- •Введение
- •Титриметрические методы анализа
- •Растворы, применяемые в титриметрическом методе анализа
- •Способы титрования
- •Кислотно-основноЕ титрованиЕ
- •Лабораторная работа 1 Определение содержания уксусной кислоты в растворе методом кислотно-основного титрования
- •Приготовление первичного стандарта янтарной кислоты hoocch2ch2cooh.
- •Приготовление и стандартизация титранта (раствора NaOh).
- •Определение содержания уксусной кислоты в исследуемом растворе
- •4. Статистическая обработка результатов анализа [5].
- •Лабораторная работа 2 Определение содержания этилендиамина в растворе методом кислотно-основного титрования
- •1. Приготовление первичного стандарта карбоната натрия (Na2co3).
- •2. Приготовление и стандартизация титранта (раствора hCl)
- •3. Определение содержания этилендиамина в исследуемом растворе
- •Статистическая обработка результатов анализа
- •Контрольные вопросы и задачи к лабораторным работам № 1,2 Теоретические вопросы
- •Практические вопросы
- •Комплексонометрическое титрование
- •2) Комплексон II (этилендиаминтетрауксусная кислота, эдту, h4y)
- •Расчетные формулы для построения кривых титрования в комплексонометрии
- •Классификация методов комплексонометрического титрования
- •Лабораторная работа 3 Определение содержания кальция (II) и магния (II) в растворе при совместном присутствии методом комплексонометрии
- •1. Стандартизация титранта – раствора эдта (Na2h2y)
- •4. Статистическая обработка результатов анализа
- •Лабораторная работа 4 Определение содержания меди(II) в растворе методом комплексонометрии
- •1. Стандартизация титранта - раствора эдта (Na2h2y).
- •2. Определение содержания меди (II) в растворе.
- •3. Статистическая обработка результатов анализа
- •Контрольные вопросы и задачи к лабораторным работам № 3 и № 4 Теоретические вопросы
- •Окислительно-восстановительное титрование
- •Кривые титрования
- •Константа равновесия редокс-реакции
- •Индикация точки эквивалентности при окислительно-восстановительном титровании
- •Перманганатометрия
- •Хроматометрия
- •Йодметрия
- •Йодатометрия
- •Лабораторная работа 5 Определение содержания меди (II) в растворе методом йодометрического титрования
- •1 Приготовление и стандартизация рабочего раствора тиосульфата натрия (Na2s2o3)
- •2. Определение содержания меди (II) в исследуемом растворе
- •3. Статистическая обработка результатов анализа
- •4. Статистическая обработка результатов определения содержания меди (II) в растворе, полученных двумя методами (комплексонометрия и йодометрия).
- •Контрольные вопросы и задачи к лабораторной работе № 5 Теоретические вопросы
- •Броматометрия
- •Лабораторная работа 6 Определение содержания фенолфталеина в растворе методом бромид-броматометрии с йодОметрическим окончанием
- •Сущность метода определения фенолфталеина
- •1. Приготовление стандартного раствора бромата калия.
- •2. Стандартизация рабочего раствора Na2s2o3 (стандартизовать, не разбавляя!)
- •3. Приготовление анализируемого спиртового раствора фенолфталеина
- •4. Определение содержания фенолфталеина
- •5. Статистическая обработка результатов анализа
- •Контрольные вопросы и задачи к лабораторной работе № 6 Теоретические вопросы
- •Нитритометрия
- •Лабораторная работа 7 Анализ лекарственных препаратов производных п-аминобензолсульфаниламида методом нитритометрии
- •1. Стандартизация раствора NaNo2.
- •2. Определение содержания сульфаниламида в препарате
- •Статистическая обработка результатов анализа
- •Контрольные вопросы и задачи к лабораторной работе № 7
- •Библиографический список ПриложениЯ
Окислительно-восстановительное титрование
Окислительно-восстановительные взаимодействия связаны с переносом электронов между реагирующими частицами – молекулами, ионами или комплексами. Окислением называется реакция, связанная с потерей электрона реагирующей частицей, восстановлением – реакция, связанная с приобретением электронов. Частицу, отдающую электрон, называют восстановителем, а принимающую электроны – окислителем. Молярное отношение между окисляющимся веществом и восстанавливающимся веществом должно быть таково, что число электронов, отданных одним веществом, равно числу электронов, принятых другим. Это следует учитывать при составлении окислительно-восстановительных реакций. Любую реакцию можно представить, как сумму полуреакций.
5Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
5 Fe2+ - e → Fe3+
1 MnO4- + 5e + 8H+ → Mn2+ + 4H2O
Мерой движущей силы полуреакции является электродный потенциал окислительно-восстановительной системы, который определяется как ЭДС гальванического элемента, составленного из исследуемой ОВ – системы в паре со стандартным водородным электродом, потенциал которого принят за 0,00 В при любой температуре.
Например:
(+) Cu | Cu2+ || H+ | H2 (Pt) (–) Cu2+ + 2е « Cu0 H2 – 2е « 2H+
(–) Zn | Zn 2+ || H+ | H2 (Pt) (+) Zn 0– 2е « Zn 2+
2H+ + 2е « H2
Под равновесным электродным потенциалом понимают потенциал, устанавливающийся на металлическом электроде в растворе своей соли (на инертном электроде, погруженном в раствор, содержащий ОВ – систему) в отсутствие электрического тока.
Стандартный электродный потенциал Е0 – это равновесный потенциал, который данная окислительно-восстановительная система имеет в том случае, когда все компоненты, участвующие в полуреакции, находятся в стандартном состоянии, т.е. их активности равны единице ( ). Мы будем считать, что состояние иона близко к стандартному, если его концентрация составляет 1 моль/дм3. (Потенциалы, измеренные в паре со стандартным водородным электродом при активности ионов равной 1 и температуре 25°С, называются стандартными электродными потенциалами и обозначаются , ( прил. 6).
По соглашению Международного союза по теоретической и прикладной химии (IUPAC) термин «электродный потенциал» относится исключительно к полуреакциям, записанным в форме реакции восстановления.
Например:
Cu2+ + 2е « Cu0 = + 0,337 В.
Zn 2+ + 2е « Zn0 = – 0,76 В.
За знак электродного потенциала принимают действительный знак изучаемого электрода относительно стандартного водородного электрода, который указывает направление самопроизвольного протекания процесса. Так, положительный знак медного электрода означает, что реакция
Cu2+ + Н2 « Cu0 + 2Н+
при обычных условиях протекает в сторону выделения металлической меди (слева направо). С другой стороны, отрицательный знак электродного потенциала цинка означает, что аналогичная реакция
Zn 2+ + Н2 « Zn0 + 2Н+
самопроизвольно протекает в сторону растворения металлического цинка (справа налево).
Зависимость между величиной электродного потенциала полуреакции и концентрацией потенциалопределяющих ионов (компонентов ОВ – системы) выражается уравнением Нернста.
(24)
где Е – потенциал, В;
– стандартный электродный потенциал, В;
R – газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль·К);
Т – абсолютная температура, К (273 + t°С);
n – число электронов, участвующих в реакции;
F – число Фарадея, 96485,3399 0,0024 Кл/моль;
[Ox], [Red] – соответственно равновесные концентрации окисленной и восстановленной форм;
a, b – стехиометрические коэффициенты.
При температуре 25°С и переходе к десятичным логарифмам получаем уравнение в виде
. (25)
В процессе титрования происходит изменение потенциала титруемой системы, так как постоянно меняется соотношение , однако после каждой порции добавленного титранта в растворе устанавливается состояние равновесия (ЕOx = ERed = Eсист). Наиболее резкое изменение потенциала происходит вблизи точки эквивалентности.