Metody miareczkowania w chemii analitycznej w skrócie. Metoda neutralizacji w miareczkowej metodzie analizy
Cel pracy : nabycie umiejętności stosowania jednej z metod analizy ilościowej – miareczkowej oraz poznania podstawowych technik statystycznego przetwarzania wyników pomiarów.
Część teoretyczna
Analiza miareczkowa to metoda ilościowej analizy chemicznej polegająca na pomiarze objętości roztworu odczynnika o dokładnie znanym stężeniu, zużytego do reakcji z oznaczaną substancją.
Miareczkowe oznaczanie substancji odbywa się poprzez miareczkowanie - dodawanie jednego z roztworów do drugiego w małych porcjach i osobnych kroplach, przy ciągłej rejestracji (monitorowaniu) wyniku.
Jeden z dwóch roztworów zawiera substancję o nieznanym stężeniu i reprezentuje roztwór analizowany.
Drugi roztwór zawiera odczynnik o dokładnie znanym stężeniu i nazywany jest roztworem roboczym, roztworem wzorcowym lub titrantem.
Wymagania dotyczące reakcji stosowanych w analizie miareczkowej:
1. Możliwość ustalenia punktu równoważności, najczęściej stosowana jest obserwacja jego koloru, który może zmieniać się pod następującymi warunkami:
Jeden z reagentów jest zabarwiony, a kolorowy odczynnik zmienia kolor podczas reakcji;
Zastosowane substancje - wskaźniki - zmieniają kolor w zależności od właściwości roztworu (na przykład w zależności od reakcji otoczenia).
2. Ilościowy przebieg reakcji aż do stanu równowagi, charakteryzujący się odpowiednią wartością stałej równowagi
3. Wystarczająca szybkość reakcji chemicznej, ponieważ Niezwykle trudno jest ustalić punkt równoważności w powolnych reakcjach.
4. Brak reakcji ubocznych, w przypadku których niemożliwe jest dokładne obliczenie.
Metody analizy miareczkowej można sklasyfikować ze względu na charakter reakcji chemicznej będącej podstawą oznaczania substancji: miareczkowanie kwasowo-zasadowe (neutralizacja), wytrącanie, kompleksowanie, utlenianie-redukcja.
Praca z rozwiązaniami.
Kolby miarowe przeznaczony do pomiaru dokładnej objętości cieczy. Są to naczynia okrągłe, płaskodenne, z wąską, długą szyjką, na której znajduje się oznaczenie, do którego należy napełnić kolbę (ryc. 1).
Ryc.1 Kolby miarowe
Technika sporządzania roztworów w kolbach miarowych z utrwalaczy.
Aby przygotować roztwór fixanalu, ampułkę rozbija się przez lejek umieszczony w kolbie miarowej, zawartość ampułki zmywa się wodą destylowaną; następnie rozpuścić w kolbie miarowej. Roztwór w kolbie miarowej doprowadza się do kreski. Po doprowadzeniu poziomu cieczy do kreski roztwór w kolbie dobrze miesza się.
Biurety Są to cienkie szklane rurki wyskalowane w mililitrach (ryc. 2). Do dolnego, lekko zwężonego końca biurety przylutowuje się szklany kran lub dołącza się gumowy wąż z zaworem kulowym i szklaną wylewką. Biuretę wybiera się do pracy w zależności od objętości roztworu użytego w analizie.
Ryc.2. Biurety
Jak korzystać z biurety
1. Biuretę przemywa się wodą destylowaną.
2. Przygotowaną do pracy biuretę mocuje się pionowo w stojaku, za pomocą lejka wlewa się do biurety roztwór tak, aby jego poziom znajdował się powyżej znaku zerowego.
3. Usuń pęcherzyki powietrza z dolnego wysuniętego końca biurety. Aby to zrobić, wygnij go do góry i wypuść płyn, aż całe powietrze zostanie usunięte. Następnie kapilarę opuszcza się w dół.
4. Poziom cieczy w biurecie jest ustawiony na działkę zerową.
5. Wykonując miareczkowanie, naciśnij gumową rurkę z boku kuli i spuść ciecz z biurety do kolby, obracając ją. Najpierw titrant z biurety wylewa się cienkim strumieniem. Kiedy kolor wskaźnika w miejscu opadania kropli titranta zaczyna się zmieniać, roztwór dodaje się ostrożnie, kropla po kropli. Miareczkowanie zostaje zatrzymane, gdy na skutek dodania jednej kropli titranta nastąpi gwałtowna zmiana koloru wskaźnika i rejestrowana jest objętość zużytego roztworu.
6. Po zakończeniu pracy titrant spuszcza się z biurety, biuretę przemywa się wodą destylowaną.
Metoda miareczkowania kwasowo-zasadowego (neutralizacji).
Metoda miareczkowania kwasowo-zasadowego opiera się na reakcji pomiędzy kwasami i zasadami, tj. dla reakcji neutralizacji:
H + + OH¯ = H 2 O
Przy realizacji tego zadania wykorzystuje się metodę miareczkowania kwasowo-zasadowego, opartą na wykorzystaniu reakcji zobojętniania:
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Metoda polega na stopniowym dodawaniu roztworu kwasu siarkowego o znanym stężeniu do roztworu oznaczanej substancji – wodorotlenku sodu. Dodawanie roztworu kwasu kontynuuje się aż jego ilość będzie równa ilości reagującego z nim wodorotlenku sodu, tj. aż do zneutralizowania zasady. O momencie zobojętnienia decyduje zmiana koloru wskaźnika dodanego do miareczkowanego roztworu. Zgodnie z prawem równoważności zgodnie z równaniem:
C n (k-ty) · V (k-ty) = C n (zasada) · V (zasada)
C n (tots) i C n (alkaliczne) – stężenia molowe równoważników reagujących roztworów, mol/l;
V (ogółem) i V (zasada) – objętości reagujących roztworów, l (ml).
C (NaOH) i 
- stężenia molowe równoważnika NaOH i H 2 SO 4 w roztworach reagujących, mol/l;
V(NaOH) i 
) - objętości reagujących roztworów zasad i kwasów, ml.
Przykłady rozwiązywania problemów.
1. Do zneutralizowania 0,05 l roztworu kwasu użyto 20 cm3 0,5 N roztworu zasady. Jaka jest normalność kwasu?
2. Ile i jakiej substancji pozostanie w nadmiarze, jeśli 120 cm3 0,3 N roztworu wodorotlenku potasu doda się do 60 cm3 0,4 N roztworu kwasu siarkowego?
Rozwiązanie problemów związanych z wyznaczaniem pH roztworu i różnego rodzaju stężeń przedstawiono w podręczniku metodologicznym.
CZĘŚĆ EKSPERYMENTALNA
Otrzymaj od asystenta laboratoryjnego kolbę z roztworem alkalicznym o nieznanym stężeniu. Odmierzyć 10 ml próbki analizowanego roztworu do trzech stożkowych kolb miarowych za pomocą cylindra miarowego. Do każdego z nich dodać 2-3 krople wskaźnika oranżu metylowego. Roztwór zmieni kolor na żółty (oranż metylowy jest żółty w środowisku zasadowym i pomarańczowo-czerwony w środowisku kwaśnym).
Przygotuj instalację miareczkową do pracy (rys. 3) Przepłucz biuretę wodą destylowaną, a następnie napełnij ją roztworem kwasu siarkowego o dokładnie znanym stężeniu (stężenie molowe równoważnika H 2 SO 4 wskazane jest na butelka) powyżej zera. Zagnij gumową rurkę szklaną końcówką do góry i odciągając gumkę od szklanej oliwki zakrywającej wyjście z biurety, powoli wypuść płyn tak, aby po napełnieniu końcówki nie pozostały w niej pęcherzyki powietrza. Nadmiar roztworu kwasu spuścić z biurety do szklanki zastępczej, przy czym dolny menisk cieczy w biurecie powinien być ustawiony na zero.
Jedną z kolb z roztworem alkalicznym umieść pod końcówką biurety na kartce białego papieru i przystąp bezpośrednio do miareczkowania: jedną ręką powoli wprowadzaj kwas z biurety, a drugą ciągle mieszając roztwór ruch kołowy kolby w płaszczyźnie poziomej. Na koniec miareczkowania roztwór kwasu należy podawać kroplami z biurety, aż jedna kropla nada roztworowi trwale pomarańczowe zabarwienie.
Określić objętość kwasu użytego do miareczkowania z dokładnością do 0,01 ml. Policz podziały biurety wzdłuż dolnego menisku, podczas gdy oko powinno znajdować się na poziomie menisku.
Powtórz miareczkowanie jeszcze 2 razy, za każdym razem zaczynając od zerowego podziału biurety. Zapisz wyniki miareczkowania w Tabeli 1.
Oblicz stężenie roztworu alkalicznego, korzystając ze wzoru:
Tabela 1
Wyniki miareczkowania roztworu wodorotlenku sodu
Przeprowadź obróbkę statystyczną wyników miareczkowania zgodnie z metodą opisaną w załączniku. Podsumuj wyniki statystycznego przetwarzania danych eksperymentalnych w tabeli 2.
Tabela 2
Wyniki obróbki statystycznej danych doświadczalnych z miareczkowania roztworu wodorotlenku sodu. Prawdopodobieństwo ufności α = 0,95.
| N | Sx |  |
||
Wynik oznaczenia stężenia molowego równoważnika NaOH w analizowanym roztworze zapisz jako przedział ufności.
PYTANIA DO SAMOKONTROLI
1. Roztwór wodorotlenku potasu ma pH = 12. Stężenie zasady w roztworze przy 100% dysocjacji wynosi ... mol/l.
1) 0,005; 2) 0,01; 3) 0,001; 4) 1,10 -12; 5) 0,05.
2. Do zobojętnienia 0,05 l roztworu kwasu użyto 20 cm3 0,5 N roztworu zasady. Jaka jest normalność kwasu?
1) 0,2 n; 2) 0,5 n; 3) 1,0 n; 4) 0,02 n; 5) 1,25 n.
3. Ile i jakiej substancji pozostanie w nadmiarze, jeśli 125 cm 3 0,2 N roztworu wodorotlenku potasu doda się do 75 cm 3 0,3 N roztworu kwasu siarkowego?
1) 0,0025 g zasady; 2) 0,0025 g kwasu; 3) 0,28 g zasady; 4) 0,14 g zasady; 5) 0,28 g kwasu.
4. Metodę analizy polegającą na określeniu wzrostu temperatury wrzenia nazywa się...
1) spektrofotometryczny; 2) potencjometryczny; 3) ebulioskopowy; 4) radiometryczny; 5) konduktometryczne.
5. Określ stężenie procentowe, molarność i normalność roztworu kwasu siarkowego otrzymanego przez rozpuszczenie 36 g kwasu w 114 g wody, jeśli gęstość roztworu wynosi 1,031 g/cm3.
1) 31,6 ; 3,77; 7,54 ; 2) 31,6; 0,00377; 0,00377 ;
3) 24,0 ; 2,87; 2,87 ; 4) 24,0 ; 0,00287; 0,00287;
5) 24,0; 2,87; 5,74.
Miareczkowa metoda analizy (miareczkowanie) pozwala na wolumetryczną analizę ilościową i jest szeroko stosowana w chemii. Jego główną zaletą jest różnorodność metod i metod, dzięki czemu można go wykorzystać do rozwiązywania różnorodnych problemów analitycznych.
Zasada analizy
Miareczkowa metoda analizy polega na pomiarze objętości roztworu o znanym stężeniu (titranta), który przereagował z badaną substancją.
Do analizy potrzebny będzie specjalny sprzęt, a mianowicie biureta – cienka szklana rurka z naniesioną podziałką. Górny koniec tej rurki jest otwarty, a na dolnym końcu znajduje się zawór odcinający. Za pomocą lejka skalibrowaną biuretę napełnia się titrantem do poziomu zerowego. Analizę przeprowadza się do końcowego punktu miareczkowania (ETP) poprzez dodanie niewielkiej ilości roztworu z biurety do substancji badanej. Punkt końcowy miareczkowania można rozpoznać po zmianie koloru wskaźnika lub jakiejś właściwości fizykochemicznej.
Wynik końcowy wyliczany jest na podstawie objętości zużytego titranta i wyrażany w mianie (T) – masie substancji na 1 ml roztworu (g/ml).
Uzasadnienie procesu
Miareczkowa metoda analizy ilościowej daje dokładne wyniki, ponieważ substancje reagują ze sobą w równoważnych ilościach. Oznacza to, że iloczyn ich objętości i ilości jest identyczny: C 1 V 1 = C 2 V 2. Z tego równania łatwo jest znaleźć nieznaną wartość C 2, jeśli pozostałe parametry zostaną ustawione niezależnie (C 1, V 2) i ustalone podczas analizy (V 1).
Wykrywanie punktu końcowego miareczkowania
Ponieważ terminowe zarejestrowanie zakończenia miareczkowania jest najważniejszą częścią analizy, konieczne jest wybranie odpowiednich metod. Najwygodniej jest stosować wskaźniki kolorowe lub fluorescencyjne, ale można też zastosować metody instrumentalne – potencjometrię, amperometrię, fotometrię.
Ostateczny wybór metody wykrywania CFT zależy od wymaganej dokładności i selektywności oznaczenia, a także jego szybkości i możliwości automatyzacji. Dotyczy to szczególnie roztworów mętnych i kolorowych, a także środowisk agresywnych.
Wymagania dotyczące reakcji miareczkowania
Aby miareczkowa metoda analizy dała prawidłowy wynik, musisz poprawnie wybrać reakcję, która będzie jej podstawą. Wymagania dla niego są następujące:
- stechiometria;
- wysokie natężenie przepływu;
- wysoka stała równowagi;
- obecność niezawodnej metody rejestrowania eksperymentalnego końca miareczkowania.
Odpowiednie reakcje mogą być dowolnego typu.
Rodzaje analiz
Klasyfikacja metod analizy miareczkowej opiera się na rodzaju reakcji. W oparciu o tę cechę wyróżnia się następujące metody miareczkowania:
- kwasowo-zasadowa;
- redoks;
- kompleksometryczny;
- wytrącający.
Każdy typ opiera się na własnym typie reakcji, dobiera się konkretne titranty w zależności od tego, które podgrupy metod zostaną wyróżnione w analizie.
Miareczkowanie kwasowo-zasadowe
Miareczkowa metoda analizy wykorzystująca reakcję hydronu z jonem wodorotlenkowym (H 3 O + + OH - = H 2 O) nazywa się kwasowo-zasadową. Jeżeli znana substancja w roztworze tworzy proton, co jest typowe dla kwasów, metoda należy do podgrupy kwasymetrii. Tutaj jako titrant zwykle stosuje się stabilny kwas solny HCl.
Jeśli titrant wytwarza jon wodorotlenkowy, metodę tę nazywa się alkalimetrią. Stosowanymi substancjami są zasady, takie jak NaOH, lub sole otrzymane w wyniku reakcji mocnej zasady ze słabym kwasem, takim jak Na2CO3.
W tym przypadku stosowane są kolorowe wskaźniki. Są to słabe związki organiczne – kwasy i zasady, które mają różną budowę i barwę w formie protonowanej i niesprotonowanej. Najczęściej stosowanymi wskaźnikami w miareczkowaniu kwasowo-zasadowym są jednobarwna fenoloftaleina (klarowny roztwór zmienia kolor na karmazynowy w roztworze zasadowym) i dwukolorowy oranż metylowy (czerwona substancja zmienia kolor na żółty w kwaśnym roztworze).
Ich szerokie zastosowanie wynika z dużej absorpcji światła, dzięki czemu ich kolor jest wyraźnie widoczny gołym okiem, a także kontrastu i wąskiego obszaru przejścia barwnego.
Miareczkowanie redoks
Analiza miareczkowa redoks jest metodą analizy ilościowej polegającą na zmianie stosunku stężeń formy utlenionej i zredukowanej: aOx 1 + bRed 2 = aRed 1 + bOx 2.
Metodę dzieli się na następujące podgrupy:
- permanganatometria (titrat - KMnO 4);
- jodometria (I 2);
- dichromatometria (K2Cr2O7);
- bromatometria (KBrO3);
- jodometria (KIO 3);
- cerymetria (Ce(SO 4) 2);
- wanadometrii (NH4VO3);
- tytanometria (TiCl3);
- chromometria (CrCl2);
- askorbinometria (C6H8OH).
W niektórych przypadkach rolę wskaźnika może pełnić odczynnik biorący udział w reakcji i zmieniający swoją barwę do postaci utlenionej lub zredukowanej. Ale stosowane są również określone wskaźniki, na przykład:
- do oznaczania jodu stosuje się skrobię, która tworzy ciemnoniebieski związek z jonami I 3 -;
- Do miareczkowania żelaza żelazowego stosuje się jony tiocyjanianowe, które tworzą kompleksy z metalem o barwie jaskrawoczerwonej.
Ponadto istnieją specjalne wskaźniki redoks - związki organiczne, które w postaci utlenionej i zredukowanej mają różne kolory.
Miareczkowanie kompleksometryczne
Krótko mówiąc, miareczkowa metoda analizy, zwana kompleksometryczną, opiera się na oddziaływaniu dwóch substancji w celu utworzenia kompleksu: M + L = ML. Jeśli stosuje się sole rtęci, na przykład Hg(NO 3) 2, metodę tę nazywa się rtęciometrią, jeśli kwas etylenodiaminotetraoctowy (EDTA) nazywa się kompleksometrią. W szczególności przy pomocy tej drugiej metody do analizy wody wykorzystuje się metodę miareczkową, czyli jej twardość.
W kompleksometrii stosuje się przezroczyste wskaźniki metali, które nabierają koloru, gdy tworzą kompleksy z jonami metali. Na przykład podczas miareczkowania soli żelaza za pomocą EDTA jako wskaźnik stosuje się klarowny kwas sulfosalicylowy. Zmienia kolor roztworu na czerwony, gdy tworzy kompleks z żelazem.
Częściej jednak wskaźniki metali mają swój własny kolor, który zmienia się w zależności od stężenia jonu metalu. Jako takie wskaźniki stosuje się kwasy wielozasadowe, tworząc dość stabilne kompleksy z metalami, które szybko ulegają zniszczeniu pod wpływem EDTA z kontrastową zmianą koloru.
Miareczkowanie wytrącające
Miareczkowa metoda analizy, która opiera się na reakcji oddziaływania dwóch substancji z utworzeniem stałego związku, który wytrąca się (M + X = MX↓), polega na strącaniu. Ma to ograniczone znaczenie, gdyż procesy osadzania mają zazwyczaj charakter nieilościowy i niestechiometryczny. Ale czasami jest nadal używany i ma dwie podgrupy. Jeśli w metodzie wykorzystuje się sole srebra, na przykład AgNO 3, nazywa się to argentometrią, jeśli sole rtęci, Hg 2 (NO 3) 2, to rtęcią.
Do wykrywania punktu końcowego miareczkowania stosuje się następujące metody:
- metodę Mohra, w której wskaźnikiem jest jon chromianowy, który ze srebrem tworzy ceglasty osad;
- metoda Volharda polegająca na miareczkowaniu roztworu jonów srebra tiocyjanianem potasu w obecności żelaza(III), które w środowisku kwaśnym tworzy z titrantem czerwony kompleks;
- Metoda fajansowa polegająca na miareczkowaniu wskaźnikami adsorpcji;
- Metoda Gay-Lussaca, w której CTT określa się na podstawie klarowności lub zmętnienia roztworu.
Ta ostatnia metoda jest ostatnio rzadko stosowana.
Metody miareczkowania
Miareczkowanie jest klasyfikowane nie tylko ze względu na reakcję podstawową, ale także ze względu na metodę wykonania. Na podstawie tej cechy wyróżnia się następujące typy:
- bezpośredni;
- odwracać;
- miareczkowanie podstawnika.
Pierwszy przypadek stosuje się tylko w idealnych warunkach reakcji. Titrant dodaje się bezpośrednio do oznaczanej substancji. Zatem magnez, wapń, miedź, żelazo i około 25 innych metali oznacza się za pomocą EDTA. Ale w innych przypadkach często stosuje się bardziej złożone metody.
Miareczkowanie wsteczne
Nie zawsze można znaleźć idealną reakcję. Najczęściej przebiega ono powoli, lub trudno jest znaleźć sposób na ustalenie punktu końcowego miareczkowania, bądź też wśród produktów tworzą się związki lotne, przez co następuje częściowa utrata analitu. Wady te można przezwyciężyć stosując metodę miareczkowania wstecznego. W tym celu do oznaczanej substancji dodaje się dużą ilość titranta, tak aby reakcja przebiegała do końca, a następnie określa się, jaka część roztworu pozostaje nieprzereagowana. W tym celu pozostały titrant z pierwszej reakcji (T 1) miareczkuje się innym roztworem (T 2), a jego ilość określa się na podstawie różnicy iloczynów objętości i stężeń w dwóch reakcjach: C T1 V T 1 -C T 2 V T 2.
Podstawą oznaczania dwutlenku manganu jest zastosowanie metody analizy odwrotnej miareczkowej. Jego reakcja z siarczanem żelazawym przebiega bardzo powoli, dlatego sól pobiera się w nadmiarze i reakcję przyspiesza się przez ogrzewanie. Nieprzereagowaną ilość jonu żelaza miareczkuje się dwuchromianem potasu.
Miareczkowanie podstawnika
Miareczkowanie podstawnikowe stosuje się w przypadku reakcji niestechiometrycznych lub wolnych. Jej istota polega na tym, że do oznaczanej substancji dobiera się reakcję stechiometryczną ze związkiem pomocniczym, po czym produkt reakcji poddaje się miareczkowaniu.
Dokładnie to się robi przy oznaczaniu dichromianu. Dodaje się do niego jodek potasu, co powoduje uwolnienie ilości jodu odpowiadającej oznaczanej substancji, którą następnie miareczkuje się tiosiarczanem sodu.
Zatem analiza miareczkowa umożliwia określenie ilościowej zawartości szerokiej gamy substancji. Znając ich właściwości i charakterystykę reakcji, można wybrać optymalną metodę i metodę miareczkowania, która da wyniki z dużą dokładnością.
Wstęp
Warsztaty laboratoryjne realizowane są po ukończeniu kursu teoretycznego „Chemia analityczna i analiza fizyko-chemiczna” i służą utrwaleniu i pogłębieniu zdobytej wiedzy.
Zadaniem analizy ilościowej jest określenie ilości (zawartości) pierwiastków (jonów), rodników, grup funkcyjnych, związków lub faz w analizowanym obiekcie. Kurs obejmuje podstawowe metody analizy miareczkowej (objętościowej), metody miareczkowania i ich praktyczne zastosowania.
Przed przystąpieniem do pracy w laboratorium studenci przechodzą instruktaż bezpieczeństwa. Przed zakończeniem każdej pracy student ma obowiązek zaliczyć kolokwium z części określonych przez prowadzącego oraz metodologii analizy. Aby to zrobić, potrzebujesz:
1) powtórzyć odpowiednią część kursu;
2) szczegółowo zapoznać się z metodyką pracy;
3) sporządzać równania reakcji chemicznych stanowiące podstawę przeprowadzanej analizy chemicznej;
4) przestudiować cechy analizy z punktu widzenia bezpieczeństwa.
Na podstawie wyników swojej pracy uczniowie sporządzają raport, w którym należy wskazać:
· stanowisko;
· Cel;
· podstawy teoretyczne metody: istota metody, równanie podstawowe, obliczenia i konstrukcja krzywych miareczkowania, dobór wskaźnika;
· odczynniki i sprzęt używany podczas pracy;
· technika analizy:
Przygotowanie wzorców pierwotnych;
Przygotowanie i standaryzacja rozwiązania roboczego;
Oznaczanie zawartości substancji badanej w roztworze;
· dane eksperymentalne;
· statystyczne przetwarzanie wyników analiz;
· wnioski.
METODY ANALIZY MIARECZKOWEJ
Miareczkowa metoda analizy polega na odmierzeniu objętości odczynnika o dokładnie znanym stężeniu (titranta) zużytego na reakcję chemiczną z oznaczaną substancją.
Procedura oznaczania (miareczkowanie) polega na dodawaniu kroplami titranta do dokładnie znanej objętości roztworu analitu o nieznanym stężeniu z biurety, aż do osiągnięcia punktu równoważności.
Gdzie X– analit; R– titrant, P– produkt reakcji.
Punkt równoważności (tj.)- jest to teoretyczny stan roztworu, który występuje w momencie dodania równoważnej ilości titranta R do analitatu X. W praktyce titrant dodaje się do analitu aż do osiągnięcia punktu końcowego miareczkowania (et.t.), co w wizualnym wskazaniu punktu równoważności rozumie się jako moment zmiany koloru wskaźnika dodanego do roztworu. Oprócz wskazania wizualnego, punkt równoważności można zarejestrować za pomocą środków instrumentalnych. W tym przypadku przez punkt końcowy miareczkowania (punkt końcowy miareczkowania) rozumie się moment gwałtownej zmiany wielkości fizycznej mierzonej w procesie miareczkowania (natężenie prądu, potencjał, przewodność elektryczna itp.).
Miareczkowa metoda analizy wykorzystuje następujące rodzaje reakcji chemicznych: reakcje zobojętniania, reakcje utleniania-redukcji, reakcje wytrącania i reakcje kompleksowania.
W zależności od rodzaju zastosowanej reakcji chemicznej wyróżnia się: metody analizy miareczkowej:
– miareczkowanie kwasowo-zasadowe;
– miareczkowanie opadów;
– miareczkowanie kompleksometryczne lub kompleksometria;
– miareczkowanie redoks lub redoksymetria.
Reakcje stosowane w miareczkowej metodzie analizy wymagają, co następuje: wymagania:
· reakcja musi przebiegać w stosunkach stechiometrycznych, bez reakcji ubocznych;
· reakcja musi przebiegać prawie nieodwracalnie (≥ 99,9%), stała równowagi reakcji K p >10 6, powstałe osady muszą charakteryzować się rozpuszczalnością S < 10 -5 моль/дм 3 , а образующиеся комплексы – К уст > 10 -6 ;
· reakcja musi przebiegać z odpowiednio dużą szybkością;
· reakcja musi zachodzić w temperaturze pokojowej;
· punkt równoważności musi być w jakiś sposób ustalony jasno i niezawodnie.
Metody miareczkowania
W każdej metodzie analizy miareczkowej istnieje kilka metod miareczkowania. Wyróżnić miareczkowanie w przód, miareczkowanie wstecz i miareczkowanie wyporowe .
Miareczkowanie bezpośrednie– titrant dodaje się kroplami do roztworu analitu, aż do osiągnięcia punktu równoważności.
Schemat miareczkowania: X + R = P.
Prawo równoważników dla miareczkowania bezpośredniego:
do (1/ z) X V X = do (1/ z) R V R . (2)
Ilość (masę) analitu zawartego w roztworze badawczym oblicza się korzystając z prawa równoważników (dla miareczkowania bezpośredniego)
m X = do (1/z)R V R M (1/z) X٠10 -3 , (3)
Gdzie C (1/ z) R– stężenie molowe równoważnika titranta, mol/dm 3 ;
V R– objętość titranta, cm3;
M ( 1/ z) X– masa molowa równoważnika oznaczanej substancji;
C (1/ z) X– stężenie molowe równoważnika analitu, mol/dm 3 ;
VX– objętość oznaczanej substancji, cm3.
Miareczkowanie wsteczne– stosuje się dwa titranty. Najpierw
Do analizowanego roztworu dodaje się dokładną objętość pierwszego titranta ( R 1), wzięty w nadmiarze. Pozostałą część nieprzereagowanego titranta R1 miareczkuje się drugim titrantem ( R2). Ilość titranta R 1, zużyty
do interakcji z analitem ( X) określa się na podstawie różnicy pomiędzy dodaną objętością titranta R 1 (V 1) i objętość titranta R2 (V 2) wydane na miareczkowanie pozostałego titranta R 1.
Schemat miareczkowania: X + R 1 stały nadmiar = P 1 (R 1 reszta).
R 1 reszta + R2 = P2.
W przypadku stosowania miareczkowania wstecznego prawo równoważników jest zapisane w następujący sposób:
Masę analitu w przypadku miareczkowania wstecznego oblicza się ze wzoru
Metodę odwrotnego miareczkowania stosuje się w przypadkach, gdy nie można dobrać odpowiedniego wskaźnika do reakcji bezpośredniej lub przebiega ona z trudnościami kinetycznymi (mała szybkość reakcji chemicznej).
Miareczkowanie przez podstawienie (miareczkowanie pośrednie)– stosowane w przypadkach, gdy bezpośrednie lub odwrotne miareczkowanie analitu jest niemożliwe lub trudne lub gdy nie jest dostępny odpowiedni wskaźnik.
Do analita X dodać trochę odczynnika A w nadmiarze, podczas interakcji z którym uwalniana jest równoważna ilość substancji R. Następnie produkt reakcji R miareczkować odpowiednim titrantem R.
Schemat miareczkowania: X + A nadmiar = P1.
P 1 + R = P2.
Prawo równoważników miareczkowania przez podstawienie jest zapisane w następujący sposób:
Ponieważ liczba równoważników analitu wynosi X i produkt reakcji R są takie same, obliczenie masy analitu w przypadku miareczkowania pośredniego oblicza się ze wzoru
m X = do (1/z) R V R M (1/z) X٠10 -3 . (7)
Odczynniki
1. Kwas bursztynowy H 2 C 4 H 4 O 4 (odczynnik) – standard podstawowy.
2. Roztwór wodorotlenku sodu NaOH o stężeniu molowym
~2,5 mol/dm 3
3. H 2 O destylowana.
Sprzęt uczniowie opisują samodzielnie.
Postęp prac:
1. Wytwarzanie wzorca pierwszorzędowego kwasu bursztynowego HOOCCH 2 CH 2 COOH.
Kwas bursztynowy wytwarza się w objętości 200,00 cm3 o stężeniu molowym równoważnika 
mol/dm 3 .
g/mol.
Równanie reakcji:
Pobranie próbki (ważenie):
Waga zaczepu
Zważony ilościowo przenieść do kolby miarowej ( 
cm 3), dodać 50 - 70 cm 3 wody destylowanej, mieszać do całkowitego rozpuszczenia kwasu bursztynowego, uzupełnić wodą destylowaną do kreski
i dokładnie wymieszaj.
liczyć na
według formuły
Odczynniki
1. Węglan sodu Na 2 CO 3 (odczynnikowy) – standard podstawowy.
2. H 2 O destylowana.
3. Kwas solny HCl o stężeniu 1:1 (r=1,095 g/cm3).
4. Wskaźnik kwasowo-zasadowy (wybierany na podstawie krzywej miareczkowania).
5. Wskaźnik mieszany - oranż metylowy i błękit metylenowy.
Postęp prac:
1. Przygotowanie pierwszorzędowego wzorca węglanu sodu (Na 2 CO 3).
Przygotowuje się roztwór węglanu sodu o objętości 200,00 cm 3 i stężeniu molowym równoważnika 
mol/dm 3 .
Obliczanie masy próbki, g: (masę oblicza się z dokładnością do czwartego miejsca po przecinku).
Równania reakcji:
1) Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl
2) NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2
_____________________________________
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2
H 2 CO 3 – słaby kwas (K a1= 10 -6,35 , K a2 = 10 -10,32).
Pobranie próbki (ważenie):
Waga szkła zegarkowego (szkło)
Waga szkiełka zegarkowego (szkła) z wagą
Waga zaczepu
Zważony ilościowo przenieść do kolby miarowej ( cm 3), dodać 50 - 70 cm 3 wody destylowanej, mieszać do całkowitego rozpuszczenia węglanu sodu, uzupełnić wodą destylowaną do kreski
i dokładnie wymieszaj.
Rzeczywiste stężenie wzorca pierwotnego liczyć na
według formuły
2. Przygotowanie i standaryzacja titranta (roztwór HCl)
Przygotowuje się roztwór kwasu solnego o objętości około 500 cm3
o równoważniku stężenia molowego około 0,05 0,06 mol/dm 3)
Titrant - roztwór kwasu solnego o przybliżonym stężeniu 0,05 mol/dm 3 przygotowuje się z kwasu solnego rozcieńczonego 1:1 (r = 1,095 g/cm 3).
Standaryzacja rozwiązania HCl przeprowadza się według wzorca pierwotnego Na 2 CO 3 metodą bezpośredniego miareczkowania, metodą pipetowania.
Dobór wskaźnika odbywa się na podstawie krzywej miareczkowania węglanu sodu kwasem solnym (rys. 4).
Ryż. 4. Krzywa miareczkowania roztworu Na 2 CO 3 o stężeniu 100,00 cm3 Z= 0,1000 mol/dm3 roztworu HCl w C 1/ z= 0,1000 mol/dm 3
Do miareczkowania do drugiego punktu równoważności należy użyć wskaźnika oranżu metylowego, 0,1% roztworu wodnego (pT = 4,0). Zmiana koloru z żółtego na pomarańczowy (kolor róży herbacianej). Przedział przejściowy
(pH = 3,1 – 4,4).
Schemat 3. Standaryzacja roztworu HCl
Porcję mianowanego roztworu Na 2 CO 3 o objętości 25,00 cm 3 umieścić (za pomocą pipety) w stożkowej kolbie miareczkowej o pojemności 250 cm 3, dodać 2–3 krople oranżu metylowego, rozcieńczyć wodą do objętości 50–75 cm 3 i miareczkować roztworem kwasu solnego do zmiany koloru z żółtego na kolor „róży herbacianej” za pomocą jednej kropli titranta. Miareczkowanie przeprowadza się w obecności „świadka” (roztwór podstawowy Na2CO3 ze wskaźnikiem). Wyniki miareczkowania zapisuje się w tabeli. 4. Stężenie kwasu solnego określa się według prawa równoważników: .
Tabela 4
Wyniki standaryzacji roztworu kwasu solnego
Zadania
1. Sformułować pojęcie równoważnika w reakcjach kwasowo-zasadowych. Oblicz równoważniki sody i kwasu fosforowego w następujących reakcjach:
Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O
H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + H2O
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
2. Napisz równania reakcji kwasu solnego, kwasu siarkowego, wodorotlenku sodu, wodorotlenku glinu, węglanu sodu, wodorowęglanu potasu i oblicz masę równoważną tych substancji.
3. Wykreślić krzywą miareczkowania 100,00 cm 3 kwasu solnego o stężeniu molowym 0,1 mol/dm 3 za pomocą wodorotlenku sodu o stężeniu molowym 0,1 mol/dm 3. Wybierz możliwe wskaźniki
4. Wykreśl krzywą miareczkowania dla 100,00 cm 3 kwasu akrylowego (CH 2 = CHCOOH, pK A= 4,26) z równoważnikiem stężenia molowego
0,1 mol/dm 3 wodorotlenku sodu o równoważniku stężenia molowego
0,1 mola/dm3. Jak zmienia się skład roztworu podczas miareczkowania? Wybierz możliwe wskaźniki i oblicz błąd wskaźnika miareczkowania.
5. Wykreśl krzywą miareczkowania hydrazyny (N 2 H 4 + H 2 O, pK B= 6,03)
o stężeniu molowym równoważnym 0,1 mol/dm 3 kwasu solnego
o stężeniu molowym równoważnym 0,1 mol/dm 3 . Jakie są podobieństwa
oraz różnica w obliczeniach pH i krzywej miareczkowania w porównaniu z krzywą miareczkowania słabego kwasu zasadą? Wybierz możliwe wskaźniki
i obliczyć błąd wskaźnika miareczkowania.
6. Obliczać współczynniki aktywności i stężenia jonów aktywnych
w 0,001 M roztworze siarczanu glinu, 0,05 M węglanu sodu, 0,1 M chlorku potasu.
7. Oblicz pH 0,20 M roztworu metyloaminy, jeśli jego jonizację w roztworze wodnym opisuje równanie
B + H. 2O = BH + + OH - , K B= 4,6 × 10 - 3, gdzie B jest podstawą.
8. Oblicz stałą dysocjacji kwasu podchlorawego HOCl, jeśli roztwór 1,99 × 10 - 2 M ma pH = 4,5.
9. Oblicz pH roztworu zawierającego 6,1 g/mol kwasu glikolowego (CH2(OH)COOH, K A= 1,5 × 10 - 4).
10. Oblicz pH roztworu otrzymanego przez zmieszanie 40 ml 0,015 M roztworu kwasu solnego z:
a) 40 ml wody;
b) 20 ml 0,02 M roztworu wodorotlenku sodu;
c) 20 ml 0,02 M roztworu wodorotlenku baru;
d) 40 ml 0,01 M roztworu kwasu podchlorawego K A=5,0 × 10 - 8.
11. Oblicz stężenie jonu octanowego w roztworze kwasu octowego
o ułamku masowym 0,1%.
12. Oblicz stężenie jonu amonowego w roztworze amoniaku o ułamku masowym 0,1%.
13. Oblicz masę próbki węglanu sodu potrzebną do przygotowania 250,00 ml roztworu 0,5000 M.
14. Oblicz objętość roztworu kwasu solnego o stężeniu molowym równym 11 mol/l oraz objętość wody, jaką należy pobrać, aby przygotować 500 ml 0,5 M roztworu kwasu solnego.
15,15 g metalicznego magnezu rozpuszczono w 300 ml 0,3% roztworu kwasu solnego. Oblicz stężenie molowe jonów wodoru, magnezu i chloru w powstałym roztworze.
16. Po zmieszaniu 25,00 ml roztworu kwasu siarkowego z roztworem chlorku baru otrzymuje się 0,2917 g siarczanu baru. Określ miano roztworu kwasu siarkowego.
17. Oblicz masę węglanu wapnia, który przereagował
z 80,5 mmol kwasu solnego.
18. Ile gramów fosforanu sodu należy dodać?
do 25,0 ml 0,15 M roztworu wodorotlenku sodu, aby otrzymać roztwór o pH = 7? Dla kwasu fosforowego pK a1= 2,15; pK a2= 7,21; pK a3 = 12,36.
19. Do miareczkowania 1,0000 g dymiącego kwasu siarkowego, dokładnie rozcieńczonego wodą, zużywa się 43,70 ml 0,4982 M roztworu wodorotlenku sodu. Wiadomo, że dymiący kwas siarkowy zawiera bezwodnik siarkowy rozpuszczony w bezwodnym kwasie siarkowym. Oblicz udział masowy bezwodnika siarkowego w dymiącym kwasie siarkowym.
20. Błąd bezwzględny pomiaru objętości za pomocą biurety wynosi 0,05 ml. Oblicz błąd względny pomiaru objętości w 1; 10 i 20 ml.
21. Roztwór przygotowuje się w kolbie miarowej o pojemności 500,00 ml
z próbki 2,5000 g węglanu sodu. Oblicz:
a) stężenie molowe roztworu;
b) stężenie molowe równoważnika (½ Na 2 CO 3);
c) miano roztworu;
d) miano kwasu solnego.
22. Jaka jest objętość 10% roztworu węglanu sodu wraz z gęstością
Do przygotowania należy przyjąć 1,105 g/cm 3:
a) 1 litr roztworu o mianie TNa2CO3 = 0,005000 g/cm3;
b) 1 litr roztworu z TNa2CO3/HCl = 0,003000 g/cm3?
23. Jaką objętość kwasu solnego o ułamku masowym 38,32% i gęstości 1,19 g/cm3 należy pobrać, aby przygotować 1500 ml 0,2 M roztworu?
24. Jaką objętość wody należy dodać do 1,2 l 0,25 M HCl, aby przygotować 0,2 M roztwór?
25. Ze 100 g technicznego wodorotlenku sodu zawierającego 3% węglanu sodu i 7% obojętnych zanieczyszczeń przygotowano 1 litr roztworu. Oblicz stężenie molowe i miano kwasu solnego powstałego roztworu zasadowego, zakładając, że węglan sodu miareczkuje się do kwasu węglowego.
26. Znaleziono próbkę, która może zawierać NaOH, Na 2 CO 3, NaHCO 3 lub mieszaninę tych związków o masie 0,2800 g. Próbkę rozpuszczono w wodzie.
Do miareczkowania otrzymanego roztworu w obecności fenoloftaleiny zużywa się 5,15 ml, a w obecności oranżu metylowego - 21,45 ml kwasu solnego o stężeniu molowym 0,1520 mol/l. Określić skład próbki i udziały masowe składników w próbce.
27. Sporządzić krzywą miareczkowania dla 100,00 cm 3 0,1000 M roztworu amoniaku 0,1000 M roztworem kwasu solnego i uzasadnić wybór wskaźnika.
28. Oblicz pH punktu równoważności, początek i koniec miareczkowania 100,00 cm 3 0,1000 M roztworu kwasu malonowego (HOOCCH 2 COOH) za pomocą 0,1000 M roztworu wodorotlenku sodu (pK 1=1,38; rK 2=5,68).
29. Do miareczkowania 25,00 cm 3 roztworu węglanu sodu o równoważniku stężenia molowego 0,05123 mol/dm 3 potrzeba było 32,10 cm 3 kwasu solnego. Oblicz stężenie molowe równoważnika kwasu solnego.
30. Ile ml 0,1 M roztworu chlorku amonu należy dodać
do 50,00 ml 0,1 M roztworu amoniaku w celu utworzenia roztworu buforowego
o pH=9,3.
31. Mieszaninę kwasu siarkowego i fosforowego przeniesiono do kolby miarowej o pojemności 250,00 cm3. Do miareczkowania pobrano dwie próbki o objętości 20,00 cm 3, jedną miareczkowano roztworem wodorotlenku sodu o stężeniu molowym równoważnika
0,09940 mol/dm 3 ze wskaźnikiem oranżu metylowego, a drugi z fenoloftaleiną. Zużycie wodorotlenku sodu w pierwszym przypadku wyniosło 20,50 cm 3 , a w drugim 36,85 cm 3 . Określ masy kwasów siarkowego i fosforowego w mieszaninie.
W kompleksometrii
Do punktu równoważności =( C M V M - C EDTA V EDTA)/( V M+ V EDTA). (21)
W punkcie równoważności = 
. (22)
Po punkcie równoważności = 
. (23)
Na ryc. Rycina 9 przedstawia krzywe miareczkowania jonów wapnia w roztworach buforowych o różnych wartościach pH. Można zauważyć, że miareczkowanie Ca 2+ jest możliwe tylko przy pH ³ 8.
Odczynniki
2. H 2 O destylowana.
3. Roztwór wzorcowy Mg(II) o stężeniu molowym
0,0250 mol/dm3.
4. Bufor amoniakalny o pH = 9,5.
5. Roztwór wodorotlenku potasu KOH o ułamku masowym 5%.
6. Czerń eriochromowa T, mieszanina wskaźników.
7. Kalcon, mieszanina wskaźnikowa.
Podstawy teoretyczne metody:
Metoda polega na oddziaływaniu jonów Ca 2+ i Mg 2+ z solą disodową kwasu etylenodiaminotetraoctowego (Na 2 H 2 Y 2 lub Na-EDTA) z utworzeniem trwałych kompleksów w stosunku molowym M:L=1 :1 w określonym zakresie pH.
Aby ustalić punkt równoważności przy oznaczaniu Ca 2+ i Mg 2+, stosuje się kalkon i czerń eriochromową T.
Oznaczanie Ca 2+ przeprowadza się przy pH ≈ 12, natomiast Mg 2+
w roztworze w postaci osadu wodorotlenku magnezu i nie jest miareczkowany EDTA.
Mg 2+ + 2OH - = Mg(OH) 2 ↓
Ca 2+ + Y 4- « CaY 2-
Przy pH ≈ 10 (roztwór buforowy amoniaku) Mg 2+ i Ca 2+ są
w roztworze w postaci jonów i po dodaniu EDTA miareczkuje się razem.
Ca 2+ + HY 3- « CaY 2- + H +
Mg 2+ + HY 3- « MgY 2- +H +
Aby określić objętość EDTA zużytą na miareczkowanie Mg 2+,
od całkowitej objętości użytej do miareczkowania mieszaniny przy pH ≈ 10 odejmij objętość użytą do miareczkowania Ca 2+ przy pH ≈ 12.
Aby uzyskać pH ≈ 12, użyj do wytworzenia 5% roztworu KOH
pH ≈ 10 zastosować roztwór buforowy amoniaku (NH 3 × H 2 O + NH 4 Cl).
Postęp prac:
1. Standaryzacja titranta – roztwór EDTA (Na 2 H 2 Y)
Przygotowuje się roztwór EDTA o stężeniu około 0,025 M
od ≈ 0,05 M roztworu, rozcieńczając go 2-krotnie wodą destylowaną. Do standaryzacji EDTA należy użyć mianowanego roztworu MgSO 4
o stężeniu 0,02500 mol/dm3.
Schemat 5. Standaryzacja titranta – roztwór EDTA
Do kolby stożkowej o pojemności 250 cm 3 umieścić 20,00 cm 3 mianowanego roztworu MgSO 4 o stężeniu 0,02500 mol/dm 3, dodać ~ 70 cm 3 wody destylowanej, ~ 10 cm 3 roztworu buforowego amoniaku o pH ~ 9,5 – 10 i dodać wskaźnik czerni eriochromowej T około 0,05 g
(na końcu szpatułki). W tym przypadku roztwór zmienia kolor na czerwony jak wino. Roztwór w kolbie miareczkuje się powoli roztworem EDTA, aż kolor zmieni się z czerwonego na zielony. Wyniki miareczkowania zapisuje się w tabeli. 6. Stężenie EDTA określa się według prawa równoważników: 
.
Tabela 6
Wyniki standaryzacji roztworu EDTA
2. Oznaczanie zawartości Ca 2+
Krzywe miareczkowania Ca 2+ roztworem EDTA przy pH=10 i pH=12 konstruuje się niezależnie.
Rozwiązanie problemu w kolbie miarowej doprowadza się do kreski wodą destylowaną i dokładnie miesza.
Schemat 6. Oznaczanie zawartości Ca 2+ w roztworze
Porcję badanego roztworu o objętości 25,00 cm 3 zawierającą wapń i magnez umieszcza się w stożkowej kolbie miareczkowej o pojemności 250 cm 3, dodaje ~ 60 cm 3 wody i dodaje ~ 10 cm 3 5% roztworu KOH. Po wytrąceniu się amorficznego osadu Mg(OH) 2 ↓ do roztworu (na czubku szpatułki) dodaje się wskaźnik kalkonowy w ilości około 0,05 g i powoli miareczkuje roztworem EDTA, aż do zmiany koloru z różowego na bladoniebieski . Wyniki miareczkowania ( V 1) wpisuje się w tabeli 7.
Tabela 7
| Doświadczenie nr. | Objętość EDTA, cm3 | Zawartość Ca 2+ w roztworze, g | |
| 25,00 |  |
||
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 |
3. Oznaczanie zawartości Mg 2+
Krzywą miareczkowania Mg 2+ roztworem EDTA o pH=10 konstruuje się niezależnie.
Schemat 7. Oznaczanie zawartości Mg 2+ w roztworze
Porcję 25,00 cm 3 roztworu badawczego zawierającego wapń i magnez umieszcza się w stożkowej kolbie miareczkowej o pojemności 250 cm 3, ~ 60 cm 3 wody destylowanej, ~ 10 cm 3 buforu amoniakalnego o pH ~ 9,5– Dodaje się 10 i dodaje się wskaźnik czerń eriochromowa T około 0,05 g
(na końcu szpatułki). W tym przypadku roztwór zmienia kolor na czerwony jak wino. Roztwór w kolbie miareczkuje się powoli roztworem EDTA, aż kolor zmieni się z czerwonego na zielony. Wyniki miareczkowania ( V 2) wpisane do tabeli. 8.
Tabela 8
Wyniki miareczkowania roztworu zawierającego wapń i magnez
| Doświadczenie nr. | Objętość roztworu testowego, cm 3 | Objętość EDTA, V∑, cm 3 | Zawartość Mg 2+ w roztworze, g |
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 | |||
| 25,00 |
Odczynniki
1. Roztwór EDTA o stężeniu molowym ~ 0,05 mol/dm 3.
2. Roztwór wzorcowy Cu(II) o mianie 2,00×10 -3 g/dm 3 .
3. H 2 O destylowana.
4. Bufor amoniakalny o pH ~ 8 – 8,5.
5. Mureksyd, mieszanina wskaźnikowa.
Zadania
1. Oblicz α 4 dla EDTA przy pH=5, jeśli stałe jonizacji EDTA wynoszą: 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. Wykreśl krzywą miareczkowania dla 25,00 ml 0,020 M roztworu niklu z 0,010 M roztworem EDTA przy pH = 10, jeżeli stała stabilność
K NiY = 10 18,62. Oblicz p po dodaniu 0,00; 10.00; 25.00; 40,00; Titrant 50,00 i 55,00 ml.
3. Do miareczkowania 50,00 ml roztworu zawierającego jony wapnia
i magnezu, zużyto 13,70 ml 0,12 M roztworu EDTA o pH=12 i 29,60 ml o pH=10. Wyraź stężenie wapnia i magnezu w roztworze w mg/ml.
4. Analizując 1 litr wody, stwierdzono 0,2173 g tlenku wapnia i 0,0927 g tlenku magnezu. Oblicz, jaką objętość EDTA o stężeniu 0,0500 mol/l zużyto na miareczkowanie.
5. Do miareczkowania 25,00 ml roztworu mianowanego zawierającego 0,3840 g siarczanu magnezu zużyto 21,40 ml roztworu Trilon B. Oblicz miano tego roztworu dla węglanu wapnia i jego stężenie molowe.
6. Na podstawie podanych poniżej stałych tworzenia (stabilności) kompleksonianów metali ocenić możliwość kompleksometrycznego miareczkowania jonów metali przy pH = 2; 5; 10; 12.
7. Podczas miareczkowania 0,01 M roztworu Ca 2+ 0,01 M roztworem EDTA przy pH = 10, stała stabilności K CaY = 10 10,6. Oblicz, jaka powinna być warunkowa stała stabilności kompleksu metalu ze wskaźnikiem przy pH=10, jeśli = w punkcie końcowym miareczkowania.
8. Stała jonizacji kwasu wskaźnika stosowanego w miareczkowaniu kompleksometrycznym wynosi 4,8·10 -6. Oblicz zawartość form kwasowych i zasadowych wskaźnika przy pH = 4,9, jeśli jego całkowite stężenie w roztworze wynosi 8,0·10 -5 mol/l. Określ możliwość wykorzystania tego wskaźnika podczas miareczkowania roztworu
o pH=4,9, jeżeli barwa jego formy kwasowej odpowiada barwie kompleksu.
9. W celu oznaczenia zawartości glinu w próbce rozpuszczono próbkę 550 mg i dodano 50,00 ml 0,05100 M roztworu kompleksonu III. Nadmiar tego ostatniego miareczkowano 14,40 ml 0,04800 M roztworu cynku(II). Oblicz udział masowy aluminium w próbce.
10. Przy niszczeniu kompleksu zawierającego jony bizmutu i jodku, te ostatnie miareczkuje się roztworem Ag(I), a bizmut kompleksonem III.
Do miareczkowania roztworu zawierającego 550 mg próbki potrzeba 14,50 ml 0,05000 M roztworu kompleksonu III, a do miareczkowania jonu jodkowego zawartego w 440 mg próbki potrzeba 23,25 ml 0,1000 M roztworu Ag(I). Oblicz liczbę koordynacyjną bizmutu w kompleksie, jeśli ligandem są jony jodkowe.
11.
Rozpuszczono próbkę o masie 0,3280 g zawierającą Pb, Zn, Cu
i przeniesiono do kolby miarowej o pojemności 500,00 cm3. Ustalenie przeprowadzono w trzech etapach:
a) do miareczkowania pierwszej porcji roztworu o objętości 10,00 cm 3 zawierającego Pb, Zn, Cu zużyto 37,50 cm 3 0,0025 M roztworu EDTA; b) w drugiej porcji o objętości 25,00 cm 3 zamaskowano Cu, a do miareczkowania Pb i Zn użyto 27,60 cm 3 EDTA; c) w trzeciej porcji o objętości 100,00 cm3 zamaskowano Zn
i Cu, 10,80 cm3 EDTA zużyto na miareczkowanie Pb. Określić udział masowy Pb, Zn, Cu w próbce.
Krzywe miareczkowania
W redoksmetrii krzywe miareczkowania są wykreślane we współrzędnych mi = fa(C R),
ilustrują graficznie zmianę potencjału układu podczas procesu miareczkowania. Przed punktem równoważności potencjał układu oblicza się ze stosunku stężeń utlenionej i zredukowanej formy analitu (ponieważ przed punktem równoważności jedna z form titranta jest praktycznie nieobecna), po punkcie równoważności - przez stosunek stężeń utlenionej i zredukowanej formy titranta (ponieważ po punkcie równoważności analit jest miareczkowany prawie całkowicie).
Potencjał w punkcie równoważności określa się ze wzoru
, (26)
gdzie jest liczbą elektronów biorących udział w reakcjach połówkowych;
– standardowe potencjały elektrod reakcji połówkowych.
Na ryc. Rycina 10 przedstawia krzywą miareczkowania roztworu kwasu szczawiowego H 2 C 2 O 4 roztworem nadmanganianu potasu KMnO 4 w środowisku kwaśnym
(= 1 mol/dm3).
Ryż. 10. Krzywa miareczkowania dla 100,00 cm 3 roztworu szczawiowego
kwasy H 2 C 2 O 4 s C 1/ z= 0,1000 mol/dm3 roztworu nadmanganianu
potas KMnO 4 s C 1/ z= 0,1000 mol/dm 3 przy = 1 mol/dm 3
Połowa potencjału reakcji MnO 4 - + 5 mi+ 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O zależy od pH ośrodka, ponieważ jony wodoru biorą udział w reakcji połówkowej.
Permanganatometria
Titrantem jest roztwór nadmanganianu potasu KMnO 4, który jest silnym utleniaczem. Podstawowe równanie:
MnO 4 - +8H + + 5e = Mn2+ + 4H2O, 
=+1,51 V.
M 1/ z (KMnO 4) = 
g/mol.
W środowiskach lekko kwaśnych, obojętnych i lekko zasadowych, ze względu na niższy potencjał redoks, jon nadmanganianowy ulega redukcji do Mn +4.
MnO 4 - +2H 2 O + 3e = MnO 2 ¯ + 4OH - , 
= +0,60 V.
M 1/ z (KMnO 4) = 158,03/3 = 52,68 g/mol.
W środowisku zasadowym następuje redukcja roztworu nadmanganianu potasu
do Mn +6.
MnO 4 - + 1e = MnO 4 2-, 
= +0,558 V.
M 1/ z (KMnO 4) = 158,03 g/mol.
Aby wyeliminować reakcje uboczne, miareczkowanie nadmanganianem potasu przeprowadza się w środowisku kwaśnym, które powstaje za pomocą kwasu siarkowego. Nie zaleca się stosowania kwasu solnego do tworzenia ośrodka, ponieważ nadmanganian potasu może utleniać jon chlorkowy.
2Cl - – 2e = Cl 2 , = +1,359 V.
Nadmanganian potasu najczęściej stosuje się w postaci roztworu.
o stężeniu równoważnika molowego ~ 0,05 – 0,1 mol/dm 3 . Nie jest to standard podstawowy ze względu na fakt, że wodne roztwory nadmanganianu potasu mają zdolność utleniania wody i zawartych w niej zanieczyszczeń organicznych:
4MnO 4- + 2H 2 O = 4MnО 2 ¯+ 3O 2 + 4OH -
Rozkład roztworów nadmanganianu potasu przyspiesza się w obecności dwutlenku manganu. Ponieważ dwutlenek manganu jest produktem rozkładu nadmanganianu, osad ten ma efekt autokatalityczny do procesu rozkładu.
Stały nadmanganian potasu używany do przygotowania roztworów jest zanieczyszczony dwutlenkiem manganu, dlatego nie jest możliwe przygotowanie roztworu z dokładnej próbki. W celu uzyskania wystarczająco trwałego roztworu nadmanganianu potasu, po rozpuszczeniu próbki KMnO 4 w wodzie, pozostawia się ją na kilka dni w ciemnej butelce (lub gotuje), a następnie MnO 2 oddziela się poprzez filtrację przez szkło filtr (nie można stosować filtra papierowego, gdyż reaguje on z nadmanganianem potasu, tworząc dwutlenek manganu).
Zabarwienie roztworu nadmanganianu potasu jest tak intensywne, że
że w tej metodzie wskaźnik nie jest wymagany. Aby 100 cm 3 wody nadać zauważalny różowy kolor wystarczy 0,02 - 0,05 cm 3 roztworu KMnO 4
o stężeniu molowym równoważnym 0,1 mol/dm 3 (0,02 M). Barwa nadmanganianu potasu w końcowym punkcie miareczkowania jest niestabilna i stopniowo odbarwia się w wyniku oddziaływania nadmiaru nadmanganianu
z jonami manganu(II) obecnymi na końcu w stosunkowo dużych ilościach:
2MnO 4 - + 3Mn 2+ + 2H 2 O « 5MnО 2 ¯ + 4H +
Standaryzacja rozwiązania roboczego KMnO 4 przeprowadza się za pomocą szczawianu sodu lub kwasu szczawiowego (świeżo rekrystalizowanego i suszonego w temperaturze 105°C).
Stosować roztwory wzorców pierwotnych o równoważniku stężenia molowego Z(½ Na2C2O4) = 0,1000 lub 0,05000 mol/l.
C 2 O 4 2- – 2e ® 2CO 2 , = -0,49 V
Wyślij swoją dobrą pracę do bazy wiedzy jest prosta. Skorzystaj z poniższego formularza
Studenci, doktoranci, młodzi naukowcy, którzy wykorzystują bazę wiedzy w swoich studiach i pracy, będą Państwu bardzo wdzięczni.
Wysłany dnia http://www.allbest.ru/
Plan
1. Istota miareczkowania strąceniowego
2. Miareczkowanie argentometryczne
3. Miareczkowanie tiocyjanatometryczne
4. Zastosowanie miareczkowania strącającego
4.1 Przygotowanie standaryzowanego roztworu azotanu srebra
4.2 Przygotowanie standaryzowanego roztworu tiocyjanianu amonu
4.3 Oznaczanie zawartości chloru w próbce według Volharda
4.4 Oznaczanie zawartości trichlorooctanu sodu w preparacie technicznym
1. Istota opadówmiareczkowanie
Metoda łączy oznaczenia miareczkowe w oparciu o reakcje tworzenia słabo rozpuszczalnych związków. Do tych celów nadają się tylko niektóre reakcje spełniające określone warunki. Reakcja musi przebiegać ściśle według równania i bez procesów ubocznych. Powstały osad musi być praktycznie nierozpuszczalny i wypadać dość szybko, bez tworzenia roztworów przesyconych. Ponadto konieczna jest możliwość określenia punktu końcowego miareczkowania za pomocą wskaźnika. Wreszcie zjawisko adsorpcji (współstrącania) musi być wyrażone podczas miareczkowania na tyle słabo, aby wynik oznaczenia nie został zniekształcony.
Nazwy poszczególnych metod strącania pochodzą od nazw stosowanych roztworów. Metoda wykorzystująca roztwór azotanu srebra nazywana jest argentometrią. Metodą tą określa się zawartość jonów C1~ i Br~ w środowisku obojętnym lub lekko zasadowym. Tiocyjanatometria polega na zastosowaniu roztworu tiocyjanianu amonu NH 4 SCN (lub potasu KSCN) i służy do oznaczania śladowych ilości C1- i Br~, ale w roztworach silnie zasadowych i kwaśnych. Służy również do oznaczania zawartości srebra w rudach lub stopach.
Kosztowna metoda argentometryczna do oznaczania halogenów jest stopniowo zastępowana metodą merkurometryczną. W tym ostatnim stosuje się roztwór azotanu rtęci (I) Hg 2 (NO 3) 2.
Rozważmy bardziej szczegółowo miareczkowanie argentometryczne i tiocyjanatometryczne.
2. Miareczkowanie argentometryczne
Metoda opiera się na reakcji wytrącania jonów C1~ i Br~ przez kationy srebra z utworzeniem słabo rozpuszczalnych halogenków:
Cl-+Ag+=AgClb Br^- + Ag+= AgBr
W tym przypadku stosuje się roztwór azotanu srebra. Jeśli substancję bada się pod kątem zawartości srebra, stosuje się roztwór chlorku sodu (lub potasu). roztwór miareczkujący leku
Krzywe miareczkowania mają ogromne znaczenie dla zrozumienia metody argentometrii. Jako przykład rozważmy przypadek miareczkowania 10,00 ml 0,1 N. roztwór chlorku sodu 0,1 N. roztwór azotynu srebra (bez uwzględnienia zmian objętości roztworu).
Przed rozpoczęciem miareczkowania stężenie jonów chlorkowych w roztworze jest równe całkowitemu stężeniu chlorku sodu, tj. 0,1 mol/l lub = --lg lO-i = 1.
Gdy do miareczkowanego roztworu chlorku sodu doda się 9,00 ml roztworu azotanu srebra i wytrąci się 90% jonów chlorkowych, ich stężenie w roztworze spadnie 10-krotnie i wyniesie N0 ~ 2 mol/l, a pCl będzie równe do 2. Ponieważ wartość nPAgci= IQ- 10, stężenie jonów srebra będzie wynosić:
10-yu/[C1-] = Yu-Yu/10-2 = 10-8 M ol/l, OR pAg= -- lg = -- IglO-s = 8.
Wszystkie pozostałe punkty służące do skonstruowania krzywej miareczkowania oblicza się w podobny sposób. W punkcie równoważności pCl=pAg= = 5 (patrz tabela).
Tabela Zmiany pC\ i pAg podczas miareczkowania 10,00 ml 0,1 N. roztwór chlorku sodu 0,1 N. roztwór azotanu srebra
|
dodano roztwór AgNO 3, |
|||||
|
9,99 10,00 (punkt równoważny) 10.01 |
ju-4 ju-5 ju-6. |
yu- 6 yu- 5 yu-* |
|||
Przedział skoku podczas miareczkowania argentometrycznego zależy od stężenia roztworów i wartości iloczynu rozpuszczalności osadu. Im mniejsza wartość PR związku uzyskana w wyniku miareczkowania, tym szerszy jest odstęp skoków na krzywej miareczkowania i tym łatwiej jest zarejestrować punkt końcowy miareczkowania za pomocą wskaźnika.
Najbardziej powszechnym argentometrycznym oznaczaniem chloru jest metoda Mohra. Jego istota polega na bezpośrednim miareczkowaniu cieczy roztworem azotanu srebra ze wskaźnikiem chromianu potasu, aż biały osad zmieni kolor na brązowy.
Wskaźnik metody Mohra - roztwór K2CrO 4 z azotanem srebra daje czerwony osad chromianu srebra Ag 2 CrO 4, ale rozpuszczalność osadu (0,65-10 ~ 4 E/l) jest znacznie większa niż rozpuszczalność srebra chlorek (1,25X_X10 ~ 5 E/l). Dlatego też podczas miareczkowania roztworem azotanu srebra w obecności chromianu potasu czerwony osad chromianu srebra pojawia się dopiero po dodaniu nadmiaru jonów Ag+, gdy wszystkie jony chlorkowe zostały już wytrącone. W takim przypadku do analizowanej cieczy zawsze dodaje się roztwór azotanu srebra, a nie odwrotnie.
Możliwości zastosowania argentometrii są dość ograniczone. Stosuje się go tylko przy miareczkowaniu roztworów obojętnych lub lekko zasadowych (pH od 7 do 10). W środowisku kwaśnym osad chromianu srebra rozpuszcza się.
W roztworach silnie zasadowych azotan srebra rozkłada się z wydzieleniem nierozpuszczalnego tlenku Ag 2 O. Metoda nie nadaje się również do analizy roztworów zawierających jon NH^, ponieważ w tym przypadku tworzy się kompleks amoniaku + z kationem Ag + - analizowany roztwór nie powinien zawierać Ba 2 +, Sr 2+, Pb 2+, Bi 2+ i innych jonów wytrącających się z chromianem potasu. Niemniej jednak argentometria jest wygodna do analizy bezbarwnych roztworów zawierających jony C1~ i Br_.
3. Miareczkowanie tiocyjanatometryczne
Miareczkowanie tiocyjanatometryczne opiera się na wytrącaniu jonów Ag+ (lub Hgl+) tiocyjanianami:
Ag+ + SCN- = AgSCN|
Do oznaczenia wymagany jest roztwór NH4SCN (lub KSCN). Oznaczyć Ag+ lub Hgi+ metodą bezpośredniego miareczkowania roztworem tiocyjanianu.
Tiocyjanatometryczne oznaczanie halogenów wykonuje się tzw. metodą Volharda. Jego istotę można wyrazić na diagramach:
CI- + Ag+ (nadmiar) -* AgCI + Ag+ (pozostałość), Ag+ (pozostałość) + SCN~-> AgSCN
Innymi słowy, do cieczy zawierającej C1~ dodaje się nadmiar miareczkowanego roztworu azotanu srebra. Następnie pozostałość AgNO3 ponownie miareczkuje się roztworem tiocyjanianu i oblicza się wynik.
Wskaźnikiem metody Volharda jest nasycony roztwór NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12H 2 O. O ile w miareczkowanej cieczy znajdują się jony Ag+, to dodane aniony SCN~ wiążą się z uwolnieniem osadu AgSCN, ale nie nie oddziałują z jonami Fe 3+. Natomiast po punkcie równoważności najmniejszy nadmiar NH4SCN (lub KSCN) powoduje powstawanie krwistoczerwonych jonów 2+ i +. Dzięki temu możliwe jest wyznaczenie punktu równoważnego.
Częściej niż argentometryczne stosuje się oznaczenia tiocyjanatometryczne. Obecność kwasów nie zakłóca miareczkowania metodą Volharda, a nawet przyczynia się do uzyskania dokładniejszych wyników, gdyż kwaśne środowisko hamuje hydrolizę soli Fe**. Metoda umożliwia oznaczenie jonu C1~ nie tylko w zasadach, ale także w kwasach. Oznaczenia nie utrudnia obecność Ba 2 +, Pb 2 +, Bi 3 + i niektórych innych jonów. Jeśli jednak analizowany roztwór zawiera utleniacze lub sole rtęci, wówczas zastosowanie metody Volharda staje się niemożliwe: utleniacze niszczą jon SCN, a kation rtęci go wytrąca.
Zasadowy roztwór testowy przed miareczkowaniem zobojętnia się kwasem azotowym, w przeciwnym razie jony Fe 3 + zawarte we wskaźniku wytrącą wodorotlenek żelaza (III).
4. Zastosowania miareczkowania strąceniowego
4.1 Przygotowanie standaryzowanego roztworu azotanu srebra
Podstawowymi wzorcami standaryzacji roztworu azotanu srebra są chlorki sodu lub potasu. Przygotuj mianowany roztwór chlorku sodu i około 0,02 N. roztworem azotanu srebra, standaryzować drugi roztwór do pierwszego.
Przygotowanie mianowanego roztworu chlorku sodu. Z chemicznie czystej soli przygotowuje się roztwór chlorku sodu (lub chlorku potasu). Równoważna masa chlorku sodu jest równa jego masie molowej (58,45 g/mol). Teoretycznie przygotować 0,1 l 0,02 n. roztwór wymaga 58,45-0,02-0,1 = 0,1169 g NaCl.
Pobrać na wagę analityczną próbkę chlorku sodu o masie około 0,12 g, przenieść do kolby miarowej o pojemności 100 ml, rozpuścić, uzupełnić wodą do kreski i dobrze wymieszać. Oblicz miano i normalne stężenie pierwotnego roztworu chlorku sodu.
Przygotowanie: 100 ml około 0,02 N. roztwór azotanu srebra. Azotan srebra jest odczynnikiem rzadkim i zwykle jego roztwory mają stężenie nie wyższe niż 0,05 N. 0,02 n jest całkiem odpowiednie do tej pracy. rozwiązanie.
Podczas miareczkowania argentometrycznego masa równoważna AgN0 3 jest równa masie molowej, tj. 169,9 g/mol. Dlatego 0,1 l 0,02 n. roztwór powinien zawierać 169,9-0,02-0,1 = 0,3398 g AgNO 3. Jednak pobieranie dokładnie tej próbki nie ma sensu, ponieważ dostępny w handlu azotan srebra zawsze zawiera zanieczyszczenia. Odważyć w skali technochemicznej około 0,34 - 0,35 g azotanu srebra; Roztwór z niewielką ilością wody odważyć do kolby miarowej o pojemności 100 ml i uzupełnić wodą, roztwór przechowywać w kolbie, owinąć w czarny papier i przelać do kolby z ciemnego szkła, srebrnej i przygotować do miareczkowania. Przepłukać pipetę roztworem chlorku sodu i przenieść 10,00 ml roztworu do kolby stożkowej. Dodać 2 krople nasyconego roztworu chromianu potasu i ostrożnie, kropla po kropli, miareczkować roztworem azotanu srebra, cały czas mieszając. Upewnij się, że kolor mieszaniny zmienił się z żółtego na czerwonawy pod wpływem jednej nadmiarowej kropli azotanu srebra. Po 2-3 krotnym powtórzeniu miareczkowania należy wyciągnąć średnią ze zbieżnych odczytów i obliczyć normalne stężenie roztworu azotanu srebra.
Załóżmy, że dla miareczkowania 10,00 ml 0,02097 n. roztworu chlorku sodu, stosowano średnio 10,26 ml roztworu azotanu srebra. Następnie
A^ AgNOj. 10,26 = 0,02097. 10,00, przy AgNO = 0,02097- 10,00/10,26 = 0,02043
Jeżeli zamierza się oznaczyć zawartość C1~ w próbce, należy dodatkowo obliczyć miano roztworu azotanu srebra w stosunku do chloru: T, - = 35,46-0,02043/1000 = 0,0007244 g/ml, „l oznacza to, że 1 ml roztworu azotanu srebra odpowiada 0,0007244 g miareczkowanego chloru.
4.2 Przygotowanie standaryzowanego roztworu tiocyjanianu amonuI
Roztworu NH 4 SCN lub KSCN o dokładnie znanym mianie nie można przygotować poprzez rozpuszczenie próbki, gdyż sole te są bardzo higroskopijne. Dlatego przygotowuje się roztwór o przybliżonym normalnym stężeniu i dostosowuje go do standaryzowanego roztworu azotanu srebra. Wskaźnikiem jest nasycony roztwór NH 4 Fe(SO 4) 2 - 12H 2 O. Aby zapobiec hydrolizie soli Fe, do samego wskaźnika i do analizowanego roztworu przed miareczkowaniem dodaje się 6 N. kwas azotowy.
Przygotowanie: 100 ml około 0,05 N. roztwór tiocyjanianu amonu. Masa równoważna NH4SCN jest równa jego masie molowej, tj. 76,12 g/mol. Dlatego 0,1 l 0,05 n. roztwór powinien zawierać 76,12,0,05-0,1=0,3806 g NH4SCN.
Pobrać na wagę analityczną próbkę o masie około 0,3-0,4 g, przenieść do kolby o pojemności 100 ml, rozpuścić, uzupełnić wodą do kreski i wymieszać.
Standaryzacja roztworu tiocyjanianu amonu azotanem srebra. Przygotuj biuretę do miareczkowania roztworem NH 4 SCN. Opłucz pipetę roztworem azotanu srebra i odmierz jego 10,00 ml do kolby stożkowej. Dodać 1 ml roztworu NH 4 Fe(SO 4)2 (wskaźnik) i 3 ml. 6 rz. kwas azotowy. Powoli, ciągle wstrząsając, wlać z biurety roztwór NH 4 SCN. Zakończyć miareczkowanie po pojawieniu się brązowo-różowego zabarwienia 2+, które nie znika przy energicznym wstrząsaniu.
Powtórz miareczkowanie 2-3 razy, weź średnią ze zbieżnych odczytów i oblicz normalne stężenie NH4SCN.
Załóżmy, że dla miareczkowania 10,00 ml 0,02043 n. roztworu azotanu srebra, stosowano średnio 4,10 ml roztworu NH4SCN.
4.3 Definicjatreśćchloru w próbce według Volharda
Halogeny Volharda oznacza się przez miareczkowanie pozostałości azotanu srebra roztworem NH4SCN. Jednakże dokładne miareczkowanie jest w tym przypadku możliwe tylko wtedy, gdy zostaną podjęte środki zapobiegające (lub spowalniające) reakcji pomiędzy chlorkiem srebra i nadmiarem tiocyjanianu żelaza:
3AgCI + Fe (SCN) 3 = SAgSCNJ + FeCl 3
w którym kolor pojawiający się jako pierwszy stopniowo zanika. Najlepiej odfiltrować osad AgCl przed miareczkowaniem nadmiaru azotanu srebra roztworem NH4SCN. Czasami jednak zamiast tego do roztworu dodaje się trochę cieczy organicznej, która nie miesza się z wodą i niejako izoluje osad ApCl od nadmiaru azotanów.
Metoda oznaczania. Weź probówkę z roztworem analitu zawierającym chlorek sodu. Próbkę substancji rozpuścić w kolbie miarowej o pojemności 100 ml i za pomocą wody uzupełnić objętość roztworu do kreski (stężenie chlorków w roztworze nie powinno przekraczać 0,05 N).
Odpipetować 10,00 ml roztworu badawczego do kolby stożkowej, dodać 3 ml 6 N. kwasu azotowego i wlać z biurety znany nadmiar roztworu AgNO 3, np. 18,00 ml. Następnie odfiltrować osad chlorku srebra. Miareczkować pozostały azotan srebra roztworem NH4SCN, jak opisano w poprzednim akapicie. Po powtórzeniu oznaczenia 2-3 razy należy przyjąć średnią. Jeżeli osad chlorku srebra został odfiltrowany, należy go przemyć, a do przesączu dodać wodę z przemywania.
Załóżmy, że masa próbki wynosiła 0,2254 g. Do 10,00 ml analizowanego roztworu dodano 18,00 ml 0,02043 N. roztwór azotanu srebra. Do miareczkowania nadmiaru użyto 5,78 ml * 0,04982 N. Roztwór NH4SCN.
Najpierw obliczmy, jaka objętość wynosi 0,02043 n. roztwór azotanu srebra odpowiada 5,78 ml 0,04982 N zużytego na miareczkowanie. Roztwór NH4SCN:
dlatego do wytrącenia jonu C1~ użyto 18,00 - 14,09 = 3,91 ml 0,2043 N. roztwór azotanu srebra. Stąd łatwo jest znaleźć normalne stężenie roztworu chlorku sodu.
Ponieważ równoważna masa chloru wynosi 35,46 g/mol*, całkowita masa chloru w próbce wynosi:
772=0,007988-35,46-0,1=0,02832 g.
0,2254 g C1-- 100%
x = 0,02832-100/0,2254 = 12,56%.:
0,02832 > C1 -- x%
Metodę Volharda stosuje się także do oznaczania zawartości jonów Br~ i I-. W tym przypadku nie jest konieczne odfiltrowywanie wydzieleń bromku lub jodku srebra. Należy jednak wziąć pod uwagę, że jon Fe 3 + utlenia jodki do wolnego jodu. Dlatego wskaźnik dodaje się po wytrąceniu wszystkich jonów I- przez azotan srebra.
4.4 Oznaczanie zawartości trichluOracetan sodu| w przygotowaniu technicznym (dla chloru)
Techniczny trichlorooctan sodu (TCA) to herbicyd przeznaczony do zabijania chwastów zbóż. Jest to biała lub jasnobrązowa substancja krystaliczna, dobrze rozpuszczalna w wodzie. Według Volharda najpierw określa się udział masowy organicznych związków chlorkowych, a następnie po zniszczeniu chloru. Z różnicy wynika ułamek masowy (%) chloru trichlorooctanu sodu.
Oznaczanie udziału masowego (%) nieorganicznych związków chloru. Dokładnie odważoną porcję leku (2-2,5 g) umieścić w kolbie miarowej o pojemności 250 ml, rozpuścić, doprowadzić roztwór do kreski wodą i wymieszać. Odpipetować 10 ml roztworu do kolby stożkowej i dodać 5-10 ml stężonego kwasu azotowego.
Dodać z biurety 5 lub 10 ml 0,05 N. roztworem azotanu srebra i miareczkować nadmiar 0,05 N. roztwór NH 4 SCN w obecności NH 4 Fe(SO 4) 2 (wskaźnik).
Oblicz udział masowy (%) chloru (x) związków nieorganicznych, korzystając ze wzoru
(V-l/i) 0,001773-250x100
gdzie V jest objętością dokładnie 0,05 N. Roztwór AgNO 3 pobrany do analizy; Vi -- objętość dokładnie 0,05 N. Roztwór NH 4 SCN, stosowany do miareczkowania nadmiaru AgNO 3; t – próbka trichlorooctanu sodu; 0,001773 - masa chloru odpowiadająca 1 ml 0,05 N. Roztwór AgNO. Oznaczanie udziału masowego (%) chloru całkowitego. Do kolby stożkowej pobrać 10 ml wcześniej przygotowanego roztworu, dodać 10 ml roztworu o udziale masowym NaOH 30% i 50 ml wody. Kolbę podłączyć do chłodnicy zwrotnej i gotować jej zawartość przez 2 h. Pozostawić ciecz do ostygnięcia, przepłukać chłodnicę wodą, zbierając do tej samej kolby wodę płuczącą. Do roztworu dodać 20 ml rozcieńczonego (1:1) kwasu azotowego i dodać z biurety 30 ml 0,05 N. roztwór azotanu srebra. Miareczkować nadmiar azotanu srebra do 0,05 N. roztwór NH4SCN w obecności NH4Fe(SO4)2. Obliczyć ułamek masowy (%) całkowitego chloru (xi), korzystając z powyższego wzoru. Znajdź udział masowy (%) trichlorooctanu sodu w preparacie (x^), korzystając ze wzoru
x2 = (x1 - x) (185,5/106,5),
gdzie 185,5 to masa molowa trichlorooctanu sodu; 106,5 - masa chloru zawarta w masie molowej trichlorooctanu sodu.
Opublikowano na Allbest.ru
...Podobne dokumenty
Istota i klasyfikacja metod miareczkowania kwasowo-zasadowego, zastosowanie wskaźników. Cechy miareczkowania kompleksometrycznego. Analiza metod miareczkowania strąceniowego. Wykrywanie punktu końcowego miareczkowania. Pojęcie argenometrii i ticyjanometrii.
test, dodano 23.02.2011
Kolejność obliczania krzywej miareczkowania roztworu kwasu solnego roztworem słabej zasady wodorotlenku amonu. Konstrukcja krzywej miareczkowania, wyznaczanie punktu równoważności i bezpośredniej neutralności. Wybór wskaźnika i obliczenie jego błędu.
test, dodano 01.03.2016
Oznaczanie zawartości nośników zasadowości w roztworze węglanu sodu metodą bezpośredniego miareczkowania kwasowo-zasadowego. Matematyczne wyrażenie prawa ekwiwalentów. Konstrukcja całkowych i różnicowych krzywych miareczkowania potencjometrycznego.
praca laboratoryjna, dodano 15.02.2012
Pojęcie i rodzaje analizy miareczkowej. Charakterystyka czynników kompleksujących i wskaźników. Przygotowanie miareczkowanego roztworu do miareczkowania kompleksometrycznego. Metody badania glinu, bizmutu, ołowiu, magnezu, cynku.
praca na kursie, dodano 13.01.2013
Metoda miareczkowania potencjometrycznego. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe. Wyznaczanie punktu końcowego miareczkowania. Metodyka prowadzenia miareczkowania potencjometrycznego. Miareczkowanie potencjometryczne, stosowane instrumenty i przetwarzanie wyników analiz.
praca na kursie, dodano 24.06.2008
Klasyfikacja metod miareczkowania redoks. Czynniki wpływające na szybkość reakcji. Wskaźniki specyficzne i redoks. Istota permanganatometrii, jodometrii, dichromatometrii. Przygotowanie roztworu dwuchromianu potasu.
prezentacja, dodano 19.03.2015
Obliczanie błędów wskaźników dla wybranych wskaźników, krzywa miareczkowania 25 ml 0,05 M roztworu CH3COOH za pomocą 0,05 M roztworu KOH. Wskaźniki kwasowo-zasadowe. Etapy miareczkowania: punkt początkowy, obszar przed punktem i obszar za punktem równoważności.
test, dodano 18.12.2013
Cechy metod miareczkowania redoks. Podstawowe wymagania dotyczące reakcji, stała równowagi. Charakterystyka rodzajów miareczkowania redoks, jego wskaźników i krzywych. Przygotowywanie i standaryzacja rozwiązań.
praca na kursie, dodano 25.12.2014
Pojęcie analizy miareczkowej. Miareczkowanie redoks, jego rodzaje i warunki reakcji. Obliczanie punktów krzywej miareczkowania, potencjałów, konstrukcja krzywej miareczkowania. Dobór wskaźnika, obliczenie błędów miareczkowania wskaźnika.
praca na kursie, dodano 06.10.2012
Klasyfikacja metod analizy miareczkowej. Istota metody „neutralizacji”. Przygotowanie roztworów roboczych. Obliczanie punktów i konstrukcja krzywych miareczkowania kwasowo-zasadowego i redoks. Zalety i wady jodometrii.
Analiza miareczkowa (analiza objętościowa) to metoda analizy ilościowej polegająca na pomiarze objętości lub masy odczynnika potrzebnego do reakcji z badaną substancją. Analiza miareczkowa jest szeroko stosowana w laboratoriach biochemicznych, klinicznych, sanitarno-higienicznych i innych, w badaniach eksperymentalnych i analizach klinicznych. Na przykład przy ustalaniu równowagi kwasowo-zasadowej, określaniu kwasowości soku żołądkowego, kwasowości i zasadowości moczu itp. Analiza miareczkowa służy również jako jedna z głównych metod analizy chemicznej w kontrolnych i analitycznych laboratoriach farmaceutycznych.
Ilość substancji badanej w analizie miareczkowej określa się poprzez miareczkowanie: do dokładnie odmierzonej objętości roztworu substancji badanej dodaje się stopniowo roztwór innej substancji o znanym stężeniu, aż jej ilość stanie się chemicznie równoważna ilości substancji badanej substancja. Stan równoważności nazywany jest punktem równoważności miareczkowania. Roztwór odczynnika o znanym stężeniu używany do miareczkowania nazywany jest roztworem miareczkowanym (roztworem wzorcowym lub titrantem): dokładne stężenie miareczkowanego roztworu można wyrazić za pomocą miana (g/ml), normalności (równoważnik/l) itp.
Reakcjom stosowanym w analizie miareczkowej stawiane są następujące wymagania: substancje muszą reagować w ściśle ilościowych (stechiometrycznych) stosunkach bez reakcji ubocznych, reakcje muszą przebiegać szybko i prawie do końca; Aby ustalić punkt równoważności, należy zastosować wystarczająco wiarygodne metody i wykluczyć wpływ substancji obcych na przebieg reakcji. Ponadto pożądane jest, aby w analizie miareczkowej reakcje zachodziły w temperaturze pokojowej.
Punkt równoważności w analizie miareczkowej wyznacza się poprzez zmianę barwy miareczkowanego roztworu lub wskaźnika wprowadzonego na początku lub w trakcie miareczkowania, zmianę przewodności elektrycznej roztworu, zmianę potencjału elektrody zanurzonej w miareczkowany roztwór, zmiana wartości prądu, gęstość optyczna itp.
Jedną z powszechnie stosowanych metod ustalania punktu równoważności jest metoda wskaźnikowa. Wskaźniki to substancje, które pozwalają ustalić końcowy punkt miareczkowania (moment ostrej zmiany koloru miareczkowanego roztworu). Najczęściej do całego miareczkowanego roztworu dodaje się wskaźnik (wskaźnik wewnętrzny). Podczas pracy ze wskaźnikami zewnętrznymi należy okresowo pobierać kroplę miareczkowanego roztworu i wymieszać ją z kroplą roztworu wskaźnika lub położyć na bibule wskaźnikowej (co prowadzi do utraty analitu).
Proces miareczkowania przedstawiony jest graficznie w postaci krzywych miareczkowania, które pozwalają zwizualizować cały postęp miareczkowania i wybrać wskaźnik najbardziej odpowiedni do uzyskania dokładnych wyników, ponieważ Krzywą miareczkowania można porównać z interwałem zmiany barwy wskaźnika.
Błędy w analizie miareczkowej mogą mieć charakter metodologiczny i specyficzny, ze względu na charakterystykę danej reakcji. Błędy metodologiczne są związane ze specyfiką metody miareczkowania i zależą od błędów przyrządów pomiarowych, wzorcowania naczyń szklanych wolumetrycznych, pipet, biuret oraz niepełnego pęcznienia cieczy wzdłuż ścianek naczyń pomiarowych.
Błędy specyficzne wynikają z charakterystyki danej reakcji i zależą od stałej równowagi reakcji oraz od dokładności wyznaczenia punktu równoważności. Analiza cząsteczek medycyny farmaceutycznej
Metody analizy miareczkowej, w zależności od reakcji leżących u ich podstaw, dzieli się na następujące główne grupy:
- 1. Metody neutralizacji, czyli miareczkowania kwasowo-zasadowego, opierają się na reakcjach zobojętniania, czyli na oddziaływaniu kwasów i zasad. Metody te obejmują acydometrię (oznaczanie ilościowe zasad za pomocą miareczkowanych roztworów kwasów), alkalimetrię (oznaczanie kwasów za pomocą miareczkowanych roztworów zasad), halometrię (oznaczanie ilościowe soli za pomocą zasad lub kwasów, jeśli reagują z solami w stosunkach stechiometrycznych).
- 2. Metody strącania opierają się na miareczkowaniu substancji tworzących nierozpuszczalne związki w określonym środowisku, np. sole baru, srebro, ołów, cynk, kadm, rtęć (II), miedź (III) itp. Metody te obejmują argentometrię (miareczkowanie roztworem azotanu rtęci), rtęci (miareczkowanie roztworem azotanu rtęci) itp.
- 3. Metody tworzenia kompleksów, czyli kompleksometria (merkurymetria, fluorometria itp.), opierają się na wykorzystaniu reakcji, w których powstają związki złożone, np. Ag+ + 2CN- ы Ag (CN)2]. Metody kompleksowania są ściśle powiązane z metodami strącania, ponieważ Wielu reakcjom wytrącania towarzyszy tworzenie kompleksów, a tworzeniu kompleksów towarzyszy wytrącanie słabo rozpuszczalnych związków.
- 4. Metody utleniania - redukcji, czyli oksymetrii, obejmują permanganatometrię, chromatometrię (bichromatometria), jodometrię, bromatometrię, cerymetrię, wanadometrię itp.