Методы титрования в аналитической химии кратко. Метод нейтрализации в титриметрическом методе анализа
Цель работы: приобретение навыков в применении одного из методов количественного анализа – титриметрического, и обучение элементарным приемам статистической обработки результатов измерений.
Теоретическая часть
Титриметрический анализ - это метод количественного химического анализа, основанный на измерении объема раствора реактива с точно известной концентрацией, расходуемого для реакции с определяемым веществом.
Титриметрическое определение вещества проводится титрованием - добавлением одного из растворов к другому небольшими порциями и отдельными каплями при постоянном фиксировании (контроле) результата.
Один их двух растворов содержит вещество в неизвестной концентрации и представляет собой анализируемый раствор.
Второй раствор содержит реагент с точно известной концентрацией и называется рабочим раствором, стандартным раствором или титрантом.
Требования к реакциям, применяемым при титриметрическом анализе:
1. Возможность фиксировать точку эквивалентности, наиболее широко используют наблюдение за его окраской, которая может меняться при следующих условиях:
Одно из реагирующих веществ окрашено, и окрашенный реагент в процессе реакции изменяет свой цвет;
Применяемые вещества – индикаторы - изменяют окраску в зависимости от свойств раствора (например, в зависимости от реакции среды).
2. Количественное течение реакции, вплоть до равновесия, характеризуемого соответствующей величиной константы равновесия
3. Достаточная скорость химической реакции, т.к. фиксировать точку эквивалентности при медленно текущих реакциях крайне трудно.
4. Отсутствие побочных реакций, при которых точные вычисления невозможны.
Методы титриметрического анализа можно классифицировать по характеру химической реакции, лежащей в основе определения веществ: кислотно-основного титрования (нейтрализации), осаждения, комплексообразования, окисления-восстановления.
Работа с растворами .
Мерные колбы предназначены для измерения точного объема жидкости. Они представляют собой круглые плоскодонные сосуды с узким длинным горлом, на котором имеется метка, до которой следует наполнять колбу (рис. 1).
Рис.1 Мерные колбы
Техника приготовления растворов в мерных колбах из фиксаналов.
Для приготовления раствора из фиксанала ампулу разбивают над воронкой, вставленной в мерную колбу, содержимое ампулы смывают дистиллированной водой; затем растворяют его в мерной колбе. Раствор, находящийся в мерной колбе, доводят до метки. После доведения уровня жидкости до метки раствор в колбе хорошо перемешивают.
Бюретки представляют собой тонкие стеклянные трубки, градуированные в миллилитрах (рис. 2). К нижнему, слегка суженному концу бюретки припаян стеклянный кран или присоединен резиновый шланг с шариковым затвором и стеклянным носиком. Для работы выбирают бюретку в зависимости от объема раствора, применяемого в анализе.
Рис.2. Бюретки
Порядок работы с бюреткой
1. Бюретку промывают дистиллированной водой.
2. Подготовленную к работе бюретку закрепляют вертикально в штативе, с помощью воронки наливают в бюретку раствор так, чтобы его уровень был выше нулевой отметки.
3. Из нижнего оттянутого конца бюретки удаляют пузырьки воздуха. Для этого отгибают его кверху и выпускают жидкость до тех пор, пока весь воздух не будет удален. Затем опускают капилляр вниз.
4. Уровень жидкости в бюретке устанавливают на нулевое деление.
5. При проведении титрования нажимают на резиновую трубку сбоку от шарика и сливают жидкость из бюретки в колбу, вращая последнюю. Сначала титрант, находящийся в бюретке, сливают тонкой струйкой. Когда же окраска индикатора в месте падения капель титранта начнет изменяться, раствор приливают осторожно, по каплям. Титрование прекращают, когда наступает резкое изменение окраски индикатора от приливания одной капли титранта, и записывают объем израсходованного раствора.
6. По окончании работы титрант из бюретки сливают, бюретку промывают дистиллированной водой.
Метод кислотно-основного титрования (нейтрализации)
Метод кислотно-основного титрования основан на реакции взаимодействия кислот и оснований, т.е. на реакции нейтрализации:
H + + OH¯ = H 2 O
При выполнении данного задания используется метод кислотно-основного титрования, основанный на применении реакции нейтрализации:
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Метод заключается в том, что к раствору определяемого вещества - гидроксида натрия – постепенно прибавляют раствор серной кислоты известной концентрации. Добавление раствора кислоты продолжают до тех пор, пока его количество не станет эквивалентным количеству реагируемого с ним гидроксида натрия, т.е. до нейтрализации щёлочи. Момент нейтрализации устанавливают по изменению окраски индикатора, прибавляемого в титруемый раствор. По закону эквивалентов в соответствии с уравнением:
С н(к-ты) · V (к-ты) = C н (щелочи) · V (щелочи)
С н(к-ты) и C н (щелочи) – молярные концентрации эквивалентов реагирующих растворов, моль/л;
V (к-ты) и V (щелочи) – объёмы реагирующих растворов, л (мл).
С (NaOH) и 
- молярные концентрации эквивалента NaOH и H 2 SO 4 в реагирующих растворах, моль/л;
V (NaOH) и 
) - объёмы реагирующих растворов щёлочи и кислоты, мл.
Примеры решения задач.
1. На нейтрализацию 0,05 л раствора кислоты израсходовано 20 см 3 0,5н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?
2. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 60см 3 0,4н раствора серной кислоты прибавить 120см 3 0,3н раствора гидроксида калия?
Решение задач по определению рН раствора, концентраций различного типа представлено в методическом пособии .
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Получите у лаборанта колбу с раствором щёлочи неизвестной концентрации. Пробы анализируемого раствора отмерьте мерным цилиндром по 10 мл в три конические колбы для титрований. В каждую из них добавьте 2-3 капли индикатора метилового оранжевого. Раствор приобретёт жёлтую окраску (метилоранж жёлтый в щелочной среде и оранжево-красный в кислой).
Приготовьте к работе установку для титрований (рис.3) Бюретку ополосните дистиллированной водой, а затем заполните раствором серной кислоты точно известной концентрации (молярная концентрация эквивалента H 2 SO 4 указана на склянке) выше нулевого деления. Каучуковую трубку со стеклянным наконечником отогните вверх и, оттягивая резину от стеклянной оливы, закрывающей выход из бюретки, медленно выпускайте жидкость так, чтобы после заполнения наконечника в нём не осталось пузырьков воздуха. Избыток раствора кислоты выпустите из бюретки в подставленный стакан, при этом нижний мениск жидкости в бюретке должен установиться на нулевом делении.
Одну из колб раствора щёлочи подставьте под наконечник бюретки на лист белой бумаги и приступайте непосредственно к титрованию: одной рукой медленно подавайте кислоту из бюретки, а другой непрерывно перемешивайте раствор круговым движением колбы в горизонтальной плоскости. В конце титрования раствор кислоты из бюретки следует подавать по каплям до тех пор, пока от одной капли раствор примет неисчезающую оранжевую окраску.
Определите объём кислоты, израсходованный на титрование, с точностью до 0,01мл. Отсчёт делений бюретки производите по нижнему мениску, при этом глаз должен находиться на уровне мениска.
Повторите титрование ещё 2 раза, начиная каждый раз с нулевого деления бюретки. Результаты титрований запишите в таблицу 1.
Концентрацию раствора щёлочи вычислите по формуле:
Таблица 1
Результаты титрования раствора гидроксида натрия
Проведите статистическую обработку результатов титрований по методике, описанной в приложении. Результаты статистической обработки экспериментальных данных сведите в таблицу 2.
Таблица 2
Результаты статистической обработки экспериментальных данных титрования раствора гидроксида натрия. Доверительная вероятность α = 0,95.
| n | S x |  |
||
Запишите результат определения молярной концентрации эквивалента NaOH в анализируемом растворе в виде доверительного интервала.
ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
1. Раствор гидроксида калия имеет рН =12. Концентрация основания в растворе при 100% диссоциации равна … моль/л.
1) 0,005; 2) 0,01; 3) 0,001; 4) 1·10 -12 ; 5) 0,05.
2. На нейтрализацию 0,05 л раствора кислоты израсходовано 20 см 3 0,5 н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?
1) 0,2 н; 2) 0,5 н; 3) 1,0 н; 4) 0,02 н; 5) 1,25 н.
3. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см 3 0,3 н раствора серной кислоты прибавить 125 см 3 0,2 н раствора гидроксида калия?
1) 0,0025 г щелочи; 2) 0,0025 г кислоты; 3) 0,28 г щелочи; 4) 0,14 г щелочи; 5) 0,28 г кислоты.
4. Метод анализа, основанный на определении повышения температуры кипения, называется…
1) спектрофотометрический; 2) потенциометрический; 3) эбулиоскопический; 4) радиометрический; 5) кондуктометрический.
5. Определить процентную концентрацию, молярность и нормальность раствора серной кислоты, полученного при растворении 36 г кислоты в 114 г воды, если плотность раствора 1,031 г/см 3 .
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.
Титриметрический метод анализа (титрование) позволяет провести объемный количественный анализ и находит широкое применение в химии. Его главное достоинство - разнообразие способов и методов, благодаря чему его можно использовать для решения разнообразных аналитических задач.
Принцип анализа
Титриметрический метод анализа основан на измерении объема раствора известной концентрации (титранта), вступившего в реакцию с исследуемым веществом.
Для анализа понадобится специальное оборудование, а именно, бюретка - тонкая стеклянная трубка с нанесенной градуировкой. Верхний конец этой трубки открыт, а на нижнем находится запорный кран. Прокалиброванную бюретку с помощью воронки заполняют титрантом до нулевой отметки. Анализ проводят до конечной точки титрования (КТТ), добавляя небольшое количество раствора из бюретки к исследуемому веществу. Конечную точку титрования идентифицируют по изменению цвета индикатора или какого-либо физико-химического свойства.
Конечный результат рассчитывается по затраченному объему титранта и выражается в титре (Т) - массе вещества, приходящейся на 1 мл раствора (г/мл).
Обоснование процесса
Титриметрический метод количественного анализа дает точные результаты, поскольку вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах. Это означает, что произведение их объема и количества тождественны друг другу: C 1 V 1 = C 2 V 2 . Из этого уравнения легко найти неизвестное значение С 2 , если остальные параметры задаются самостоятельно (С 1 , V 2) и устанавливаются в ходе анализа (V 1).
Обнаружение конечной точки титрования
Поскольку своевременное фиксирование конца титрования - наиболее важная часть анализа, нужно правильно подобрать его способы. Наиболее удобным считается использование цветных или флуоресцентных индикаторов, но можно применять и инструментальные методы - потенциометрию, амперометрию, фотометрию.
Окончательный выбор способа обнаружения КТТ зависит от требуемой точности и селективности определения, а также его скорости и возможности автоматизации. Особенно актуально это для мутных и окрашенных растворов, а также агрессивных сред.
Требования к реакции титрования
Чтобы титриметрический метод анализа дал верный результат, нужно правильно подобрать реакцию, которая будет лежать в его основе. Требования к ней следующие:
- стехиометричность;
- высокая скорость протекания;
- высокая константа равновесия;
- наличие достоверного способа фиксирования экспериментального конца титрования.
Подходящие реакции могут принадлежать любому типу.
Виды анализа
Классификация методов титриметрического анализа основана на типе реакции. По этому признаку различают следующие методы титрования:
- кислотно-основное;
- окислительно-восстановительное;
- комплексометрическое;
- осадительное.
В основе каждого вида лежит свой тип реакции, подбираются специфические титранты, в зависимости от которых в анализе выделяют подгруппы методов.
Кислотно-основное титрование
Титриметрический метод анализа с использованием реакции взаимодействия гидроксония с гидроксид-ионом (Н 3 О + + ОН - = Н 2 О) называется кислотно-основным. Если известное вещество в растворе образует протон, что характерно для кислот, метод относится к подгруппе ацидиметрия. Здесь в качестве титранта обычно используют устойчивую соляную кислоту HCl.
Если титрант образует гидроксид-ион, метод называется алкалиметрией. Используемые вещества - щелочи, например, NaOH, или соли, полученные взаимодействием сильного основания со слабой кислотой, как Na 2 CO 3 .
Индикаторы при этом используется цветные. В качестве них выступают слабые органические соединения - кислоты и основания, у которых различаются структура и окраска протонированных и не протонированных форм. Чаще всего в кислотно-основном титровании используется одноцветный индикатор фенолфталеин (прозрачный раствор в щелочной среде становится малиновым) и двухцветный метиловый оранжевый (красное вещество становится желтым в кислой среде).
Их широкое применение связано с высоким светопоглощением, благодаря которому их окраска хорошо заметна невооруженным глазом, и контрастности и узкой области перехода цвета.
Окислительно-восстановительное титрование
Окислительно-восстановительный титриметрический анализ - это метод количественного анализа, основанный на изменении соотношения концентраций окисленной и восстановленной форм: aOx 1 + bRed 2 = aRed 1 + bOx 2 .
Делится метод на следующие подгруппы:
- перманганатометрия (титрант - KMnO 4);
- иодометрия (I 2);
- дихроматометрия (K 2 Cr 2 O 7);
- броматометрия (KBrO 3);
- иодатометрия (KIO 3);
- цериметрия (Ce(SO 4) 2);
- ванадатометрия (NH 4 VO 3);
- титанометрия (TiCl 3);
- хромометрия (CrCl 2);
- аскорбинометрия (С 6 Н 8 ОН).
В ряде случаев роль индикатора может играть реагент, участвующий в реакции и меняющий свою окраску с приобретением окисленной или восстановленной формы. Но также применяют специфические индикаторы, например:
- при определении йода используют крахмал, который образует темно-синее соединение с I 3 — ионами;
- при титровании трехвалентного железа применяют тиоционат-ионы, образующие с металлом комплексы, окрашенные в ярко-красный цвет.
Кроме того, есть специальные редокс-индикаторы - органические соединения, имеющие разную окраску окисленной и восстановленной форм.
Комплексометрическое титрование
Если кратко, титриметрический метод анализа, называемый комплексометрическим, основан на взаимодействии двух веществ с образованием комплекса: M + L = ML. Если используются соли ртути, например, Hg(NO 3) 2 , метод называется меркуриметрией, если этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТА) - комплексонометрией. В частности, с помощью последнего метода проводится титриметрический метод анализа воды, а именно, ее жесткости.
В комплексонометрии используют прозрачные металлоиндикаторы, приобретающие окраску при образовании комплексов с ионами металлов. Например, при титровании солей трехвалентного железа ЭДТА в качестве индикатора используют прозрачную сульфосалициловую кислоту. Она окрашивает раствор в красный цвет при образовании комплекса с железом.
Однако чаще металлоиндикаторы имеют собственный цвет, который меняют в зависимости от концентрации иона металла. В качестве таких индикаторов применяются многоосновные кислоты, образующие достаточно устойчивые комплексы с металлами, которые при этом быстро разрушаются при воздействии ЭДТА с контрастным изменением окраски.
Осадительное титрование
Титриметрический метод анализа, в основе которого лежит реакция взаимодействия двух веществ с образованием твердого соединения, выпадающего в осадок (М + Х = МХ↓), является осадительным. Он имеет ограниченное значение, так как обычно процессы осаждения протекают неколичественно и нестехиометрично. Но иногда он все-таки используется и имеет две подгруппы. Если в методе используются соли серебра, например, AgNO 3 , он называется аргентометрией, если соли ртути, Hg 2 (NO 3) 2 , то меркурометрией.
Для обнаружения конечной точки титрования используют следующие способы:
- метод Мора, в котором индикатором служит хромат-ион, образующий красно-кирпичный осадок с серебром;
- метод Фольгарда, основанный на титровании раствора ионов серебра тиоцианатом калия в присутствии трехвалентного железа, образующего с титрантом красного комплекса в кислой среде;
- метод Фаянса, предусматривающий титрование с адсорбционными индикаторами;
- метод Гей-Люссака, в котором КТТ определяется по просветлению или помутнению раствора.
Последний метод в последнее время практически не используется.
Способы титрования
Титрование классифицируется не только по лежащей в основе реакции, но и по способу выполнения. По этому признаку выделяют следующие виды:
- прямое;
- обратное;
- титрование заместителя.
Первый случай используют только в условиях идеального протекания реакции. Титрант при этом добавляют непосредственно к определяемому веществу. Так с помощью ЭДТА определяют магний, кальций, медь, железо и еще около 25 металлов. Но в других случаях чаще используют более сложные способы.
Обратное титрование
Идеальную реакцию удается подобрать не всегда. Чаще всего она медленно протекает, или для нее сложно подобрать способ фиксирования конечной точки титрования, или среди продуктов образуются летучие соединения, из-за чего определяемое вещество частично теряется. Преодолеть эти недостатки можно, используя метод обратного титрования. Для этого к определяемому веществу приливают большое количество титранта, чтобы реакция прошла до конца, а затем определяют, какое количество раствора осталось непрореагировавшим. Для этого остатки титранта от первой реакции (Т 1) титруются другим раствором (Т 2), и его количество определяется по разности произведений объемов и концентраций в двух реакциях: С Т1 V T 1 -C T 2 V T 2 .
Применение титриметрического метода анализа обратным способом лежит в основе определения диоксида марганца. Его взаимодействие с сульфатом железа протекает очень медленно, поэтому соль берется в избытке и реакция ускоряется при помощи нагревания. Непрореагировавшее количество иона железа титруется дихроматом калия.
Титрование заместителя
Титрование заместителя используется в случае нестехиометричных или медленных реакций. Его суть в том, что для определяемого вещества подбирается стехиометричная реакция со вспомогательным соединением, после чего титрованию подвергают продукт взаимодействия.
Именно так поступают при определении дихромата. К нему добавляют иодид калия, в результате чего выделяется эквивалентное определяемому веществу количество йода, которое затем титруется тиосульфатом натрия.
Таким образом, титриметрический анализ позволяет определить количественное содержание широкого круга веществ. Зная их свойства и особенности протекания реакций, можно подобрать оптимальный метод и способ титрования, который даст результат с высокой степенью точности.
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 . 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:
· название работы;
· цель работы;
· теоретические основы метода: сущность метода, основное уравнение, расчеты и построение кривых титрования, выбор индикатора;
· реактивы и оборудование, используемые в ходе проведения работы;
· методика анализа:
Приготовление первичных стандартов;
Приготовление и стандартизация рабочего раствора;
Определение содержания исследуемого вещества в растворе;
· экспериментальные данные;
· статистическая обработка результатов анализа;
· выводы.
ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА
Титриметрический метод анализа основан 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.
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:
– кислотно-основное титрование;
– осадительное титрование;
– 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 практически необратимо (≥ 99,9 %), константа равновесия реакции К р >10 6 , образующиеся осадки должны иметь растворимость S < 10 -5 моль/дм 3 , а образующиеся комплексы – К уст > 10 -6 ;
· 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:
C (1/ z) Х V Х = C (1/ z) R V R . (2)
Количество (массу) определяемого вещества, содержащееся в исследуемом растворе, вычисляют, используя закон эквивалентов (для прямого титрования)
m Х = C (1/z)R V R M (1/z) Х ٠10 -3 , (3)
где C (1/ z) R – молярная концентрация эквивалента титранта, моль/дм 3 ;
V R – объем титранта, см 3 ;
M (1/ z ) Х – молярная масса эквивалента определяемого вещества;
C (1/ z) Х – молярная концентрация эквивалента определяемого вещества, моль/дм 3 ;
V Х – объем определяемого вещества, см 3 .
Обратное титрование
– используют два титранта. Сначала
к анализируемому раствору добавляют точный объем первого титранта (R 1
), взятый в избытке. Остаток непрореагировавшего титранта R 1 оттитровывают вторым титрантом (R 2
). Количество титранта R 1
, израсходованного
на взаимодействие с анализируемым веществом (Х
) определяют по разности между добавленным объемом титранта R 1
(V 1
) и объемом титранта R 2
(V 2
) затраченного на титрование остатка титранта R 1
.
Схема титрования: X + R 1 фиксированный избыток = P 1 (R 1 остаток).
R 1 остаток + R 2 = P 2 .
При использовании обратного титрования закон эквивалентов записывается следующим образом:
Массу определяемого вещества в случае обратного титрования вычисляют по формуле
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 .
Схема титрования: X + А избыток = P 1.
P 1 + R = P 2.
Закон эквивалентов для титрования по замещению записывают следующим образом:
Так как число эквивалентов определяемого вещества Х и продукта реакции Р одинаковы, расчет массы определяемого вещества в случае косвенного титрования вычисляют по формуле
m Х = C (1/z) R V R M (1/z) Х ٠10 -3 . (7)
Реактивы
1. Янтарная кислота Н 2 С 4 Н 4 О 4 (х.ч.) – первичный стандарт.
2. Раствор гидроксида натрия NaOH с молярной концентрацией
~2,5 моль/дм 3
3. Н 2 О дистиллированная.
Оборудование студенты описывают самостоятельно.
Ход выполнения работы:
1. Приготовление первичного стандарта янтарной кислоты HOOCCH 2 CH 2 COOH.
Янтарную кислоту готовят объемом 200,00 см 3 с молярной концентрацией эквивалента 
моль/дм 3 .
г/моль.
Уравнение реакции:
Взятие навески (взвешивание):
Масса навески
Навеску количественно
переносят 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.
рассчитывают
по формуле
Реактивы
1. Карбонат натрия Na 2 CO 3 (х.ч.) – первичный стандарт.
2. Н 2 О 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.
Ход выполнения работы:
1. Приготовление первичного стандарта карбоната натрия (Na 2 CO 3).
Раствор карбоната натрия готовят объёмом 200,00 см 3 с молярной концентрацией эквивалента 
моль/дм 3 .
Расчет массы навески, г: (масса берется с точностью до четвертого знака после запятой).
Уравнения реакции:
1) Na 2 CO 3 + HCl = NaHCO 3 + NaCl
2) NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2
_____________________________________
Na 2 CO 3 +2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2
H 2 CO 3 – слабая кислота (K a1 = 10 -6,35 , K a2 = 10 -10,32).
Взятие навески (взвешивание):
Масса часового стекла (стакана)
Масса часового стекла (стакана) с навеской
Масса навески
Навеску количественно
переносят 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 Na 2 CO 3 прямым титрованием, способом пипетирования.
Индикатор выбирают по кривой титрования карбоната натрия хлороводородной кислотой (рис. 4).
Рис. 4. Кривая титрования 100,00 см 3 раствора Na 2 CO 3 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) .
Схема 3. Стандартизация раствора HCl
В коническую колбу для титрования вместимостью 250 см 3 помещают аликвоту 25,00 см 3 стандартного раствора Na 2 CO 3 (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 Na 2 CO 3 с индикатором). Результаты титрования заносят в табл. 4. Концентрацию хлороводородной кислоты определяют по закону эквивалентов: .
Таблица 4
Результаты стандартизации раствора соляной кислоты
Задачи
1. Сформулируйте понятие эквивалента в кислотно-основных реакциях . Вычислите величину эквивалентов соды и фосфорной кислоты в следующих реакциях:
Na 2 CO 3 + HCl = NaHCO 3 +NaCl
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O
H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O
H 3 PO 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + H 2 O
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O
2. Напишите уравнения реакций между соляной кислотой, серной кислотой, гидроксидом натрия, гидроксидом алюминия, карбонатом натрия, гидрокарбонатом калия и рассчитайте эквивалентную массу этих веществ.
3. Постройте кривую титрования 100,00 см 3 соляной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/дм 3 гидроксидом натрия с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/дм 3 . Выберите возможные индикаторы
4. Постройте кривую титрования 100,00 см 3 акриловой кислоты (CH 2 =CHCOOH, pK a
= 4,26) с молярной концентрацией эквивалента
0,1 моль/дм 3 гидроксидом натрия с молярной концентрацией эквивалента
0,1 моль/дм 3 . Как изменяется состав раствора в процессе титрования? Выберите возможные индикаторы и рассчитайте индикаторную погрешность титрования.
5. Постройте кривую титрования гидразина (N 2 H 4 +H 2 O, pK b
= 6,03)
с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/дм 3 соляной кислотой
с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/дм 3 . В чем сходство
и различие расчетов рН и кривой титрования в сравнении с кривой титрования слабой кислоты щелочью? Выберите возможные индикаторы
и рассчитайте индикаторную погрешность титрования.
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
В + Н 2 О = ВН + + ОН - , К b = 4,6 ×10 - 3 , где В – основание.
8. Вычислить константу диссоциации хлорноватистой кислоты HOCl, если 1,99 × 10 - 2 М раствор имеет рН = 4,5.
9. Вычислите рН раствора, содержащего 6,1 г/моль гликолевой кислоты (СH 2 (OH)COOH, К а = 1,5 × 10 - 4).
10. Вычислите рН раствора, полученного смешением 40 мл 0,015 М раствора хлороводородной кислоты с:
а) 40 мл воды;
б) 20 мл 0,02 М раствора гидроксида натрия;
в) 20 мл 0,02 М раствора гидроксида бария;
г) 40 мл 0,01 М раствора хлорноватистой кислоты, К а =5,0 × 10 - 8 .
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 .
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 Na 2 CO 3);
в) титр раствора;
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 ТNa 2 CO 3 = 0,005000 г/см 3 ;
б) 1 л раствора с ТNa 2 CO 3 /HCl = 0,003000 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, Na 2 CO 3 , NaHCO 3 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 (HOOCCH 2 COOH) 0,1000 М раствором гидроксида натрия (рК а 1 =1,38; рК а 2 =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.
31. Смесь серной и фосфорной кислот перенесли в мерную колбу объемом 250,00 см 3 . Для титрования взяли две пробы по 20,00 см 3 , одну оттитровали раствором гидроксида натрия с молярной концентрацией эквивалента
0,09940 моль/дм 3 с индикатором метилоранжем, а вторую с фенолфталеином. Расход гидроксида натрия в первом случае составил 20,50 см 3 , а во втором 36,85 см 3 . Определите массы серной и фосфорной кислот в смеси.
В комплексонометрии
До точки эквивалентности =(C M V M – C ЭДТА V ЭДТА)/(V М +V ЭДТА). (21)
В точке эквивалентности = 
. (22)
После точки эквивалентности = 
. (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
2. Н 2 О дистиллированная.
3. Стандартный раствор Mg (II) с молярной концентрацией
0,0250 моль/дм 3 .
4. Аммиачный буфер с рН = 9,5.
5. Раствор гидроксида калия КОН с массовой долей 5%.
6. Эриохром черный Т, индикаторная смесь.
7. Калькон, индикаторная смесь.
Теоретические основы метода:
Метод основан на взаимодействии ионов Са 2+ и Мg 2+ с динатриевой солью этилендиаминтетрауксусной кислоты (Na 2 H 2 Y 2 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.
Mg 2+ + 2OH - = Mg(OH) 2 ↓
Са 2+ + Y 4- « CaY 2-
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 определения объема ЭДТА, затраченного на титрование Mg 2+ ,
из суммарного объёма, пошедшего на титрование смеси при рН ≈ 10, вычитают объём, пошедший на титрование Са 2+ при рН ≈ 12.
Для создания рН ≈ 12 применяют 5% – ный раствор KOH, для создания
рН ≈ 10 используют аммиачный буферный раствор (NH 3 ×H 2 O + NH 4 Cl).
Ход выполнения работы:
1. Стандартизация титранта – раствора ЭДТА (Na 2 H 2 Y)
Раствор ЭДТА готовят приблизительной концентрации 0,025 М
из ≈ 0,05 М раствора, разбавляя его дистиллированной водой в 2 раза. Для стандартизации ЭДТА применяют стандартный раствор MgSO 4
c концентрацией 0,02500 моль/дм 3 .
Схема 5. Стандартизация титранта – раствора ЭДТА
В коническую колбу для титрования вместимостью 250 см 3 помещают 20,00 cм 3 стандартного раствора MgSO 4 c концентрацией 0,02500 моль/дм 3 , добавляют ~ 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: 
.
Таблица 6
Результаты стандартизации раствора ЭДТА
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
В коническую колбу для титрования вместимостью 250 см 3 помещают аликвоту исследуемого раствора 25,00 см 3 , содержащую кальций и магний, добавляют ~ 60 см 3 воды, ~ 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 (V
1) заносят в табл.7.
Таблица 7
| № опыта | 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 (V
2) заносят в табл. 8.
Таблица 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 ~ 0,05 моль/дм 3 .
2. Стандартный раствор Cu(II) с титром 2,00×10 -3 г/дм 3 .
3. Н 2 О дистиллированная.
4. Аммиачный буфер с рН~ 8 – 8,5.
5. Мурексид, индикаторная смесь.
Задачи
1. Вычислите α 4 для ЭДТА при pH=5, если константы ионизации ЭДТА следующие: K 1 =1,0·10 -2 , K 2 =2,1·10 -3 , K 3 =6,9·10 -7 , K 4 =5,5·10 -11 .
2. Постройте кривую титрования 25,00 мл 0,020 М раствора никеля 0,010 М раствором ЭДТА при pH=10, если константа устойчивости
К NiY = 10 18,62 . Вычислите p после добавления 0,00; 10,00; 25,00; 40,00; 50,00 и 55,00 мл титранта.
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.
7. При титровании 0,01 М раствора Ca 2+ 0,01 М раствором ЭДТА при pH=10 константа устойчивости K CaY = 10 10,6 . Вычислите, какой должна быть условная константа устойчивости комплекса металла с индикатором при pH=10, если в конечной точке титрования =.
8. Константа кислотной ионизации индикатора, используемого при комплексонометрическом титровании, равна 4,8·10 -6 . Вычислите содержание кислотной и щелочной форм индикатора при pH = 4,9, если его общая концентрация в растворе составляет 8,0·10 -5 моль/л. Определите возможность использования данного индикатора при титровании раствора
с pH=4,9, если цвет его кислотной формы совпадает с цветом комплекса.
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.
11.
Образец массой 0,3280 г, содержащий Pb, Zn, Cu, растворили
и перевели в мерную колбу на 500,00 см 3 . Определение вели в три этапа:
а) на титрование первой порции раствора объемом 10,00 см 3 , содержащего Pb, Zn, Cu, затрачено 37,50 см 3 0,0025 М раствора ЭДТА; б) во второй порции объемом 25,00 см 3 замаскировали Cu, а на титрование Pb и Zn израсходовано 27,60 см 3 ЭДТА; в) в третьей порции объемом 100,00 см 3 замаскировали Zn
и Cu, на титрование Pb затрачено 10,80 см 3 ЭДТА. Определите массовую долю Pb, Zn, Cu в образце.
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 H 2 C 2 O 4 раствором перманганата калия KMnO 4 в кислой среде
( = 1 моль/дм 3).
Рис. 10. Кривая титрования 100,00 см 3 раствора щавелевой
кислоты H 2 C 2 O 4 с С 1/ z = 0,1000 моль/дм 3 раствором перманганата
калия KMnO 4 с С 1/ z = 0,1000 моль/дм 3 при =1 моль/дм 3
Потенциал полуреакции MnO 4 - + 5e + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O зависит от рН среды, так как в полуреакции участвуют ионы водорода.
Перманганатометрия
Титрантом является раствор перманганата калия KMnO 4 , являющийся сильным окислителем. Основное уравнение:
MnO 4 - +8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O, 
=+1,51 В.
М 1/ z (KMnO 4)= 
г/моль.
В слабокислых, нейтральных и слабощелочных средах вследствие меньшего окислительно-восстановительного потенциала перманганат-ион восстанавливается до Mn +4 .
MnO 4 - +2H 2 O + 3e = MnО 2 ¯ + 4OH - , 
= +0,60 В.
М 1/ z (KMnO 4)= 158,03/3= 52,68 г/моль.
В щелочной среде раствор перманганата калия восстанавливается
до Mn +6 .
MnO 4 - + 1e = MnO 4 2- , 
= +0,558 В.
М 1/ z (KMnO 4)= 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.
2Cl - – 2e = Cl 2 , = +1,359 В.
Наиболее часто перманганат калия применяют в виде раствора
с молярной концентрацией эквивалента ~ 0,05 – 0,1 моль/дм 3 . Он не является первичным стандартом в силу того, что водные растворы перманганата калия способны окислять воду и органические примеси в ней:
4MnO 4- + 2H 2 O = 4MnО 2 ¯+ 3O 2 + 4OH -
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 KMnO 4 в воде оставляют в темной бутыли на несколько дней (или кипятят), а затем отделяют MnO 2 ¯ 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 KMnO 4
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:
2MnO 4 - + 3Mn 2+ + 2H 2 O « 5MnО 2 ¯ + 4H +
Стандартизацию рабочего раствора KMnO 4 проводят по оксалату натрия или щавелевой кислоте (свежеперекристаллизованной и высушенной при 105°С).
Используют растворы первичных стандартов с молярной концентрацией эквивалента С (½ Na 2 C 2 O 4) = 0,1000 или 0,05000 моль/л.
C 2 O 4 2- – 2e ® 2CO 2 , = -0,49 В
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Размещено на http://www.allbest.ru/
План
1. Сущность осадительного титрования
2. Аргентометрическое титрование
3. Тиоцианатометрическое титрование
4. Применение осадительного титрования
4.1 Приготовление стандартизированного раствора нитрата серебра
4.2 Приготовление стандартизированного раствора тиоцианата аммония
4.3 Определение содержания хлора в образце по Фольгарду
4.4 Определение содержания трихлорацетата натрия в техническом препарате
1. Сущность осадительного титрования
Метод объединяет титриметрические определения, основанные на реакциях образования осадков малорастворимых соединений. В этих целях пригодны только некоторые реакции, удовлетворяющие определенным условиям. Реакция должна протекать строго по уравнению и без побочных процессов. Образующийся осадок должен быть практически нерастворимым и выпадать достаточно-быстро, без образования пересыщенных растворов. К тому же необходимо иметь возможность определять конечную точку титрования с помощью индикатора. Наконец, явления адсорбции (соосаждения) должны быть выражены при титровании настолько слабо, чтобы результат определения не искажался.
Наименования отдельных методов осаждения происходят от названий применяемых растворов. Метод, использующий раствор нитрата серебра, называют аргентометрией. Этим методом определяют содержание ионов С1~ и Вг~ в нейтральных или слабощелочных средах. Тиоцианатометрия основана на применении раствора тиоцианата аммония NH 4 SCN (или калия KSCN) и служит для определения следов С1- и Вг~, но уже в сильнощелочных и кислых растворах. Используют ее и для определения содержания серебра в рудах или сплавах.
Дорогостоящий аргентометрический метод определения галогенов постепенно вытесняется меркурометрическим. В последнем используют раствор нитрата ртути (I) Hg 2 (NO 3) 2 .
Рассмотрим более подробно аргентометрическое и тиоцианатометрическое титрование.
2. Аргентометрическое титрование
Метод основан на реакции осаждения ионов С1~ и Вг~ катионами серебра с образованием малорастворимых галогенидов:
Cl-+Ag+=AgClb Br^- + Ag+= AgBr
При этом используют раствор нитрата серебра. Если же анализируют вещество на содержание серебра, то пользуются раствором хлорида натрия (или калия). титрование раствор препарат
Для понимания метода аргентометрии большое значение имеют кривые титрования. В качестве примера рассмотрим случай титрования 10,00 мл 0,1 н. раствора хлорида натрия 0,1 н. раствором нитрита серебра (без учета изменения объема раствора).
До начала титрования концентрации хлорид-ионов в растворе равна общей концентрации хлорида натрия, т. е. 0,1 моль/л или = --lg lO-i = 1.
Когда к титруемому раствору хлорида натрия будет прибавлено 9,00 мл раствора нитрата серебра и 90% хлорид-ионов будут осаждены, концентрация их в растворе уменьшится в 10 раз и станет равна Ы0~ 2 моль/л, а рС1 будет равен 2. Поскольку же величина nPAgci= IQ- 10 , концентрация ионов серебра при этом составит:
10-ю/[С1-] = Ю-Ю/10-2 = 10-8 М оль/л, ИЛИ pAg= -- lg = -- IglO-s = 8.
Аналогичным образом вычисляют все остальные точки для построения кривой титрования. В точке эквивалентности pCl=pAg= = 5 (см. табл.).
Таблица Изменение рС\ и pAg при титровании 10,00 мл 0,1 н. раствора хлорида натрия 0,1 н. раствором нитрата серебра
|
Прибавлено раствора AgNO 3 , |
|||||
|
9,99 10,00 (точка экв.) 10,01 |
ю- 4 ю- 5 ю- 6 . |
ю- 6 ю- 5 ю-* |
|||
Интервал скачка при аргентометрическом титровании зависит от концентрации растворов и от значения произведения растворимости осадка. Чем меньше величина ПР получающегося в результате титрования соединения, тем шире интервал скачка на кривой титрования и тем легче фиксировать конечную точку титрования с помощью индикатора.
Наиболее распространено аргентометрическое определение хлора по методу Мора. Сущность его состоит в прямом титровании жидкости раствором нитрата серебра с индикатором хроматом калия до побурения белого осадка.
Индикатор метода Мора -- раствор К2СгО 4 дает с нитратом серебра красный осадок хромата серебра Ag 2 CrO 4 , но растворимость осадка (0,65-10~ 4 Э/л) гораздо больше растворимости хлорида серебра (1.25Х _Х10~ 5 Э/л). Поэтому при титровании раствором нитрата серебра в присутствии хромата калия красный осадок хромата серебра появляется лишь после добавления избытка ионов Ag+, когда все хлорид-ионы уже осаждены. При этом всегда к анализируемой жидкости приливают раствор нитрата серебра, а не наоборот.
Возможности применения аргентометрии довольно ограничены. Ее используют только при титровании нейтральных или слабощелочных растворов (рН от 7 до 10). В кислой среде осадок хромата серебра растворяется.
В сильнощелочных растворах нитрат серебра разлагается с выделением нерастворимого оксида Ag 2 O. Метод непригоден и для анализа растворов, содержащих ион NH^", так как при этом образуется с катионом Ag + аммиачный комплекс + - Анализируемый раствор не должен содержать Ва 2 +, Sr 2+ , Pb 2+ , Bi 2+ и других ионов, дающих осадки с хроматом калия. Тем не менее аргентометрия удобна при анализе бесцветных растворов, содержащих С1~ и Вг_-ионы.
3. Тиоцианатометрическое титрование
Тиоцианатометрическое титрование основано на осаждении ионов Ag+ (или Hgl +) тиоцианатами:
Ag+ + SCN- = AgSCN|
Для определения необходим раствор NH 4 SCN (или KSCN). Определяют Ag+ или Hgi + прямым титрованием раствором тиоцианата.
Тиоцианатометрическое определение галогенов выполняют по так называемому методу Фольгарда. Суть его можно выразить схемами:
CI- + Ag+ (избыток) -* AgCI + Ag+ (остаток), Ag+ (остаток) + SCN~-> AgSCN
Иначе говоря, к жидкости, содержащей С1~, приливают избыток титрованного раствора нитрата серебра. Затем остаток AgNO 3 обратно оттитровывают раствором тиоцианата и вычисляют результат.
Индикатор метода Фольгарда -- насыщенный раствор NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12H 2 O. Пока в титруемой жидкости имеются ионы Ag+, прибавляемые анионы SCN~ связываются с выделением осадка AgSCN, но не взаимодействуют с ионами Fe 3+ . Однако после точки эквивалентности малейший избыток NH 4 SCN (или KSCN) вызывает образование кроваво-красных ионов 2 + и +. Благодаря этому удается определить эквивалентную точку.
Тиоцианатометрические определения применяют чаще, чем аргентометрические. Присутствие кислот не мешает титрованию по методу Фольгарда и даже способствует получению более точных результатов, так как кислая среда подавляет гидролиз соли Fe**. Метод позволяет определять ион С1~ не только в щелочах, но и в кислотах. Определению не мешает присутствие Ва 2 +, РЬ 2 +, Bi 3 + и некоторых других ионов. Однако если в анализируемом растворе имеются окислители или соли ртути, то применение метода Фольгарда становится невозможным: окислители разрушают ион SCN-, а катион ртути осаждает его.
Щелочной исследуемый раствор нейтрализуют перед титрованием азотной кислотой, иначе ионы Fe 3 +, входящие в состав индикатора, дадут осадок гидроксида железа (III).
4. Применение осадительного титрования
4.1 Приготовление стандартизированного раствора нитрата серебра
Первичными стандартами для стандартизации раствора нитрата серебра служат хлориды натрия или калия. Готовят стандартный раствор хлорида натрия и приблизительно 0,02 н. раствор нитрата серебра, стандартизируют второй раствор по первому.
Приготовление стандартного раствора хлорида натрия. Раствор хлорида натрия (или хлорида калия) приготовляют из химически чистой соли. Эквивалентная масса хлорида натрия равна его молярной массе (58,45 г/моль). Теоретически для приготовления 0,1 л 0,02 н. раствора требуется 58,45-0,02-0,1 = 0,1169 г NaCl.
Возьмите на аналитических весах навеску приблизительно 0,12 г хлорида натрия, перенесите ее в мерную колбу вместимостью 100 мл, растворите, доведите объем водой до метки, хорошо перемешайте. Вычислите титр и нормальную концентрацию исходного раствора хлорида натрия.
Приготовление 100 мл приблизительно 0,02 н. раствора нитрата серебра. Нитрат серебра является дефицитным реактивом, и обычно растворы его имеют концентрацию не выше 0,05 н. Для данной работы вполне пригоден 0,02 н. раствор.
При аргентометрическом титровании эквивалентная масса AgN0 3 равна молярной массе, т. е. 169,9 г/моль. Поэтому 0,1 л 0,02 н. раствора должны содержать 169,9-0,02-0,1 = 0,3398 г AgNO 3 . Однако брать точно такую навеску не имеет смысла, так как продажный нитрат серебра всегда содержит примеси. Отвесьте на технохимических весах приблизительно 0,34 -- 0,35 г нитрата серебра; цште навеску в мерную колбу вместимостью 100 мл, раствора в небольшом количестве воды и доведите объем водой хранить раствор в колбе, обернув ее черной бумагой и перелить в склянку темного стекла.. Стандартизация раствора нитрата сера по хлориду натрия.. Тщательно вымытую бюретку промойте раствором нитрата серебра и подготовьте eе к титрованию. Пипетку ополосните раствором хлорида натрия и перенесите 10,00 мл раствора в коническую колбу. Прилейте 2 капли насыщенного раствора хромата калия и осторожно, по каплям, титруйте раствором нитрата серебра при перемешивании. Добейтесь, чтобы переход желтой окраски смеси в красноватую произошел от одной избыточной капли нитрата серебра. Повторив титрование 2 -- 3 раза возьмите среднее из сходящихся отсчетов и вычислите нормальную концентрацию раствора нитрата серебра.
Допустим, что на титрование 10,00 мл 0,02097 н. раствора хлорида натрия пошло в среднем 10,26 мл раствора нитрата серебра. Тогда
A^ AgNOj . 10,26 = 0,02097. 10,00, AT AgNOs = 0, 02097- 10, 00/10, 26 = 0,02043
Если предполагается определять содержание С1~ в образце, то вычисляют, кроме того, титр раствора нитрата серебра по хлору: Т,- = 35, 46-0 ,02043/ 1000 = 0,0007244 г/мл, "l это означает, что 1 мл раствора нитрата серебра соответствует 0,0007244 г оттитрованного хлора.
4.2 Приготовление стандартизированного раствор тиоцианата аммони я
Раствор NH 4 SCN или KSCN с точно известным титром нельзя приготовить растворением навески, так как эти соли очень гигроскопичны. Поэтому готовят раствор с приблизительной нормальной.концентрацией и устанавливают ее по стандартизированному раствору нитрата серебра. Индикатором служит насыщенный раствор NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12Н 2 О. Чтобы предупредить гидролиз соли Fe, к самому индикатору и к анализируемому раствору прибавляют перед титрованием 6 н. азотную кислоту.
Приготовление 100 мл приблизительно 0,05 н. раствора тиоцианата аммония. Эквивалентная масса NH4SCN равна его молярной массе, т. е. 76,12 г/моль. Поэтому 0,1 л 0,05 н. раствора должны содержать 76,12.0,05-0,1=0,3806 г NH 4 SCN.
Возьмите на аналитических весах навеску около 0,3--0,4 г, перенесите в колбу вместимостью 100 мл, растворите, доведите объем раствора водой до метки и перемешайте.
Стандартизация раствора тиоцианата аммония по нитрату серебра. Подготовьте бюретку для титрования раствором NH 4 SCN. Ополосните пипетку раствором нитрата серебра и отмерьте 10,00мл его в коническую колбу. Добавьте 1 мл раствора NH 4 Fe(SO 4)2 (индикатор) и 3 мл. 6 н. азотной кислоты. Медленно, при непрерывном взбалтывании, приливайте из бюретки раствор NH 4 SCN. Титрование прекратите после появления коричнево-розовой окраски 2 +, не исчезающей при энергичном встряхивании.
Повторите титрование 2--3 раза, из сходящихся отсчетов возьмите среднее и вычислите нормальную концентрацию NH 4 SCN.
Допустим, что на титрование 10,00 мл 0,02043 н. раствора нитрата серебра пошло в среднем 4,10 мл раствора NH 4 SCN.
4.3 Определение содержания хлора в образце по Фольгарду
Галогены по Фольгарду определяют обратным титрованием остатка нитрата серебра раствором NH 4 SCN. Однако точное титрование возможно здесь лишь при условии, что будут приняты меры, предотвращающие (или замедляющие) реакцию между хлоридом серебра и избытком тиоцианата железа:
3AgCI + Fe (SCN) 3 = SAgSCNJ + FeCl 3
при которой появляющаяся сначала окраска постепенно исчезает. Лучше всего отфильтровать осадок AgCl перед титрованием избытка нитрата серебра раствором NH 4 SCN. Но иногда вместо этого к раствору добавляют какую-нибудь органическую жидкость, не смешивают с водой и как бы изолирующую осадок АрС1 от избытка нитрата.
Метод определения. Возьмем пробирку раствором анализируемого вещества, содержащего хлорид натрия. Навеску вещества растворяют в мерной колбе вместимостью 100 мл и доведете объем раствора водой до метки (концентрация хлорида в растворе должна быть не более 0,05 н.).
Перенесите пипеткой 10,00 мл анализируемого раствора в коническую колбу, добавьте 3 мл 6 н. азотной кислоты и прилейте из бюретки заведомый избыток раствора AgNO 3 , например 18,00 мл. Затем осадок хлорида серебра отфильтруйте. Оттитруйте остаток нитрата серебра раствором NH 4 SCN, как описано в предыдущем параграфе. Повторив определение 2--3 раза, возьмите среднее. Если осадок хлорида серебра отфильтровали, то его следует промыть и присоединить промывные воды к фильтрату.
Допустим, что навеска образца составила 0,2254 г. К 10,00 мл анализируемого раствора добавили 18,00 мл 0,02043 н. раствора.нитрата серебра. На титрование избытка его пошло 5,78 мл *0,04982 н. раствора NH 4 SCN.
Прежде всего вычислим, какой объем 0,02043 н. раствора нитрата серебра соответствует затраченным на титрование 5,78 мл 0,04982 н. раствора NH 4 SCN:
следовательно, на осаждение иона С1~ пошло 18,00 -- 14,09 = 3,91 мл 0,2043 н. раствора нитрата серебра. Отсюда легко найти нормальную концентрацию раствора хлорида натрия.
Поскольку эквивалентная масса хлора равна 35,46 г/моль,* общая масса хлора в навеске составляет:
772=0,007988-35,46-0,1 =0,02832 г.
0,2254 г С1-- 100%
х= 0,02832-100/0,2254 = 12,56%.:
0,02832 > С1 -- х%
По методу Фольгарда определяют также содержание ионов Вг~ и I-. При этом отфильтровывать осадки бромида или иодида серебра не требуется. Но нужно учитывать, что ион Fe 3 + окисляет иодиды до свободного иода. Поэтому индикатор добавляют после осаждения всех ионов I- нитратом серебра.
4.4 Определение содержания трихл о рацетата натрия| в техническом препарате (по хлору )
Технический трихлорацетат натрия (ТХА) -- гербицид для тожения сорняков злаков. Он представляет собой кристаллическое вещество белого или светло-коричневого цвета, хорошо растворимое в воде. По Фольгарду сначала определяют массовую долю хлоридо-органических соединений, а затем после разрушения хлора. По разности находят массовую долю (%) хлора трихлор-ацетата натрия.
Определение массовой доли (%) хлора неорганических соединений. Точную навеску препарата 2--2,5 г поместите в мерную колбу вместимостью 250 мл, растворите, доведите раствор водой до метки, перемешайте. Перенесите пипеткой в коническую колбу 10 мл раствора и прилейте 5--10 мл концентрированной азотной кислоты.
Прибавьте из бюретки 5 или 10 мл 0,05 н. раствора нитрата серебра и избыток его оттитруйте 0,05 н. раствором NH 4 SCN в присутствии NH 4 Fe(SO 4) 2 (индикатор).
Массовую долю (%) хлора (х) неорганических соединений вычислите по формуле
(V -- l/i) 0,001773-250х100
где V -- объем точно 0,05 н. раствора AgNO 3 , взятый для анализа; Vi -- объем точно 0,05 н. раствора NH 4 SCN, пошедший на титрование избытка AgNO 3 ; т -- навеска трихлорацетата натрия; 0,001773 -- масса хлора, отвечающая 1 мл 0,05 н. раствора AgNO . Определение массовой доли (%) общего хлора. В коническую колбу возьмите 10 мл приготовленного ранее раствора, прилейте 10 мл раствора с массовой долей NaOH 30% и 50 мл воды. Соедините колбу с обратным шариковым холодильником и кипятите содержимое ее в течение 2 ч. Дайте жидкости остыть, промойте холодильник водой, собирая промывные воды в ту же колбу. Прибавьте к раствору 20 мл разбавленной (1:1) азотной кислоты и прилейте из бюретки 30 мл 0,05 н. раствора нитрата серебра. Избыток нитрата серебра оттитруйте 0,05 н. раствором NH 4 SCN в присутствии NH 4 Fe(SO 4)2. Массовую долю (%) общего хлора (xi) вычислите по приведенной выше формуле. Массовую долю (%) трихлорацетата натрия в препарате (х^) найдите по формуле
х2 = (х1 -- х) (185,5/106,5),
где 185,5 -- молярная масса трихлорацетата натрия; 106,5 -- масса хлора, содержащегося в молярной массе трихлорацетата натрия.
Размещено на Allbest.ru
...Подобные документы
Сущность и классификация методов кислотно-основного титрования, применение индикаторов. Особенности комплексонометрического титрования. Анализ методов осадительного титрования. Обнаружение конечной точки титрования. Понятие аргенометрии и тицианометрии.
контрольная работа , добавлен 23.02.2011
Последовательность расчета кривой титрования раствора соляной кислоты раствором слабого основания гидроксида аммония. Построение кривой титрования, определение точки эквивалентности и прямой нейтральности. Подбор индикатора и вычисление его ошибки.
контрольная работа , добавлен 03.01.2016
Определение содержания носителей щелочности в растворе карбоната натрия методом прямого кислотно-основного титрования. Математическое выражение закона эквивалентов. Построение интегральной и дифференциальной кривых потенциометрического титрования.
лабораторная работа , добавлен 15.02.2012
Понятие и виды титриметрического анализа. Характеристика комплексонообразующих агентов и индикаторов. Приготовление оттитрованного раствора для проведения комплексонометрического титрования. Методика исследования алюминия, висмута, свинца, магния, цинка.
курсовая работа , добавлен 13.01.2013
Метод потенциометрического титрования. Кислотно-основное титрование. Определение конечной точки титрования. Методика проведения потенциометрического титрования. Потенциометрическое титрование, используемые приборы и обработка результатов анализа.
курсовая работа , добавлен 24.06.2008
Классификация методов окислительно-восстановительного титрования. Факторы, оказывающие влияние на скорость реакции. Специфические и редокс-индикаторы. Сущность перманганатометрии, иодометрии, дихроматометрии. Приготовление раствора дихромата калия.
презентация , добавлен 19.03.2015
Расчет индикаторных погрешностей для выбранных индикаторов, кривой титрования 25 мл 0,05 М раствора CH3COOH 0,05 М раствором KOH. Кислотно-основные индикаторы. Этапы титрования: начальная точка, область до точки и область после точки эквивалентности.
контрольная работа , добавлен 18.12.2013
Особенности методов окислительно-восстановительного титрования. Основные требования к реакциям, константа равновесия. Характеристика видов окислительно-восстановительного титрования, его индикаторы и кривые. Приготовление и стандартизация растворов.
курсовая работа , добавлен 25.12.2014
Понятие титраметрического анализа. Окислительно-восстановительное титрование, его виды и условия проведения реакций. Расчет точек кривой титрования, потенциалов, построение кривой титрования. Подборка индикатора, расчет индикаторных ошибок титрования.
курсовая работа , добавлен 10.06.2012
Классификация методов титраметрического анализа. Сущность метода "нейтрализации". Приготовление рабочих растворов. Расчет точек и построение кривых кислотно-основного и окислительно-восстановительного титрования. Достоинства и недостатки йодометрии.
Титриметрический анализ (объемный анализ) -- метод количественного анализа, основанный на измерении объема или массы реагента, требующегося для реакции с исследуемым веществом. Титриметрический анализ широко применяется в биохимических, клинических, санитарно-гигиенических и других лабораториях в экспериментальных исследованиях и для клинических анализов. Например, при установлении кислотно-щелочного равновесия, определении кислотности желудочного сока, кислотности и щелочности мочи и др. Титриметрический анализ служит также одним из основных методов химического анализа в контрольно-аналитических аптечных лабораториях.
Количество исследуемого вещества при титриметрическом анализе определяют путем титрования: к точно отмеренному объему раствора исследуемого вещества постепенно приливают раствор другого вещества известной концентрации до тех пор, пока его количество не станет химически эквивалентным количеству исследуемого вещества. Состояние эквивалентности называется точкой эквивалентности титрования. Применяемый для титрования раствор реактива известной концентрации называют титрованным раствором (стандартным раствором или титрантом): точная концентрация титрованного раствора может быть выражена титром (г/мл), нормальностью (экв/л) и др.
К реакциям, используемым при титриметрическом анализе, предъявляются следующие требования: вещества должны реагировать в строго количественных (стехиометрических) отношениях без побочных реакций, реакции должны протекать быстро и практически до конца; для установления точки эквивалентности необходимо применять достаточно надежные способы, влияние посторонних веществ на ход реакции должно быть исключено. Кроме того, желательно, чтобы при титриметрическом анализе реакции протекали при комнатной температуре.
Точку эквивалентности в титриметрическом анализе определяют по изменению окраски титруемого раствора или индикатора, вводимого в начале или в процессе титрования, изменению электропроводности раствора, изменению потенциала электрода, погруженного в титруемый раствор, изменению величины тока, оптической плотности и др.
Одним из широко применяемых способов фиксации точки эквивалентности является индикаторный метод. Индикаторы -- вещества, которые дают возможность установить конечную точку титрования (момент резкого изменения окраски титруемого раствора). Наиболее часто индикатор добавляют ко всему титруемому раствору (внутренний индикатор). При работе с внешними индикаторами периодически берут каплю титруемого раствора и смешивают с каплей раствора индикатора или помещают на индикаторную бумагу (что приводит к потерям анализируемого вещества).
Процесс титрования изображают графически в виде кривых титрования, которые позволяют наглядно представить весь ход титрования и выбрать индикатор, наиболее пригодный для получения точных результатов, т.к. кривую титрования можно сопоставить с интервалом изменения окраски индикатора.
Ошибки в титриметрическом анализе могут быть методическими и специфическими, обусловленными особенностями данной реакции. Методические ошибки связаны с особенностями метода титрования и зависят от погрешностей измерительных приборов, калибровки мерной посуды, пипеток, бюреток, неполного отекания жидкостей по стенкам мерной посуды.
Специфические ошибки обусловлены особенностями данной реакции и зависят от константы равновесия реакции и от точности обнаружения точки эквивалентности. фармацевтический лекарство молекула анальгин
Методы титриметрического анализа в зависимости от реакций, лежащих в их основе, подразделяются на следующие основные группы:
- 1. Методы нейтрализации, или кислотно-основного титрования, основаны на реакциях нейтрализации, т. е. на взаимодействии кислот и оснований. Эти методы включают ацидиметрию (количественное определение оснований с помощью титрованных растворов кислот), алкалиметрию (определение кислот с помощью титрованных растворов оснований), галометрию (количественное определение солей с помощью оснований или кислот, если они реагируют с солями в стехиометрических соотношениях).
- 2. Методы осаждения основаны на титровании веществ, образующих в определенной среде нерастворимые соединения, например, соли бария, серебра, свинца, цинка, кадмия, ртути (II), меди (III) и др. К этим методам относят аргентометрию (титрование раствором нитрата серебра), меркурометрию (титрование раствором нитрата закисной ртути) и др.
- 3. Методы комплексообразования, или комплексометрия (меркуриметрия, фторометрия и др.), основаны на применении реакций, при которых образуются комплексные соединения, например Ag+ + 2CN- Ы Ag (CN)2]. Методы комплексообразования тесно связаны с методами осаждения, т.к. многие реакции осаждения сопровождаются комплексообразованием, а образование комплексов -- выпадением в осадок малорастворимых соединений.
- 4. Методы окисления -- восстановления, или оксидиметрия, включают перманганатометрию, хроматометрию (бихроматометрию), йодометрию, броматометрию, цериметрию, ванадометрию и др.