Осадительное титрование. Определение содержания хлоридов в растворе методом Мора. Условия проведения титрования. Реакции, лежащие в основе метода, индикаторы, расчетные формулы

Титрование – процесс, в котором к определяемому веществу по каплям добавляют раствор титранта, точно до того момента, при котором количество добавляемого титранта строго эквивалентно количеству определяемого вещества.

Осадительное титрование основано на реакциях, сопровождающихся образованием малорастворимых соединений. Для этого необходимо соблюдение ряда условий:

1. Осадок должен быть практически нерастворимым.
2. Выпадение осадка должно происходить достаточно быстро (т.е. не должно сказываться явление образования пересыщенных растворов).
3. Результаты титрования не должны в заметной степени искажаться явлениями адсорбции (соосаждения).
4. Должна иметься возможность фиксировать точку эквивалентности при титровании.

Наиболее распространенным является метод, основанный на применении титрованных растворов серебра – аргентометрия. Этим методом определяют как галогениды и роданид – ион, так и серебро в различных образцах. Ag+ + X = AgX (осадок) (X = Cl-, Br-, I-, SCN-).

Определение хлорид - ионов методом Мора.

Метод основан на прямом титровании раствора, содержащего хлорид – ионы стандартным раствором нитрата серебра в присутствии индикатора – хромата калия. Применение хромата –калия в качестве индикатора основано на способности CrO42- давать с Ag+ кирпично – красного цвета осадок Ag2CrO4, который в определенных условиях начинает выпадать лишь после того, как определяемые Cl- ионы будут практически полностью осаждены в виде AgCl.

Ag+ + Cl- = AgCl (осадок)

2Ag+ + CrO4 2- = AgCrO4 (кирпично – красный цвет).

Фиксирование точки эквивалентности происходит благодаря тому, что в колбу для титрования добавляют K2CrO4.

До точки эквивалентности: Cl- + Ag+ = AgCl (осадок)

В точке эквивалентности: AgCl, CrO4.

После точки эквивалентности: CrO4 2- + 2Ag+ = Ag2CrO4 (осадок)

К. Т. Т. – конечная точка титрования. Ошибка титрования связана с тем, что нам нужно перетитровать раствор. Точка эквивалентности неравна К.Т.Т.

ПР (AgCl) меньше, чем ПР (Ag2CrO4).

При проведении определения нужно контролировать рН. Это связано с тем, что в:

Кислой среде (при рН меньше 6,5), труднее зафиксировать К.Т.Т, потому что протекает реакция с индикатором CrO4. 2CrO4 2- + 2H+ = Cr2O7 2- + H2O

Щелочной среде происходит разрушение титранта AgNO3 Ag+ + OH- = AgOH,

2AgOH = Ag2O (осадок) + H2O.

В методе Мора всегда нужно к измеренному объему раствора соли галогена приливать раствор соли серебра из бюретки, так как только в этом случае получается резкое изменение окраски в конце титрования.

Метод Мора применим только для титрования в нейтральной или слабощелочной среде (рН 6,5 – 10), так как Ag2CrO4 растворим в кислотах и в их присутствии не выпадает.

Если анализируемый раствор имеет кислую реакцию, его нейтрализуют раствором тетрабората натрия Na2B4O7 * 10H2O или бикарбоната натрия NaHCO3. Другим условием применимости метода Мора является отсутствие в исследуемом растворе катионов, дающих с CrO4 2- осадки. Таковы, например, Ba2+, Pb2+, Bi3+.

Расчет массы хлорид – ионов проводится по формуле: m Cl = N (AgNO3) * Э Cl * V (AgNO3) / 1000, г.

51.

52)ЙОДОМЕТРИЯ. Йодометрическое определение меди. В основе всех йодометрических определений лежит реакция I₂ ^- + 2e ® 2I^-. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал которой Е⁰(I₂/2I^-)=0,54 В. Определение меди основано на взаимодействии ионов Cu²⁺ c иодид-ионами, в результате чего образуется осадок CuI и выделяется I₂, который титруют раствором тиосульфата натрия в присутствии крахмала в качестве индикатора.

2Cu²⁺ + 4I^- = 2CuI (осадок) + I₂

I₂ + 2Na₂S₂O₃ = Na₂S₂O₆ + 2NaI.

Расчетная формула: m_Сu = N(Na2S2O3) * Э_Cu * V(Na2S2O3) / 1000.

Условия проведения:

1. Потенциал пары I₂/2I^- невелик, и поэтому многие йодометрические реакции обратимы и до конца не доходят; только при создании надлежащих условий они протекают практически до конца.
2. Иод – вещество летучее, поэтому титрование ведут на холоду. Это необходимо также потому, что с повышением температуры понижается чувствительность крахмала как индикатора.
3. Йодометрическое титрование нельзя проводить в щелочной среде, так как иод реагирует со щелочами: I₂ + 2OH = IO^- + I^- + H₂O.
4. Растворимость йода в воде мала, поэтому при йодометрических определениях окислителей необходимо применять значительный избыток KI.
5. Скорость реакции между определяемым окислителем и I^- - ионами оказывается обычно недостаточной. Поэтому к титрованию выделившегося йода приступают лишь через некоторое время после прибавления окислителя.
6. Реакционную смесь сохраняют в темноте, так как свет ускоряет в кислых растворах побочную реакцию окисления I^- - ионов до I₂ кислородом воздуха:

4I^- + 4H⁺ + O₂ = 2I₂ + 2H₂O.

Линия окислителей – основной раствор KI, поэтому прямое титрование этим раствором не используется, чаще используется титрование по замещению.

Cr2O7 2- + 6I- изб +14H+ = 2Cr 3+ + 3I2 + 7H2O

|1| Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e = 2Cr³⁺ + 7H₂O

|3| 2I^- - 2e = I_2.

Линия восстановителей – основной раствор молекулярного йода (I₂). Растворами йода молекулярного можно определить As³⁺, Sb³⁺, Sn²⁺, H₂S, SO3^2-.

53. Комплексонометрическое определение кальция и магния в растворе.

Сущность метода сводится к тому что вначале определяют суммарное содержание ионов кальция и магния при pH=9, а затем содержание только кальция при pH=12. Содержание магния отсюда находится n(Mg)=n(Ca+Mg) или ОЖВ – n(Ca) Для раздельного комплексонометрического определения кальция и магния используют различие в значениях рН, при которых осаждаются их гидроокиси. Осаждение магния в виде гидроокиси начинается при рН —- 11 [273]. Определение кальция в присутствии магния обычно проводят при рН 12,5, когда ионы магния практически полностью осаждаются в виде гидроокиси.

Мурексид в щелочной среде взаимодействует с кальцием с образованием ярко-розового комплексного соединения состава 1 : 1 Са²⁺ + Н₂Y^2- → СаY^2- + 2Н⁺

При комплексонометрическом титровании кальция ярко-розовая или красная окраска раствора переходит в фиолетовую.

54.

Билет 54. Комплексонометрическое титрования

Титрантом является ЭДТУ или ее динатриевая соль ЭДТА, к-рая наз. комплексоном III или трилоном Б. Метод основан на ценном свойстве комплексонов, широко используемом в анализе, их способность давать внутрикомплексные соли с ионами щелочноземельных металлов: магнием, кальцием и барием.

Комплексы, образуемые комплексонами с большинством катионов металлов, весьма устойчивы, что вполне обеспечивает практически полное связывание определяемого металла в комплекс.

Общая жесткость воды обусловлена присутствующими в ней солями Ca и Mg. Метод основан на образовании при рН=10±0,2 прочного бесцветного комплексного соединения трилона Б с ионами кальция и магния. В эквивалентной точке титрования все ионы кальция и магния связываются в комплексное соединение трилоном Б, в результате чего происходит изменение окраски индикатора от красной до голубой.

Са²⁺ + Н₂Y^2- → СаY^2- + 2Н⁺ Mg ²⁺ + Н₂Y^2- → Mg Y^2- + 2Н⁺

Выполнение определения. Отбирают пипеткой 50 мл исслед. воды и переносим в коническую колбу для титрования, прибавляем 15 мл аммиач.буфера, перемешиваем и вносим на кончике ложечки индикатора ЭХЧ-Т. Р-р перемешиваем и титруем 0,05 М_экв. р-ром ЭДТА до перехода красной окраски в синюю. Определяем средний V титранта после неск.повторов. жесткость воды рассчитываем по формуле: ОЖВ = С_н(Na₂Н₂Y)*V(Na₂Н₂Y)*1000/V_аликв.

55.