатор или она протекает с кинетическими затруднениями (низкая скорость химической реакции).

Титрование по замещению (косвенное титрование) – применяют в тех случаях, когда прямое или обратное титрование определяемого вещества невозможно или вызывает затруднения либо отсутствует подходящий индикатор.

К определяемому веществу Х добавляют какой-либо реагент А в избытке, при взаимодействии с которым выделяется эквивалентное количество вещества Р. Затем продукт реакции Р оттитровывают подходящим титрантом R.

Закон эквивалентов для титрования по замещению записывают следующим образом:

. (6)

Так как число эквивалентов определяемого вещества Х и продукта реакции Р одинаковы, расчет массы определяемого вещества в случае косвенного титрования вычисляют по формуле

Реактивы

2. Раствор гидроксида натрия NaOH с молярной концентрацией

3. Н₂О дистиллированная.

4. Кислотно-основной индикатор (выбирают по кривой титрования).

Оборудование студенты описывают самостоятельно.

Ход выполнения работы:

1. Приготовление первичного стандарта янтарной кислоты HOOCCH₂CH₂COOH.

Расчет массы навески, г: (масса берется с точностью до четвертого знака после запятой).

г/моль.

Взятие навески (взвешивание):

Масса часового стекла (стакана)

Масса часового стекла (стакана) с навеской

Масса навески

Навеску количественнопереносят в мерную колбу ( см 3 ), добавляют 50 – 70 см 3 дистиллированной воды, перемешивают до полного растворения янтарной кислоты, доводят до метки дистиллированной водой
и тщательно перемешивают.

Фактическую концентрацию первичного стандарта рассчитывают
по формуле

Реактивы

1. Карбонат натрия Na₂CO₃ (х.ч.) – первичный стандарт.

2. Н₂О дистиллированная.

3. Хлороводородная кислота НСl концентрации 1:1 (r=1,095 г/см 3 ).

4. Кислотно-основной индикатор (выбирают по кривой титрования).

5. Смешанный индикатор – метиловый оранжевый и метиленовый синий[2].

Ход выполнения работы:

1. Приготовление первичного стандарта карбоната натрия (Na₂CO₃).

Расчет массы навески, г: (масса берется с точностью до четвертого знака после запятой).

Взятие навески (взвешивание):

Масса часового стекла (стакана)

Масса часового стекла (стакана) с навеской

Масса навески

Навеску количественнопереносят в мерную колбу ( см 3 ), добавляют 50 – 70 см 3 дистиллированной воды, перемешивают до полного растворения карбоната натрия, доводят до метки дистиллированной водой
и тщательно перемешивают.

Фактическую концентрацию первичного стандарта рассчитывают
по формуле

2. Приготовление и стандартизация титранта (раствора HCl)

Раствор хлороводородной кислоты готовят объемом примерно 500 см 3
с молярной концентрацией эквивалента примерно 0,05÷0,06 моль/дм 3 )

Титрант – раствор хлороводородной кислоты приблизительной концентрацией 0,05 моль/дм 3 готовят из хлороводородной кислоты, разбавленной 1:1 (r=1,095 г/см 3 ).

Стандартизацию раствора HCl проводят по первичному стандарту Na₂CO₃ прямым титрованием, способом пипетирования.

Индикатор выбирают по кривой титрования карбоната натрия хлороводородной кислотой (рис. 4).

Рис. 4. Кривая титрования 100,00 см 3 раствора Na₂CO₃ с С = 0,1000 моль/дм 3 раствором HCl с С_1/z = 0,1000 моль/дм 3

При титровании до второй точки эквивалентности используют индикатор метиловый оранжевый, 0,1%-ный водный раствор (рТ = 4,0). Изменение окраски от желтой до оранжевой (цвет «чайной розы»). Интервал перехода
(рН = 3,1 – 4,4) [6].

Схема 3. Стандартизация раствора HCl

В коническую колбу для титрования вместимостью 250 см 3 помещают аликвоту 25,00 см 3 стандартного раствора Na₂CO₃ (пипеткой), добавляют 2 – 3 капли метилового оранжевого, разбавляют водой до 50 – 75 см 3 и титруют раствором хлороводородной кислоты до перехода окраски из желтой в цвет «чайной розы» от одной капли титранта. Титрование проводят в присутствии «свидетеля» (исходный раствор Na₂CO₃ с индикатором). Результаты титрования заносят в табл. 4. Концентрацию хлороводородной кислоты определяют по закону эквивалентов: .

Результаты стандартизации раствора соляной кислоты

№ опыта	Объем Na2CO3, см 3	Объем HCl, см 3	Концентрация HCl, моль/дм 3	Средняя концентрация HCl, моль/дм 3
25,00
25,00
25,00

Задачи

1. Сформулируйте понятие эквивалента в кислотно-основных реакциях [[6]]. Вычислите величину эквивалентов соды и фосфорной кислоты в следующих реакциях:

2. Напишите уравнения реакций между соляной кислотой, серной кислотой, гидроксидом натрия, гидроксидом алюминия, карбонатом натрия, гидрокарбонатом калия и рассчитайте эквивалентную массу этих веществ.

6. Вычислите коэффициенты активности и активные концентрации ионов
в 0,001 М растворе сульфата алюминия, 0,05 М карбоната натрия, 0,1 М хлорида калия.

7. Вычислите рН 0,20 М раствора метиламина, если его ионизация в водном растворе описывается уравнением

10. Вычислите рН раствора, полученного смешением 40 мл 0,015 М раствора хлороводородной кислоты с:

б) 20 мл 0,02 М раствора гидроксида натрия;

в) 20 мл 0,02 М раствора гидроксида бария;

11. Вычислите концентрацию ацетат-иона в растворе уксусной кислоты
c массовой долей 0,1 %.

12. Вычислите концентрацию иона аммония в растворе аммиака c массовой долей 0,1 %.

13. Рассчитайте массу навески карбоната натрия, необходимую для приготовления 250,00 мл 0,5000 М раствора [[7]].

14. Рассчитайте объем раствора соляной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 11 моль/л и объем воды, которые необходимо взять для приготовления 500 мл 0,5 М раствора соляной кислоты.

15. В 300 мл 0,3 %-ного раствора хлороводородной кислоты растворили 0,15 г металлического магния. Вычислите молярную концентрацию ионов водорода, магния и хлора в полученном растворе.

16. При смешении 25,00 мл раствора серной кислоты с раствором хлорида бария получено 0,2917 г сернокислого бария. Определите титр раствора серной кислоты.

17. Вычислить массу карбоната кальция, вступившего в реакцию
с 80,5 ммоль хлороводородной кислоты.

18. Сколько граммов однозамещенного фосфата натрия надо добавить
к 25,0 мл 0,15 М раствора гидроксида натрия, чтобы получить раствор с рН=7? Для фосфорной кислоты pK_а1 = 2,15; pK _а2 = 7,21; pK _а3= 12,36.

19. На титрование 1,0000 г дымящейся серной кислоты, тщательно разбавленной водой, расходуется 43,70 мл 0,4982 М раствора гидроксида натрия. Известно, что дымящаяся серная кислота содержит серный ангидрид, растворенный в безводной серной кислоте. Вычислить массовую долю серного ангидрида в дымящей серной кислоте.

20. Абсолютная погрешность измерения объема с помощью бюретки составляет 0,05 мл. Рассчитать относительную погрешность измерения объемов в 1; 10 и 20 мл.

21. В мерной колбе вместимостью 500,00 мл приготовлен раствор
из навески 2,5000 г карбоната натрия. Вычислить:

а) молярную концентрацию раствора;

б) молярную концентрацию эквивалента (½ Na₂CO₃);

г) титр по соляной кислоте.

22. Какой объем 10 %-ного раствора карбоната натрия плотностью
1,105 г/см 3 нужно взять для приготовления:

а) 1 л раствора с титром ТNa₂CO₃ = 0,005000 г/см 3 ;

23. Какой объем соляной кислоты с массовой долей 38,32 % и плотностью 1,19 г/см 3 следует взять для приготовления 1500 мл 0,2 М раствора?

24. Какой объем воды нужно добавить к 1,2 л 0,25 М HCl, чтобы приготовить 0,2 М раствор?

25. Из 100 г технического гидроксида натрия, содержащего 3 % карбоната натрия и 7 % индифферентных примесей, приготовили 1л раствора. Вычислить молярную концентрацию и титр по соляной кислоте полученного щелочного раствора, считая, что карбонат натрия титруется до угольной кислоты.

26. Имеется образец, в котором может содержаться NaOH, Na₂CO₃, NaHCO₃ или смесь названных соединений массой 0,2800 г. Пробу растворили в воде.
На титрование полученного раствора в присутствии фенолфталеина расходуется 5,15 мл, а в присутствии метилового оранжевого – 21,45 мл соляной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,1520 моль/л. Определить состав образца и массовые доли компонентов в образце.

27. Постройте кривую титрования 100,00 см 3 0,1000 М раствора аммиака 0,1000 М раствором соляной кислоты, обоснуйте выбор индикатора.

28. Вычислите рН точки эквивалентности, начала и конца титрования 100,00 см 3 0,1000 М раствора малоновой кислоты (HOOCCH₂COOH) 0,1000 М раствором гидроксида натрия (рК_а1=1,38; рК_а2=5,68 ).

29. На титрование 25,00 см 3 раствора карбоната натрия с молярной концентрацией эквивалента 0,05123 моль/дм 3 пошло 32,10 см 3 соляной кислоты. Вычислите молярную концентрацию эквивалента соляной кислоты.

30. Сколько мл 0,1 М раствора хлорида аммония необходимо добавить
к 50,00 мл 0,1 М раствора аммиака, чтобы получился буферный раствор
с рН=9,3.

В комплексонометрии

В точке эквивалентности [M n + ] = . (22)

После точки эквивалентности[M n + ] = . (23)

На рис. 9 показаны кривые титрования иона кальция в буферных растворах с различными значениями рН. Видно, что титрование Са 2+ возможно только при рН ³ 8.

Реактивы

1. Раствор ЭДТА с молярной концентрацией

2. Н₂О дистиллированная.

4. Аммиачный буфер с рН = 9,5.

5. Раствор гидроксида калия КОН с массовой долей 5%.

6. Эриохром черный Т, индикаторная смесь[3].

7. Калькон, индикаторная смесь.

Теоретические основы метода:

Метод основан на взаимодействии ионов Са 2+ и Мg 2+ с динатриевой солью этилендиаминтетрауксусной кислоты (Na₂H₂Y₂ или Na-ЭДТА) с образованием прочных комплексов в молярном отношении M:L=1:1 в определённом интервале рН.

Для фиксирования точки эквивалентности при определении Са 2+ и Мg 2+ используют калькон и эриохром черный Т.

Определение Са 2+ проводят при рН ≈ 12, при этом Mg 2+ находится
в растворе в виде осадка гидроксида магния и не титруется ЭДТА.

При рН ≈ 10 (аммиачный буферный раствор) Мg 2+ и Са 2+ находятся
в растворе в виде ионов и при добавлении ЭДТА титруются совместно.

Ca 2+ + HY 3- « CaY 2- + H +

Mg 2+ + HY 3- « MgY 2- +H +

Для создания рН ≈ 12 применяют 5% – ный раствор KOH, для создания
рН ≈ 10 используют аммиачный буферный раствор (NH₃×H₂O + NH₄Cl).

Ход выполнения работы:

1. Стандартизация титранта – раствора ЭДТА (Na₂H₂Y)

Схема 5. Стандартизация титранта – раствора ЭДТА

70 см 3 дистиллированной воды,

10 см 3 аммиачного буферного раствора с рН

9,5 – 10 и вносят индикатор эриохром чёрный Т около 0,05 г
(на кончике шпателя). При этом раствор окрашивается в винно-красный цвет. Раствор в колбе медленно титрируют раствором ЭДТА до перехода окраски из винно-красной в зелёную. Результаты титрования заносят в табл. 6. Концентрацию ЭДТА определяют по закону эквивалентов: .

Результаты стандартизации раствора ЭДТА

№ опыта.	Объём MgSO4, см 3	Объём ЭДТА, см 3	Концентрация ЭДТА, моль/дм 3	Средняя концентрация ЭДТА, моль/дм 3
20,00
20,00
20,00

2. Определение содержания Са 2+

Кривые титрования Са 2+ раствором ЭДТА при рН=10 и рН=12 строят самостоятельно.

Раствор задачи в мерной колбе доводят до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают.

Схема 6. Определение содержания Са 2+ в растворе

10 см 3 5% – ного раствора КОН. После выпадения аморфного осадка Mg(OH)₂↓ в раствор вносят индикатор калькон около 0,05 г (на кончике шпателя) и медленно титруют раствором ЭДТА до перехода окраски из розовой в бледно-голубую. Результаты титрования (V₁) заносят в табл.7.

Результаты титрования раствора, содержащего кальций и магний

№ опыта	Объем исследуемого раствора, см 3	Объем ЭДТА, см 3	Содержание Са 2+ в растворе, г
25,00
25,00
25,00
25,00
25,00

3. Определение содержания Mg 2+

Кривую титрования Mg 2+ раствором ЭДТА при рН=10 строят самостоятельно.

Схема 7. Определение содержания Mg 2+ в растворе

В коническую колбу для титрования вместимостью 250 см 3 помещают аликвоту 25,00 см 3 исследуемого раствора, содержащую кальций и магний, добавляют

60 см 3 дистиллированной воды,

10 см 3 аммиачного буферного раствора с рН

9,5–10 и вносят индикатор эриохром чёрный Т около 0,05 г
(на кончике шпателя). При этом раствор окрашивается в винно-красный цвет. Раствор в колбе медленно титрируют раствором ЭДТА до перехода окраски из винно-красной в зелёную. Результаты титрования (V₂) заносят в табл. 8.

Результаты титрования раствора, содержащего кальций и магний

№ опыта	Объем исследуемого раствора, см 3	Объем ЭДТА, V∑, см 3	Содержание Mg 2+ в растворе, г
25,00
25,00
25,00
25,00
25,00

Реактивы

1. Раствор ЭДТА с молярной концентрацией

3. Н₂О дистиллированная.

4. Аммиачный буфер с рН

5. Мурексид, индикаторная смесь.

Задачи

3. На титрование 50,00 мл раствора, содержащего ионы кальция
и магния, потребовалось 13,70 мл 0,12 М раствора ЭДТА при pH=12 и 29,60 мл при pH=10. Выразите концентрации кальция и магния в растворе в мг/мл.

4. При анализе в 1 л воды найдено 0,2173 г оксида кальция и 0,0927 г оксида магния. Вычислите, какой объём ЭДТА концентрации 0,0500 моль/л был затрачен на титрование.

5. На титрование 25,00 мл стандартного раствора, содержащего 0,3840 г сульфата магния, израсходовано 21,40 мл раствора трилона Б. Вычислите титр этого раствора по карбонату кальция и его молярную концентрацию.

6. На основании констант образования (устойчивости) комплексонатов металлов, приведенных ниже, оцените возможность комплексонометрического титрования ионов металлов при pH = 2; 5; 10; 12.

Для этих значений pH рα₄ равна соответственно 13,5; 6,5; 0,45; 0,01. Ваши выводы сделайте с учётом того, что в растворе возможно протекание конкурирующих реакций образования гидроксокомплексов или гидроксидов металлов, произведения растворимости которых соответственно следующие:

9. Для определения содержания алюминия в образце навеску образца 550 мг растворили и добавили 50,00 мл 0,05100 М раствора комплексона III. Избыток последнего оттитровали 14,40 мл 0,04800 М раствором цинка (II). Рассчитайте массовую долю алюминия в образце.

10. При разрушении комплекса, содержащего висмут и йодид-ионы, последние титруют раствором Ag(I), а висмут – комплексоном III.
Для титрования раствора, содержащего 550 мг образца, требуется 14,50 мл 0,05000 М раствора комплексона III, а на титрование йодид-иона, содержащегося в 440 мг образца, затрачивается 23,25 мл 0,1000 М раствора Ag(I). Рассчитайте координационное число висмута в комплексе, если йодид-ионы являются лигандом.

Кривые титрования

В редоксметрии кривые титрования строят в координатах Е = f(C_R),
они иллюстрируют графическое изменение потенциала системы в процессе титрования. До точки эквивалентности потенциал системы рассчитывается по отношению концентраций окисленной и восстановленной форм определяемого вещества (потому что до точки эквивалентности одна из форм титранта практически отсутствует), после точки эквивалентности – по отношению концентраций окисленной и восстановленной форм титранта (потому что после точки эквивалентности определяемое вещество оттитровано практически полностью).

Потенциал в точке эквивалентности определяется по формуле

, (26)

где – число электронов, участвующих в полуреакциях;

– стандартные электродные потенциалы полуреакций.

На рис. 10 представлена кривая титрования раствора щавелевой кислоты H₂C₂O₄ раствором перманганата калия KMnO₄ в кислой среде
([H + ] = 1 моль/дм 3 ).

Рис. 10. Кривая титрования 100,00 см 3 раствора щавелевой

калия KMnO₄ с С_1/z = 0,1000 моль/дм 3 при =1 моль/дм 3

Перманганатометрия

Титрантом является раствор перманганата калия KMnO₄, являющийся сильным окислителем. Основное уравнение:

М_1/z(KMnO₄)= г/моль.

М_1/z (KMnO₄)= 158,03/3= 52,68 г/моль.

М_1/z (KMnO₄)= 158,03 г/моль.

Для исключения побочных реакций титрование перманганатом калия проводят в кислой среде, которую создают серной кислотой. Соляную кислоту для создания среды применять не рекомендуется, так как перманганат калия способен окислять хлорид-ион.

Наиболее часто перманганат калия применяют в виде раствора
с молярной концентрацией эквивалента

Разложение растворов перманганата калия ускоряется в присутствии диоксида марганца. Поскольку диоксид марганца является продуктом разложения перманганата, этот осадок оказывает автокаталитический эффект на процесс разложения.

Твердый перманганат калия, применяемый для приготовления растворов, загрязнен диоксидом марганца, поэтому приготовить раствор из точной навески нельзя. Для того чтобы получить достаточно устойчивый раствор перманганата калия, его после растворения навески KMnO₄ в воде оставляют в темной бутыли на несколько дней (или кипятят), а затем отделяют MnO₂¯ фильтрованием через стеклянный фильтр (применять бумажный фильтр нельзя, так как он реагирует с перманганатом калия, образуя диоксид марганца).

Окраска раствора перманганата калия настолько интенсивна,
что индикатор в этом методе не требуется. Для того чтобы придать заметную розовую окраску 100 см 3 воды, достаточно 0,02 – 0,05 см 3 раствора KMnO₄
с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/дм 3 (0,02 М). Окраска перманганата калия в конечной точке титрования неустойчивая и постепенно обесцвечивается в результате взаимодействия избытка перманганата
с ионами марганца (II), присутствующими в конечной точке в относительно большом количестве:

Стандартизацию рабочего раствораKMnO₄ проводят по оксалату натрия или щавелевой кислоте (свежеперекристаллизованной и высушенной при 105°С).

Используют растворы первичных стандартов с молярной концентрацией эквивалента С (½ Na₂C₂O₄) = 0,1000 или 0,05000 моль/л.

Источник