- •Применение закона действующих масс к растворам электролитов Электролитическая диссоциация Электролиты и неэлектролиты. Теория электролитической диссоциации
- •Общая характеристика электролитов
- •Слабые электролиты
- •Сильные электролиты
- •Теория кислот и оснований. Буферные растворы Теория кислот и оснований
- •Буферные растворы Определение буферных систем и их классификация
- •Механизм действия буферных систем
- •Вычисление рН и рОн буферных систем. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха
- •Буферная емкость
- •Гетерогенные равновесия Константа растворимости. Правило растворимости осадков
- •1. Если стехиометрическое произведение молярных концентраций ионов труднорастворимого электролита в растворе равно величине егоKs (или пр) при данной температуре
- •2. Если стехиометрическое произведение молярных концентраций ионов в растворе электролита меньше величины его ks
- •3. В перенасыщенном растворе стехиометрическое произведение молярных концентраций труднорастворимого электролита больше величины его ks
- •Образование и растворение осадков
- •Однотипные и разнотипные конкурирующие равновесия в гетерогенных системах
- •Определение комплексных соединений и их общая характеристика
- •Строение комплексных соединений
- •Классификация комплексных соединений
- •Диссоциация комплексных соединений
- •Гидролиз солей
- •3. Соли, образованные сильной кислотой, но слабым основанием:
- •Количественный анализ основы титриметрического метода анализа Химический эквивалент
- •Молярная масса эквивалентов вещества
- •Химическое количество эквивалентов вещества
- •Молярная концентрация эквивалентов вещества
- •Закон эквивалентов
- •Титриметрический анализ Общая характеристика метода
- •Требования, предъявляемые к реакциям, которые используют в титриметрии
- •Способы титрования
- •Способы приготовления рабочих растворов
- •Правила работы с мерной посудой при проведении аналитических измерений
- •Мерные колбы
- •Пипетки
- •Бюретки
- •Проведение титрования
- •Кислотно-основное титрование Общая характеристика метода
- •Определение точки эквивалентности в кислотно-основном титровании. Кислотно-основные индикаторы
- •Подбор индикаторов при кислотно-основном титровании
- •Кривые титрования многоосновных (полипротонных) кислот, многокислотных оснований и их солей
- •Применение кислотно-основного титрования
- •Редоксиметрия Общая характеристика и классификация методов
- •Кривые титрования в редоксиметрии
- •Способы определения точки эквивалентности
- •Перманганатометрия
- •Иодометрия
- •Физико-химические методы анализа Практическое применение электропроводности
- •Потенциометрия
- •Хроматография Общая характеристика метода
- •Классификация хроматографических методов анализа
- •Методика разделения и идентификации компонентов смеси
- •Содержание
Титриметрический анализ Общая характеристика метода
Титриметрия(от франц.titre- качество, характеристика и греч.metrеo– измеряю),совокупность методов количественного анализа, основанных на точном измерении количества реагента, израсходованного на реакцию с определяемым веществом.
Наибольшее применение титриметрия получила для определения концентраций веществ в растворах. В этом случае она называется иначе объёмным анализом. В основе титриметрического (объёмного) анализа лежит закон эквивалентов.
При проведении анализа используют два раствора. Один из них называется анализируемым, илиисследуемым. Он содержит в своём составе определяемое вещество Х неизвестной концентрации.
Второй раствор, называемый рабочим раствором, илититрантом, содержит реагент Хт, способный в стехиометрическом соотношении и необратимо взаимодействовать с веществом исследуемого раствора.
Молярная концентрация химического эквивалента вещества в рабочем растворе известна с большой точностью.
В ходе анализа к точно отмеренному объёму одного из растворов (рабочего или исследуемого), содержащему соответствующее число молей химического эквивалента растворённого вещества, с помощью бюретки постепенно (по каплям) добавляют второй раствор. Этот процесс называется иначе титрованием. При этом вещества исследуемого и рабочего растворов начинают друг с другом взаимодействовать, образуя соответствующие конечные продукты.
Добавление второго раствора, или процесс титрования, прекращают, когда исходные вещества расходуются полностью, и в реакционной смеси будут присутствовать только продукты реакции. Суммарный объём добавленного по каплям второго раствора легко определяется по шкале, нанесённой на бюретку. Согласно закону эквивалентов, в нём будет содержаться такое же число молей эквивалентов растворённого вещества, как и в объёме первого раствора. Математически это можно записать следующим образом:
c[1/z*(X1)]·V1 = c[1/z*(X2)]·V2
где V1 и V2 – объёмы исследуемого и рабочего растворов, соответственно; c[1/z*(X1)]·и c[1/z*(X2)] – молярные концентрации эквивалентов веществ исследуемого и рабочего растворов, соответственно.
В приведённом выше уравнении мы не знаем только c[1/z*(X1)], которую можем теперь рассчитать следующим образом:
Момент полного расходования в результате реакции веществ рабочего и исследуемого растворов называется иначе точкой эквивалентности.
На практике во многих случаях определяют не точку эквивалентности, а конечную точку титрования, которая должна максимально совпадать с точкой эквивалентности для получения минимальной погрешности титрования. Определение конечной точки титрования является важнейшей задачей в титриметрии.
Фиксировать её можно визуально по изменению окраски реакционной среды или инструментально по достаточно резкому изменению какой-либо физической характеристики раствора, зависящей от концентрации в нём определяемого вещества, а именно: окислительно-восстановительного потенциала, оптической плотности, электрической проводимости, количества электричества и т.п.
Соответственно, различают потенциометрическое, фотометрическое, кондуктометрическое, кулонометрическое титрования.
Процесс титрования сопровождается изменением в системе концентраций реагента, определяемого вещества и продуктов реакции. Это удобно изобразить графически в виде так называемой кривой титрованияв координатах: концентрация определяемого вещества (или пропорциональная ей какая-либо физическая характеристика раствора) – объём добавленного титранта (рис. 40, 41).
Рис. 40. Изменение с(н+) при титровании сильной кислоты сильным основанием
Иногда по оси ординат откладывают значения lgс/(1/zХ) (или величины, пропорциональной ей), получая так называемую логарифмическую кривую титрования (рис. 54)
Кривые титрования строят на основании экспериментально измеренных значений какого-нибудь свойства реакционной системы в зависимости от объёма добавленного титранта. Они служат для определения точки эквивалентности, в области которой измеряемое свойство раствора обычно изменяется резко и скачкообразно.
Рис. 41. Кривая титрования 100,0 мл 0,1 М FeS04раствором 0,02 МKМnO4при с(н+) - 1,0 моль/дм3. Е – окислительно-восстановительный потенциал системы
В титриметрическом анализе используют разные виды классификации. Как было показано выше, в зависимости от способа определения точки эквивалентности различают титрование с цветными индикаторами, потенциометрическое, фотометрическое, кондуктометрическое, кулонометрическое, амперометрическое титрования.
В зависимости от типа химической реакции, протекающей между веществами исследуемого и рабочего растворов, различают: кислотно-основное титрование(в основе его лежит реакция нейтрализации, протекающая между соответствующими кислотой и основанием),окислительно-восстановительное титрование, либо оксидиметрия(используется окислительно-восстановительная реакция),комплексонометрическое титрование, или комплексонометрия(основана на реакциях, сопровождающихся образованием малодиссоциирующих комплексных соединений либо ионов),титрование по методу осаждения(используется реакция, сопровождающаяся образованием малорастворимого соединения).
В зависимости от того, какое вещество входит в состав рабочего раствора (титранта), различают: перманганатометрию (KMnO4),иодометрию (I2),дихроматометрию(K2Cr2O7),аргентометрию(AgNO3),меркуриметрию(Hg(NO3)2,ацидиметрию (титрантом является раствор кислоты),алкалиметрию(титрантом является раствор щёлочи).
Титриметрический анализ возник в середине XVIIIвека сначала как один из методов промышленного контроля, а затем очень быстро развился в самостоятельный раздел химической науки. Он отличается малой трудоемкостью, простотой аппаратурного оформления, высокой точностью и скоростью исполнения. В настоящее время титриметрия широко применяется при контроле технологических процессов, в научных исследованиях, медицине, биохимических и санитарно-гигиенических определениях.
Например, в клинической практике титриметрию используют для определения кислотности желудочного сока и других биологических жидкостей, щелочного резерва крови и плазмы, содержания в тканях и биологических жидкостях ионов металлов: K+,Ca2+,Mg2+и др.