Реферат на тему Індикатори - Хімія - Реферати - Каталог статей - Рефераты курсовые сочинения аудиокниги

Реферат на тему Індикатори. Зміст Кислотно-основні індикатори. Криві титрування і вибір індикатора. Приклади кількісного визначення методом нейтралізації. Методи окисно-відновного титрування ( оксидиметрія). Осаджувальне титрування. Методи аргентометричного визначення галогенів. Комплексонометрія. Суть методу комплексонометрії. Приклади застосування комплексонометрії. Потенціометричне титрування. Контрольні запитання. Кислотно-основні індикатори Для встановлення точки еквівалентності в методі нейтралізації використо-вують кислотно-основні індикатори, які за своєю природою є слабкими орга-нічними кислотами або основами. Згідно з теорією йонних забарвлень Оствальда, недисоційовані молекули індикатора та відповідні їм йони мають різне забарвлення. Наприклад, для індикатора кислотної природи (Hind) у водному розчині існує рівновага Яку описують константою дисоціації індикатора або (1) У разі зміни концентрації гідроген-іонів відбувається зміщення рівноваги, що призводить до збільшення концентрації однієї з форм індикатора і одночас-ного зменшення іншої. При високій концентрації йонів Гідроген 7 (в кислот-ному розчині) переважає молекулярна форма індикатора (HInd), яка визначає забарвлення розчину. У лужному середовищі, навпаки, переважає дисоційова-на форма індикатора (Ind), яка зумовлює інше забарвлення розчину. При певному співвідношенні концентрацій дисоційованої та асоційованої форм індикатора розчин може набувати перехідного забарвлення. Людське око має обмежену здатність сприймати кольори і зазвичай не розрізняє забарвлен-ня однієї з форм індикатора, якщо концентрація її в 10 разів менша, ніж кон-центрація іншої форми. Тому зміна забарвлення будь-якого індикатора стає помітною не за будь-якого значення рН. а лише в межах певної ділянки зна-чень рН. яку називаюсь інтервалом переходу забарвлення індикатора. Вико-риставши рівняння (l), можна обчислити величину інтервалу переходу за-барвлення індикатора Слід зазначити, що механізм зміни забарвлення індикаторів набага-то складніший і не може бути пояснений лише процесами дисоціацій. Сучас-на хромофорна теорія пов'язує зміну забарвлення зі зміною структури мо-лекули індикатора. Згідно з цією теорією, виникнення забарвлення сполуки пов'язане з наявністю в її молекулі так званих хромофорних груп, до яких на-лежать азогрупа —N=N—, нітрогрупа , нітрозогрупа —NO, хіноїдна група та ін., а також ауксохромних груп, які посилюють забарвлен-ня сполуки, наприклад нітро- і гідроксингрупи. Приєднання або відщеплення протона спричинює перебудову структури молекули індикатора, що призводить до виникнення нового хромофора або руйнування існуючого і, відповідно, до зміни забарвлення індикатора. Напри-клад, у разі застосування фенолфталеїну в лужному розчині (рН > 8) відбува-ється утворення хіноїдної структури, яка має малинове забарвлення: У разі використання індикатора метилового оранжевого при рН > 3.1 почи-нає відбуватися перетворення азогрупи, яка зумовлює червоне забарвлення Індикатора, на хіноїдну структуру жовтого кольору Характеристики деяких кислотно-основних індикаторів наведені в табл. 3 Таблиця 3.Характеристики кислотно-основних індикаторів. Індикатор \| Інтервал переходу забарвлення (забарвлення індикатора) \| Забарвлення при Тропеолін 00 Метиловий оранжевий Метиловий червоний Нейтральний червоний Фенолфталеїн Алізариновий жовтий \| \| 2,2 3,75 5,0 7,0 10,7 12,0 \| 1,4(ч.)--- 3,2(ж.) 3,0(р.)---4,4(ж.) 4,2(ч.)---6,2(ж.) 6,8(ч.)---8,0(ж.) 8,2(б.)---10,0(м.) 11,0(ж.)---13,0(буз.) \| Оранжеве Оранжеве Оранжеве Оранжеве Рожеве Лілове Примітка: ч.—червоне; ж.—жовте; р.—рожеве; б.—безбарвне; м.--малинове; буз.—бузкове. Величина інтервалу переходу забарвлення індикатора залежить від темпе-ратури, що пов'язано зі зміною значення константи дисоціації індикатора та йонного добутку води Kw. Наприклад, інтервал переходу метилового оранжевого за кімнатної температури перебуває з межах рН – 3,1—4,4, а за температури ---рН=2,5---3,7. Забарвлення розчину за наявності індикатора залежить також від концент-рації індикатора. Чим вища концентрація індикатора, тим інтенсивніше забарв-лення розчину. Тому для запобігання можливим помилкам рекомендують до-бавляти незначну кількість розчинів індикатора (1-—-2 краплі). Для правильного добору індикатора під час аналізу методом нейтралізації недостатньо знати інтервал переходу забарвлення індикатора, потрібні також дані про зміну рН розчину в процесі титрування.. Це питання вирішують за до-помогою кривих титрування. Криві титрування і вибір індикатора У процесі кислотно-основного титрування відбувається постійна зміна рН розчину. Якщо залежність рН середовища від вмісту кислоти чи лугу в розчині зобразити графічно, то одержимо криву титрування. Залежно від сили кислоти або основи, яку титрують, можна виділити два типи кривих титрування: 1) крива титрування сильної кислоти (основи) сильною основою (кислотою); 2) крива титрування слабкої кислоти (основи) сильною основою (кис-лотою). Розглянемо випадок титрування 50 0,1М розчину сильної кисло-ти НСІ 0,1М розчином лугу НаОН. До початку титрування у вихідному роз-чині кислоти концентрація гідроген-іонів дорівнює 0,1 моль/л, а рН ньо-го розчину становить 1. При поступовому добавлянні робочого розчину лугу відбувається зменшення концентрації гідроген-іонів відповідно , збільшення рН розчину (табл. 4). Відклавши на осі абсцис одержані зна-чення рН, а на осі ординат — об’єм титранту , дістанемо криву титрування (рис.5). На початку титрування рН розчину збільшується дуже повільно, але біля точки еквівалентності (т.е.) відбувається різке збільшення рН розчину від З до 11. Таку різку зміну величини рН у процесі титрування називають стриб-ком титрування. Середина стрибка титрування відповідає тачці еквівалент-ності і у разі взаємодії сильної кислоти з лугом вона збігається з точкою нейтральності (рН = 7). Після стрибка титрування рН розчину починає знову змінюватися дуже повільно. Криву титрування сильної основи сильною кислотою наведено на рис.6. Вона починається в лужному середовищі, стрибок титрування знаходиться в інтервалі рН=11-3, а точка еквівалентності — при рН = 7. Таблиця4. Зміна концентрації йонів Н* і значення рН при титруванні 50 см3 0,1М розчину хлоридної кислоти. Об’єм 0,1 М Розчину Na O H , \| Концентрація \| рН \| Об’єм 0,1 М розчину Na O N, \| Концентрація \| рН 0,0 \| \| 1 \| 50,0 \| 7 40,91 \| \| 2 \| 50,001 \| 8 49,01 \| \| 3 \| 50,01 \| 9 49,90 \| \| 4 \| 50,10 \| 10 49,99 \| \| 5 \| 51,01 \| 11 49,999 \| \| 6 \| 61,11 \| 12 Слід зазначити, що величина стрибка титрування залежить від концентрації кислоти та лугу. Наприклад, якщо титрують розчин NaOH 0.01М розчином НС1, то стрибок титрування трохи менший і знаходиться в діапазоні рН = 9—5. Рис.6. Крива титрування сильної основи сильною кислотою. Далі проаналізуємо зміну рН у процесі титрування слабкої кислоти лу-гом, наприклад, розчину ацетатної кислоти розчином натрій гідроксиду. З рис. 7 випливає, що точці еквівалентності відповідає сдабколужне се-редовище (рН 8,9), що пов'язано з гідролізом натрій ацетату, який утворю-ється в процесі титрування: CCOONa + H2O = CCOOH + NaOH. Якщо, навпаки, слабку основу титрують сильною кислотою, то точка екві-валентності також не збігається з точкою нейтральності і знаходиться в слабко кислому середовищі (рис. 8). Це пов'язано з утворенням у результаті тит-рування солі, що містить катіон слабкої основи і аніон сильної кислоти, яка внаслідок гідролізу створює слабко кисле середовище. Наприклад, під час тит-рування розчину NOH розчином НС1 відбуваються такі реакції: NOH + НС1 -> + Н2О. . Отже, знаючи характер кривої титрування, можна оптимально підібрати індикатор. Для цього беруть до уваги положення стрибка титрування та інтер-вал переходу забарвлення індикатора (див. табл. 3). Слід керуватися таким принципом: інтервал переходу забарвлення індикатора має знаходитись у ме-жах стрибка титрування, тоді вдасться правильно встановити положення точ-ки еквівалентності. Наприклад, під час титрування сильної кислоти сильною основою або нав-паки (стрибок титрування знаходиться в межах рН = 3—11) можна вико-ристати метиловий оранжевий (інтервал переходу 3.0—4.4) та фенолфталеїн (інтервал переходу 8,2—10,0). При титруванні лугом слабкої кислоти або солі, утвореної катіоном слабкої основи і аніоном сильної кислота, стрибок титру-вання знаходиться в межах рН = 8—10, тому з цьому вішалку використову-ють фенолфталеїн. У разі титрування розчином сильної кислоти слабкої основи або солі, утво-реної аніоном слабкої кислоти і катіоном лугу, стрибок титрування, як прави-ло, знаходиться в межах рН = 4—6, тому в цьому випадку можна застосувати метиловий оранжевий. Титрування слабкої кислоти слабкою основою не про-водять, оскільки стрибка на кривій титрування практично немає. Приклади кількісного визначення методом нейтралізації Приготування робочого 0,1М розчину хлоридної кислоти. Приготувати розчин хлоридної кислоти точної концентрації, виходячи з концентрованої кислоти, неможливо. Тому спочатку готують розчин НС1 приблизно 0,1М, а потім шляхом титрування визначають його точну концентрацію. Для приготу-вання 1 дм3 такого розчину потрібно взяти близько 8 см3 концентрованої хло-ридної кислоти (р = 1,19 г/см3) Для встановлення точної концентрації робочого розчину кислоти як вихід-ну речовину використовують декагідрат натрій тетраборат Na2B4O7 I0H2O. Приготування 0,0М розчину бури. Для приготування розчину натрій тетраборату використовують лише перекристалізовану буру, оскільки під час зберігання вона може втрачати певну кількість води. Для нього відважують 140—150 г технічної кристалічної бури, розчиняють при нагріванні (не ви-ще як 60 °С) у 300 см3 води. Одержаний розчин фільтрують крізь паперовий фільтр у фарфорову чашку, яку охолоджують льодом. При безперервному перемішуванні скляною паличкою відбувається утворення дрібнокристаліч-ного осаду, який відфільтровують і промивають невеликою кількістю крижа-ної води. Одержані кристали висушують на повітрі впродовж 2—3 діб. Вису-шування вважають закінченим, якщо дрібні кристали не пристають до скляної палички. Суху речовину зберігають у склянках з притертими пробками. З перекристалізованої бури готують 0,1М розчин натрій тетраборату. Для цього на аналітичних терезах відважують 1,9072 г бури, наважку кількісно переносять у мірну колбу місткістю 100 см3, добавляють дистильовану воду до 3/4 об'єму колби. Після розчинення бури об'єм доводять водою до риски і перемішують. Встановлення точної концентрації хлоридної кислоти. У конічну кол-бу місткістю 250 см3 за допомогою мірної піпетки вносять 10,0 см3 0,1М роз-чину натрій тетраборату, розбавляють дистильованою водою, добавляють 1—2 краплі індикатора метилового оранжевого і виконують титрування до утворення оранжевого забарвлення. Визначення повторюють до одержання трьох результатів з розбіжністю не більш як 0,1 см3. Знаходять середнє зна-чення об'єму робочого розчину і обчислюють концентрацію хлоридної кисло-ти в досліджуваному розчині . Приготування робочого розчину натрій гідроксиду. Розчин натрій гід-роксиду точної концентрації неможливо приготувати, виходячи з сухої ре-човини, оскільки препарат завжди містить воду і карбонати. Отже, кількість речовини NaOH не відповідатиме взятій наважці. Тому для приготування розчину відважують на технічних терезах 45 г натрій гідроксиду, вносять у фарфорову чашку і розчиняють у 60 см3 дистильованої води. Коли утворить-ся осад натрій карбонату, обережно зливають з нього розчин лугу в чисту кол-бу ї добавляють 950 см3 дистильованої води. Отриманий розчин буде при-близно 1М. Після цього розбавлянням цього розчину в 10 разів отримують 0,1М розчин лугу. Виготовлений розчин переносять у склянку і закривають пробкою з поглинальною трубкою, заповненою натронним вапном для запобігання взаємодії з вуглекислим газом повітря. Встановлення точної концентрації розчину натрій гідроксиду за 0,1М розчином хлоридної кислоти. Для встановлення точної концентрації натрій гідроксилу використовують робочий розчин хлоридної кислоти. Як зазнача-лося вигне, як індикатор можна використовувати метиловий оранжевий або фенолфталеїн. Однак у зв'язку з тим, що луги завжди честять домішки соди, краше брати метиловий оранжевий. Визначення проводять так. У колбу для титрування за допомогою мірної пі-петки вносять 10,0см3 0,1М розчину хлоридної кислоти, добавляють 2—3 крап-лі розчину метилового оранжевого і титрують розчином лугу до утворення оранжевого забарвлення. Титрування повторюють до одержання трьох ре-зультатів, що відрізняються не більш ніж на 0,1 см3. Знаходять середнє зна-чення об'єму титранту обчислюють точну концентрацію розчину натрій гідроксиду. Визначення вмісту хлоридної кислоти в розчині. Для визначення кон-центрації хлоридної кислоти точний об’єм досліджуваного розчину вносять у мірну колбу місткістю 100 см3, доводять об'єм розчину до риски водою і обе-режно перемішують. У колбу для титрування піпеткою переносять 10,0 см3 отриманого розчину, добавляють 2—3 краплі метилового оранжевого і титру-ють робочим розчином лугу до утворення оранжевого забарвлення розчину. За результатами трьох титрувань, що відрізняються не більш ніж на 0,1 см3, обчислюють масову частку хлоридної кислоти в розчині . Визначення вмісту хлоридної кислоти в шлунковому соку. Визначення кислотності шлункового соку є важливим методом клінічного обстеження. Як правило, кислотність шлункового соку виражають у клінічних ( умовних титри-метричних) одиницях, тобто об'ємом (у кубічних сантиметрах) 0,1М розчину лугу, витраченого на титрування 100 см3 профільтрованого шлункового соку. Одна клінічна одиниця відповідає концентрації хлоридної кислоти 1 ммоль/дм3. У клінічному аналізі розрізняють: а) загальну кислотність: б) зв'язану кис-лотність; з) вільну хлоридну кислоту. Загальна кислотність дорівнює сумі зв'язаної кислотності та вільної хло-ридної кислоти і в нормі становить 40—60 клінічних одиниць (кл. од.). Вміст вільної хлоридної кислоти становить 20—40 КБ. од. Зв'язана кислотність зумовлена наявністю фосфатів, хлоридів білків та інших азотистих основ. Визначення різних видів кислотності можна провести в одній і тій самій порції свіжого шлункового соку методом нейтралізації з використанням інди-каторів з різними інтервалами переходу. Для визначення загальної кислотності застосовують фенолфталеїн. Вільну хлоридну кислоту визначають за наявності індикатора диметилового жовтого до переходу забарвлення з рожевого у цегляно-жовте. Методи окисно-відновного титрування (оксидиметрія) Низку методів кількісного аналізу, що ґрунтуються на окисно-відновних реакціях, об'єднують під загальною назвою оксидиметрія. За допомогою цих методів визначають вміст відновників та окисників у розчинах. Залежно від того, яку конкретну окисно-відновну реакцію використовують, з оксидиметрії розрізняють окремі методи: перманганатометрія (реак-ція відновлення калій перманганат} йодометрія (відновлення йолу або окиснення йодид-іона). броматометрія (реакція відновлення калій бро-мату) тощо. З перелічених методів найширшого застосування в клі-нічній та санітарно-гігієнічній практиці набули перманганатометрія та йодометрія. У процесі окисно-відновного титрування змінюється співвідношення окисленої та відновленої форм, а отже, окисно-відновний потенціал системи згід-но з рівнянням Нернста—Петера. Використовуючи це рівняння, можна обчислити величину окисно-відновного потенціалу для будь-якого моменту процесу титрування і побудува-ти криву титрування, що виражає залежність окисно-відновного потенціалу системи від об'єму добавленого титранту. Наприклад, у разі титрування розчину ферум (ІІ) сульфату розчином КМпО4 крива титрування має ви-гляд, зображений на рис.9. Як видно з рисунка, на початку титрування окисно-відновний потенціал дуже повільно збільшується, а біля точки екві-валентності — різко зростає (стрибок потенціалу). Різкий стрибок потен-ціалу дає змогу використовувати для визначення точки еквівалентності без-посереднє потенціометричне вимірювання або окисно-відновні (редокс-) індикатори. У методах окисно-відновного титрування використовують два типи інди-каторів:— індикатори, що змінюють своє забарвлення за певного значення окис-но-відновного потенціалу системи, так звані редокс-індикатори;— індикатори, які змінюють своє забарвлення при надлишку титранту або при повному перетворенні аналізованої речовини — специфічні інди-катори. Прикладом редокс-індикаторів є дифеніламін, який використовують для визначення деяких відновників. Якщо окисно-відновний потенціал більший за 0,76 В. Дифеніламін окислюється до дифенібензидину, забарвленого в си-ній колір. Схематично цей процес можна зобразити так: Із специфічних індикаторів використовують, наприклад, крохмаль, який за наявності вільного йоду утворює з ним адсорбційні сполуки, що надають роз-чину синього забарвлення. Перманганатометрія Метод перманганатометрії ґрунтується на реакції окиснення різних речовин перманганат-іоном, тобто робочим розчином є розчин КМпО4. Реакцію проводять у сильно кислотному середовищі в якому перманганат-іон МnО4 виявляє найсильніші оксидаційні властивості і може реагувати з більшістю відновників. При відновленні калій перманганату утворюються практично безбарвні йони Мангану(ІГ). Для встановлення точки еквівалентності немає потреби використовувати індикатори, оскільки сам перманганат-іон інтенсивно забарвлений і надлишкова крапля титранту зумовлює рожеве забарвлення розчину. Тому титрування проводять до появи блідо-рожевого забарвлення, яке не зникає упродовж 30с. Перманганатометрію використовують у клінічній практиці для визначення сечової кислоти, ферменту каталази, йонів Кальцію та Калію в крові, з санітарно-гігієнічній практиці — для дослідженні якості питної води та аналізу стічних вод. Осаджувальне титрування У методі осаджувального титрування використовують реакції, в результаті яких утворюються малорозчинні сполуки сталого складу. Найважливішими вимогами, які висувають до цих реакцій, є невелике значення добутку розчин-ності осаду та його швидке утворення. Найширше в кількісному аналізі використовують методи, що базуються на утворенні малорозчинних галогенідів Аргентуму (аргентометрія) Як відомо, зміну певних параметрів розчину від об'єму добавленого титранту в процесі титрування виражають за допомогою кривих титрування. Наприклад, криву аргентометричного титрування хлорид-іонів можна побу-дувати за залежністю рСІ від об'єму добавленого робочого розчину аргентум нітрату (рис. 10) У точці еквівалентності спостерігаєть-ся стрибок титрування, який дає змогу встановити кінцеву точку титрування і підібрати необхідний індикатор. Слід зазначити, що величина стрибка тит-рування залежить від значення добутку розчинності утвореної малорозчинної сполуки. Рис.10. Для встановлення точки еквівалентності в методі аргентометрії викорис-товують кілька типів індикаторів. Наприклад, визначення хлоридів за мето-дом Мopa проводять використовуючи як індикатор калій хромат який у точці еквівалентності утворює цегляно-червоний осад аргентум хро-мату. Під час визначення галогенід-іонів за методом Фольгарда використовують солі Феруму(Ш), які за наявності тїоціанат-іонів утворюють комплексний ка-тіон червоного кольору. Крім того, використовують індикатори, які здатні адсорбуватися на осаді і при цьому змінювати своє забарвлення. Наприклад, для визначення хлори-дів методом Фаянса використовують флуоресцеїн, а бромідів та йодидів — еозин. Методи аргентометричного визначення галогені дів Метод Мора. Цей метод визначення хлоридів і бромідів найпростіший. Як робочий розчин використовують розчин аргентуму нітрату AgNO3., який кількісно і швидко реагує з хлорид- та бромід-іонами з утворенням малороз-чинних сполук. Точку еквівалентності визначають за допомогою калій хромату, який утво-рює малорозчинну сіль червоного кольору лише після осадження хлоридів і бромідів. Це пояснюється тим, що характеризується більшою розчинністю, ніж AgCl і AgBr. Тід час титрування спочатку випадають осади броміду і хлориду аргентуму, а потім аргентум хромат. При цьому для запобігання передчасному утворенню осаду, яке може бути спричинене надлишком індикатора, слід брати однакові кількості калій хромату . Недоліком цього методу є те, що визначення можна проводити лише в нейт-ральному середовищі, оскільки в лужному розчині відбувається утворення саду аргентум оксиду, а в кислотному середовищі осад аргентум хромату розчиняється. Крім того визначення неможливе за наявності йонів Ва2, Bі3, Pb2,. що утворюють осади з хромат-іонами. Завдяки простоті виконання й достатній точності метод Мора застосову-ють у практиці клінічних лабораторій для визначення хлоридів у біологічних рідинах (кров, сеча, шлунковий сік), аналізу питної води та продуктів харчу-вання. Метод Фольгарда. У методі Фольгарда використовують два робочих роз-чини — аргентум нітрат AgNО3 і амоній тіоціат. В основі цього ме-тоду лежить реакція утворення осаду під час взаємодії йонів Аргентуму і тіоціанат-іонів. Визначення галогенід-іоніз проводять за методикою оберненого титрування, за якою до аналізованого розчину добавляють надлишок робочого розчину аргентум нітрату (точний об'єм), а потім аргентум нітрат, що не прореагував титрують робочим розчином амоній роданіду. Кінець титрування визначають за допомогою індикатора — залізоамонійного галуну, що містить йон Ферумум (Ш), і тому в точці еквівалентності утворюється комплексна сполука з тіоціанат-іонами, забарв-лена в червоний колір. Використовують насичений водний розчин індикатора, підкислений нітратною кислотою, який добавляють до аналізованого розчину в об'ємі 1—2 см3. Перевагою методу Фольгарда перед методом Мора є можливість визначення галогенід-іонів у кислотному середовищі. Метод Фаянса. У методі Фаянса для встановлення точки еквівалентності використовують адсорбційні індикатори, наприклад флуоресцеїн, який засто-совують для визначення хлоридів: Комплексонометрія Суть методу комплексонометрії Під комплексонометрією розуміють групу методів об'ємного аналізу, що ґрунтуються на використанні як робочих розчинів органічних реагентів — амінополікарбонових кислот (комплексонів), які виступають у ролі полідентатних лігандів . Комплексоутворювальна здатність комплексонів настільки висока, що вони реагують навіть з тими металами, які зі зви-чайними лігандами не утворюють комплекси, наприклад з йонами Магнію та Кальцію. З комплексонів найчастіше використовують дигідрат динатрієвої солі етнлендіамінтетраацетатної кислоти : Характерно, що трилон Б утворює стійкі комплекси з катіонами металів у мольному співвідношенні 1 : 1 незалежно від валентності металу. Найбільшу стійкість мають комплекси чотиривалентних катіонів навіть у сидьнокислотних розчинах з рН< 1, а з катіонами двовалентних металів вони стійкі й у луж-ному середовищі. Будову комплексної сполуки, утвореної в результаті реакції трилону Б з йонами металу, можна подати такою структурною формулою: Слід зазначити, що константа стійкості комплексів катіонів металів з трилоном Б залежить від кислотності середовища. Для більшості катіонів металів реакція з трилоном Б кількісно відбувається в слабко лужному середовищі. Однак у процесі реакції утворюються катіони Гідрогену і рН розчину знижується, що може призвести до руйнування утвореного ком-плексу. З метою створення та підтримання сталого слабко лужного середо-вища в процесі титрування використовують аміачний буферний розчин з pH=8—9. Робочим розчином методу комплексонометрії є розчин трилону Б—дигідрату динатрієвої солі етилендіамінтетраацетатної кислоти . Для встановлення точки еквівалентності застосовують металохромні індикато-ри — органічні речовини, здатні утворювати з катіонами металів забарвлені внутрішньо комплексні сполуки, зокрема хромоген чорний (еріохром чорний Т): При добавлянні до досліджуваного розчину, що містить катіони металів, такого індикатора утворюється комплексна сполука, забарвлення якої відріз-няється від забарвлення вільної форми індикатора. У процесі титрування роз-чином трилону Б забарвлені комплекси металу з індикатором руйнуються з виділенням вільного індикатора, і в точці еквівалентності розчин набуває за-барвлення вільної форми індикатора. Наприклад, піл час титрування катіонів розчином трилону Б за наявності хромогену чорного спочатку катіо-ни металу утворюють комплекс з індикатором, забарвлений у червоний колір: Синій Червоний У процесі титрування вільні катіони Кальцію реагують з титрантом: Біля точки еквівалентності відбувається руйнування комплексу індикатора з кальцій-іоном і забарвлення розчину змінюється на синє: Приклади застосування комплексонометрії Метод комплексонометрії широко застосовують для визначення катіонів та ін. Крім того, його використовують у санітарно-гігієнічній практиці для визначення загальної твердості води, вмісту в ній суль-фатів та деяких інших компонентів. Визначення вмісту йонів Кальцію у досліджуваному препараті. Для визначення вмісту Кальцію точну наважку препарату Кальцію (близько 0,5 г) переносять у мірну колбу місткістю 100 см3, розчиняють її в дистильованій воді, доводять об'єм розчину до риски і перемішують. У колбу для титрування вносять піпеткою 10,0 см3 отриманого розчину, розбавляють дистильованою водою до 70—80 см3, добавляють 5 см3 аміачної буферної суміші і 5 крапель індикатора. Отриману суміш титрують розчином трилону Б до переходу вин-но-червоного забарвлення в синє, якщо як індикатор був узятий еріохром чор-ний. Перед закінченням титрування розчин трилону Б слід добавляти обережно, по одній краплі. В кінці титрування червонуватий відтінок має зовсім зникнути. Розчин набуває синього кольору із зеленуватим відтінком. Якщо використовують індикатор хромоген темно-синій, то рожеве забарвлення розчину переходить у сине. Поява фіолетового забарвлення свідчить про наближення точки еквівалентності. Коли розчин стане фіолетовим, трилон Б слід добавляти обережно. В точці еквівалентності фіолетове забарвлення зникне і розчин набуде синього кольору. При застосуванні будь-якого з цих індикаторів першу порцію відтитрованого розчину корисно залишити як свідок: Визначення повторюють до одержання трьох результатів з розбіжністю не більш як О,1см3. Знаходять середнє значення об'єму робочого розчину і об-числюють концентрацію кальцїй-їонів у досліджуваному розчині. . Потенціометричне титрування Потенціометричний метод визначення рН порівняно з індикаторами має низку переваг: високу точність вимірювання рН ( 0,02—0,05 одиниці); можливість визначення рН багатокомпонентних систем та забарвлення розчинів. Потенціометричне титрування застосовують для визначення концентрації розчинів сильних і слабких електролітів. Основні переваги цього методу перед титриметричним методами аналізу з використанням індикаторів — високі точність і чутливість, а також можливість проводити визначення більш розбавлених розчинів. Крім того, потенціо-метричне титрування дає змогу визначати концентрацію кількох речовин у розчині без їх попереднього розділення та проводити титрування каламутних і забарвлених розчинів. Застосування неводних розчинників дає можливість проводити аналіз речовин, що не титруються у водних розчинах, розклада-ються або не розчиняються у воді. Принцип методу полягає у визначенні точки еквівалентності за результа-тами вимірювання ЕРС. Поблизу точки еквівалентності відбувається різка зміна (стрибок) ЕРС гальванічного елемента або потенціалу індикаторного електрода. Для визначення концентрації розчинів складають гальванічне коло з інди-каторного електрода та електрода порівняння. Індикаторним називають електрод, який реагує на зміну активності ви-значуваного йона в розчині, електродом порівняння— електрод зі сталою величиною електродного потенціалу. Як зазначалося вище, як електроди по-рівняння використовують хлорсрібний — Ag / AgCI, KCI та каломельний — Hg \| ,KCI Величина ЕРС гальванічного елемента контролюється в про-цесі титрування. Зміну електро-рушійної сили під час титру-вання зображено на рис А, називають інтегральною кривою поте-нціометричного титрування. Різка зміна електрорушійної сили, або стрибок ЕРС, що виникає внаслідок зміни потенціалу індикаторного електрода, відпо-відає точці еквівалентності. Величина стрибка залежить від концентрації еле-ктроліту та його сили. Наприклад, зі зменшенням сили кислоти та концентра-ції розчину стрибок титрування зменшується, тому при титруванні слабких кислот і основ або дуже розбавлених розчинів сильних кислот чи основ визна-чити точку еквівалентності важко, оскільки на кривій титрування не буде стрибка. У таких випадках використовують диференціальну потенціометрич-ну криву, яку будують у координатах ,де — зміна електрорушійної сили після добавляння кожного наступного об'єму титранту, а— об'єм добавленого титранту. Точці еквівалентності відповідає макси-мум на такій кривій титрування. Якщо в розчині є кілька йонів, що вступають у взаємодію з титрантом, то за певних умов відбувається ступінчасте осадження або нейтралізація аналі-зованих речовин. На кривій титрування (рис .В) у цьому разі спостеріга-тиметься кілька стрибків ЕРС, або максимум , кожен з яких відповідатиме нейтралізації чи осадженню певного йона. Потенціометричні методи аналізу класифікують, як і звичайні об'ємні методи. В основу покладені різні типи хімічних реакцій. Контрольні запитання Що називають інтервалом переходу забарвлення індикатора? Що таке крива титрування? За якими правилами проводять вибір індикатор? Які типи індикаторів використовують у методах окисно-відновного титрування? Чи використовують індикатори в методі перманганатометрії? Чи використовують індикатори у методах Мора, Фольгарда, Фаянса? Які індикатори застосовують у методах комплексонометрії? Чому використовують індикатори у потенціометричному титруванні?
1 2 3 4 5 Категория: Хімія \| Добавил: Aspirant (03.05.2013)
Просмотров: 2302 \| Комментарии: 1 \| Рейтинг: 0.0/0

Всего комментариев: 0


Имя *:
Email *:

Код *: