Титриметрический (объемный) анализ

Министерство образования Российской Федерации
РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
НЕФТИ И ГАЗА им. И.М. ГУБКИНА
ЗАВОРОТНЫЙ В.Л., КАЛАЧЕВА Н.А.
МЕТОДИЧЕСКОЕ РУКОВОДСТВО
К ЛАБОРАТОРНЫМ РАБОТАМ
ПО АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Tитриметрический анализ
(для студентов факультета химической технологии и экологии)
МОСКВА 2007
2
УДК 543
Заворотный В.Л., Калачева Н.А. Методическое руководство к лабораторным
работам по аналитической химии. Титриметрический анализ.-М.:РГУ нефти и
газа им. И.М. Губина, 2007, - 34 с.
Практикум содержит необходимый перечень лабораторных работ по количественному анализу, закрепляющих практические навыки студентов по основным темам курса. Лабораторный практикум по аналитической химии предназначен для бакалавров и студентов второго курса всех специальностей факультета химической технологии и экологии и соответствует учебной программе
курса «Аналитическая химия».
Рецензент - Е.М. Рудык, доцент кафедры общей и неорганической химии
РГУ нефти и газа им. И.М. Губкина.
3
Предисловие
Лабораторный практикум составлен в соответствии с программой курса
«Аналитическая химия, титриметрический анализ» для студентов специальностей 25.01.00, 25.04.00 и 32.07.00 факультета химической технологии и экологии
(лаборатория аналитической химии) и является дополнением к курсу лекций и
дополнительной литературе, рекомендованной к программе по аналитической
химии.
Практикума «Количественный химический анализ» создан с использованием материалов пособий А.В. Васильева «Количественный анализ» и Ю.В. Харитонова «Аналитическая Химия». В него добавлены новые лабораторные работы и краткий теоретический материал по темам лабораторных работ, внесены
коррективы в список используемых реактивов и в редакцию ряда работ.
4
Титриметрический (объемный) анализ. Основные понятия
Титриметрический, или объемный, анализ — метод количественного
анализа, основанный на измерении объема (или массы) реагента Т, затраченного
на реакцию с определяемым веществом X. Другими словами, титриметрический
анализ — это анализ, основанный на титровании.
Титрование — процесс определения вещества Х постепенным прибавлением небольших количеств вещества Т, при котором каким-нибудь способом
обеспечивают обнаружение точки (момента), когда все вещество Х прореагировало. Титрование позволяет найти количество вещества Х по известному количеству вещества Т, прибавленного до этой точки (момента), с учетом того, что
соотношение, в котором реагируют Х и Т, известно из стехиометрии или как-то
иначе.
Титрант — раствор, содержащий активный реагент Т, с помощью которого проводят титрование.
Обычно титрование проводят, прибавляя титрант из калиброванной бюретки
в колбу для титрования с анализируемым раствором. В эту колбу перед титрованием вносят аликвотную долю анализируемого раствора.
Аликвотная доля (аликвота) — это точно известная часть анализируемого раствора, взятая для анализа. Часто она отбирается калиброванной пипеткой и ее объем обычно обозначается символом Vп.
Точка эквивалентности (ТЭ) — такая точка (момент) титрования, в которой количество прибавленного титранта Т эквивалентно количеству титруемого вещества X. Синонимы ТЭ: стехиометрическая точка, теоретическая
конечная точка.
Конечная точка титрования (KТT) —точка (момент) титрования, в которой некоторое свойство раствора (например, его окраска) оказывает заметное
(резкое) изменение. КТТ соответствует более или менее ТЭ, но чаше всего не
совпадает с ней.
Индикатор — вещество, которое проявляет видимое изменение в ТЭ или
вблизи ее. В идеальном случае индикатор присутствует в достаточно малой
концентрации, чтобы в интервале его перехода не затрачивалось существенное
5
количество титранта Т. Резкое видимое изменение индикатора (например, его
окраски) соответствует КТТ.
Интервал перехода индикатора — область концентрации ионов водорода, металла или других ионов, в пределах которой глаз способен обнаружить
изменение в оттенке, интенсивности окраски, флуоресценции или другого свойства визуального индикатора, вызванное изменением соотношения двух соответствующих форм индикатора. Эту область обычно выражают в виде отрицательного логарифма концентрации (например, рН = lg с(Н3О+)). Для окислительно-восстановительного индикатора интервал перехода представляет собой
соответствующую область окислительно-восстановительного потенциала.
Кривая титрования — графическое изображение зависимости изменения концентрации с(Х) определяемого вещества Х или некоторого связанного с
ним свойства системы (раствора) от объема V(Т) прибавленного титранта Т. Величина с(Х) в ходе титрования изменяется на несколько порядков, поэтому кривая титрования часто строится в координатах lgc(X) - V(T) или рН -V(Т).
По оси абсцисс откладывают объем прибавляемого титранта V(Т).
Если по оси ординат откладывать равновесную концентрацию с(Х) или
интенсивность пропорционального ей свойства, то получают линейную кривую
титрования.
Если по оси ординат откладывать lg с(Х) или логарифм интенсивности
свойства, пропорционального с(Х), то получают логарифмическую (или монологарифмическую) кривую титрования.
Для более четкого выявления особенностей процесса титрования и в
прикладных целях иногда строят дифференциальные кривые титрования, откладывая по оси абсцисс объем прибавляемого титранта V(T), а по оси ординат
— первую производную от логарифма концентрации (или интенсивности пропорционального ей свойства) по объему прибавляемого титранта dlgc(X)/d V(X).
Такие кривые титрования обычно используют в физико-химических методах
анализа, например при потенциометрическом титровании.
6
Рис. 1. Различные типы расчетных кривых титрования 20 мл 0,1 моль/л
раствора НС1 эквимолярным раствором NaOH:
а — линейная кривая титрования; б — логарифмическая кривая титрования; в — дифференциальная кривая титрования
На линейных кривых титрования изменение концентрации титруемого
вещества или титранта в ТЭ проявляется в форме более или менее четкого излома (рис. 1, а). При постепенном прибавлении титранта. концентрация титруемого вещества уменьшается, что соответствует левой части графика на рис. 1,а.
В ТЭ титруемое вещество прореагировало с титрантом полностью, концентрация его практически равна нулю и при дальнейшем прибавлении титранта остается такой же — правая часть графика на рис. 1а совпадает с осью абсцисс. Однако вследствие большого изменения концентрации (на несколько порядков)
вблизи ТЭ очень точное определение самой ТЭ и интервала перехода становится затруднительным. Поэтому при применении визуальных индикаторов линейные кривые титрования используют сравнительно редко.
Изменение концентрации в ТЭ на логарифмических кривые титрования
(рис. 1б) проявляется (при определенных условиях) четко, в форме скачка. Поэтому логарифмические кривые титрования обычно используют для определения ТЭ и интервала перехода (скачка титрования).
На дифференциальных кривых титрования (рис. 1в) положение ТЭ соответствует максимуму кривой и поэтому определяется достаточно надежно.
Иногда строят билогарифметические кривые титрования, откладывая по
7
оси ординат не логарифм концентрации, а логарифм отношения концентраций
сопряженной пары веществ.
Используют
также
кривые
титрования
в
концентрационно-
логарифмических координатах, когда по обеим осям откладывают логарифмы
концентраций веществ, участвующих в реакции.
Реактивы, применяемые в титриметрическом анализе
Для приготовления растворов с точно известной концентрацией, применяемых в титриметрическом анализе, используют стандартные вещества (установочные вещества).
Первичное стандартное вещество (первичный стандарт) — вещество
высокой чистоты, которое применяется для установления концентрации титранта — для стандартизации титранта, в основе чего лежит стехиометричность их
взаимодействия, или может быть само использовано для приготовления раствора титранта с точно известной концентрацией.
Вторичное стандартное вещество (вторичный стандарт) — вещество,
используемое для стандартизации; содержание активного компонента в нем находят с помощью первичного стандарта.
Первичные стандартные вещества должны удовлетворять ряду требований, важнейшими из которых являются: высокая чистота (строгая стехиометричность состава); устойчивость на воздухе; отсутствие гигроскопической влаги
(вещества должны быть негигроскопичными), большая молярная масса эквивалента (что уменьшает относительную ошибку взвешивания), доступность, отсутствие токсичности.
В качестве первичные стандартов в титриметрическом анализе применяют буру — десятиводный кристаллогидрат тетрабората натрия Na2B4О7 • 10H2O,
безводный карбонат натрия Nа2СО3, гидрокарбонат калия КНСО3, щавелевую
кислоту H2C2O4, триметоксиметиламин (НОСН2)3СNН2, дихромат калия
K2Cr2O7, бромат калия КВrО3, йодат калия КJO3, хлорид натрия NаСl, двунатриевую соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА, трилон Б) и др.
Стандартный раствор — раствор, имеющий известную концентрацию
активного вещества.
8
Первичный стандартный раствор — приготовленный из первичного
стандартного вещества. Стандартный раствор, концентрация которого известна
по массе этого вещества в определенном объеме (или массе) раствора.
Вторичный стандартный раствор — раствор, концентрация которого
установлена стандартизацией или приготовленный по известной массе вторичного стандартного вещества.
Стандартизация — процесс нахождения концентрации активного реагента в растворе (чаще всего путем титрования его стандартным раствором).
Иногда стандартные растворы готовят с помощью фиксаналов, которые
представляют собой запаянные стеклянные ампулы, содержащие точно известное количество стандартного вещества или раствора (стандарт-титры). Для приготовления стандартного раствора из фиксанала содержимое ампулы количественно переносят в мерную колбу, доводят дистиллированной водой до метки и
тщательно перемешивают раствор. Разработаны простые приемы количественного перенесения содержимого ампулы в мерную колбу. Соответствующие
прописи обычно прилагаются к комплекту фиксанала.
Способы выражения концентраций в титриметрическом анализе
В титриметрическом анализе используют следующие основные способы
выражения концентраций растворов.
Молярная концентрация с(А) —- количество растворенного вещества А в
молях, содержащееся в одном литре раствора:
c(A) 
m(A)
, моль/л
M(A)  V
где m(А) — масса растворенного вещества А, г
М(А.) — молярная масса растворенного вещества А, г/моль.
9
Молярная концентрация эквивалента с(1/Z А), или нормальность (старое
название),— количество растворенного вещества А в молях, соответствующее
эквиваленту А, содержащееся в одном литре раствора:
c(1 z A) 
m(A)
, моль/л
M(1/zA)  V
где 1/Z — фактор эквивалентности; рассчитывается для каждого вещества на
основании стехиометрии реакции;
M(1/ZА) — молярная масса эквивалента растворенного вещества А, г/моль.
Титр T(А) растворенного вещества А — это масса растворенного вещества А в граммах, содержащаяся в одном миллилитре раствора:
T(A) 
m(A) m(A)
, г/мл

V
1000
где объем раствора V измеряется в мл.
Титр раствора по определяемому веществу X, или титриметрический
фактор пересчета t(Т/Х), — масса титруемого веществах, взаимодействующая с
одним миллилитром титранта Т:
t (T/X) 
c(1/zX)  M(1/zX)
, г/мл
1000
Поправочный коэффициент К — число, выражающее отношение действительной (практической) концентрации c(1/zA) вещества А в растворе к его заданной (теоретической) концентрации с(1/zА)теор:
К = c(1/zA)пр/c(1/zA)теор
10
Лабораторная работа № 1
Определение содержания Na2CO3 и NaHCO3
при их совместном присутствии
Для своего варианта рассчитать навеску вещества с заданной концентрацией в требуемом объеме.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
№
Соединение
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
Na2CO3
Na2CO3
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
Na2CO3
Na2CO3
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
Na HCO3
NaНCO3
Na2CO3
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
NaHCO3
Na2CO3
Na2CO3
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
NaHCO3
Na2CO3
NaHCO3
mн, г
См
0,05
0,05
Сн
%
Т103
0,03
0,06
, г/см3
V, л или m, кг
0,5
0,5
0,4
0,5
3,0
6,0
5,0
5,0
7,0
0,6
0,05
0,06
0,05
0,055
0,045
0,5 кг
0,25
0,25
0,25 кг
0,25
0,25
0,25
0,25 кг
0,2
0,8
8,0
2,0
4,0
6,0
7,0
3,0
0,1
0,01
0,09
0,38
1,0
6,0
3,0
7,0
1,5
6,5
0,42
0,1
0,08
7,0
0,05
0,06
0,05
0,38
0,25
0,25
0,25 кг
0,25
0,25
0,2
0,45
0,1
0,6
0,2
0,25 кг
0,25
0,25
0,5
0,25 кг
0,25
0,2
0,25
0,25 кг
0,25
0,25
0,25 кг
11
Результаты занести в таблицу и показать преподавателю. После его разрешения приступить к приготовлению раствора.
Соединение
NaHCO3
Na2CO3
m н, г
См
Сн
%
Т, г/мл
, г/см3
V, л или m, кг
Приготовление раствора солей нужной концентрации
Рассчитанную навеску солей (или одной соли) взвешивают на аналитических весах и количественно переносят в мерную колбу заданного объема (200
мл, 250 мл или 500 мл). Мерную колбу заполняют наполовину дистиллированной водой и растворяют навеску путем перемешивания. После растворения солей (или одной соли) доливают дистиллированную воду до метки мерной колбы
и тщательно перемешивают.
Раствор переливают в пластмассовую бутылку и подписывают.
Содержание солей определяют путем титрования приготовленного раствора соляной кислотой, используя два индикатора: фенолфталеин и метиловый
оранжевый. При титровании наблюдаются две точки эквивалентности: первая,
когда «наполовину» нейтрализован Na2CO3, вторая, когда нейтрализован
NaHCO3, содержащийся в исходной смеси и полученный в результате нейтрализации Na2CO3. В этот момент наступает полная нейтрализация смеси Na2CO3.
Na2CO3 + HCl  NaHCO3 + NaCl
(фенолфталеин)
NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O (метиловый оранжевый)
Реактивы
Кислота хлористоводородная, НСl 0,1н раствор;
Индикаторы: фенолфталеин, метиловый оранжевый.
Ход определения
В бюретку до значения «0» заливают 0,1 н раствор HCl.
В коническую колбу емкостью 250 мл пипеткой переносят аликвотную
часть приготовленного раствора, добавляют 2-3 капли фенолфталеина (раствор
окрашивается в малиновый цвет) и по каплям приливают из бюретки 0,1 н раствор HCl до полного обесцвечивания раствора. Записывают объем раствора
НС1, пошедший на титрование Vф. Затем в эту же колбу добавляют 2-3 капли
12
метилового оранжевого (раствор окрашивается в желтый цвет) и продолжают
тировать 0,1 н НС1 до перехода окраски в красновато-оранжевый цвет. Записывают объем раствора соляной кислоты, пошедший на титрование Vмо.
Проводят три параллельных опыта. В формулу для расчета подставляют
среднее арифметическое значение трех параллельных определений: V ф ,V мо .
Расчетная часть
Содержание карбоната натрия и гидрокарбоната натрия определяют по
формулам:
m Na
2CO 3

m NaHCO 
3
N HCl  2  V ф  V к  Э Na
2CO 3
V п  1000
N HCl  (V
мо
(г)
 2V ф )  V к  Э NaHCO
3
V п 1000
(г)
где NHCl - нормальность раствора соляной кислоты;
Э Na 2CO 3 , Э NaHCO 3 - эквивалентные массы карбоната натрия и гидрокарбоната натрия;
Vк и Vп - объемы соответственно мерной колбы и мерной пипетки, мл.
Принято экспериментальные данные и результаты расчетов выражать
только значащими цифрами. Значащими называют все достоверно известные
цифры плюс первая из недостоверных, т.е. все результаты следует округлять до
первой недостоверной цифры.
Например, объем титранта, пошедший на титрование V = 12,5 мл.
Содержание определяемого вещества (г) записывают до трех значащих
цифр. Например, 0,204; 0,0258 или 1,23. Нули, стоящие в начале числа всегда
незначимы и служат лишь для указания места запятой в десятичной дроби.
13
Лабораторная работа № 2
Определение содержания NaОН и Na2CO3
при их совместном присутствии
Определение содержания NaОН и Na2CO3 в их смеси проводят путем титрования раствора соляной кислотой.
При титровании наблюдаются две точки эквивалентности: первая, когда
полностью нейтрализован NaОН и «наполовину» Na2CO3 и вторая, когда нейтрализуется NaНCO3. В этот момент наступает полная нейтрализация смеси
NaОН и Na2CO3.
NaОН + Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + NaHCO3 (фенолфталеин)
NaHCO3 + HCl  NaCl + H2O + CO2 (метиловый оранжевый)
Реактивы
Кислота хлористоводородная, НСl 0,1н раствор;
Индикаторы: фенолфталеин, метиловый оранжевый.
Ход определения
Полученный в препараторской в мерной колбе исследуемый раствор доводят до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. В коническую колбу для титрования переносят аликвотную часть раствора, добавляют 23 капли фенолфталеина и титруют 0,1 н раствором соляной кислоты до обесцвечивания. Записывают объем раствора соляной кислоты пошедший на титрование Vф. В ту же колбу добавляют 2-3 капли метилового оранжевого и продолжают титрование до перехода окраски от желтой до красно-оранжевой. Записывают объем раствора соляной кислоты пошедший на титрование Vмо. Повторяют опыт не менее 3 раз, определяют средние арифметические значения
V ф ,V мо , после чего переходят к расчету.
Расчетная часть
Содержание карбоната натрия и гидроксида натрия определяют по формулам:
14
m Na
2CO 3
m NaОΗ 

N HCl  2  (V
мо
 V ф )  V к  Э Na
2CO 3
V п  1000
N HCl  (2V ф  V мо )  V к  Э NaОΗ
V п  1000
где NHCl - нормальность раствора соляной кислоты;
Э NaOH , Э Na 2CO 3 - эквивалентные массы гидроксида натрия и карбоната
натрия;
Vк и Vп - объемы соответственно мерной колбы и мерной пипетки, мл.
15
Лабораторная работа № 3
Перманганатометрия
Перманганатометрическое титрование или перманганатометрия, - метод
количественного определения веществ (восстановителей, реже - окислителей и
соединений, не обладающих окислительно-восстановительными свойствами) с
применением титранта - раствора перманганата калия КMnO4.
Основным веществом, применяемым в качестве стандартного раствора
окислителя, является KMnO4. Обычно титрование стандартным раствором перманганата калия проводят в кислой среде.
Так как реакции окисления-восстановления, совершаемые в присутствии
KMnO4, протекают с измеримой скоростью, то во избежании образования промежуточных форм окисления ионов марганца, титрование раствором перманганата рекомендуется проводить относительно медленно, при определенных значениях [Н+] и температуры.
Установка титра раствора перманганата калия
В коническую колбу приливают точно 20 мл щавелевой кислоты
(Nщ.к. = 0,05), подкисляют 20 мл серной кислоты (1:8), нагревают до появления
паров воды (60-70 оС) и титруют раствором перманганата калия до появления
устойчивой бледно-розовой окраски.
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 10 CO2
Титрование проводят 3-5 раз для получения сходимых результатов.
Нормальность раствора перманганата калия рассчитывают по формуле:
N KMnO 4 
N H 2 C 2 O 4  VH 2 C 2 O 4
V KMnO 4
,
где V KMnO 4 - средний объем KMnO4, пошедший на титрование, мл.
16
Определение содержание железа (II)
Реактивы
Перманганат калия, KMnO4 ~ 0,05 н раствор.
Серная кислота, H2SO4 разбавление 1:8.
Ход определения
Полученный в препараторской в мерной колбе исследуемый раствор доводят до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. В коническую колбу для титрования переносят аликвотную часть раствора, добавляют 20
мл серной кислоты (1:8) и титруют при комнатной температуре раствором перманганата калия до появления бледно-розовой окраски, неисчезающей при
встряхивании. Проводят 3-5- параллельных определений.
Расчетная часть
Содержание железа в исследуемом растворе определяют по формуле:
mFe 2 
N KMnO 4  V KMnO 4  Vк  55,85
1000  Vп
(г),
где N KMnO - нормальность раствора KMnO4;
4
V KMnO 4 - средний объем раствора, пошедший на титрование, мл;
55,85 - восстановительный эквивалент железа;
Vк и Vп - объемы соответственно мерной колбы и мерной пипетки, мл.
17
Лабораторная работа № 4
Иодометрия
Иодометрия - метод определения окислителей косвенным титрованием
заместителя - иода - стандартным раствором тиосульфата натрия.
Определение содержания меди (II)
Ионы меди не могут быть определены прямым или обратным иодометрическим методом титрования, т.к. они находятся в максимально окисленной
форме.
Косвенное иодометрическое титрование основано на взаимодействии Cu2+
и J-, -сопровождающееся окислением ионов иода в элементарное состояние, и
последующем титровании образовавшегося в эквивалентном количестве свободного иода стандартным раствором тиосульфата.
2CuSO4 + 4KJ = 2 CuJ + J2 + 2K2SO4
J2 + 2Na2S2O3 = 2NaJ + Na2S4O6
Реакция восстановления меди проходит количественно слева направо изза образования нерастворимых в воде продуктов. Этому способствует то, что
для ее проведения берут большой избыток иодида калия, Необходимым условием является также подкисление анализируемого раствора для предотвращения
гидролиза соли Cu (II).
Реактивы
Тиосульфат натрия, Na2S2O3 0,05 н раствор.
Калий иодистый, КI кристаллический.
Кислота серная, H2SO4, разбавление 1:8.
Крахмал, 1% раствор.
Ход определения
Полученный в препараторской в мерной колбе исследуемый раствор доводят до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. В коническую колбу для титрования переносят аликвотную часть раствора, добавляют
18
1/3 пробирки кристаллического иодида калия, четыре капли серной кислоты
(1:8) и титруют раствором тиосульфата натрия до соломенно-желтой окраски.
Затем добавляют 5-6 капель раствора крахмала и продолжают титрование до перехода окраски из синей в цвет слоновой кости. Крахмал добавляют не в начале
титрования, а после того, как реакционная смесь приобретет соломенно-желтую
окраску. В противном случае из-за адсорбции молекулярного иода на частицах
крахмала происходит многократное искажение результатов определения. Записывают объем раствора тиосульфата натрия, пошедшего на титрование. Опыт
проводят 3-5 раз.
Расчетная часть
Содержание меди (II) определяют по формуле:
mCu 2 
N Na 2 S 2 O 3  V Na 2 S 2 O 3  Э Сu  Vк
1000  Vп
(г/л), где
V Na 2 S 2 O 3 - средний объем тиосульфата натрия, пошедший на титрование, мл;
N - нормальность раствора тиосульфата натрия;
ЭCu - окислительный эквивалент меди, равный 63,54;
Vк и Vп - объемы соответственно мерной колбы и мерной пипетки, мл.
19
Лабораторная работа № 5
Иодиметрия
Иодиметрия (иодиметрическое титрование) - метод определения
восстановителей прямым (или обратным) титрованием стандартным раствором иода.
Определение содержания формальдегида
Количественное определение формальдегида (обратное титрование) основано на реакции его окисления до муравьиной кислоты избытком раствора иода
в щелочной среде:
НСОН + 3 NaOH + J2 = HCOONa + 2NaJ + 2H2O
Щелочная среда необходима для прохождения реакции, в результате которой образуется иодат натрия, являющийся более сильным окислителем, чем
иод, и ускоряющий реакцию окисления формальдегида:
3Ј2 + 6NaOH = NaЈO3 + 5NaЈ + 3H2O
Реактивы
Тиосульфат натрия, Na2S2O3, 0,05 н раствор;
крахмал, 1% раствор;
раствор иода, ~ 0,05 н;
кислота хлористоводородная, НСl, концентрированная;
раствор гидроксида натрия NаОН, 1 н.
Ход определения
Для определения нормальности раствора иода («холостой опыт») аликвотную его часть (25 мл) титруют стандартным раствором тиосульфата натрия
до соломенно-желтой окраски, прибавляют 5 капель крахмала (раствор окрашивается в синий цвет) и дотитровывают, определяя точку эквивалентности по
обесцвечиванию раствора. По результатам 3 параллельных определений рассчитывают средний объем тиосульфата натрия, пошедший на тирование раствора
иода (V 1 ).
20
Полученный в препараторской в мерной колбе исследуемый раствор доводят до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. В коническую колбу для титрования переносят аликвотную часть раствора, добавляют 25
мл раствора иода и по каплям добавляют 1 н раствор NаОН до светло-желтой
окраски и ставят в темное место на 10 минут. По истечение этого времени в
колбу добавляют 3 мл концентрированной HCl и титруют раствором тиосульфата натрия, добавляя в конце титрования 5 капель раствора крахмала. Точку
эквивалентности определяют по исчезновению синей окраски.
По результатам параллельных опытов рассчитывают средний объем тиосульфата натрия, пошедший на титрование непрореагировавшего иода (V 2 ).
Расчетная часть
Содержание формальдегида рассчитывают по формуле:
m HCOOH 
N  (V 1  V 2 )  Э НСОН  Vк
(г), где
1000  Vп
N -нормальность раствора тиосульфата натрия;
ЭНСОН - восстановительный эквивалент формальдегида, равный 15,02;
Vк, Vп - объем соответственно мерной колбы и мерной пипетки, мл.
21
Лабораторная работа № 6
Бромометрия
Бромометрия (бромометрическое титрование), - метод определения
восстановителей с применением в качестве реагента, взаимодействующего
с определяемым веществом, раствора брома Br2.
В бромометрии используется способность свободного брома вступать в
реакцию с некоторыми органическими соединениями по точному стехиометрическому уравнению без образования каких-либо побочных продуктов.
Растворы брома неустойчивы и очень токсичны, поэтому в качестве титранта не применяются. Источником брома является бромат-бромидная смесь
KBrO3 +KBr , которая содержит бромат калия точно известной концентрации и
примерно пятикратный избыток бромида калия.
При подкислении такой раствор выделяет свободный бром в количестве,
эквивалентном взятому количеству бромата:
BrO3- + 5Br- + 6H+ = 3Br2 + 3H2O
Определение содержания фенола
Метод основан на присоединении брома к молекуле фенола в кислой среде:
C6H5OH + 3Br2 = C6H2Br3OH + 3HBr
Избыток непрореагировавшего брома восстанавливают иодидом калия с
образованием иода, который затем оттитровывают тиосульфатом натрия:
Br2 + 2KJ = J2 + 2KBr
J2 + 2Na2S2O3 = 2NaJ + Na2S4O6
Реактивы
Бромат-бромидная смесь KBrO3 +KBr, 0,05 н;
Кислота хлористоводородная, HCl, разбавление 1:1;
Тиосульфат натрия, Na2S2O3, 0,05 н раствор;
Калий иодистый, KI, кристаллический;
Крахмал, 1%-ный раствор.
22
Ход определения
Полученный в препараторской в мерной колбе исследуемый раствор доводят до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. В коническую колбу для титрования переносят аликвотную часть раствора, добавляют 10
мл раствора соляной кислоты и постепенно приливают 25 мл бромат-бромидной
смеси, закрывают пробкой и осторожно перемешивают в течение 10 мин до завершения реакции присоединения.
Затем обмывают стенки колбы дистиллированной водой из промывалки и
добавляют 2 г иодида калия (2/3 пробирки). Выделившийся иод оттитровывают
стандартным раствором тиосульфата натрия, добавляя перед концом титрования
5-6 капель крахмала. Точку эквивалентности определяют по обесцвечиванию
раствора. Опыт повторяют 3-5 раз.
Расчетная часть
Содержание фенола определяют по формуле:
mф 
N  (V1  V )  Vк  Э ф
1000  Vп
(г),
где: N - нормальность тиосульфата натрия;
V1 - объем раствора бромат-бромидной смеси, равный 25 мл;
V - средний объем тиосульфата натрия, пошедший на титрование, мл;
Эф - эквивалентная масса фенола, равная молекулярной массе, деленной на
6, Эф = 15,68;
Vк, Vп - объем соответственно мерной колбы и мерной пипетки, мл.
23
Лабораторная работа № 7
Дихроматометрия
Дихроматометрия (дихроматометрическое титрование) - метод определения веществ, основанный на реакции их окисления дихромат-ионами.
Определение содержания железа (II)
Определение железа (II) основано на прямом титровании ионов железа (II)
стандартным раствором дихромата в кислой среде:
6Fe2+ + Cr2O72- + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7 H2O
Реактивы
Дихромат калия, К2Сr2O7, 0,05 н;
Кислота серная, H2SО4, разбавление 1:8;
Индикатор - дифениламин.
Ход определения
Полученный в препараторской в мерной колбе исследуемый раствор доводят до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. В коническую колбу для титрования переносят аликвотную часть раствора, добавляют 25
мл серной кислоты, 2-3 капли дифениламина и титруют стандартным раствором
дихромата калия до фиолетово-синего окрашивания. Опыт повторяют 3-5 раз.
Расчетная часть
Содержание железа (II) определяют по формуле:
m Fe 2 
N  V  Vк  Э Fe
(г),
1000  Vп
где: N - нормальность раствора дихромата калия;
V - средний объем дихромата калия, пошедший на титрование, мл;
Эж - восстановительный эквивалент железа, равный 55,85;
Vк, Vп - объем соответственно мерной колбы и мерной пипетки, мл.
24
Лабораторная работа № 8
Комплексонометрическое титрование
Комплексонометрия или комплексонометрическое титрование - метод
титриметрического анализа, основанный на использовании реакций комплексообразования между определяемым компонентом анализируемого раствора и
титрантом.
Это метод анализа, основан на использовании реакций ионов металлов с
комплексонами, сопровождающихся образованием устойчивых малодиссоциированных растворимых в воде внутрикомплексных (хелатных) солей.
Одним из наиболее широко применяемых комплексонов является двунатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (Nа-ЭДТА или трилон Б,
сокращенно Na2H2Y).
HOOCCH2
CH2COOH


N— CH2 — CH2—N


NaOOCCH2
CH2COONa
При титровании ЭДТА солей металлов протекают следующие реакции в
заключительной стадии определения:
Na2H2Y
2Na+ + H2Y2–
Me2+(Ca2+) + H2Y2–  MeY2– + 2H+
Me3+(In3+) + H2Y2–  MeY- + 2H+
Me4+(Th4+) + H2Y2–  MeY + 2H+
Согласно приведенным уравнениям, 1 моль реагирующих с Nа-ЭДТА
катионов, независимо от их степени окисления, связывает 1 моль
Nа-
ЭДТА.
Титрование ЭДТА проводится при строго определенных условиях, из
которых наибольшее значение имеет рН титруемого раствора. В сильнокислых
растворах при рН<3 образуются неустойчивые комплексные соединения. Образованию устойчивых комплексных соединений способствует повышение значения рН. Однако в сильнощелочных растворах с рН>10 наблюдается образование
25
комплексных оксосоединений или осадков гидроокисей определяемых катионов.
В качестве индикаторов (металл-индикаторов) используются органические красители, образующие с катионами сильно окрашенные комплексные соединения, менее стойкие.
Определение содержания кальция и магния при их совместном
присутствии
Определение основано на предварительном определении общего содержания ионов Са2+ и Мg2+ титрованием исследуемого раствора ЭДТА в присутствии индикатора эриохрома черного Т и последующем определении в отдельной пробе содержания ионов Са2+ титрованием ЭДТА в присутствии индикатора мурексида.
Реактивы
Аммиачно-буферная смесь, рН 9;
индикаторы: эриохром черный Т - раствор,
мурексид кристаллический;
Натрия гидроокись NaOH, 1 н раствор;
ЭДТА, 0,02 М раствор.
Методика определения
Полученный в препараторской в мерной колбе, исследуемый раствор доводят до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. После
этого проводят 2 серии параллельных опытов.
1) Определение суммарного содержания Са2+ и Мg2+
В коническую колбу для титрования переносят аликвотную часть раствора, добавляют 5 мл аммиачно-буферной смеси, 10 капель эриохрома черного Т и
титруют стандартным раствором ЭДТА до перехода красной окраски в синюю.
Записывают объем ЭДТА, пошедший на образование комплексов с ионами Са2+
и Мg2+. Опыт повторяют 3-5 раз и рассчитывают среднее значение (V 1 ).
2) Определение содержания Са2+
26
В коническую колбу для титрования переносят аликвотную часть раствора, добавляют 5 мл 1 н раствора NаОН и мурексида на кончике шпателя. Титруют стандартным раствором ЭДТА до перехода красной окраски раствора в
фиолетовую. Записывают объем ЭДТА, пошедший на образование комплексов с
ионами Са2+, поскольку при данных условиях комплекс с ионами Мg 2+ не образуется. Опыт проводят 3-5 раз и рассчитывают среднее значение (V 2 ).
Расчетная часть
Содержание определяемых катионов рассчитывают по формулам:
mСа 2 
mMg 2 
M ЭДТА  V 2  Vк  М Са
1000  Vп
(г)
M ЭДТА  (V 1  V 2 )  Vк  М Mg
1000  Vп
(г),
где: МЭДТА - молярность раствора ЭДТА;
МСа, МMg - атомные массы кальция и магния, равные соответственно 40 и
24;
Vк, Vп - объем соответственно мерной колбы и мерной пипетки, мл.
27
Лабораторная работа № 9
Гравиметрический метод
Это метод количественного химического анализа, основанный на точном
измерении массы определяемого вещества или его составных частей, выделяемых в химически чистом состоянии или в виде соответствующих соединений.
Все многочисленные гравиметрические определения можно разделить на
три большие группы: методы выделения, осаждения и отгонки.
Метод осаждения
В анализе различают форму осаждения и гравиметрическую форму.
Соединение, в виде которого определяемое вещество осаждается из раствора, называют формой осаждения.
Соединение, в виде которого производят взвешивание, называют гравиметрической формой.
Ba2+
SO42 -
to
BaSO4  -- BaSO4
кристаллический
форма
гравиметрическая
осаждения
форма
o
6(OH)
t
2Fe3+ -- 2 Fe(OH)3 - Fe2O3
аморфный
форма
гравиметрическая
осаждения
форма
В качестве формы осаждения в гравиметрическом анализе может быть
использован далеко не любой осадок.
Требования к осадку:
1. Осадок должен быть малорастворим (т.е. осаждение должно быть достаточно полным.
2. Осадок должен быть чистым и легко фильтроваться.
3. Необходимо чтобы из формы осаждения легко получалась гравиметрическая форма.
Осадок должен быть крупнокристаллическим. На размер кристаллов оказывают влияние относительные скорости двух основных процессов:
28
1. скорость образования центров кристаллизации;
2. скорость роста кристаллов.
Скорость образования центров кристаллизации зависит от величины относительного пересыщения, которая выражается уравнением:
ОП 
c S
,
S
где c - концентрация осаждаемого компонента;
S - его растворимость.
Для уменьшения числа центров кристаллизации в соответствии с формулой необходимо уменьшить c и увеличить S. Для этого перед осаждением раствор рекомендуется разбавить для уменьшения c и нагреть для увеличения S, а
также ввести электролит или подкислить раствор.
Основные условия получения кристаллических осадков (например, BaSO4) в
гравиметрическом методе осаждения.
1) Осаждение следует вести из разбавленного анализируемого раствора разбавленным раствором осадителя.
2) Раствор осадителя прибавляют медленно, по каплям (особенно в начале осаждения), при непрерывном осторожном перемешивании раствора.
3) Осаждение следует вести из горячего анализируемого раствора горячим раствором осадителя.
4) В некоторых случаях осаждение полезно вести в присутствии веществ (например, небольших количеств кислоты), слегка повышающих растворимость
осадка, но не образующих с ним растворимые комплексные соединения.
5) Выпавший осадок оставляют на некоторое время вместе с маточником для
созревания осадка.
Если в качестве осаждаемой формы образуется аморфный осадок, то его
стремятся получить как можно более плотным, с тем чтобы улучшить его
фильтрование и уменьшить потери при его промывании.
Условия получения аморфных осадков (например, Fe(OH)3).
29
1) К горячему концентрированному анализируемому раствору прибавляют горячий концентрированный раствор осадителя. В этих условиях происходит
коагуляция коллоидных частиц и осадки получаются более плотными.
2) Горячий раствор осадителя прибавляют быстро, что уменьшает вероятность
образования коллоидных растворов.
3) При необходимости в раствор вводят электролит-коагулятор.
4) Избегают длительного выдерживания осадка с маточным раствором. Обычно
условия осаждения (получения осаждаемой формы) подробно регламентируются методикой анализа.
Определение содержания сульфат-иона
Задача сводится к связыванию сульфат-иона в нерастворимое соединение
(сульфат бария) по реакции:
ВаСl2 + H2SO4 = BaSO4  + 2HCl,
которое затем с помощью типовых технических операций выделяется в чистом
виде и количественно определяется путем взвешивания на аналитических весах.
Реактивы
Соляная кислота концентрированная, HCl.
Индикатор - нитрат серебра, AgNO3.
Хлорид бария, BaCl2 10%-ный раствор.
Ход определения
Этап 1
Исследуемый раствор, полученный в препараторской в стакан емкостью
200-300 мл, разбавляют дистиллированной водой до 1/3 объема стакана и добавляют 10 капель концентрированной соляной кислоты. В другой такой же
стакан наливают 10 мл 10%-ного раствора хлорида бария и также разбавляют
дистиллированной водой до 1/3 объема стакана.
Оба стакана с растворами нагревают до 70 oC и осторожно по каплям переносят раствор хлорида бария пипеткой в стакан с исследуемым раствором (не
наоборот!) при постоянном перемешивании стеклянной палочкой (палочку из
стакана не вынимать!). Осаждение ведут не менее 30-40 мин. Особенно мед-
30
ленно прибавляют первые капли осадителя. Образовавшийся осадок необходимо оставить для созревания не менее чем на 24 часа.
Этап 2
После созревания осадок фильтруют через фильтр «синяя лента» и количественно переносят на фильтр. Затем осадок промывают на фильтре от примесей дистиллированной водой до отрицательной реакции на хлорид-ион с помощью индикатора. Стенки стакана и стеклянную палочку протирают небольшим
куском фильтра, который аккуратно сворачивают и кладут в фильтр. Фильтр с
осадком высушивают в сушильном шкафу или на воздухе и переносят в тигель.
Тигель должен быть предварительно прокален в муфельной печи до постоянной массы в течение 20 минут, затем его вынимают из печи тигельными
щипцами и осторожно ставят в эксикатор для охлаждения (30-40 мин). Массу
пустого тигля определяют на аналитических весах и записывают.
Этап 3
Высушенный фильтр с осадком помещают в доведенный до постоянной
массы тигель озоляют на газовой горелке (не допускать вспышки фильтра!),
после чего в муфельной печи прокаливают до постоянной массы. При этом для
охлаждения тигля после прокаливания перед взвешиванием необходимо использовать эксикатор.
После доведения тигля до постоянной массы рассчитывают содержание
сульфат-иона по формуле:
mSO 2  F  ( m1  m2 ) ,
4
где F - гравиметрический фактор (фактор пересчета), равный отношению
молярной массы М(Х) определяемого компонента Х к молярной массе гравиметрической формы М(ГФ), умноженному на число молей n определяемого
компонента, из которого получается один моль гравиметрической формы.
F = nМ(SO42–)/M(BaSO4);
m1 и m2 - массы соответственно пустого тигля и тигля с осадком после доведения до постоянной массы.
31
Вопросы к коллоквиуму № 1
1. Титриметрический анализ. Сущность титриметрического анализа.
Классификация методов титриметрического анализа. Стандартизация растворов
титрантов. Основные приемы титрования. Расчеты в титриметрическом анализе. Расчет результата прямого титрования при разных способах выражения
концентрации раствора. Расчет результата в методах обратного титрования.
Кривые титрования. Основные методы титриметрического анализа.
2. Иодиметрия. Индикаторы. Рабочие растворы. Основные условия проведения реакции иода с тиосульфатом. Приготовление и установка титра тиосульфата натрия. Определение меди(II). Определение формальдегида или йодного числа. Практическое применение.
3. Перманганатометрия. Установление титра перманганата калия. Определение железа(II).
4. Кислотно-основное титрование. Характеристика метода. Кривые
титрования смеси кислот и смеси оснований. Физико-химические методы обнаружения точки эквивалентности. Рабочие растворы. Определение гидроксида
натрия и карбоната натрия при их совместном присутствии. Кривые титрования и выбор индикатора. Определение гидрокарбоната натрия и карбоната натрия при их совместном присутствии. Кривые титрования и выбор индикатора. Кривые титрования сильной кислоты сильным основанием, выбор индикатора. Кривые титрования сильной кислотой слабого основания, выбор индикатора. Кривые титрования слабой кислоты сильным основанием, выбор индикатора. Кривые титрования слабой кислоты слабым основанием, выбор индикатора. Какие факторы или характеристики (константа диссоциации, температура,
концентрация растворов, объем титруемого раствора, скорость титрования)
влияют: а) на положение точки эквивалентности; б) на величину и положение
скачка титрования?
Приготовление стандартного раствора соляной кислоты.
5. Окислительно-восстановительное титрование. Уравнение Нернста,
влияние различных факторов на величину окислительно-восстановительного
потенциала. Назвать самые сильные окислители и самые сильные восстановите-
32
ли в водном растворе и привести значения их стандартных потенциалов. Какие
требования предъявляются к окислительно-восстановительным реакциям, используемым в титриметрическом анализе?
Как связан интервал перехода редокс-индикатора с его стандартным
окислительно-восстановительным потенциалом? Как подбираются редоксиндикаторы? Привести конкретные примеры.
Как зависит величина скачка титрования в методах окисления—
восстановления от концентрации исходных растворов, концентрации ионов водорода, разности стандартных потенциалов окислителя и восстановителя? Привести примеры.
Какими способами фиксируется точка эквивалентности в методах окисления—восстановления? Привести конкретные примеры. В чем состоит различие
между редокс-индикаторами и специфическими индикаторами, применяемыми
в методах окисления— восстановления?
Окислительно-восстановительное титрование. Определение молярной
масса эквивалента в реакциях окисления-восстановления. Привести примеры.
Влияние ионной силы и температуры на протекание реакций окислениявосстановления.
Скорость и механизм реакций окисления-восстановления. Редоксиндикаторы.
Перманганатометрия. Определение восстановителей, окислителей, и др.
Привести примеры, реакций и индикаторов.
Иодиметрия. Определение восстановителей, окислителей, кислот и веществ не обладающих окислительно-восстановительными свойствами. Привести примеры, реакций и индикаторов.
Как связан интервал перехода редокс-индикатора с его стандартным
окислительно-восстановительным потенциалом? Как подбираются редоксиндикаторы? Привести конкретные примеры.
Какие способы установления конечной точки титрования в методах окисления—восстановления наиболее распространены: безиндикаторный, с редоксиндикатором или с помощью специфического индикатора?
33
Какие требования предъявляются к окислительно-восстановительным реакциям, используемым в титриметрическом анализе?
Дихроматометрия. Определение содержания железа (III).
Бромометрия. Определение фенола.
Перманганатометрия. Рабочие растворы. Практическое применение.
Кривые титрования. Индикаторы.
Окислительно-восстановительные свойства воды. Константы равновесия окислительно-восстановительных реакций. Скорость и механизм реакций
окисления-восстановления.
Влияние кислотно-основного взаимодействия, комплексообразования и
образования малорастворимых соединений на редокс-потенциал.
Реакции окисления-восстановления. Окислительно-восстановительные потенциалы. Уравнение Нернста.
34
Вопросы к коллоквиуму № 2
1. Комплексонометрическое титрование
Понятие о комплексонах. Рабочие растворы. Кривые титрования. Индикаторы. Условия комплексонометрического титрования. Реакции комплексообразования. Равновесия в растворах. Константы устойчивости и изменение стандартной энергии Гиббса. Равновесия в растворах координационных соединений.
Влияние температуры на равновесия в растворах координационных соединений. Условные константы устойчивости. Скорость реакций комплексообразования в растворе. Определение кальция и магния. Определение кальция и магния при их совместном присутствии. Жесткость воды. Зависимость величины
скачка титрования от константы устойчивости комплексного соединения, температуры, концентрации и рН среды. Основные характеристики комплексных
соединений.
2. Гравиметрический анализ
Осаждение и растворение малорастворимых соединений. Произведение
растворимости и изменение стандартной энергии Гиббса при осаждении. Условия выпадения осадка. Произведение растворимости при неполной диссоциации
малорастворимых соединений. Произведение растворимости малорастворимых
соединений.
Условное произведение растворимости. Растворение малорастворимых
соединений. Растворение под действием сильных кислот. Растворение осадков
вследствие комплексообразования. Влияние растворителя на растворимость.
Влияние температуры на растворимость. Равновесия при осаждении двух малорастворимых соединений. Соосаждение. Адсорбция. Окклюзия, методы борьбы
с ней.
Сущность гравиметрического анализа. Форма осаждения. Условия выпадения осадка. Полнота осаждения. Чистота осадка. Промывание осадков. Гравиметрическая форма. Расчеты в гравиметрическом анализе. Количественное
разделение методом осаждения. Практическое применение. Общая оценка метода. Определение сульфат-иона. Определение влажности.
35
Основная литература
1.
Ю.Я. Харитонов Аналитическая химия, ч.1 и 2, М., Высшая школа, 2001 г.
2.
В.П. Васильев. Аналитическая химия, ч. 1, ч. 2, М., Высшая школа, 1989.
3.
В.П. Васильев. Задачник по аналитической химии, М., Высшая школа,
1989.
4.
А.П. Крешков. Основы аналитической химии, ч.1 и ч.2, М., Химия, 1976.
Дополнительная литература
1.
В.Н. Алексеев. Количественный анализ. М., Химия, 1972.
2.
Я.И. Коренман. Практикум по аналитической химии. Воронеж., изд-во Воронежского ун-та, 1966., 244 с.
3.
Ю.А. Золотов, Н.М. Кузьмин. Концентрирование микроэлементов. М.,
Химия, 1982., 284 с.
4.
Ю.Ю. Лурье. Аналитическая химия промышленных сточных вод. М., Химия, 1984., 384 с.
5.
Ю.А. Золотов, Е.Н. Дорохова, В.Н. Фадеева и др. Основы аналитической
химии, в 2-х книгах, М., Высшая школа, 1996.
6.
Е.Г. Власова, А.Ф. Жуков и др. Аналитическая химия. Химические ме-тоды
анализа. Под редакцией О.М. Петрухина. М., Химия, 1992., 400 с.
7.
Ю.А. Золотов. Аналитическая химия: проблемы и достижения. М., Наука,
1992.
8.
А.Т. Пилипенко, И.В. Пятицкий. Аналитическая химия, в 2-х книгах Книга
1 .М., Химия, 1990., 480 с.
Книга 2 .М., Химия, 1990., 481-846 с.
36
ПРИЛОЖЕНИЯ
37
Концентрация ионов водорода в водных растворах кислот,
оснований и солей, подвергающихся гидролизу
Концентрация ионов водорода в водном растворе зависит от концентрации кислоты, щелочи, соли, от константы диссоциации слабых кислот и слабых
оснований и от ионного произведения воды.
В таблице приведены формулы для вычисления концентрации ионов водорода или гидроксила в различных растворах.
Раствор
Сильная кислота
разбавленная (например, НС1)
Сильная щелочь
разбавленная (например, NaOH)
Слабая кислота
(например,
СН3СООН)
Слабая щелочь
(например,
NH4OH)
Формула для вычисления
концентрации ионов водорода или гидроксила в водном растворе
[H+] = cкисл.
рН = - lg cкисл.
сHCl = 0,1
[H+] = 0,1 = 10-1; pH = 1
[OH‾] = cосн.
рOН = - lg cосн.
сNaOH = 0,1; OH‾ = 10-1
pOH = 1; pH = 14 - 1 = 13
[H  ]  K кисл.  скисл.
cCH 3 COOH  0,1  10 1
рК кисл.  lg cкисл.
2
рК кисл.  рскисл.
или рН 
2
K CH 3 COOH  1,8  10  5
рН 
[OH  ]  K осн.  сосн.
рК осн.  lg cосн.
2
рК осн.  рсосн.
или рОН 
2
рОН 
Слабая кислота в
присутствии ее
соли (например,
СН3СООН+
+ СН3СООNa)
Пример
[H  ]  K кисл.
скисл.
ссоли
рН  рК кисл.  lg
скисл.
ссоли
или рН  рК кисл.  рскисл.
 рссоли.
[H  ]  1,8  10  5  10 1 
1,36  10  3 ; pH  3  lg1,36 
 3  0,13  2,87
c NH 4OH  0,02  2 10 2
K NH 4OH  1,8 10 5
[OH  ]  1,8 10 5  2 10 2 
 3,6 10 7  36 10 8 
6 10 4 ; pOH  4  0,78  3,22
pH  14  3,22  10,78
cCH 3 COOH  0,2 c CH 3 COONa  0,1
K CH 3 COOH  1,8  10  5
[H  ]  1,8  10  5
0,2

0,1
1,8  10  5  2  3,6  10 - 5 ;
pH  5  lg3,6  5,44
38
Слабая щелочь в
присутствии ее
соли (например,
NН4ОН+
+ NН4Сl)
[OH  ]  K осн.
сосн.
ссоли
рОН  рК осн.  lg
сосн.
ссоли
или
рОН  рК осн.  рсосн. 
 рссоли.
Соль слабой кислоты и сильной
щелочи (например, СН3СООNa)
[H  ] 
K H 2 O  K кисл .
ссоли
1
1
рН  7  рК к.  lg cсоли
2
2
рК кисл  рссоли
рН  7 
2
c NH 4 OH  0,4
c NH 4 Cl  0,1
[OH  ]  1,8  10  5
0,4

0,1
1,8  10  5  4  7,2  10 - 5 ;
pOH  5  lg7,2  4,14
pH  14  4,14  9,86
cCH 3 COONa  0,1
K CH 3 COOH  1,8  10  5
10 -14  1,8  10  5
[H ] 

0,1

 1,8  10 18  1,35  10 - 9 ;
pH  9  lg3,6  5,44
Соль слабого основания и сильной кислоты (например, NH4Cl)
Соль слабой
двухосновной
кислоты (например, Na2CO3
Кислая соль слабой двухосновнойкислоты (например, NaHCO3)
[H  ] 
K H 2 O  cсоли.
К осн
1
1
рН  7  рК ос  lg cсоли
2
2
рс
 рК осн.
рН  7  соли
2

[H ] 
"
K H 2 O  K кисл
ссоли
1
1
рН  7  рК "к  lg cсоли
2
2
"
рК кисл  рcсоли.
рН  7 
2
[H  ]  K'кисл K"кисл
'
"
рК кисл
 рК кисл
рН 
2
c NH 4 Cl  0,1
[H  ] 
10 14  0,1 10  5


1,35
1,8  10  5
 7,4  10  6 ;
pH  6  lg 7,4  5,13
cNa 2 CO 3  0,1 K "H 2 CO 3  6  10 11
[H  ] 
10 14  6  10 11

0,1
 6  10  24  2,4  10 12
pH  12  lg 2,4  11,62
K 'H 2 CO 3  3  10 7 ;
K "H 2 CO 3  6  10 11
[H  ]  3  10  7  6  10 11 
 18  10 18  4,2  10  9
pH  9  lg 4,2  8,38
Интервалы перехода окраски некоторых индикаторов*
39
Индикатор
Интервал Значение
Окраска
рКHInd
перехода
pT
в кислой среде, в щелочной
молекулярная среде, ионная
pH
форма
Тимоловый голубой
(1-й переход)
Метиловый оранжевый
Метиловый красный
Лакмус
Феноловый красный
Тимоловый голубой
(2-й переход)
Фенолфталеин
Тимолфталеин
Ализариновый желтый
форма
1,2-2,8
2
Красный
Желтый
1,7
3,1-4,4
4
Красный
Желтый
3,7
4,4-6,2
5,0—8,0
6,4—8,0
8,0—9,6
5
7
7
8
Красный
Красный
Желтый
Желтый
Желтый
Синий
Красный
Голубой
5,1
8,0—10,0
9,4-10,6
10,0-12,0
9
10
11
Бесцветный Красный
9,2
Бесцветный Синий
9,7
Желтый
Сиреневый 10.7
8,0
9,2
Некоторые окислительно-восстановительные индикаторы
Индикатор
Нейтральный красный
Ео, В
Цвет формы индикатора
окисленная восстановленная
красный
бесцветный
-0,325 (рН 7)
0,240 (рН 0)
Индигокармин
-0,125 (рН 7)
синий
0,291 (рН 0)
Метиленовая синяя
0,011(рН 7)
»
0,532 (рН 0)
Толуиленовый синий
0,115(рН7)
»
0,601 (рН 0)
Вариаминовый синий
0,71
фиолетовый
Дифениламин
0,76
»
Дифенилбензидин
0,76
»
п-Этоксихризоидин
0,76
бледно-желтый
Дифениламин-4- суль0,84
сине- фиолетофоновая кислота
вый
N-Фeнилaнтpaнилoвaя
1,00
фиолетовый
кислота
Ферроин
1,06
бледно-голубой
Нитроферроин
1,25
»
»
»
»
»
бесцветный
»
красный
бесцветный
»
красный
»
40
Нормальные окислительно-восстановительные потенциалы (Ео) по
отношению к нормальному водородному электроду
E2oH  / H  0,000


2
Окислитель
+ne
Восстановитель
Ео, вольт
Fe3+
+3e
Fe
-0,036
Cr3+
+3e
Cr
-0,71
Cr2O72-+14H+
+6e
2Cr3+ + 7H2O
+0,36
MnO4‾ +2H2О
+3e
MnО2 +4OН-
+0,57
BrO3‾ + 3H2O
+6e
Br‾- + 6OH-
+0,60
Fe3+
+e
Fe2+
+0,77
BrO3‾ + 6H+
+6e
Br‾ + 3H2O
+1,44
MnO4‾ +8H+
+5e
Mn2+ +4H2O
+1,52
Co3+
+e
Co2+
+1,84
Ce4+
+e
Ce3+
+1,45
41
Таблица 1.1. Численные значения коэффициента Стьюдента
(для расчета границ доверительного интервала при доверительной вероятности Р, объеме выборки n, числе степеней свободы f = n -1
n
f
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
41
61
121

1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
40
60
120

Значение t при доверительной вероятности
0,80
0,90
0,95
0,99
0,999
3,08
6,31
11,07
63,7
636,62
1,89
2,92
4,30
9,92
31,60
1,64
2,35
3,18
5,84
12,94
1,53
2,13
2,78
4,60
8,61
1,48
2,02
2,57
4,03
6,86
1,44
1,94
2,45
3,71
5,96
1,42
1,90
2,36
3,50
5,41
1,40
1,86
2,31
3,36
5,04
1,38
1,83
2,26
3,25
4,78
1,37
1,81
2,23
3,17
4,59
1,36
1,80
2,20
3,11
4,49
1,36
1,78
2,18
3,06
4,32
1,35
1,77
2,16
3,01
4,22
1,35
1,76
2,14
2,98
4,14
1,34
1,75
2,12
2,95
4,07
1,34
1,75
2,11
2,92
4,02
1,33
1,74
2,10
2,90
3,97
1,33
1,73
2,09
2,88
3,92
1,33
1,73
2,09
2,86
3,88
1,33
1,73
2,09
2,85
3,85
1,32
1,72
2,08
2,83
3,82
1,32
1,72
2,07
2,82
3,79
1,32
1,71
2,07
2,81
3,77
1,32
1,71
2,06
2,80
3,75
1,32
1,71
2,06
2,79
3,73
1,32
1,71
2,06
2,78
3,71
1,31
1,70
2,05
2,77
3,70
1,31
1,70
2,05
2,76
3,67
1,31
1,70
2,05
2,76
3,66
1,31
1,70
2,04
2,75
3,65
1,30
1,68
2,02
2,70
3,55
1,30
1,67
2,00
2,66
3,46
1,29
1,66
1,98
2,62
3,37
1,28
1,64
1,96
2,58
3,29
42
Содержание
стр
Предисловие....................................................................................................
3
Титриметрический (объемный) анализ. Основные понятия.....................
4
Лабораторная работа № 1
Определение содержания Na2CO3 и NaHCO3 при их совместном
присутствии....................................................................................................
10
Лабораторная работа № 2
Определение содержания NaОН и Na2CO3 при их совместном
присутствии....................................................................................................
13
Лабораторная работа № 3
Перманганатометрия
Определение содержание железа (II)................................................
15
Лабораторная работа № 4
Иодометрия
Определение содержания меди (II)...................................................
17
Лабораторная работа № 5
Иодиметрия
Определение содержания формальдегида........................................
19
Лабораторная работа № 6
Бромометрия
Определение содержания фенола......................................................
21
Лабораторная работа № 7
Дихроматометрия
Определение содержания железа железа (II)....................................
23
Лабораторная работа № 8
Комплексонометрическое титрование
Определение содержания кальция и магния при их совместном
присутствии....................................................................................................
24
Лабораторная работа № 9
Гравиметрический метод
Определение содержания сульфат-иона...........................................
27
Вопросы к коллоквиуму № 1.......................................................................
31
Вопросы к коллоквиуму № 2.......................................................................
34
Основная литература.....................................................................................
35
Приложения ..................................................................................................
36