Построение кривых титрования и подбор индикаторов

По данным табл. 4.3 построить кривую титрования и подобрать индикатор:

Таблица 4.3. Исходные данные для расчета и построения кривых титрования

№ п/п	Титруемое вещество; С, моль экв/л	Титрант; С, моль экв/л
	CH3COOH 0,25	NaOH 0,3
	CH3CH2NH2 (этиламин) 0,2	HCl 0,4
	NH4OH 0,07	HCl 0,2
	HCOOH 0,01	KOH 0,1
	(CH3)2NH (диметиламин) 0,15	HCl 0,3
	(CH3CH2)2NH (диэтиламин) 0,1	HCl 0,3
	C3H7COOH (масляная кислота) 0,02	NaOH 0,05
	C6H5CH(OH)COOH (миндальная кислота) 0,2	KOH 0,5

Окончание табл. 4.3

№ п/п	Титруемое вещество; С, моль экв/л	Титрант; С, моль экв/л
	CH3CH(OH)COOH (молочная кислота) 0,02	NaOH 0,05
	H2NCH2CH2OH (этаноламин) 0,08	HCl 0,1
	C4H9COOH (валерьяновая кислота) 0,2	KOH 0,25
	C5H11COOH (капроновая кислота) 0,5	NaOH 0,4
	HNO2 0,2	KOH 0,3
	C6H5CH=CHCOOH (коричная кислота) 0,3	NaOH 0,4
	C2H5COOH (пропионовая кислота) 0,1	KOH 0,2
	CH2(OH)CH(OH)COOH (глицериновая кислота) 0,4	КОН 0,5

4.4. План коллоквиума «Титриметрические методы анализа. Метод кислотно-основного титрования»

1. Титриметрические методы анализа. Сущность титриметрии. Требования к реакциям, используемым в титриметрии. Способы титрования. Способы выражения концентрации растворов. Первичные и вторичные стандартные растворы, способы их приготовления. Классификация титриметрических методов анализа.

2. Метод кислотно-основного титрования, его аналитические возможности.

3. Индикаторы метода, требования к ним. Теория индикаторов. Основное уравнение теории индикаторов. Основные характеристики индикаторов. Универсальные и смешанные индикаторы.

4. Кривые титрования метода нейтрализации. Скачок на кривой титрования. Факторы, влияющие на величину скачка. Правило выбора индикатора. Кривые титрования сильных и слабых кислот основаниями, сильных и слабых оснований кислотами. Кривые титрования солей слабых кислот и солей слабых оснований. Кривые титрования многоосновных кислот и их солей. Кривые титрования смесей кислот, смесей оснований, смесей кислота+соль, основание+соль.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЕ

ТИТРОВАНИЕ

Основные положения

Методы окислительно-восстановительного титрования основаны на использовании окислительно-восстановительных реакций (ОВР).

Рабочими служат растворы окислителей (окислительное титрование) и восстановителей (восстановительное титрование). Обычно рекомендуется готовить рабочие растворы с концентрацией 0,05 моль экв/л. Почти все они являются вторичными стандартами.

Классификация методов основана на применяемых рабочих растворах. Например, перманганатометрия (титрант KMnO₄), иодометрия (титрант I₂), дихроматометрия (титрант K₂Cr₂O₇).

Фактор эквивалентности в окислительно-восстановительном титровании показывает, какая доля частицы эквивалентна одному электрону в полуреакции.

Перманганатометрия

В основе перманганатометрического титрования лежит окислительно-восстановительный процесс с участием редокс-пары MnO₄^– /Mn²⁺. Реакцию, как правило, проводят в кислой среде, так как в результате реакции образуются почти бесцветные ионы Mn²⁺:

MnO₄^– + 8H⁺ + 5ē D Mn²⁺ + 4H₂O

При окислении в нейтральной или щелочной среде выпадает темно-бурый осадок MnO₂, сильно затрудняющий фиксирование точки эквивалентности. Кроме того, окислительная способность перманганата калия в кислой среде гораздо выше ( B), чем в щелочной ( , и количество титруемых им восстановителей в первом случае значительно больше, чем во втором.

В зависимости от рН среды f_экв(MnO₄^–) может принимать различные значения. При окислении в кислой среде f_экв(MnO₄^–) = . При окислении в нейтральной среде протекает следующая реакция:

MnO₄^– + 8H⁺ + 3ē D MnО₂↓ + 2H₂O; f_экв(MnO₄^–) =

При окислении в щелочной среде

MnO₄^– + ē D MnO₄^2– ; f_экв(MnO₄^–) = 1.

Рабочие растворы метода:

ü КMnO₄;

ü H₂C₂O₄ и оксалаты;

ü растворы других восстановителей (соли Fe²⁺ и др.).

Вспомогательные растворы метода:

H₂SO₄ – для создания сильнокислой среды;

смесь Рейнгарда – Циммермана – для титрования в присутствии хлорид-ионов.

Для перманганатометрических определений рекомендуется применять 0,05 н. раствор КMnO₄. Конечную точку титрования определяют без индикатора по появлению собственной фиолетовой окраски перманганат-иона.

Иодометрия

Иодометрией называется метод окислительно-восстановитель-ного титрования, при котором о количестве определяемого вещества судят по количеству поглощенного или выделенного иода.

Полуреакция, лежащая в основе метода:

I₂ + 2ē D 2I^– Е^°= 0,536 В.

В иодометрических определениях применяют и иод (в качестве окислителя), и иодид-ионы (в качестве восстановителя).

Для фиксирования конечной точки титрования используют в качестве индикатора крахмал, образующий с иодом соединение интенсивно синего цвета. Обычно применяют свежеприготовленный 1%-ный раствор крахмала. При титровании стандартным раствором иода крахмал добавляют в титруемый раствор в начале титрования.

Определения с применением иодида проводят заместительным методом. К анализируемому раствору добавляют избыток иодида, а затем выделившийся иод титруют раствором тиосульфата натрия. При этом образуется тетратионат-ион:

I₂ + 2S₂O₃^2– = 2I^– + S₄O₆^2–

Раствор тиосульфата натрия является вторичным стандартным раствором. Его стандартизацию проводят по дихромату калия. При использовании иодида крахмал добавляют вблизи конечной точки титрования, когда основное количество выделившегося иода уже оттитровано. Это связано с тем, что крахмал образует очень прочное соединение с иодом, что ведет к перерасходу тиосульфата натрия.

Практические работы

Лабораторная работа № 7