- •А.В. Юрьева аналитическая химия Учебное пособие
- •Предисловие
- •Глава 1. Аналитическая химия как наука
- •1.1. Предмет и методы аналитической химии. Качественный и количественный анализ
- •1.2. Значение аналитической химии
- •1.3. Краткий очерк развития аналитической химии
- •Глава 2. Качественный химический анализ
- •2.1. Особенности аналитических реакций и способы их выполнения
- •2.2. Требования к аналитическим реакциям. Чувствительность реакций. Селективные и специфические реакции
- •2.3. Дробный и систематический анализ
- •2.4. Классификации катионов
- •Сульфидная классификация катионов
- •Деление катионов на группы по кислотно-основной классификации
- •2.5. Классификация анионов
- •Классификация анионов
- •2.6. Анализ конкретных объектов
- •Изменения проб при нагревании на пластинке
- •2.7 Основы качественного анализа органических соединений
- •Практические работы
- •Групы по кислотно-основной классификации
- •Продукты некоторых аналитических реакций катионов третьей аналитической группы по кислотно-основной классификации
- •Растворимость в воде некоторых солей катионов I–III аналитических групп по кислотно-основной классификации
- •Продукты некоторых аналитических реакций катионов четвертой аналитической группы по кислотно-основной классификации
- •Продукты некоторых аналитических реакций катионов пятой аналитической группы по кислотно-основной классификации
- •Продукты некоторых аналитических реакций катионов шестой аналитической группы по кислотно-основной классификации
- •Вопросы и задачи
- •Глава 3. Метрологические основы химического анализа
- •3.1. Общая схема аналитического определения
- •Выбор метода анализа
- •Отбор и подготовка пробы к анализу
- •Проведение измерения
- •Расчет результатов анализа
- •Погрешности химического анализа
- •3.2.1. Систематические погрешности
- •3.2.2. Случайные погрешности
- •Значение t для различной доверительной вероятности
- •Вопросы и задачи
- •Глава 4. Количественный анализ. Химические методы
- •4.1. Гравиметрический анализ
- •4.1.1. Осаждение
- •4.1.2. Фильтрование и промывание осадка
- •4.1.3.Высушивание и прокаливание
- •4.1.4. Вычисления в гравиметрическом анализе
- •Практические работы
- •Вопросы и задачи
- •Глава 5. Титриметрический анализ
- •5.1. Сущность титриметрического анализа
- •5.2. Стандартизация раствора титранта
- •5.3. Основные приемы титриметрических определений
- •5.4. Расчеты в титриметрическом анализе
- •5.5. Кривые титрования
- •5.6. Основные методы титриметрического анализа
- •5.7. Техника работы
- •Вопросы и задачи
- •Глава 6. Реакции кислотно-основного взаимодействия
- •6.1. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури
- •6.2. Электронная теория Льюиса
- •6.3. Кислотно-основные и некоторые другие свойства растворителей
- •6.4. Равновесия в водных растворах кислот и оснований
- •6.5. Буферные растворы
- •6.6. Кислотно-основные индикаторы
- •Вопросы и задачи
- •Глава 7. Кислотно-основное титрование
- •7.1. Рабочие растворы
- •7.2. Кривые титрования и выбор индикатора
- •7.3. Практическое применение методов кислотно-основного титрования
- •Практические работы
- •Вопросы и задачи
- •Глава 8. Реакции окисления-восстановления. Окислительно-восстановительное титрование
- •Окислительно-восстановительное титрование
- •8.1. Требованиям к реакциям в методе окислительно-восстановительного титрования
- •8.2. Способы установления точки эквивалентности
- •8.3. Молярная масса эквивалента в реакциях окисления-восстановления
- •8.4. Кривые титрования
- •8.5. Индикаторы
- •8.6. Классификация методов окислительно-восстановительного титрования
- •8.7. Перманганатометрия
- •Практические работы
- •8.8. Иодометрия
- •Практические работы
- •8.9. Хроматометрия
- •Вопросы и задачи
- •Глава 9. Титрование по методу осаждения
- •9.1. Аргентометрия
- •9.2. Меркурометрия
- •Практические работы
- •Вопросы и задачи
- •Глава 10. Комплексометрическое титрование
- •10.1. Комплексонометрия
- •10.1.1. Рабочие растворы
- •10.1.2. Кривые титрования
- •10.1.3. Способы обнаружения конечной точки титрования
- •10.1.4. Применение комплексонометрии
- •Практические работы
- •Вопросы и задачи
- •Глава 11. Методы маскирования, разделения и концентрирования
- •11.1. Маскирование
- •11.2. Разделение и концентрирование
- •11.3. Краткая характеристика некоторых методов разделения и концентрирования
- •Вопросы и задачи
- •Глава 12. Биологические методы анализа
- •Вопросы
- •Библиографический список
- •Оглавление
- •Глава 1. Аналитическая химия как наука………………………….. ………… 4
- •Глава 2. Качественный химический анализ…………………………………….. 8
- •Глава 3. Метрологические основы химического анализа……………………. 50
- •Глава 4. Количественный анализ. Химические методы………………………. 63
- •Глава 5. Титриметрический анализ………………………………………………. 77
- •Глава 6. Реакции кислотно-основного взаимодействия ……………………… 89
- •Глава 7. Кислотно-основное титрование………………………………………… 100
- •Глава 8. Реакции окисления-восстановления. Окислительно-
6.6. Кислотно-основные индикаторы
Для определения реакции среды, а нередко и для приближенной оценки pH раствора, используют кислотно-основные индикаторы (от лат. indica – показывать, обнаруживать), изменяющие свой цвет в зависимости от pH раствора. По химической природе кислотно-основные индикаторы являются слабыми органическими кислотами или основаниями, частично диссоциирующими в растворе:
HInd ↔ H+ + Ind-,
где HInd – недиссоциированная молекула индикатора; Ind- – анион индикатора (индикатор здесь – слабая органическая кислота).
По теории ионных окрасок Освальда недиссоциированные молекулы HInd и анионы Ind- имеют резкую окраску. Изменение цвета индикатора при изменении pH эта теория связывает со сдвигом равновесия диссоциации. С увеличением концентрации H+ равновесие сдвигается влево и раствор приобретает окраску HInd, при уменьшении кислотности равновесие сдвигается вправо, возрастает концентрация Ind- и окраска раствора изменяется.
Концентрационная константа диссоциации индикатора HInd может быть записана в виде , отсюда , при логарифмировании и смене знака, получим .
Глаз человека способен установить появление окрашенных частиц, если их содержание будет примерно в 10 раз или более превышать концентрацию других окрашенных частиц в растворе. Если отношение , то цвет раствора будет восприниматься как цвет индикаторной формы HInd. В интервале отношений до наблюдается промежуточная окраска индикатора.
Интервал pH в котором происходит изменение окраски индикатора называют интервалом перехода индикатора.
Чтобы его найти, подставим предельные значения отношения , равные 10 и 0,1 в уравнение для pH и получим . Эта формула показывает, что интервал перехода индикатора составляет примерно две единицы pH. Область pH, в которой находится интервал перехода индикатора, определяется pKHInd. Если pKHInd < 7, интервал перехода находится в кислой области, если pKHInd > 7 – в щелочной.
Интервал ∆pH, определяемый по формуле, не учитывает спектральную чувствительность глаза и разницу в интенсивности окраски кислой и щелочной форм индикатора. Так, у метилового оранжевого pKHInd = 3,46; из формулы для ∆pH видно, что изменение цвета в этом случае будет происходить в области pH от 2,46 до 4,46. Экспериментально наблюдаемый интервал перехода этого индикатора лежит в области pH 3,1–4,4. У индикаторов, являющихся многоосновными кислотами, наблюдается несколько интервалов перехода. Например, у тимолового синего pK1(H2Ind) = 1,65 и pK2(H2Ind) = 9,20, поэтому он имеет два интервала перехода. Первый – в кислой области (∆pH 1,2–2,8), второй – в щелочной (∆pH 8,0–9,6).
Изменение цвета индикатора связано с существенными изменениями его молекулярной структуры. В соответствии с хромофорной теорией окраска соединения связана с наличием в его молекуле так называемых хромофорных групп, к которым относятся –NO2, –N=N–, и т. д., и ауксохромных, которые в присутствии хромофорных усиливают окраску. Ауксохромными являются группы –OH, –NH2 и их производные, например, –O–CH3;
–N(C2H5)2 и др. Присоединение или отщепление протона по этой теории вызывает перестройку молекулы индикатора, в результате которой появляются новые или исчезают существовавшие ранее хромофорные группы и таким образом происходит изменение цвета индикатора. Структурные изменения в растворах метилового оранжевого при изменении pH можно представить схемой:
В воде, нейтральном и щелочном растворе метиловый оранжевый имеет желтую окраску (форма Ind–), при подкислении структура молекулы изменяется и индикатор приобретает красную окраску (форма HInd).
Структурные изменения в молекуле фенолфталеина также связаны с изменением pH:
В качестве кислотно-основных индикаторов используются многие другие группы соединений: сульфофталемины (тимоловый синий и др.), трифенилметановые красители (метиловый фиолетовый и др.) и т.д.
Смешением нескольких индикаторов получают так называемый универсальный индикатор, непрерывно применяющий свою окраску в широком интервале pH и пригодный для приблизительного определения pH в этом интервале.
На константу диссоциации индикатора, его интервал перехода, pH перехода окраски, спектральные свойства влияют присутствие нейтральных электролитов, неводных растворителей, коллоидов, а также температура. Так, например, наличие нейтральных солей в растворе часто вызывает уменьшение интенсивности окраски индикатора, а повышение температуры немного изменяет интервал перехода.