Titrarea redox se bazează pe utilizarea diferitelor tipuri de reacții redox.

Ca titrant se folosesc soluții de substanțe cu proprietăți oxidante sau reducătoare. În ceea ce privește caracteristicile sale analitice, metoda este similară cu titrarea acido-bazică, deși adesea viteza de reacție este comparativ mai mică.

Principiile pentru selectarea indicatorilor sunt, de asemenea, aceleași: indicatorul ar trebui să își schimbe culoarea lângă punctul de echivalență. Substanțele organice care au proprietăți oxidante sau reducătoare mai slabe decât reactivii sunt utilizate ca indicatori. pH-ul soluției are o influență foarte puternică asupra performanței indicatorului. Intervalul de tranziție a culorii indicatorului redox este determinat de formula:

ΔE = (Eº ind. – 0,059 m/n pH) ± 0,059/ n,

unde m este numărul de H +, n este numărul de electroni care participă la semireacție, Eº ind. – potenţial în funcţie de natura substanţei.

Indicatori redox

În funcție de titrantul utilizat în analiză, există mai multe variante de titrare redox.

1. Permanganatometria folosește permanganat de potasiu KMnO 4 ca titrant, care este un agent oxidant puternic.

Această metodă este utilizată pentru determinarea agenților reducători: acid oxalic, Fe 2+, HNO 2, Mn 2+, Sn 2+ etc. (titrare directă), unii agenți oxidanți: NO 3 -, K 2 Cr 2 O 7 (back titrare), mulți cationi metalici (prin titrarea substituentului).
De obicei, titrarea se realizează într-un mediu acid sulfuric puternic:
MnO 4 - + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O. Pentru titrare se folosește o soluție de KMnO4 cu o concentrație de 0,02 până la 0,1 mol/l. Titrantul în sine este utilizat ca indicator, din care o picătură în exces devine roz soluția.

2. Iodometria folosește o soluție de iod I 2 ca titrant, care este un agent oxidant (această versiune a metodei se numește metoda iodometrică): I 2 + 2e =2I - , sau soluție KI, care este un agent reducător (metoda iodometrică) 2I - - 2e = I 2.

A doua opțiune este cea mai comună; este utilizat pentru determinarea indirectă a multor substanțe reducătoare de KI. În acest caz, I2 este eliberat într-o cantitate echivalentă cu cantitatea de analit. Iodul eliberat este titrat cu o soluție standard de tiosulfat de sodiu Na 2 S 2 O 3

I 2 + 2 Na 2 S 2 O 3 = 2NaI + Na 2 S 4 O 6.În ambele opțiuni de analiză, o soluție de amidon este utilizată ca indicator pentru iod, care în prezența iodului liber capătă o culoare albastră.

3. Cromatometrie folosește bicromat de potasiu K 2 Cr 2 O 7 ca titrant, care este un agent oxidant: Cr 2 O 7 2- + 14H + + 6e = 2Cr 3+ + 7H 2 O.

Acizii difenilaminosulfonici pot fi indicatori. Reacția se desfășoară într-un mediu puternic acid, de obicei folosind acid sulfuric. Această metodă determină Fe (II), Mn (II), Mn (IV), V (V), Mo (V), un număr de anioni, substanțe organice etc.

Titrare complexometrică

În titrarea complexometrică, substanțele capabile să formeze complexe puternice cu analitul sunt utilizate ca titrant.

Cel mai utilizat în practica analitică este acidul etilendiaminotetraacetic - EDTA– (NOOC - CH 2) 2 – N- CH 2 – CH 2 – N – (CH 2 – COOH) 2 și sarea sa de sodiu - Trilon B.

Acest titrant este utilizat în primul rând pentru determinarea cantitativă a cationilor metalici (Fe 3+, Cr 3+, Ca 2+, Mg 2+ etc.). Molecula de EDTA reacţionează întotdeauna cu 1 cation metalic, adică. factorul de echivalență este 1.

Eriocrom negru T, murexida și alte substanțe organice sunt adesea folosite ca indicatori.

pH-ul mediului are o influență foarte puternică asupra rezultatelor titrarii complexometrice, astfel încât analiza se efectuează cel mai adesea într-o soluție tampon.

Titrarea precipitațiilor

Titrarea prin precipitare se bazează pe reacții de precipitare care pot avea loc cu o viteză suficientă la temperaturi scăzute și sunt ireversibile. Deși există destul de multe astfel de reacții, doar câteva au fost potrivite pentru analiză.

O metodă bine dezvoltată de titrare prin precipitare cu azotat de argint AgNO 3 este argentometria. K2CrO4, FeCl3 şi indicatorii de adsorbţie sunt utilizaţi ca indicatori în analiza argentometrică.

Ionul de argint formează o cantitate destul de mare de săruri insolubile în apă, ceea ce determină capacitățile sale analitice; Argentometria poate fi utilizată pentru determinarea Cl -, Br -, I -, SCN -, AsO 4 3-, CO 3 2- etc. Cu toate acestea, utilizarea pe scară largă a metodei este împiedicată de costul ridicat al azotatului de argint.

Și mai puțin folosită este metoda mercurometriei, în care sărurile de mercur foarte toxice servesc drept titrant.

nr. 10. Concepte de bază: titrant, titrare, punct de echivalență, punctul final de titrare. Metode de analiză (directă, substitutivă, inversă), metode de analiză (porții individuale, probe alicote (pipettare)).

Titrometrie este cea mai utilizată metodă de analiză în practica analitică. Ca sensibilitate este aproape de gravimetrie (limita de detecție 0,10%), ca precizie este inferioară analizei gravimetrice (precizie 0,5%). Cu toate acestea, este mult mai rapid și mai ușor de implementat.

Analiza titrimetrică se bazează pe măsurarea precisă a volumului soluției de reactiv care reacționează cu componenta analizată a probei.

Titrant- o soluție de reactiv cu o concentrație precis cunoscută.

Titrare- procesul de adăugare treptată a titrantului la soluția analizată se numește titrare.

Punct de echivalare- punctul de titrare la care se realizează egalitatea echivalenților analitului reacționat și titrantului. Înainte de punctul de echivalență, practic nu există titrant în soluție, iar după punctul de echivalență nu există nici un analit. Aproape de punctul de echivalență, proprietățile sistemului se schimbă brusc. Această schimbare bruscă a proprietății măsurate a unei soluții în apropierea punctului de echivalență se numește salt de titrare.

Punctul final de titrare- momentul titrarii cand sfarsitul reactiei este observat printr-o modificare a culorii solutiei indicator sau alte semne. De obicei, până la sfârșitul titrarii, cantitatea de titrant adăugată este mai mare sau mai mică decât cantitatea echivalentă. Titrarea va fi mai precisă cu cât se află mai aproape de punctul de echivalență punctul final al titrarii. Diferența dintre punctul de echivalență și punctul final al titrarii cauzează eroarea indicatorului de titrare. După ce a ajuns la punctul final al titrarii, adăugarea titrantului este oprită. Rezultatele analizei sunt calculate pe baza volumului de titrant consumat și a concentrației acestuia.

Soluțiile standard de titrant sunt preparate prin diferite metode:

1. prin cântărire precisă (substanța trebuie să fie pură și stabilă din punct de vedere chimic);

2. prin cântărire aproximativă, urmată de determinarea concentrației exacte a soluției de titrant folosind o soluție etalon (metoda de standardizare);

3. dintr-un fixanal, care este o cantitate strict definită dintr-o substanță sigilată într-o fiolă. Transferând cu grijă această substanță într-un balon cotat de un anumit volum (de obicei 1 L), se obține o soluție de o concentrație dată.

Tehnici de titrare.

În practica analitică, se utilizează titrarea directă, inversă și indirectă (titrare cu substituent).

Dacă determinarea cantitativă se bazează pe o reacție directă între analit și titrant, titrarea se numește titrare directă.

Uneori, din mai multe motive, reactivul este adăugat în exces, iar cantitatea de reactiv rămasă după reacție este titrată. Deoarece volumul și concentrația soluției de reactiv adăugat sunt cunoscute, cantitatea de reactiv utilizată pentru reacție este determinată din rezultatele titrarii. Această titrare se numește titrare inversă.

În titrarea indirectă, produsul de reacție al analitului cu o cantitate cunoscută de reactiv reacționează cu titrantul.

Nr. 11 Metode de exprimare a concentrației soluțiilor titrate, metode de preparare a acestora. Substanțe standard (setare, pornire). Cerințe pentru substanțele standard.

Modalități de exprimare a concentrațiilor soluției:

1) Fracția de masă a substanței
Fracția de masă este desemnată cu litera greacă „omega” și este egală cu raportul dintre masa substanței dizolvate și masa totală a soluției.

Ele sunt de obicei exprimate în fracții de masă sau procente (pentru aceasta, partea dreaptă a formulei este înmulțită cu 100%).

2) Concentrația molară- arată câți moli dintr-o substanță sunt conținute în 1 litru (1000 ml) de soluție. Desemnat C cm Unitate de măsură - [mol/l] (deseori scris simplu M)

unde n este cantitatea de substanță în moli, V este volumul soluției, m este masa substanței, M r este masa molară a substanței.

3) Concentrația molală- numărul de moli de substanță dizolvată în 1 kilogram (1000 g) de solvent. Unitate de măsură - [mol/kg]

4) Concentrație normală- acesta este numărul de echivalenți într-un litru de soluție. Notat cu simbolul C n

0,1 soluție normală este decinormală.

5) Titlu- cantitatea de substanță (în grame) dizolvată în 1 ml. soluţie.

Se face o distincție între titrul pentru substanța dizolvată (de exemplu, titrul unei soluții de acid clorhidric - T HCl) sau titrul pentru substanța care se determină (de exemplu, titrul unei soluții de acid clorhidric pentru hidroxid de sodiu - T HCl/NaOH)

unde T este titrul în g/ml, P este masa probei, V este volumul balonului cotat.

Se numesc soluții cu concentrații precise utilizate în analiză soluții de lucru sau standard.

Se numesc soluții titrate obținute din cântărirea precisă a unei substanțe gătit, A substanţe de pornire sau de fixare numit standarde primare.

Se numesc soluții cu titru fix standarde secundare. Procesul de stabilire a concentrației exacte se numește standardizare.

La substanțele standard (de pornire). prezent cerințe stricte. Ele pot fi doar:

· pur chimic (impurități mai mici de 0,01%),

rezistent chimic

· substanțe foarte solubile, a căror compoziție corespunde strict cu formula chimică, cu cea mai mare masă molară posibilă cu cea mai mică contribuție posibilă a masei molare a substanței reactive la aceasta, pentru a reduce eroarea de cântărire.

· substanțele trebuie să îndeplinească cerințele pentru reacțiile chimice în analiza chimică cantitativă. Această metodă este utilizată pentru a prepara, de exemplu, soluții standard de acizi și alcaline puternice, ale căror substanțe, datorită agresivității lor, nu îndeplinesc cerințele pentru substanțele inițiale.

Cerințe pentru substanțele de instalare:

1. Au o structură cristalină și îndeplinesc o anumită formulă chimică.

2. Compoziția chimică trebuie să corespundă formulei sale.

4. Metodele de purificare a substanței instalației de impuritățile însoțitoare (cristalizare, extracție, sublimare etc.) trebuie să fie disponibile în laboratorul de analiză.

5. O substanță de instalare pură din punct de vedere chimic nu trebuie să fie higroscopică, dar trebuie să fie relativ bine solubilă în apă.

6. Soluțiile de substanță de întărire nu trebuie să își modifice titrul în timpul depozitării și contactului cu aerul.

7. Substanța de instalare trebuie să aibă cea mai mare greutate echivalentă posibilă. Cu cât greutatea echivalentă a substanței este mai mare, cu atât este mai mare precizia stabilirii titrului soluției, deoarece atunci când se cântărește o substanță cu o greutate moleculară mare, erorile de cântărire au un efect neglijabil.

Nr. 12. Fundamente teoretice, esența titrării alcalimetrice, acidimetrice, permanganatometrice, iodometrice. Titrenții utilizați, concentrația lor, metode de fixare a punctului de echivalență, indicatori.

Alcalimetrie– determinarea substanţelor folosind soluţii alcaline standard.

Acidimetrie- determinarea substantelor folosind solutii standard de acizi tari.

Permangonometrie se bazează pe reacţiile de oxidare ale diverselor substanţe cu permanganatul de potasiu. Oxidarea se realizează într-un mediu acid, în care ionul MnO 4 - prezintă cele mai puternice proprietăți oxidante și are cel mai mic echivalent (1/5).

Iodometrie pe baza reacţiei titrometrice a iodului cu tiosulfatul de sodiu.

Indicatori sunt acizi și baze organice cu structură complexă, caracterizate prin culori diferite ale formelor moleculare și ionizate ale substanței.

Nr. 13 Indicatori ai metodei de titrare acido-bazică. Intervalul de tranziție al culorii indicatorului.

Titrenții metodei sunt soluții de acizi și baze tari: HCI, H 2 SO 4, NaOH, KOH. Aceste substanțe nu îndeplinesc cerințele pentru substanțele standard, prin urmare concentrația titranților se stabilește prin standardizarea soluțiilor acestora. Borax Na 2 B 4 O 7 10H 2 O, carbonat de sodiu anhidru Na 2 CO 3, acid oxalic dihidrat H 2 C 2 O 4 2H 2 O și unele altele sunt cel mai adesea utilizate ca standarde primare.

Un indicator acido-bazic este el însuși un acid sau o bază și în timpul titrarii acido-bazice își schimbă culoarea în sau în apropierea TE.

Cu metoda indicatorului vizual de fixare a CTT în titrarea acido-bazică, adăugarea de titrant la soluția titrată este oprită atunci când culoarea soluției se schimbă brusc din cauza unei modificări a culorii indicatorului introdus în soluția titrată.

Se numește valoarea pH-ului la care se titra o soluție cu un indicator dat indicele de titrare al acestui indicator pT.

Cei mai importanți indicatori au următoarele zone de tranziție și indicatori de titrare:

Indice de titrare pT Regiunea de tranziție a pH-ului

Portocala de metil……………4.0………………………….. 3.1 - 4.4

Roșu de metil……………….. 5.5…………………………. 4.4 - 6.2

Turnesol………………………………………………7.0………………………….5.0 - 8.0

Fenolftaleina……………..…9,0………………….8,0 - 10,0

Nr. 14 Echipamente pentru analiză titrimetrică: biurete, baloane cotate, pipete Mohr și gradate, cilindri gradați, pâlnii, baloane de titrare conice. Reguli de lucru cu echipamente.

Biurete – utilizate pentru umplerea cu titran și efectuarea titrarilor; tuburi de sticla gradate in volum cu diviziune 0 in varf, destinate masurarii solutiilor in portiuni mici. V = 1-50 ml

Pipete de măsurare - tuburi de sticlă pentru măsurarea și transferul unei soluții dintr-un vas în altul Pipeta lui Mora are o expansiune sferică în partea din mijloc, iar deasupra ei este aplicată un semn inelar. Pe partea expandată indicați V,t când a fost efectuată calibrarea (V = 5,00-50,0 ml) Pipete gradate fără expansiune (V = 0,10-10,0 ml)

Baloanele conice - utilizate pentru măsurători titrimetrice (V = 25-250 ml) nu trebuie umplute mai mult de 1/3

Baloanele cotate au un gât lung și îngust, cu un semn inelar aplicat. Proiectat pentru prepararea soluțiilor cu o concentrație precisă

Cilindrii gradați au o importanță secundară în analiza titrimetrică. Folosit pentru măsurarea aproximativă a volumelor unor soluții auxiliare sau a apei

O pâlnie este un dispozitiv sub formă de con care se termină într-un tub pentru turnarea lichidelor în vase cu gât îngust.

Sticla și instrumentele (inclusiv termometrele) trebuie manipulate cu grijă, nu așezate pe marginea mesei sau atinse cu coatele. Îndepărtați imediat cioburi de vase sparte.

nr. 15. Formule de calcul utilizate în analiza titrimetrică conform sistemului SI

nr. 16. Conceptul de metode fizice și chimice de analiză.

Metodele de analiză bazate pe observarea modificărilor proprietăților fizice ale sistemului analizat care apar ca urmare a anumitor reacții chimice se numesc metode fizice și chimice.

Metodele fizico-chimice de analiză diferă sensibilitate ridicată şi rapiditate a determinărilor analitice. Timpul necesar pentru a finaliza o analiză folosind metode fizice și fizico-chimice este uneori măsurat în minute.

Metodele fizico-chimice de analiză cantitativă nu trebuie confundate cu analiza fizico-chimică conform lui N. S. Kurnakov, cu ajutorul căreia se studiază proprietățile fizice ale sistemelor în funcție de compoziția lor chimică.

nr. 17. Câți ml de soluție de acid sulfuric cu o fracție de masă de 98% (r = 1,84 g/ml) trebuie luați pentru a prepara 200 ml dintr-o soluție cu o fracție de masă de 10% (r = 1,05 g/ml)?

nr. 18. Calculați fracția de masă și concentrația molară a unei soluții de glucoză care conține 75 g de substanță în 500 g de apă.

nr. 19. Care este concentrația molară a unei soluții de clorură de sodiu 0,9% (r = 1,0 g/ml)?

nr. 20. Cum se prepară o soluție de glucoză 5% dintr-o soluție de 20%?

nr. 21. Concentrația de glucoză în serul sanguin este de 3,5 mmol/l, exprimă concentrația în mg%.

nr. 22. Hidroperitul (conține peroxid de hidrogen și uree) este folosit ca antiseptic. O tabletă corespunde la 15 ml de soluție de peroxid de hidrogen 3%. Câte tablete trebuie dizolvate în 100 ml apă pentru a obține o soluție de 1%?

nr. 23. Pentru tratamentul pacienților nou diagnosticați cu tuberculoză distructivă, se administrează intravenos o soluție de izoniazidă 10% în doză de 15 mg/kg greutate corporală. Calculați volumul în ml al unei soluții de izoniazidă 10% (r = 1,0 g/ml) care trebuie administrat unui pacient cu greutatea de 75 kg.

Nr. 24 Taktivin este un medicament polipeptidic utilizat în practica medicală ca agent imunomodulator. Forma de eliberare: soluție 0,01% în sticle de 1 ml. Pentru oftalmoherpes, medicamentul este prescris ca o injecție subcutanată de 0,010-0,025 mg o dată pe zi. Calculați volumele de soluție de tativină 0,01% care corespund dozei zilnice de medicament.

W%=(m(x) /m)*100%

m = V*p => m= 1*1=1 g

m(x)= (W*m(soluție))/100%

m(x)= (0,01%*1 g)/100% = 0,1 mg

Nr. 25 Ampicilina este un antibiotic semisintetic. Forma de eliberare: tablete si capsule de 0,25 g Doza zilnica pentru copii este de 100 mg/kg. Doza zilnică este împărțită în 4-6 doze. Calculați ce parte din comprimat trebuie administrată unui copil care cântărește 10 kg pe doză: a) cu patru doze; b) când luați medicamentul de șase ori pe zi?

100 mg/kg *10 kg = 1000 mg = 1 g

1:4=0,25 – 1 tabletă

1:6=0,166 – 2/3 comprimate

Răspuns: a) 0,25 g b) 2/3 g

№26 Pentru a determina aciditatea totală a sucului gastric, s-au titrat 5 ml de suc cu o soluție alcalină cu o concentrație de 0,095 mol/l în prezența fenolftaleinei. Pentru reacție s-au consumat 2,5 ml de soluție alcalină. Calculați aciditatea sucului analizat în mol/l.

C2 = (C1*V1)/V2

C2 = (0,095* 2,5)/5 = 0,0475 mol/l

Răspuns: 0,0475 mol/l

№27 Calculați masa unei probe de KMnO 4 necesară pentru prepararea: a) a 1 l de soluție de KMnO 4 cu o concentrație molară echivalentă de 0,1 mol/l, b) 0,5 l de soluție de KMnO 4 cu o concentrație molară echivalentă de 0,05 mol /l pentru lucru prin titrare permanganometrică.

M(KMnO4)=64+39+55=158

m(x)= (C(1/z x)*M(x)*V)/z

a) m(KMnO4)=(0,1*158*1)/ 5 = 3,16

b) m(KMnO4)=(0,5*158*0,05)/ 5=0,79

Raspuns: a) 3,16 b)0,79

№29 Se calculează fracția de masă (%) de acid acetic dacă se consumă 20 ml de soluție de hidroxid de sodiu 0,2 mol/l la 10 ml din soluția sa în timpul titrarii.

С(NaOH)*V(NaOH) = С(specificație)*V (specificație)

C (unitate) = (C (NaOH)*V (NaOH))/

/ V (reg. pentru tine)

C (valori specificate) = (0,2* 20) / 10 = 0,4 mol/l

m (UK) = C (UK)*M (UK)* B

m (dimensiunea unității) = 0,4*60*0,01 = 0,24 g

р = 0,24/10 = 24 g/l

W = (C (seturi specificate)* M (kituri specificate)*v) / (p*10) = 0,1%

Răspuns: W = 0,1%

nr. 31. Termodinamică, concepte de bază și sarcini. Parametrii de stare (extensivă și intensivă) și funcțiile de stare a sistemului.

Termodinamica este o secțiune de chimie generală care explică procesele de schimb de energie și materie dintre corp și mediu.

Termodinamica studiază procesele asociate cu transferul de energie (U) între corpuri sub formă de căldură (Q) și lucru (W).

Unul dintre cele mai importante concepte este conceptul sistem termodinamic - Acesta este un corp sau un grup de corpuri separate de mediu printr-o interfață. Obiectele naturii care nu sunt incluse în sistem sunt mediu inconjurator . Sistemul se caracterizează prin masă (m) și energie internă (U).

Există trei tipuri de sisteme termodinamice:

1. Sistem izolat - un sistem care nu face schimb de materie sau energie cu mediul. ∆U = 0, ∆m = 0. (termos).

2. Sistem inchis - un sistem care nu face schimb de materie cu mediul, dar poate face schimb de energie. ∆U ≠ 0, ∆m = 0. (vas cu apă).

3. Sistem deschis - schimbă atât materie cât și energie cu mediul înconjurător. ∆U ≠ 0, ∆m ≠ 0. (celula).

Sistemele sunt împărțite în:

1. omogen - omogene - nu au limite de fază (plasmă sanguină, soluții adevărate).

2. eterogen - eterogene - există limite de fază (sânge).

Orice sistem poate fi caracterizat printr-un număr de mărimi numite parametrii de stare. Ele se disting în:

1. Extensiv - însumabil la adăugare (masă, volum, energie, entropie).

2. intensiv - care nu se adună la adăugare (presiune, temperatură, densitate, concentrație).

Există parametri de stare care depind doar de starea inițială și finală a sistemului și nu depind de calea procesului; funcții de stat. De exemplu:

X 1 este o mărime termodinamică care caracterizează starea inițială a sistemului.

X 2 este o mărime termodinamică care caracterizează starea finală a sistemului.

∆Х = Х 2 – Х 1 – modificarea mărimii termodinamice.

+∆X – profit (incrementul variabilei X).

-∆Х – scădere.

Funcțiile de stare sunt următoarele mărimi: temperatura - ∆T, presiunea - ∆P, energia internă - ∆U, entropia - ∆S, entalpia - ∆H, energia Gibbs - ∆G.

№32. Conceptul de energie internă. Munca și căldura sunt două forme de transfer de energie. Prima lege a termodinamicii. Procese izocorice și izobare.

Energie interna sistem este suma energiei de mișcare termică a moleculelor, atomilor și ionilor și a energiei de interacțiune dintre ele (atracție, repulsie, mișcări de rotație și vibrație), cu excepția energiei cinetice în ansamblu și a energiei potențiale de poziție. Este imposibil de determinat valoarea absolută a energiei interne se poate calcula doar modificarea energiei interne: ∆U = U 2 – U 1 . Modificarea energiei interne se datorează muncii care se realizează în timpul interacțiunii sistemului cu mediul înconjurător și transferului de căldură între mediu și sistem. Relația dintre mărimile U, Q, W, în termodinamică este determinată de prima lege a termodinamicii.

În termodinamică sub muncă înțelegeți munca de dilatare: W = p ∙ ∆V; Q = ∆U + p ∙ ∆V.

Căldurăîn procesele izobare şi izocorice devine o funcţie de stare şi se numeşte efect termic. Acesta a fost stabilit de Hess în 1840.

În total, există șase formulări general acceptate ale primei legi a termodinamicii.

1. În orice sistem izolat, alimentarea cu energie rămâne constantă. (Lomonosov)

2. Diferite forme de energie se transformă unele în altele în cantități strict echivalente. (Joule)

3. O mașină cu mișcare perpetuă de primul fel nu este posibilă, adică nu este posibil să se construiască o mașină care să producă lucru mecanic fără a cheltui energie pe ea.

4.

1. Procesul izocor – caracterizat printr-un volum constant al sistemului, V – const.

Q v = ∆U + p ∙ ∆V;

Efectul termic al unui proces izocor este egal cu modificarea energiei interne.

2. Procesul izobar

Q р = ∆U + p∙(V 2 – V 1) ;

Q р = U 2 – U 1 + p V 2 – p V 1 ;

Q р = H2 – H1;

∆H = ∆U + W.

№33. Efectul termic al unei reacții chimice. Entalpia în funcție de starea sistemului. Procese endoterme și exoterme.

N – entalpie - o funcție de stare care arată energia sistemului expandat sau conținutul de căldură al sistemului.

Efectul termic al unui proces izobaric este egal cu modificarea entalpiei.

Q р = ∆U + p∙(V 2 – V 1) ;

Q р = (U 2 + pV 2) – (U 1 + pV 1);

Q р = H2 – H1;

∆H = ∆U + W.

Natura procesului este judecată după valoarea entalpiei:

1. exotermic – proces care are loc cu eliberarea de energie, ∆H< 0.

2. Endotermic - un proces care are loc cu absorbție de energie, ∆H > 0.

№34. Prima lege a termodinamicii pentru procesele izobare. legea lui Hess. Calcule termochimice și utilizarea lor pentru caracterizarea energetică a proceselor chimice și biochimice. Entalpii standard de formare și ardere. Corolare din legea lui Hess.

Procesul izobar– caracterizată prin presiune constantă în sistem, P – const.

Q р = ∆U + p∙(V 2 – V 1) ;

Q р = U 2 – U 1 + pV 2 – pV 1 ;

Q р = (U 2 + pV 2) – (U 1 + pV 1);

Q р = H2 – H1;

∆H = ∆U + W.

N – entalpie - o funcție de stare care arată energia sistemului expandat sau conținutul de căldură al sistemului. Căldura unui proces izobaric devine o funcție de stare și se numește efect termic. Efectul termic al unui proces izobaric este egal cu modificarea entalpiei.

Legea lui Hess: Efectul termic al unei reacții la volum și presiune constantă nu depinde de traseul procesului, ci depinde de starea inițială și finală a sistemului.

Hess a introdus conceptul ecuație termochimică - ecuaţia unei reacţii chimice, care indică starea de agregare a substanţelor care reacţionează şi efectul termic al reacţiei. De exemplu:

H2 (g) + 1/202 (g) = H20 (g), ∆H = -286 kJ/mol.

2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g), ∆H = -572 kJ/mol.

Efectul termic al unei reacții este determinat în două moduri:

Experimental (realizat în calorimetre);

Teoretic, calculat. Se bazează pe două corolare ale legii lui Hess, care sunt asociate cu conceptul de căldură standard de formare și ardere.

Căldura standard de formare - efect termic al transformării din substanțe simple a 1 mol de compus în condiții standard - ∆H circa 298 arr.

Termeni standard - P = 1 atm = 760 mm Hg = 1,013.105 Pa (N/m2) = 101 kPa; T = 25 o C = 298 o K.

Puterea calorică standard - efectul termic al arderii a 1 mol de substanță în condiții standard este ∆H aproximativ 298 ardere. Cel mai adesea folosit pentru substanțe organice.

Primul corolar al legii lui Hess este efectul termic al unei reacții chimice este egal cu diferența dintre suma căldurilor de formare a produselor de reacție și suma căldurilor de formare a substanțelor inițiale, luate cu coeficienții lor stoichiometrici.

∆H р = ∑ i n i ∆H о 298 formarea produselor de reacție – ∑ i n i ∆H о 298 formarea materiilor prime ale reacției.

Căldura de formare a substanțelor simple este zero.

De exemplu, pentru reacție: C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O

∆H p = 6∆H o 298 (CO 2) + 6∆H o 298 (H 2 O) – ∆H o 298 (C 6 H 12 O 6) - 6∆H o 298 (O 2)

∆H р = 6(-393 kJ/mol) + 6(-296 kJ/mol) – (-1260 kJ/mol) – 6(0 kJ/mol) =

2874 kJ/mol

Al doilea corolar al legii lui Hess– efectul termic al unei reacții chimice este egal cu diferența dintre suma căldurilor de ardere ale substanțelor inițiale ale reacției și suma căldurilor de ardere a produselor de reacție, luate cu coeficienții lor stoichiometrici.

∆H р = ∑ i n i ∆H о 298 arderea substanțelor inițiale ale reacției – ∑ i n i ∆H о 298 arderea produselor de reacție.

№35. Valoarea energetică a produselor alimentare, rațiunea dietelor, principalele sarcini ale bioenergiei.

Transformarea reciprocă a diferitelor tipuri de energie are loc și în organismele vii. Studiul legilor și mecanismelor de acumulare, stocare și utilizare a energiei de către sistemele vii este sarcina unei științe speciale: bioenergia, care ne permite să ne facem o idee corectă a valorii energetice a alimentelor și a organizării dietei. . Fiecare produs are o anumită energie sau conținut de calorii, așa că știind conținutul de calorii al produsului și nevoia zilnică de calorii a unei persoane, puteți crea corect o dietă.

Atunci când se elaborează o dietă, este necesar să se țină cont nu numai de aportul total de energie, ci și de nevoia de proteine, grăsimi, carbohidrați și vitamine.

Necesarul zilnic de calorii:

Pentru persoane cu muncă psihică (16-60 ani) - 2600-2800 cal;

Pentru muncitori mecanizati - 2800-3000 cal;

Pentru persoane de muncă fizică - 3400-3700 cal;

Elevi - 3000-3200 cal.

Necesarul zilnic de proteine ​​este de 60-80g;

grăsimi – 60-70 g;

carbohidrați – 200-300 g.

Știind că 1g de proteină furnizează 17 kJ (4,2 cal);

grăsime - 37 kJ (9 cal);

carbohidrați - 17 kJ (4,9 cal);

Ele alcătuiesc dieta pe baza rezervei totale de calorii și a compoziției calitative.

Să aflăm dacă prima lege a termodinamicii este adevărată pentru sistemele deschise - organisme vii: Q=ΔU+W.

Dacă într-un organism viu t° = 37°С = const, atunci ΔU = 0, atunci prima lege a termodinamicii pentru organismele vii: Q = W.

În organisme, se efectuează nu numai lucrări de expansiune, ci și multe alte tipuri de muncă - chimică (sinteza proteinelor), mecanică (contracții musculare), electrică (conducerea excitației prin celule), osmotică (transferul unei substanțe peste o membrană). Sursa primară de energie din organism pentru toate tipurile de muncă este energia chimică a substanțelor alimentare. Cu toate acestea, această energie nu este utilizată direct pentru a efectua toate tipurile de muncă; se transformă în energie ATP.

Prima lege a termodinamicii pentru organismele vii: Toate tipurile de muncă în organism sunt efectuate datorită unei cantități echivalente de energie eliberată în timpul oxidării nutrienților.

nr. 36. A doua lege a termodinamicii, contribuția lui S. Carnot și R. Clausius. Entropia în funcție de starea sistemului. Criterii pentru procesele spontane în sisteme izolate. Relația dintre entropie și probabilitatea stării sistemului.

A doua lege a termodinamicii răspunde la întrebarea despre direcția reacției. Este un rezultat generalizat al muncii multor oameni de știință.

S. Carnot (1840) este considerat descoperitorul celui de-al doilea drept al termodinamicii. El a studiat condițiile de transformare a căldurii în muncă și a concluzionat că, în motoarele termice, cantitatea de căldură primită de la sursa de căldură nu poate fi convertită complet în muncă, o parte din aceasta este transferată la frigider (disipată).

Carnot a derivat coeficientul de performanță - eficiență - η - raportul dintre munca utilă și cea inițială:

η = (Q 1 – Q 2) /Q 1 = W / Q 1.

Eficiența unui motor termic nu depinde de natura fluidului de lucru, ci este determinată numai de intervalul de temperatură.

η = (T 1 – T 2) / T 1.

Enunțuri ale celei de-a doua legi a termodinamicii:

1. Clausius (1850): Căldura nu se poate transfera spontan de la un corp mai rece la un corp mai fierbinte.

2. Thomson (1851): O mașină cu mișcare perpetuă de al 2-lea fel, în care toată căldura transmisă sistemului este convertită în muncă, este imposibilă.

Concluzie: Apariția proceselor spontane într-un sistem izolat este însoțită de disiparea energiei termice.

Pentru a caracteriza cantitativ procesul de disipare a energiei a fost necesară o altă funcție termodinamică. A fost introdus de Robert Clausius în 1865 - entropie - este o funcție de stat, adică nu depinde de calea procesului și se referă la cantități extinse (sumabile). Mărimea modificării entropiei este determinată de ecuația:

∆S = Q / T, J/K, unde Q este căldura transmisă sistemului, T este temperatura sistemului după terminarea procesului.

Din ecuație rezultă că doar o parte din căldură este folosită pentru a efectua munca, iar cealaltă parte este devalorizată sau legată. Energia legată nu poate fi transformată în muncă deoarece este disipată. Cantitatea de energie devalorizată este entropie .

Exprimarea matematică a celei de-a doua legi a termodinamicii se bazează pe faptul că procesele din sisteme izolate apar spontan cu creșterea entropiei, adică. ∆S > 0; pentru procesele ireversibile ∆S = 0. Astfel, ∆S poate fi mai mare sau egal cu zero în procesele izolate.

Din ecuația Boltzmann rezultă spontaneitatea proceselor cu entropie în creștere:

S = K · lnω, unde K – constanta Boltzmann = 1,8 · 10 -23 J/K, ω – probabilitatea termodinamică .

Din ecuație este clar că, pe măsură ce probabilitatea crește, crește și entropia.

Concluzie: deși entropia este o măsură a energiei devalorizate, este și forța motrice a proceselor. Dacă nu ar fi în natură, toate reacțiile ar ajunge la echilibru, iar pentru un organism viu aceasta este moartea, nu ar exista un produs în producție. Sensul fizic poate fi definit astfel: entropia este o măsură a dezordinei.

Modificarea entropiei într-o reacție poate fi calculată folosind 1 corolar al legii lui Hess: modificarea entropiei este egală cu diferența dintre suma entropiilor standard ale produselor de reacție și suma entropiilor standard ale substanțelor inițiale luate cu coeficienții lor stoichiometrici.

∆S р = ∑ i n i ∆S о 298 produse de reacție – ∑ i n i ∆S о 298 substanțe inițiale ale reacției.

De obicei, patru lecții (din cele șase descrise) sunt dedicate studierii temei, inclusiv o scurtă examinare a principalelor principii teoretice, rezolvarea problemelor pe această temă și o parte experimentală.

Scopul studierii temei

Pe baza cunoștințelor teoriei proceselor de oxidare și reducere și a abilităților în analiza titrimetrică, este rezonabil să se selecteze și să se utilizeze metoda de titrare redox (metria redox) pentru determinarea substanțelor cu proprietăți oxidante sau reducătoare; învață să construiești curbe de titrare redox și să selectezi un indicator pentru titrare; învață să efectueze calcule cantitative ale conținutului de analit din soluția analizată pe baza rezultatelor titrarii.

Ținte

1. Învățați să determinați cantitativ agenți oxidanți și reducători în soluție folosind diferite metode de titrare redox.

2. Învață să calculezi potențialele redox ale soluțiilor necesare pentru a construi curbele de titrare redox.

3. Învățați să efectuați calcule ale conținutului cantitativ de analiți într-o soluție pe baza rezultatelor titrarii și procesării statistice a rezultatelor analizei.

4. Întocmirea unui protocol de lucru în laborator.

Caracteristicile generale ale metodelor

Titrarea redox (măsurarea redox) este o metodă de determinare a agenților oxidanți sau reducători, bazată pe utilizarea reacțiilor redox care apar între substanța care se determină și titrant.

La titrarea substanțelor cu proprietăți oxidante, se utilizează un titrant reducător (reductometrie), iar în soluție

are loc o reacție, care în cazul general (fără a lua în considerare stoichiometria și participarea ionilor de hidrogen și hidroxid) poate fi scrisă ca:

La titrarea substanțelor cu proprietăți reducătoare, se folosește un titrant-oxidant (oxidimetrie) și are loc o reacție în soluție, care, în general, poate fi scrisă ca:

Metodele metrice redox sunt farmacopee, sunt incluse în farmacopeile tuturor țărilor.

Lecția 4. Titrare permanganometrică

Titrarea permanganatometrică este o metodă pentru determinarea cantitativă a agenților reducători (mai puțin frecvent, agenții oxidanți și substanțele care nu au proprietăți redox) folosind o soluție de permanganat de potasiu într-un mediu de acid sulfuric ca titrant. Titrarea directă a agenților reducători se bazează pe reacție, care în cazul general (fără a lua în considerare stoichiometria) poate fi scrisă astfel:

Indicatorul metodei este titrantul în sine, a cărui primă picătură în exces devine roz soluția titrată.

Scopul lecției

Determinarea cantitativă a agenților reducători peroxidul de hidrogen în soluție și fier (II) în soluție și într-o probă prin titrare permanganometrică directă.

Ținte

1. Prepararea unei soluții de permanganat de potasiu cu o concentrație dată prin diluarea unei soluții mai concentrate.

2. Prepararea unei soluții standard de oxalat de sodiu prin cântărire cu o masă cunoscută cu precizie.

3. Standardizarea soluției de permanganat de potasiu în soluție de oxalat de sodiu.

4. Determinarea masei de peroxid de hidrogen in solutie.

5. Determinarea masei de fier (II) în soluție și a fracției de masă a fierului (II) din probă.

6. Prelucrarea statistică a rezultatelor analizelor.

Temă de auto-studiu

Trebuie să știi înainte de curs

1. Reacții redox. Noțiuni de bază. Potențialele redox ale sistemelor redox, ecuația Nernst.

2. Metodologia de construire a curbelor de titrare redox.

3. Esența și condițiile titrarii permanganatometrice.

4. Exemple de determinare permanganatometrică a agenților reducători.

A fi capabil să

1. Întocmește ecuații ale reacțiilor redox.

2. Calculaţi masele molare ale echivalentului agenţilor oxidanţi şi reducătorilor în reacţiile de oxido-reducere.

3. Efectuați calculele necesare pe baza rezultatelor titrarii.

Bibliografie

1. Prelegeri: „Metode de titrare redox. Indicatori de metodă. Construirea curbelor de titrare redox. Titrare permanganatometrică”.

2.Manual. - Cartea 2, capitolul 4. - P. 137-166.

3. Director.

Întrebări de autotest

1. Ce reacții se numesc redox?

2. Definiți conceptele: „oxidare”, „reducere”, „agent oxidant”, „agent reducător”.

3. Care dintre următoarele ecuații de reacție sunt redox? Identificați agentul oxidant și agentul reducător în aceste reacții.

4. Completați următoarele ecuații de reacție și egalizați coeficienții utilizând metoda echilibrului electron-ion:

5. Determinați masa molară a echivalentului de permanganat de potasiu, dicromat de potasiu, sulfat de fier(II), peroxid de hidrogen, azotit de sodiu, acid oxalic în reacțiile de mai sus.

6. De ce nu poate fi preparată o soluție standard de permanganat de potasiu cântărind-o cu o masă cunoscută cu precizie?

7. Ce procese apar într-o soluție de permanganat de potasiu proaspăt preparată?

8. De ce se păstrează soluțiile de permanganat de potasiu în sticle închise la culoare?

9. Ce substanțe pot fi determinate prin titrare permanganatometrică directă?

10. De ce factori depinde potenţialul redox real al cuplului redox „ion permanganat-ion mangan(II)”? Scrieți ecuația Nernst pentru potențialul redox al acestei perechi redox.

11. Ce cantități sunt utilizate pentru a evalua acuratețea rezultatelor analizei? Cum se calculează aceste valori?

Reactivi

1. Oxalat de sodiu (ch.d.a).

2. Soluție de permanganat de potasiu = 0,5 mol/l.

3. Soluție de acid sulfuric = 1 mol/l.

Tabelele de studiu: curba de titrare a unui agent oxidant cu un agent reducător.

1. Prepararea soluției de permanganat de potasiu

Pentru a finaliza lucrarea, se prepară 500 ml de soluție de permanganat de potasiu cu o concentrație molară aproximativă echivalentă de 0,05 mol/l. Soluția se prepară prin diluarea unei soluții concentrate de permanganat de potasiu cu o concentrație molară echivalentă cu 0,5 mol/l.

Volumul necesar de soluție concentrată de permanganat de potasiu se calculează din relația (2.7), care în acest caz are forma:

unde sunt valorile concentrațiilor molare de echivalent

panglică de permanganat de potasiu în soluție înainte și după diluare;

Volume de soluții inițiale și finale.

Volumul calculat al unei soluții concentrate de permanganat de potasiu se măsoară folosind un cilindru gradat sau o eprubetă gradată și se transferă într-o sticlă întunecată cu o capacitate de 0,5-1 litri, se adaugă până la 500 ml apă distilată, se amestecă și se capac. Pe flacon este plasată o etichetă care indică conținutul și numărul grupului de elevi.

2. Prepararea soluției standard de oxalat de sodiu

Pentru a finaliza lucrarea, se prepară 250 ml dintr-o soluție standard de oxalat de sodiu cu o concentrație molară echivalentă cu 0,05 mol/l. O soluție de oxalat de sodiu este preparată prin cântărirea unei mase precis cunoscute de oxalat de sodiu cristalin. Masa teoretică necesară a unei probe de oxalat de sodiu este calculată folosind formula (2.10), care în acest caz are forma:

Unde - concentrația molară a echivalentului de oxalat de sodiu

în soluție; - masa molară a echivalentului de oxalat de sodiu;

- volumul soluţiei de oxalat de sodiu care se prepară.

Masa molară a echivalentului de oxalat de sodiu se determină pe baza semireacției:

și folosind directorul, tabelul. 4.

Cântărirea precisă a oxalatului de sodiu sunt selectate pentru analiză

Concentrația și titrul soluției preparate se calculează folosind formulele (2.2) și (2.3), care în acest caz au forma:

Eticheta balonului indică conținutul acestuia și numărul grupului.

3. Standardizarea soluției de permanganat de potasiu la oxalat de sodiu

Esența tehnicii

Standardizarea metodei titrantului se bazează pe titrare permanganatometrică directă. O soluție standard de oxalat de sodiu este titrată cu o soluție de permanganat de potasiu într-o soluție de sulfat în timp ce se încălzește până când apare o culoare roz stabilă. În acest caz, în timpul procesului de titrare, are loc o reacție de oxidare-reducere în soluție:

Reacția este autocatalitică și se accelerează în prezența cationilor Mn 2 +. Pe baza rezultatelor titrarii, se calculează concentrația titrantului.

3.1. Titrarea oxalatului de sodiu cu soluție de permanganat de potasiu

Metodologie

Se pipetează 2 ml dintr-o soluție standard de oxalat de sodiu într-un balon de titrare, se adaugă 2 ml dintr-o soluție de acid sulfuric cu o concentrație de 1 mol/l, amestecul rezultat este încălzit la o temperatură de 70-80 °C (până la vapori). apare) şi se titra cu o soluţie de permanganat de potasiu. Primele picături de titrant se decolorează lent, iar picăturile ulterioare se decolorează instantaneu. Titrarea se efectuează până când dintr-o picătură de titrant apare o culoare roz stabilă a soluției, care nu dispare timp de aproximativ un minut. Nivelul titrantului din biuretă este măsurat de-a lungul meniscului superior.

intrat in tabel. 2-9.

Tabelul 2-9. Rezultatele standardizării soluției de permanganat de potasiu

3.2. Calculul concentrației molare de echivalent și titrul soluției de permanganat de potasiu

Conform tabelului. 2-9 se calculează volumul mediu de soluție de permanganat de potasiu , care a mers la titrarea etalonului

soluție de oxalat de sodiu ca medie aritmetică a volumelor de acid în trei titrari paralele. Valoarea rezultată este introdusă în tabel. 2-9.

Pe baza rezultatelor titrarii, se calculează concentrația molară a echivalentului și titrul soluției de permanganat de potasiu.

Legea echivalenților (2.11) pentru titrarea oxalatului de sodiu cu o soluție de permanganat de potasiu are forma:

Prin urmare, concentrația soluției de permanganat de potasiu preparată este egală cu (2.12):

Titrul soluției de permanganat de potasiu se calculează folosind formula (2.3), care în acest caz are forma:

Masa molară a echivalentului de permanganat de potasiu se determină pe baza semireacției:

și folosind tabelul. 4 „Cărți de referință”. Valorile obținute sunt introduse în tabel. 2-9.

4. Determinarea masei de peroxid de hidrogen in solutie

Esența tehnicii

Determinarea cantitativă a peroxidului de hidrogen se bazează pe titrare permanganometrică directă. O parte alicotă din soluția de peroxid de hidrogen analizată este titrată cu o soluție de permanganat de potasiu într-o soluție de sulfat până când apare o culoare roz stabilă. În acest caz, în timpul procesului de titrare, are loc o reacție de oxidare-reducere în soluție:

Pe baza rezultatelor titrarii se calculeaza masa de peroxid de hidrogen din solutia analizata.

4.1. Titrarea peroxidului de hidrogen cu soluție de permanganat de potasiu

Metodologie

Sarcina de control rezultată într-un balon cotat de 25 ml se aduce la semn cu apă și se amestecă bine. O alicotă din soluția analizată cu un volum de 2 ml se pipetează într-un balon de titrare, se adaugă 2 ml dintr-o soluție de acid sulfuric cu o concentrație de 1 mol/l și se titrează cu o soluție de permanganat de potasiu până când apare o culoare roz stabilă. . zano-

sunt în tabel. 2-10.

Tabelul 2-10.

4.2. Calculul masei de peroxid de hidrogen din soluția analizată

Conform tabelului. 2-10 se calculează masa de peroxid de hidrogen din soluția analizată pentru fiecare titrare folosind formula pentru titrarea directă a analitului (2.15), care în acest caz are forma:

Masa molară a echivalentului de peroxid de hidrogen se determină pe baza semireacției:

Conform tabelului. 2-10 efectuează prelucrarea statistică a rezultatelor analizei obținute în masă de peroxid de hidrogen.

Lucrări de laborator „Determinarea masei fierului (II) într-o soluţie de sare. Determinarea fracției de masă a fierului (II) într-o probă de sare de fier (II)"

Reactivi: Tabelele de studiu: vezi laboratorul anterior. Esența tehnicii

Determinarea masei de fier (II) în soluții de săruri de fier se realizează prin titrarea directă a unei alicote din soluția de sare analizată cu o soluție standard de permanganat de potasiu într-un mediu de acid sulfuric până când apare o culoare roz stabilă. Adăugarea de acid sulfuric este necesară pentru a preveni hidroliza ionilor de fier (III) formați în timpul procesului de titrare și pentru a reduce viteza de oxidare a ionilor de fier (II) de către oxigenul atmosferic în soluția titrată. În acest caz, în timpul procesului de titrare, are loc o reacție redox în soluție:

Pe baza rezultatelor titrarii, se calculează masa de sare din soluția analizată și fracția de masă a fierului (II) din probă.

1. Titrarea unei soluții de sare de fier(II) cu o soluție de permanganat de potasiu

Metodologie

La problema de control obținută într-un balon cotat de 25 ml se adaugă 10 ml soluție de acid sulfuric cu o concentrație de 1 mol/l folosind un cilindru gradat, se aduce soluția la semn și se amestecă. O parte alicotă din soluția preparată de sare de fier (II) (2 ml) se pipetează într-un balon de titrare și se titrează cu o soluție de permanganat de potasiu până când apare o culoare roz stabilă a soluției. Titrarea se efectuează de cel puțin 5 ori până se obțin rezultate reproductibile. Valorile obținute ale volumelor de titrant în timpul titrarilor paralele intrat in tabel. 2-11.

Tabelul 2-11. Rezultatele titrarii soluției de sare de fier(II).

2. Calculul masei de fier(II) din soluția analizată

Conform tabelului. 2-11 se calculează masa fierului (II) din soluția analizată pentru fiecare titrare folosind formula pentru titrarea directă a analitului (2.15), care în acest caz are forma:

Masa molară a echivalentului de fier (II) este determinată pe baza semireacției:

și folosind tabelul. 4 „Cărți de referință”.

Conform tabelului. 2-11 efectuează prelucrarea statistică a rezultatelor analizelor obţinute.

3. Prepararea soluției analizate de sare de fier(II).

Metodologie

Pentru efectuarea analizei, elevul pregătește 25 ml dintr-o soluție de sare de fier analizată cu o concentrație molară aproximativă. = = 0,05 mol/l. Masa teoretică a unei probe de sare de fier (II) necesară pentru prepararea acestei soluții se calculează folosind formula (2.9), care, ținând cont de conținutul de fier din probă, ia forma:

Fracția de masă a fierului , % în probele de sare analizate

fierul este de obicei 10-13%.

O probă dintr-o sare de fier (II) cu o masă m (sare) cunoscută cu precizie este prelevată pe o balanță analitică prin diferența de două cântăriri și transferată cu o pâlnie într-un balon cotat de 25 ml. Pentru a preveni hidroliza ionilor de fier, se adaugă 10 ml soluție de acid sulfuric cu o concentrație molară de 1 mol/l folosind un cilindru gradat. După dizolvarea sării, volumul soluției este ajustat la semn cu apă și amestecat.

4. Titrarea soluției preparate de sare de fier(II) cu soluție de permanganat de potasiu

Soluția preparată este titrată cu o soluție standard de permanganat de potasiu, așa cum este descris mai sus (etapa 1), iar datele obținute sunt introduse în tabel. 2-12.

Tabelul 2-12. Rezultatele titrarii soluției de sare de fier (TT)

5. Calculul fracției de masă a fierului din proba analizată

Conform tabelului. 2-12 se calculează fracția de masă a fierului (IF) din soluția analizată pentru fiecare titrare pe baza rezultatelor titrarii directe a analitului folosind formula (2.15):

unde m (sare) este masa probei de sare analizată, g.

Conform tabelului. 2-12 efectuează prelucrarea statistică a rezultatelor analizei obținute pe fracțiuni de masă , %.

ATENŢIE! După finalizarea lucrării, predați soluția de permanganat de potasiu neutilizată asistentului de laborator. Clătiți biureta și umpleți-o cu apă.

Întrebări de control

1. Cum se calculează masa unei probe de oxalat de sodiu necesară pentru prepararea unei soluții standard?

2. Cum se calculează concentrația molară a echivalentului și titrul unei soluții standard de oxalat de sodiu preparată folosind o probă exactă?

3. Cum se măsoară nivelul de soluție de permanganat de potasiu din biuretă în timpul procesului de titrare?

4. De ce, atunci când titrați o soluție fierbinte de oxalat de sodiu cu permanganat de potasiu, primele picături de titrant se decolorează încet, iar picăturile ulterioare instantaneu?

5. Ce acid se folosește pentru acidificarea soluției analizate în timpul acestei titrari?

6. Este posibilă acidificarea soluției analizate cu acid azotic sau clorhidric la efectuarea titrarii permanganatometrice?

7. Ce formule sunt folosite pentru a calcula concentrația molară și titrul de permanganat de potasiu pe baza rezultatelor titrarii?

8. Ce formulă se utilizează pentru a calcula masa peroxidului de hidrogen în soluție pe baza rezultatelor titrarii permanganometrice directe?

9. Cum se prepară soluția analizată pentru a determina masa de sare de fier(II) dintr-o probă prin titrare permanganometrică?

10. De ce, la dizolvarea unei cantități cântărite de sare de fier(II) în apă, soluția este acidulată cu acid sulfuric?

11. Cum se pot determina agenții oxidanți prin titrare permanganatometrică?

Lecția 5. Titrare iodometrică

Titrarea iodometrică este o metodă de determinare a agenților de oxidare, bazată pe utilizarea titrarii indirecte (de substituție) și a unei soluții standard de tiosulfat de sodiu ca titrant. Un exces cunoscut de soluție este adăugat la substanța care se determină.

Iodură de potasiu; în soluție are loc o reacție redox, care în cazul general (fără a lua în considerare stoichiometria) poate fi scrisă astfel:

În acest caz, iodul este eliberat în soluție într-o cantitate echivalentă cu analitul reacţionat. Iodul eliberat este titrat cu o soluție standard de tiosulfat de sodiu în prezența unui indicator de amidon:

Calculele pentru determinarea agenţilor de oxidare se bazează pe faptul că cantitatea de agent de oxidare determinată este echivalentă cu cantitatea de tiosulfat de sodiu reacţionat.

Scopul lecției

Determinarea cantitativă a agenților oxidanți în soluția analizată prin titrare iodometrică indirectă (titrare substituent).

Ținte

1. Prepararea unei soluții standard de dicromat de potasiu prin cântărirea acesteia cu o masă cunoscută cu precizie.

2. Prepararea unei soluții de tiosulfat de sodiu cu o concentrație dată prin diluarea unei soluții mai concentrate.

3. Standardizarea soluției de tiosulfat de sodiu în funcție de dicromat de potasiu.

4. Determinarea masei de peroxid de hidrogen si a masei de cupru (TT) in solutia analizata prin titrare iodometrica indirecta.

5. Prelucrarea statistică a rezultatelor analizelor.

Temă de auto-studiu

Trebuie să știi înainte de curs

1. Esența metodei titrarii iodometrice indirecte.

2. Ecuații ale reacțiilor utilizate în titrarea iodometrică indirectă.

4. Condiţii pentru determinarea iodometrică a agenţilor oxidanţi.

A fi capabil să

1. Întocmește ecuații pentru reacțiile iodului cu tiosulfatul de sodiu, sărurile de cupru(II), ionii dicromat și peroxidul de hidrogen cu iodidione în formă ionică și moleculară.

2. Calculați masele molare ale echivalentului de tiosulfat de sodiu, dicromat de potasiu și cupru(II) în reacțiile utilizate în metoda de titrare iodometrică indirectă.

3. Calculați masa agenților oxidanți determinați în soluția analizată pe baza rezultatelor titrarii indirecte iodometrice.

Bibliografie

3. Director.

Întrebări de autotest

1. Numiți titrantul utilizat în metoda determinării iodometrice a agenților oxidanți.

2. Cum se prepară și se standardizează soluția de tiosulfat de sodiu?

3. Ce indicator se folosește pentru determinările iodometrice ale agenților oxidanți?

4. Care este esența metodei iodometrice indirecte? Ce substanțe pot fi determinate prin această metodă? Dă exemple.

5. Scrieți sub formă ionică ecuațiile pentru reacția de interacțiune dintre:

Tiosulfat de iod și sodiu;

Casa dicromat de potasiu și iod de potasiu;

Sulfat de cupru (II) și iodură de potasiu;

Peroxid de hidrogen și iodură de potasiu.

6. Determinați masele molare ale echivalentului de iod, tiosulfat de sodiu, peroxid de hidrogen, dicromat de potasiu și cupru(II) în reacțiile de mai sus.

Lucrări de laborator „Determinarea masei de peroxid de hidrogen în soluție”

Reactivi

Bicromat de potasiu (h.h.).

Soluție de tiosulfat de sodiu: = 0,5 mol/l.

Soluție de iodură de potasiu (10%, fără impurități KIO 3).

O soluție de acid sulfuric cu o concentrație molară de 1 mol/l.

Soluție de molibdat de amoniu 10%.

1. Prepararea soluției de tiosulfat de sodiu

Pentru a finaliza lucrarea, se prepară 500 ml de soluție de tiosulfat de sodiu cu o concentrație molară aproximativă echivalentă de 0,05 mol/l. Soluția se prepară prin diluarea unei soluții concentrate de tiosulfat de sodiu cu o concentrație molară de 0,5 mol/l.

Volumul necesar de soluție concentrată de tiosulfat de sodiu se calculează din relația (2.7), care în acest caz are forma:

unde sunt valorile concentrațiilor molare de tio-sodiu

sulfat în soluție înainte și după diluare - volume

solutie initiala si finala.

Volumul calculat de soluție concentrată de tiosulfat de sodiu se măsoară folosind un cilindru gradat sau o eprubetă gradată și se transferă într-o sticlă cu o capacitate de 0,5-1 litri, se adaugă până la 500 ml apă distilată, se amestecă și se capac. Pe flacon este plasată o etichetă care indică conținutul și numărul grupului de elevi.

2. Prepararea unei soluții standard de dicromat de potasiu

Pentru a finaliza lucrarea, se prepară 250 ml dintr-o soluție standard de dicromat de potasiu cu o concentrație molară echivalentă cu 0,05 mol/l. O soluție de dicromat de potasiu se prepară prin cântărirea unei mase precis cunoscute de dicromat de potasiu cristalin. Masa teoretică necesară a unei probe de dicromat de potasiu se calculează utilizând formula (2.10), care în acest caz are forma:

Unde - concentraţia molară a echivalentului dicromat de potasiu

în soluție; - masa molară a echivalentului dicromat de potasiu;

- volumul soluţiei de dicromat de potasiu preparată.

Masa molară a echivalentului dicromat de potasiu este calculată pe baza semireacției:

și folosind tabelul. 4 „Cărți de referință”.

Cântărirea precisă a dicromatului de potasiu sunt selectate pentru analiză

la o scară comercială bazată pe diferența dintre rezultatele a două cântăriri și se transferă cu grijă printr-o pâlnie uscată într-un balon cotat de 250 ml. Conținutul balonului este agitat cu o mișcare de rotație până când sarea este complet dizolvată și se adaugă apă la semn (ultimele picături sunt adăugate cu ajutorul unei pipete). Balonul este închis și soluția este bine amestecată, răsturnând-o de mai multe ori.

Concentrația soluției de sare preparată se calculează folosind formulele (2.2) și (2.3), care în acest caz au forma:

3. Standardizarea soluției de tiosulfat de sodiu la dicromat de potasiu

Esența tehnicii

Standardizarea tiosulfatului de sodiu la dicromat de potasiu se bazează pe titrare iodometrică indirectă. La o soluție standard de dicromat de potasiu se adaugă un exces cunoscut de soluție de iodură de potasiu într-un mediu acid. În acest caz, are loc o reacție redox în soluție:

în urma căreia se eliberează o masă de iod, echivalentă cu dicromatul de potasiu. Iodul eliberat este titrat cu o soluție standardizată de tiosulfat de sodiu:

în prezența unui indicator de amidon, introducându-l la sfârșitul titrarii, deoarece amidonul formează un compus de adsorbție destul de puternic cu iod. Pe baza rezultatelor titrarii, se calculează concentrația molară de tiosulfat de sodiu.

3.1. Titrarea indirectă a unei soluții de dicromat de potasiu cu o soluție de tiosulfat de sodiu

Metodologie

Într-un balon de titrare, se iau 2 ml dintr-o soluție standard de dicromat de potasiu cu o pipetă de măsurare, se adaugă 1 ml acid sulfuric cu o concentrație de 1 mol/l, 1 ml soluție 10% de iodură de potasiu folosind un cilindru cu agitare. , se acoperă balonul cu sticlă și se pune într-un loc întunecat timp de 10 minute. În acest timp, ionul dicromat reacţionează cantitativ cu ionul de iodură pentru a elibera o cantitate echivalentă de iod.

Iodul eliberat este titrat cu soluție de tiosulfat de sodiu până la o culoare galben-verzuie. Apoi, conținutul balonului se diluează cu apă de aproximativ 2 ori, se adaugă 10 picături de soluție de amidon și se continuă titrarea soluției cu agitare temeinică până când culoarea albastră a amidonului dispare. La punctul final al titrarii, soluția are o culoare verde pal, care se datorează prezenței cationilor de crom trivalenți.

Titrarea se efectuează de cel puțin trei ori până la obținerea unor rezultate reproductibile. Valorile obținute ale volumelor de titrant în timpul titrarilor paralele intrat in tabel. 2-13.

Tabelul 2-13. Rezultatele standardizării soluției de tiosulfat de sodiu

3.2. Calculul concentrației molare și al titrului soluției de tiosulfat de sodiu

Conform tabelului. 2-13 se calculează volumul mediu al soluției de tiosulfat de sodiu care s-a dus la titrarea etalonului

soluție de dicromat de potasiu ca medie aritmetică a volumelor de titrant în trei titrari paralele. Valoarea rezultată este introdusă în tabel. 2-13.

Pe baza rezultatelor titrarii, se calculează concentrația molară și titrul soluției de tiosulfat de sodiu.

Legea echivalentelor (2.11) pentru această titrare are forma:

Factor de echivalență tiosulfat de sodiu în funcție de semireacția de oxidare:

este egală cu 1. Concentrația soluției de tiosulfat de sodiu preparată este egală cu (2.12):

Titrul soluției de tiosulfat de sodiu se calculează folosind formula (2.3), care în acest caz are forma:

4. Titrarea indirectă (substituție) a unei soluții de peroxid de hidrogen cu o soluție de tiosulfat de sodiu

Esența tehnicii

Un exces cunoscut de soluție de iodură de potasiu este adăugat la o alicotă de peroxid de hidrogen. În acest caz, în soluție are loc o reacție de oxidare-reducere cu eliberare de iod:

Iodul eliberat, a cărui cantitate este echivalentă cu agentul de oxidare, este titrat cu o soluție de tiosulfat de sodiu în prezența unui indicator de amidon:

Pe baza rezultatelor titrarii se calculeaza masa agentului de oxidare din solutia analizata. Metodologie

Sarcina de control rezultată într-un balon cotat de 25 ml se diluează cu apă distilată, se ajustează la semn și se amestecă. O parte alicotă din soluția analizată cu un volum de 2 ml este introdusă în balonul de titrare cu o pipetă, 2 ml de soluție de acid sulfuric cu o concentrație de 1 mol/l, 2 ml de soluție de iodură de potasiu 10% și 1 picătură. de molibdat de amoniu (catalizator) se adaugă folosind un cilindru cu agitare. Balonul se acoperă cu sticlă și se lasă într-un loc întunecat timp de 10 minute.

Iodul eliberat este titrat cu soluție de tiosulfat de sodiu până la o culoare galben-pai, după care se adaugă 5 picături de soluție de amidon și titrarea continuă până când culoarea albastră dispare. Titrarea se efectuează de cel puțin 5 ori până se obțin rezultate reproductibile. Valorile obținute ale volumelor de titrant în timpul titrarilor paralele intrat in tabel. 2-14.

Tabelul 2-14. Rezultatele titrarii soluției de peroxid de hidrogen

5. Calculul masei de peroxid de hidrogen din solutia analizata

Conform tabelului. 2-14 se calculează masa peroxidului de hidrogen din soluția analizată pentru fiecare titrare folosind formula pentru titrarea directă a analitului (2.15), care în acest caz are forma:

Masa molară a echivalentului de peroxid de hidrogen se determină pe baza semireacției

și folosind tabelul. 4 „Cărți de referință”.

Conform tabelului. 2-14 efectuează prelucrarea statistică a rezultatelor analizelor obţinute.

Lucrări de laborator „Determinarea masei de cupru (II) în soluție”

1. Titrare indirectă (substituție) a cuprului (II) cu soluție de tiosulfat de sodiu

Esența tehnicii

Determinarea cuprului(II) în soluție se bazează pe titrare iodometrică indirectă. O alicotă din soluția analizată

sărurile de cupru (II) sunt tratate cu un exces de soluție de iodură de potasiu într-un mediu acid. În acest caz, în soluție are loc o reacție redox

în urma căreia se eliberează o masă de iod echivalent cu cuprul (II). Iodul eliberat este titrat cu o soluție standardizată de tiosulfat de sodiu

în prezența unui indicator de amidon, introducându-l la sfârșitul titrarii, deoarece amidonul formează un compus de adsorbție destul de puternic cu iod. Pe baza rezultatelor titrarii se calculeaza masa de cupru din solutia analizata. Metodologie

Sarcina de control rezultată într-un balon cotat de 25 ml se diluează cu apă distilată, se ajustează la semn și se amestecă. Într-un balon de titrare se pipetează o alicotă din soluția analizată cu un volum de 2 ml, se adaugă 2 ml de soluție de iodură de potasiu 10% și 1 ml de soluție de acid sulfuric cu o concentrație de 1 mol/l, acoperiți cu sticlă. și lăsat într-un loc întunecat timp de 10 minute.

Iodul eliberat este titrat cu soluție de tiosulfat de sodiu până la o culoare galben-pai, după care se adaugă 5 picături de soluție de amidon și titrarea continuă până când culoarea albastră dispare. Titrarea se efectuează de cel puțin 5 ori până se obțin rezultate reproductibile. Valorile obținute ale volumelor de titrant în timpul a cinci titrari paralele intrat in tabel. 2-15.

Tabelul 2-15. Rezultatele titrarii soluției de cupru(II).

2. Calculul masei de cupru (M) în soluția analizată

Conform tabelului. 2-15 se calculează masa de cupru (II) din soluția analizată pentru fiecare titrare folosind formula pentru titrarea directă a analitului (2.15), care în acest caz are forma:

Masa molară a echivalentului de cupru (II) în această reacție este determinată pe baza semireacției:

și folosind tabelul. 4 „Cărți de referință”.

Conform tabelului. 2-15 efectuează prelucrarea statistică a rezultatelor analizelor obţinute.

ATENŢIE! Soluția de tiosulfat de sodiu se păstrează până la următoarea lecție.

Întrebări de control

1. De ce nu poate fi preparată o soluție standard de tiosulfat de sodiu dintr-o probă cu o masă cunoscută cu precizie?

2. Ce procese apar într-o soluție de tiosulfat de sodiu în timpul depozitării? Scrieți ecuațiile de reacție corespunzătoare.

3. De ce se păstrează soluțiile de tiosulfat de sodiu și iodură de potasiu în sticle închise la culoare?

4. Cum se standardizează o soluție de tiosulfat de sodiu față de dicromat de potasiu? Scrieți ecuațiile de reacție corespunzătoare.

5. În ce scop, la titrarea iodului de sodiu cu tiosulfat, soluția este diluată cu apă distilată înainte de a ajunge la punctul final de titrare?

6. Scrieți ecuațiile de reacție care stau la baza determinării iodometrice a agenților oxidanți: peroxid de hidrogen, cupru(II).

7. De ce, la determinarea agenților oxidanți prin metoda iodometrică, soluțiile de testare, după adăugarea în exces de iodură de potasiu, se acoperă cu sticlă și se lasă ceva timp într-un loc întunecat? De ce se adaugă iodură de potasiu în exces?

8. Cum se calculează masa peroxidului de hidrogen și a cuprului (II) din soluția analizată la determinarea acestora prin titrare iodometrică indirectă?

9. De ce nu poate fi folosită soluția de iodură de potasiu ca titrant pentru determinarea agenților de oxidare?

Lecția 6. Titrare iodimetrică

Titrarea iodimetrică este o metodă de determinare cantitativă a agenților reducători pe baza utilizării titrarii directe

agenți reducători titrant - o soluție de iod în iodură de potasiu. În timpul procesului de titrare, ionul de triiodură este transformat în ion de iodură conform semireacției de reducere:

În mod oficial, se crede că iodul molecular servește ca agent de oxidare:

De aceea, atunci când compunem ecuații chimice, pentru simplitate, notăm nu formula ionului triiodură, ci formula iodului molecular.

Metoda de titrare a iodului se bazează pe o reacție redox, care în cazul general (fără a lua în considerare stoichiometria) poate fi scrisă astfel:

Scopul lecției

Determinarea cantitativă a masei de arsen (III) în soluție prin titrare directă cu iod.

Ținte

1. Prepararea unei soluții de iod cu o concentrație dată prin diluarea unei soluții mai concentrate.

2. Standardizarea soluției de iod cu soluție de tiosulfat de sodiu.

3. Determinarea masei de arsen (III) în soluție prin titrare directă cu iod.

Temă de auto-studiu

Trebuie să știi înainte de curs

1. Esența metodei de titrare directă cu iod.

2. Ecuații ale reacțiilor utilizate în titrarea directă a iodului.

3. Procedura de pregătire și standardizare a titrantului metodei.

4. Condiţii pentru determinarea iodometrică a agenţilor reducători.

A fi capabil să

1. Întocmește ecuații pentru reacțiile de oxidare ale compușilor cu proprietăți reducătoare în formă ionică și moleculară cu iod.

2. Calculați masele molare ale compușilor echivalent de iod și arsenic (III) în reacțiile utilizate în metoda de titrare directă a iodului.

3. Calculați masa agenților reducători determinați în soluția analizată pe baza rezultatelor titrarii directe cu iod.

Bibliografie

1. Prelegere „Iod și titrare iodometrică. Titrare iodatemetrică. Clorodimetrie”.

2.Manual. - Cartea 2, capitolul 4. - P. 168-178.

3. Director.

Întrebări de autotest

1. Numiți titrantul utilizat în determinarea iodometrică a agenților reducători.

2. Cum se prepară și se standardizează soluția de iod?

3. Care este esența titrarii directe cu iod? Ce substanțe pot fi determinate prin această metodă? Dă exemple.

4. Scrieți ecuația pentru reacția iodului cu arsenitionul și calculați masa molară a echivalentului de arsen(III) și ion de arsenit în această reacție.

5. De ce ar trebui să se efectueze determinarea iodometrică a agenților reducători în medii acide, neutre și ușor alcaline?

6. De ce nu se poate efectua determinarea iodometrică a agenților reducători la pH >9,0? Scrieți ecuațiile de reacție corespunzătoare.

7. De ce este necesară utilizarea biuretelor cu robinet de sticlă pentru determinările de iod folosind soluție de iod?

8. Cum măsori nivelul de soluție de iod și alte soluții intens colorate folosind o biuretă?

Reactivi

Soluție de tiosulfat de sodiu

Soluție de iod în iodură de potasiu = 0,5 mol/l.

Soluție de amidon proaspăt preparată (0,2%).

1. Prepararea soluției de iod

Metodologie

Pentru a finaliza lucrarea, se prepară 200 ml de soluție de iod cu o concentrație molară aproximativă echivalentă de 0,05 mol/l. Soluția se prepară prin diluarea unei soluții concentrate cu o concentrație molară de echivalent de iod de 0,5 mol/l.

Volumul necesar de soluție concentrată de iod se calculează din relația (2.7), care în acest caz are forma:

unde sunt valorile concentrațiilor molare ale echivalentului de iod

în soluţie până la și după diluare; - volumele inițiale și finale

Nici o soluție.

Volumul calculat de soluție concentrată de iod se măsoară folosind un cilindru gradat sau o eprubetă gradată și se transferă într-o sticlă de 0,25 litri, se adaugă până la 200 ml apă distilată, se amestecă și se astupă. Pe flacon este plasată o etichetă care indică conținutul și numărul grupului de elevi.

2. Standardizarea soluției de iod cu tiosulfat de sodiu

Esența tehnicii

Standardizarea titrantului se bazează pe titrarea directă a unei alicote dintr-o soluție standardizată de tiosulfat de sodiu cu o soluție de iod în prezența unui indicator de amidon până când în soluție apare o culoare albastră. În acest caz, în timpul procesului de titrare, are loc o reacție de oxidare-reducere în soluție:

Pe baza rezultatelor titrarii, se calculează concentrația titrantului.

2.1. Titrarea soluției de tiosulfat de sodiu cu soluție de iod

Metodologie

2 ml dintr-o soluție standardizată de tiosulfat de sodiu se iau într-un balon de titrare cu o pipetă de măsurare, se adaugă 4-5 picături de soluție de amidon proaspăt preparată și se titrează dintr-o biuretă cu o soluție de iod până când la 1 picătură de titrant apare o culoare albastră stabilă. . Nivelul titrantului din biuretă este măsurat de-a lungul meniscului superior.

Titrarea se efectuează de cel puțin trei ori până la obținerea unor rezultate reproductibile. Valorile obținute ale volumelor de titrant în timpul titrarilor paralele sunt introduse în tabel. 2-16.

Tabelul 2-16. Rezultatele standardizării soluției de iod

2.2. Calculul echivalentului concentrației molare și al titrului soluției de iod

Conform tabelului. 2-16 se calculează volumul mediu de soluție de iod, care a fost utilizat pentru titrarea unei alicote de tiosulfat de sodiu, ca medie aritmetică a volumelor de titrant în trei titrari paralele. Valoarea rezultată este introdusă în tabel. 2-16.

Pe baza rezultatelor titrarii, se calculează concentrația molară a echivalentului și titrul soluției de iod.

Legea echivalenților (2.11) pentru titrarea tiosulfatului de sodiu cu soluție de iod are forma:

Prin urmare, concentrația soluției de iod preparată este:

Titrul soluției de iod se calculează folosind formula (2.3), care în acest caz are forma:

Masa molară a echivalentului de iod este determinată pe baza semireacției:

și folosind tabelul. 4 „Cărți de referință”. Valorile obținute sunt introduse în tabel. 2-16.

3. Determinarea masei de arsen (III) în soluție

ATENŢIE! Soluțiile care conțin arsen sunt toxice, lucrul cu soluții de arsenic necesită o atenție deosebită și o respectare atentă a reglementărilor de siguranță!

Esența tehnicii

Determinarea masei de arsen (III) în compuși se realizează prin titrarea directă cu iod a arseniților cu o soluție de iod în prezența unui indicator de amidon până când apare o culoare albastră a soluției. Definiția se bazează pe o reacție chimică reversibilă:

Pentru a asigura completitatea necesară a acestei reacții și pentru a deplasa echilibrul către produșii de reacție (la dreapta), titrarea se efectuează într-un mediu slab alcalin (pH ~ 8) în prezența bicarbonatului de sodiu, care leagă ionii H+ eliberați în acid carbonic:

Pe baza rezultatelor titrarii se calculeaza masa de arsen (III) din solutia analizata.

3.1. Titrarea soluției de arsenit de sodiu cu soluție de iod

Metodologie

Problema de control rezultată se diluează cu apă distilată într-un balon cotat de 25 ml, se ajustează la semn și se amestecă. Sarcina de control conține cantitatea necesară de bicarbonat de sodiu. Folosind un bec de cauciuc, se pipetează 2 ml din soluția de analizat în balonul de titrare. (o soluție care conține arsenic nu trebuie aspirată cu gura în pipetă!), se adauga 1 ml solutie de amidon si se titeaza cu solutie de iod pana cand solutia devine albastra. Titrarea se efectuează de cel puțin 5 ori până se obțin rezultate reproductibile. Valorile obținute ale volumelor de titrant în timpul titrarilor paralele intrat in tabel. 2-17.

Tabelul 2-17. Rezultatele titrarii soluției de peroxid de hidrogen

3.2. Calculul masei de arsenic(III) din soluția analizată

Conform tabelului. 2-17 se calculează masa de arsen (III) din soluția analizată pentru fiecare titrare folosind formula pentru titrarea directă a analitului (2.15), care în acest caz are forma:

Masa molară a echivalentului de arsenic(III) se determină pe baza semireacției:

și folosind tabelul. 4 „Cărți de referință”.

Conform tabelului. 2-17 efectuează prelucrarea statistică a rezultatelor analizelor obţinute.

ATENŢIE! După terminarea lucrării, predați soluția de iod neutilizată asistentului de laborator. Clătiți biureta și umpleți-o cu apă.

Întrebări de control

1. De ce nu poate fi preparată o soluție standard de iod dintr-o probă cu o masă cunoscută cu precizie?

2. De ce se prepară o soluție standard de iod prin dizolvarea iodului cristalin într-o soluție de iodură de potasiu? Scrieți ecuația de reacție adecvată.

3. Ce reacție stă la baza determinării iodometrice a arsenului(III)? Scrieți ecuația acesteia. Ce este special la această reacție?

4. De ce se adaugă bicarbonat de sodiu în soluție înainte de titrarea arsenului(III) cu iod? Poate fi înlocuit cu carbonat de sodiu?

5. De ce, la titrarea tiosulfatului de sodiu cu iod, se adaugă soluție de amidon la sfârșitul titrarii, iar la titrarea tiosulfatului de sodiu și arsenului (III) cu iod - la începutul titrarii?

Lecția 7. Titrare bromatometrică

Titrarea bromatometrică este o metodă de determinare a agenților reducători prin titrare directă cu o soluție standard de bromat de potasiu Metoda se bazează pe semireacția:

Scopul lecției

Determinarea cantitativă a masei de arsen (III) în soluție prin titrare bromatometrică directă.

Ținte

1. Prepararea unei soluții standard de bromat de potasiu.

2. Titrarea soluției de arsen (III) analizată cu o soluție de bromat de potasiu în prezența indicatorului de metil portocaliu.

3. Calculul conținutului de arsen (III) în soluția analizată pe baza rezultatelor titrarii.

4. Prelucrarea statistică a rezultatelor analizelor.

Temă de auto-studiu

Trebuie să știi înainte de curs

1. Esența metodei de titrare bromometrică directă.

2. Ecuații ale reacțiilor utilizate în titrarea bromatometrică directă.

3. Procedura de preparare a titrantului metodei.

4. Condiţii pentru determinarea bromatometrică a agenţilor reducători.

A fi capabil să

1. Întocmește ecuații pentru reacțiile de oxidare a potasiului cu bromatul de compuși cu proprietăți reducătoare sub formă ionică și moleculară.

2. Calculați masele molare ale echivalentului titrant și ale agenților reducători în reacțiile utilizate în metoda de titrare bromometrică directă.

3. Calculați masa agenților reducători determinați în soluția analizată pe baza rezultatelor titrarii bromatometrice directe.

Bibliografie

2.Manual. - Cartea 2, capitolul 4. - P. 186-193.

3. Director.

Întrebări de autotest

1. Ce substanțe pot fi determinate prin titrare bromatometrică directă? Dă exemple.

2. Scrieți ecuațiile de reacție pentru interacțiunea arsenitului de sodiu cu bromatul de potasiu în formă ionică.

3. Care este masa molară a echivalentului arsenic(III) în această reacție?

4. Ce indicatori sunt utilizați în metoda de titrare bromatometrică directă? Dați exemple de indicatori redox reversibili și ireversibili.

5. Care este scopul titrarii martor?

6. Scrieți ecuația Nernst pentru a calcula potențialul real al cuplului redox „bromat-bromură”.

Lucrări de laborator „Determinarea masei de arsen (III) în soluție”

Reactivi

Bromat de potasiu (grad analitic).

Acid clorhidric: = 3 mol/l.

Soluție apoasă de metil portocaliu 0,1%.

1.

Metodologie

Pentru a finaliza lucrarea, se prepară 250 ml dintr-o soluție standard de bromat de potasiu cu o concentrație molară echivalentă cu 0,01 mol/l. O soluție de bromat de potasiu se prepară prin cântărirea unei mase precis cunoscute de bromat de potasiu cristalin. Masa teoretică necesară a unei probe de bromat de potasiu este calculată folosind formula (2.10), care în acest caz are forma:

Unde ) este concentrația molară a echivalentului de bromat de potasiu în dis-

creare; eu- masa molară a echivalentului bromat de potasiu; -

volumul soluției preparate de bromat de potasiu.

Masa molară a echivalentului bromat de potasiu este calculată pe baza semireacției:

și folosind tabelul. 4 „Cărți de referință”.

Cântărirea precisă a bromatului de potasiu m(KBgO 3) se selectează pe o balanță analitică pe baza diferenței dintre rezultatele a două cântăriri și se transferă cu grijă printr-o pâlnie uscată într-un balon cotat de 250 ml. Conținutul balonului este agitat cu o mișcare de rotație până când sarea este complet dizolvată și se adaugă apă la semn (ultimele picături sunt adăugate cu ajutorul unei pipete). Balonul este închis și soluția este bine amestecată, răsturnând-o de mai multe ori.

Concentrația soluției preparate se calculează folosind formulele (2.2) și (2.3), care în acest caz au forma:

2. Determinarea masei de arsen(III) în soluție

Esența tehnicii

O alicotă dintr-o soluție de arsenic puternic acidă încălzită până la fierbere (ATT) este titrată în prezența indicatorului de metil portocaliu cu o soluție standard de bromat de potasiu. În acest caz, are loc o reacție redox în soluție:

Prima picătură în exces de titrant decolorează indicatorul și titrarea este finalizată. Pentru a ține seama de volumul de titrant utilizat pentru oxidarea indicatorului, se efectuează o titrare martor.

2.1. Titrarea soluției de arsenit de sodiu cu soluție de bromat de potasiu

Metodologie

Sarcina de control rezultată într-un balon cotat de 25 ml se diluează cu apă, se ajustează la semn și se amestecă. 2 ml din soluția rezultată se introduc într-un balon de titrare cu o pipetă de măsurare, se adaugă 1 ml dintr-o soluție de acid clorhidric 3 mol/l, o picătură de soluție indicator de metil portocaliu cu agitare cu ajutorul unui cilindru gradat și se încălzește pe un grilă de azbest cu flacăra unui arzător pe gaz aproape până la fierbere. Soluția fierbinte este titrată cu o soluție standard de bromat de potasiu până când soluția devine incoloră.

Pentru a determina volumul de soluție de bromat de potasiu utilizat pentru oxidarea indicatorului, se efectuează o titrare martor în paralel. Pentru a face acest lucru, se pun 2 ml de apă, 1 ml de acid clorhidric 3 mol/l, 1 picătură de indicator într-un balon de titrare, se încălzește până la fierbere și se titează cu o soluție de bromat de potasiu până când soluția devine incoloră.

Titrarea se efectuează de cel puțin 5 ori până se obțin rezultate reproductibile. Valorile obținute ale volumelor de titrant în timpul titrarilor paralele intrat in tabel. 2-18.

Tabelul 2-18. Rezultatele titrarii soluției de arsenic(III).

2.2. Calculul masei de arsenic(III) din soluția analizată

Conform tabelului. 2-18 se calculează masa de arsenic (III) din soluția analizată pentru fiecare titrare folosind formula pentru titrarea directă a analitului (2.15), care în acest caz are forma:

Unde - volumul de titrant care a intrat în titrare martor.

Masa molară a echivalentului de arsen (III) este calculată pe baza semireacției:

și folosind tabelul. 4 „Cărți de referință”.

Conform tabelului. 2-18 efectuează prelucrarea statistică a rezultatelor analizelor obţinute.

ATENŢIE! Păstrați soluția standard de bromat de potasiu până la următoarea lecție.

Întrebări de control

1. Cum se determină punctul final de titrare pentru determinarea bromatometrică a arsenului?

2. De ce soluția se decolorează la sfârșitul titrarii la titrarea bromatului de potasiu cu metil portocaliu?

3. De ce este necesar să se introducă o corecție pentru titrarea martor atunci când se efectuează titrarea bromatometrică directă? Ar trebui să se facă acest lucru prin metoda de titrare acido-bazică?

4. De ce se efectuează titrarea bromatometrică într-un mediu puternic acid?

5. De ce o soluție de arsen (III) se încălzește până la fierbere și se titrează în timp ce este fierbinte?

6. Este posibilă titrarea unei soluții de arsenic (III) potasiu cu bromat fără indicator?

7. Cum se calculează masa de arsen dintr-o soluție la determinarea acesteia prin titrare bromatometrică directă?

Lecția 8. Titrare bromometrică

Titrarea bromometrică este o metodă pentru determinarea cantitativă a agenților reducători (de obicei compuși organici) folosind soluția de brom ca reactiv care interacționează cu substanța care se determină. Metoda se bazează pe semireacția:

Scopul lecției

Determinarea cantitativă a fracției masice de salicilat de sodiu din preparat prin titrare bromometrică.

Ținte

1. Efectuarea unei determinări cantitative a salicilatului de sodiu, incluzând următoarele etape:

Bromurarea acidului salicilic;

Înlocuirea excesului de brom cu iod;

Titrarea iodului eliberat cu o soluție standard de tiosulfat de sodiu;

Calculul fracției masice de salicilat de sodiu din probă pe baza rezultatelor titrarii.

2. Prelucrarea statistică a rezultatelor analizelor.

Temă de auto-studiu

Trebuie să știi înainte de curs

1. Esența metodei de titrare bromometrică.

2. Ecuații ale reacțiilor utilizate în titrarea bromometrică.

3. Condiţii pentru determinarea bromometrică a agenţilor reducători.

4. Metoda de determinare bromometrică a salicilatului de sodiu în preparat.

A fi capabil să

1. Întocmește ecuații pentru reacțiile care stau la baza titrarii bromometrice.

2. Calculați factorii de echivalență și masele molare ale echivalentului tuturor substanțelor implicate în reacții la determinarea bromometrică a salicilatului de sodiu.

3. Calculați masa agenților reducători determinați în soluția analizată pe baza rezultatelor titrarii bromometrice.

Bibliografie

1.Prelegerea „Titrare bromo- și bromatometrică”.

2.Manual. - Cartea 2, capitolul 4. - p. 189-193.

3. Director.

Întrebări de autotest

1. Scrieți în formă generală ecuația reacției care stă la baza metodei bromometrice de analiză.

2. Care este titrantul metodei și cum se prepară?

3. Potențialul redox al titrantului metodei depinde de pH? Dați un răspuns motivat.

4. Care este factorul de echivalență pentru bromatul de potasiu la efectuarea determinărilor bromometrice?

5. Ce substanțe pot fi determinate prin titrare bromometrică?

6. Ce indicatori pot fi utilizați în titrarea bromometrică?

7. Cum se calculează factorul de echivalență și masa substanțelor organice determinate în soluție în timpul titrarii bromometrice?

Lucrări de laborator „Determinarea fracției masice de salicilat de sodiu în preparat”

Reactivi

Soluție standard de bromat de potasiu = 0,05 mol/l, pregătit în lecția anterioară.

Bromură de potasiu, iodură de potasiu (grad analitic).

Soluție de tiosulfat de sodiu = 0,05 mol/l, standardizat în lecția anterioară.

Acid clorhidric = 3 mol/l.

Cloroform.

1. Prepararea unei soluții standard de bromat de potasiu

Vezi lecția anterioară.

2. Titrarea bromometrică a salicilatului de sodiu în soluție

Esența tehnicii

Masa de salicilat de sodiu se determină prin titrare bromometrică inversă cu terminație iodometrică. În acest caz, în soluție au loc o serie de reacții chimice.

Titrarea se efectuează într-un mediu puternic acid, astfel încât ionul salicilat este transformat în acid salicilic (vezi pasul 1 de mai jos).

Când se adaugă un exces precis cunoscut de bromat de potasiu la o alicotă din soluția analizată în amestecul de bromură-bromat, se formează brom într-o cantitate echivalentă cu bromatul de potasiu (etapa 2). Bromul eliberat reacţionează cu acidul salicilic (etapa 3). Bromul nereacţionat este apoi înlocuit cu o cantitate echivalentă

iod prin adăugarea de soluție de iodură de potasiu în exces (pasul 4). Iodul eliberat este titrat cu o soluție standard de tiosulfat de sodiu (etapa 5) în prezența cloroformului, deoarece amidonul indicator este hidrolizat într-un mediu puternic acid.

Astfel, la determinarea salicilatului de sodiu prin titrare bromometrică, în soluție apar următoarele reacții:

Conform ecuațiilor de reacție care apar în etapele (1) și (3), o moleculă de salicilat de sodiu este echivalentă cu o moleculă de acid salicilic, iar o moleculă de acid salicilic reacționează cu 6 atomi de brom și donează 6 electroni. De aceea factorul de echivalență al salicilatului de sodiu este egal. Pe baza rezultatelor titrarii, se calculează fracția de masă a salicilat de sodiu din medicament.

2.1. Bromurarea acidului salicilicMetodologie

O porțiune cântărită din preparatul de salicilat de sodiu (NaSal), luată pe o balanță analitică prin diferența a două cântăriri, cu o masă cunoscută cu precizie aproximativ 0,2 g se transferă într-un balon cotat de 100 ml, se dizolvă în apă, se ajustează volumul soluției la semn cu apă distilată și se amestecă bine. O parte alicotă din soluția preparată cu un volum de 2 ml este introdusă în balonul de titrare cu o pipetă de măsurare, se adaugă secvențial cu o altă pipetă de măsurare sub agitare, 5 ml de soluție standard de bromat de potasiu, 0,2 g de bromură de potasiu uscată. un cântar farmaceutic, iar folosind un cilindru dozator - 2 ml 3 mol/l acid clorhidric. Balonul se acoperă cu sticlă și se păstrează într-un loc întunecat timp de 10 minute.

2.2. Înlocuirea excesului de brom cu iod și titrarea iodului cu tiosulfat de sodiu

Se adaugă 0,2 g de iodură de potasiu uscată, luată pe o scară de farmacie, la soluția rezultată, se amestecă bine conținutul balonului, se acoperă balonul cu un pahar de ceas și se lasă într-un loc întunecat. Dupa cca.

Se adaugă 1 ml de cloroform la soluția rezultată folosind un cilindru gradat timp de 10 minute; iodul eliberat este titrat lent, cu agitare puternică, cu o soluție standard de tiosulfat de sodiu, până când granulele de cloroform din fundul balonului devin decolorate.

Titrarea se efectuează de cel puțin 5 ori până se obțin rezultate reproductibile. Valorile obținute ale volumelor de titrant în timpul titrarilor paralele intrat in tabel. 2-18.

Tabelul 2-18. Rezultatele titrarii soluției de salicilat de sodiu

2.3. Calculul fracției masice de salicilat de sodiu din preparat

Să derivăm o formulă pentru calcularea fracției de masă a salicilatului de sodiu din medicament pe baza rezultatelor titrarii obținute.

Să notăm legea echivalentelor pentru toate cele 5 etape de titrare. Cantitatea de substanță echivalentă totală de brom formată în etapa (2) este egală cu cantitatea de substanță echivalentă luată într-un exces precis de bromat de potasiu:

Bromul eliberat reacționează parțial cu acidul salicilic, bromul rămas este transformat într-o cantitate echivalentă de iod, prin urmare legea echivalenților pentru reacțiile care au loc în etapele (3) și (4) are forma:

Iodul eliberat în etapa (4) este echivalent cu tiosulfatul de sodiu:

Să combinăm toate expresiile de mai sus într-una singură și să obținem legea echivalentelor pentru această titrare:

care poate fi rescris ca:

Prin urmare, concentrația molară a echivalentului de salicilat de sodiu în soluția analizată este egală cu:

Înlocuim expresia rezultată în relația (2.15) și obținem o formulă pentru calcularea masei de salicilat de sodiu din soluția analizată:

Fracția de masă a salicilatului de sodiu din probă este egală cu:

unde = 26,69 g/mol; - volumul ana-

soluție de salicilat de sodiu lizat.

Conform tabelului. 2-18 se calculează valorile fracțiunii de masă a salicilatului de sodiu din preparat pentru fiecare dintre cele 5 titrari paralele și se efectuează prelucrarea statistică a rezultatelor analizei obținute pentru fracția de masă a salicilatului de sodiu din preparat.

Întrebări de control

1. Scrieți ecuațiile de reacție care stau la baza determinării bromometrice a salicilatului de sodiu.

2. Scrieți formula prin care se calculează fracția de masă a salicilatului de sodiu din medicament și explicați-o.

4. Ce indicator este utilizat în determinarea bromometrică a salicilatului de sodiu?

5. Enumeraţi etapele principale ale metodei de determinare a salicilatului de sodiu prin metoda bromometrică.

6. Ce soluții standard se folosesc pentru a efectua această determinare?

7. De ce soluția acidificată de salicilat de sodiu, după adăugarea amestecului de bromură-bromat, se acoperă cu sticlă și se păstrează 10 minute? Scrieți ecuațiile de reacție corespunzătoare.

8. Explicați de ce, la determinarea bromometrică a salicilatului de sodiu cu terminație iodometrică, soluția de tiosulfat de sodiu trebuie adăugată lent și soluția titrată trebuie agitată energic.

9. Este posibil să se folosească o soluție de amidon ca indicator în această titrare?

10. Cum se verifică absența impurităților de iodat de potasiu și bromat de potasiu în soluțiile de iodură de potasiu și respectiv bromură de potasiu?

Lecția 9. Titrare nitritometrică

Titrarea nitritometrică este o metodă de determinare cantitativă a substanțelor anorganice și organice folosind un titrant - o soluție standard de nitrit de sodiu. Metoda se bazează pe utilizarea unei semireacții care are loc într-un mediu acid:

Factorul de echivalență a titrantului pentru această titrare este 1.

La titrarea substanțelor organice care conțin o grupare amino aromatică primară, are loc o reacție de diazotare în soluție, care în general poate fi scrisă ca:

unde R este un radical aromatic.

Scopul lecției

Determinarea cantitativă a unui compus organic care conține o grupare amino aromatică primară prin titrare nitritometrică.

Ținte

1. Prepararea titrantului - soluție de nitrit de sodiu.

2. Standardizarea soluției de nitrit de sodiu folosind o soluție standard de permanganat de potasiu.

3. Determinarea fracției de masă a novocainei din medicament.

4. Prelucrarea statistică a rezultatelor analizelor.

Temă de auto-studiu

Trebuie să știi înainte de curs

1. Esența metodei de determinare nitritometrică a substanțelor anorganice cu proprietăți reducătoare.

2. Esența metodei de determinare nitritometrică a substanțelor organice care conțin o grupare amino aromatică primară.

3. Procedura de pregătire și standardizare a titrantului metodei.

4. Condiții de realizare a titrarii nitritometrice. A fi capabil să

1. Întocmește ecuații pentru reacțiile de oxidare a diverșilor agenți reducători anorganici cu nitritul de sodiu.

2. Întocmește o ecuație generală pentru reacția care stă la baza determinării nitritometrice a substanțelor organice care conțin o grupare amino primară.

3. Calculați fracția de masă a analitului din preparat pe baza rezultatelor titrarii.

Bibliografie

1. Prelegerea „Titrare nitritometrică”.

2.Manual. - Cartea 2, capitolul 4. - P. 193-198.

3. Director.

Întrebări de autotest

1. Ce proprietăți redox poate prezenta ionul nitrit în funcție de natura substanței care reacționează cu acesta?

2. Ce reacție stă la baza titrarii nitritometrice a novocainei? Scrieți ecuația reacției în formă generală. Care sunt condițiile optime pentru apariția acestuia?

3. Ce indicatori sunt utilizați pentru a stabili punctul de echivalență în timpul titrării nitritometrice?

4. Scrieți și explicați formula prin care se calculează fracția de masă a analitului din preparat pe baza rezultatelor titrarii nitritometrice.

5. Cum se prepară o soluție de azotat de sodiu 0,1 mol/l în prezența sării uscate?

6. Ce substanțe pot fi folosite ca etaloane primare sau secundare pentru standardizarea unei soluții de nitrit de sodiu?

7. Scrieți ecuațiile de reacție care stau la baza standardizării soluției de nitrit de sodiu folosind un standard secundar prin titrare permanganatometrică inversă și terminare iodometrică. Care sunt factorii de echivalență ai nitritului de sodiu, permanganatului de potasiu și tiosulfatului de sodiu în reacțiile corespunzătoare?

Lucrări de laborator „Determinarea fracției de masă a novocainei din medicament”

Reactivi

Medicamentul novocaină.

Nitrit de sodiu, bromură de potasiu (grad reactiv).

Soluție standard de permanganat de potasiu = = 0,05 mol/l.

Soluție standard de tiosulfat de sodiu = = 0,05 mol/l.

Soluție de acid sulfuric i = 1 mol/l.

Acid clorhidric (= 1,175 g/ml).

Acid clorhidric. i = 2 mol/l.

Soluție de iodură de potasiu (10%).

Soluție de amidon proaspăt preparată (0,2%).

Soluție apoasă de tropeolină 00 (0,03%).

Soluție apoasă de albastru de metilen (0,02%).

1. Prepararea soluției de titrant de nitrit de sodiu

Pentru a finaliza lucrarea, se prepară 250 ml de soluție de nitrit de sodiu cu o concentrație molară de 0,1 mol/l. Masa teoretică necesară a unei probe de nitrit de sodiu este calculată folosind formula (2.10), care în acest caz are forma:

Unde - concentrația molară a nitritului de sodiu în soluție; -

masa molară a nitritului de sodiu; - volumul soluției preparate -

ra nitrit de sodiu.

Masa molară a nitritului de sodiu este determinată din tabel. 4 „Cărți de referință”.

Porțiunea calculată de nitrit de sodiu se cântărește pe o balanță analitică, se transferă cu grijă printr-o pâlnie uscată într-un balon de 250 ml și se dizolvă într-un volum mic de apă, apoi se aduce volumul final al soluției cu apă la 250 ml.

2. Standardizarea soluției de nitrit de sodiu conform soluției standard de permanganat de potasiu

Esența tehnicii

Standardizarea soluției de nitrit de sodiu se realizează prin titrare permanganatometrică inversă cu terminație iodometrică.

La un volum cunoscut cu precizie al unei soluții standard de permanganat de potasiu (titrant 1), luat în exces de azotat de sodiu, se adaugă o soluție de acid sulfuric și apoi un volum cunoscut al unei soluții standardizate de azotat de sodiu. În acest caz, are loc o reacție redox în soluție:

Reactivii nu trebuie adăugați în ordine inversă, deoarece nitritionul, în absența permanganatului de potasiu, se descompune ușor de acizi puternici, eliberând oxizi de azot.

După terminarea reacției, se adaugă iodură de potasiu în exces la soluția care conține permanganat de potasiu nereacționat (etapa de substituție). Ca rezultat al reacției:

iodul este eliberat în soluție într-o cantitate echivalentă cu permanganatul de potasiu nereacționat. Iodul eliberat este titrat cu o soluție standardizată de tiosulfat de sodiu (titrant 2) în prezența amidonului:

Să scriem legea echivalentelor pentru etapele de mai sus care apar în timpul standardizării unei soluții de azotat de sodiu:

Factor de echivalență a nitritului de sodiu în funcție de semireacția de oxidare:

egală

Concentrația molară de echivalent azotit de sodiu se calculează folosind formula pentru titrare inversă (2.19), care, ținând cont de legea echivalentelor de mai sus pentru această titrare, are forma:

Pe baza rezultatelor titrarii, se calculează concentrația molară a echivalentului și concentrația molară a soluției de nitrit de sodiu preparată.

2.1. Efectuarea titrarii

Metodologie

Folosind o pipetă de măsurare, luați 2 ml dintr-o soluție standard de permanganat de potasiu într-un balon de titrare de 50 ml. = 0,05 mol/l,

se adaugă 1 ml dintr-o soluție de acid sulfuric 1 mol/l, soluția se încălzește într-o baie de apă la ~40 °C și se adaugă încet 1 ml soluție standardizată dintr-o pipetă cu agitare continuă. După 15-20 de minute, la soluția rezultată se adaugă 1 ml de soluție de iodură de potasiu 10%, balonul se acoperă cu sticlă și se păstrează la loc întunecat timp de ~10 minute.

Apoi se adaugă 10 ml de apă la soluție și se titrează cu soluție standard de tiosulfat de sodiu = 0,05 mol/l până la o culoare galben deschis, se adaugă 1 ml de soluție de amidon 0,2% și se continuă titrarea până când culoarea soluției se schimbă de la albastru la incolor. Titrarea se efectuează de cel puțin trei ori până la obținerea unor rezultate reproductibile.

Valorile obținute ale volumelor de titrant în timpul titrarilor paralele intrat in tabel. 2-19.

2.2. Calculul concentrației molare de nitrit de sodiu

Conform tabelului. 2-19 se calculează volumul mediu de soluție de tiosulfat de sodiu, care a fost utilizat pentru titrare în timpul procesului de standardizare, ca medie aritmetică a volumelor de titrant în trei titrari paralele. Valoarea rezultată este introdusă în tabel. 2-19.

Pe baza datelor obținute, se calculează concentrația molară a echivalentului de nitrit de sodiu și concentrația molară a azotului de sodiu în soluție ținând cont de factorul de echivalență al acestuia.

Tabelul 2-19. Rezultatele standardizării soluției de nitrit de sodiu

3. Determinarea fracției de masă a novocainei din medicament

Esența tehnicii

Novocaina este clorhidrat de ester dietilaminoetil al acidului p-aminobenzoic cu molar

cu o greutate de 272,8 g/mol. Molecula de novocaină conține o grupare amino primară, iar determinarea sa cantitativă se bazează pe reacția de diazotare care are loc în timpul procesului de titrare.

Novocaina este titrată cu o soluție standardizată de nitrit de sodiu la o temperatură care nu depășește 18-20 ° C (la temperaturi mai ridicate, este posibilă descompunerea produsului de reacție, un compus diazo). Titrarea se efectuează într-un mediu de acid clorhidric în prezența bromurii de potasiu, care se adaugă pentru a accelera reacția, și un indicator intern - tropeolina 00 amestecat cu albastru de metilen - până când culoarea roșu-violet a soluției se schimbă în albastru. Reacția de diazotare nu are loc suficient de repede, astfel încât titrarea se efectuează lent, mai ales în apropierea punctului de echivalență.

Determinarea novocainei pe baza rezultatelor titrarii nitritometrice se bazează pe faptul că, în conformitate cu ecuația reacției de diazotare, novocaina și titrantul reacționează în raporturi molare egale:

3.1. Titrarea soluției de novocaină

Metodologie

Pentru a efectua lucrarea, se prepară 250 ml de soluție de novocaină cu o concentrație molară de 0,1 mol/l. O soluție de novocaină se prepară cântărind-o cu o masă cunoscută cu precizie. Greutatea teoretică necesară a probei

(fracția de masă a novocainei din medicament este de aproximativ 100%) este calculată folosind formula (2.10), care în acest caz are forma:

Unde Cu(nou) - concentrația molară de novocaină în soluție; M(nou) - masa molară de novocaină; - volumul soluției de novocaină preparată.

Cântărirea precisă a novocainei sunt selectate pe instrumente analitice

diferența dintre rezultatele celor două cântăriri și se transferă cu grijă printr-o pâlnie uscată într-un balon cotat de 250 ml. Conținutul balonului este agitat cu o mișcare de rotație până când novocaina este complet dizolvată și se adaugă apă la semn (ultimele picături sunt adăugate cu ajutorul unei pipete). Balonul este închis și soluția este bine amestecată, răsturnând-o de mai multe ori.

În balonul de titrare se pipetează o alicotă din soluția de novocaină preparată cu un volum de 2 ml, 1 ml de acid clorhidric, 5 ml de apă, 0,1 g de bromură de potasiu, 1 picătură de soluție de tropeolină 00 și 2 picături de soluție de albastru de metilen. sunt adăugate. Amestecul este titrat cu agitare constantă la o temperatură care nu depășește 18-20 °C cu o soluție standardizată de azotat de sodiu, adăugându-l încet în timpul procesului de titrare (1 picătură pe minut) până când culoarea soluției se schimbă de la roșu-violet la albastru.

Titrarea se efectuează de cel puțin cinci ori până la obținerea unor rezultate reproductibile. Valorile obținute ale volumelor de titrant în timpul titrarilor paralele intrat in tabel. 2-20.

Tabelul 2-20. Rezultatele titrarii soluției de novocaină
3.2. Calculul fracției de masă a novocainei din medicament

Conform tabelului. 2-20 se calculează fracția de masă a novocainei din probă pentru fiecare titrare în două moduri.

3.2.1. Folosind factorul de conversie a titrantului titrimetric

Calculați factorul titrimetric teoretic pentru conversia soluției de nitrit de sodiu în novocaină folosind formula (2.4), care pentru această titrare are forma:

Unde = 0,1000 mol/l.

Calculați factorul de corecție a titrantului (2.5):

Unde - concentrația molară practică de nitrit de sodiu în dis-

creație utilizată în analiză.

Fracția de masă a novocainei din medicament este calculată ținând cont de relația (2.18) folosind formula, care în acest caz are forma:

Unde ) - volum mediu de titrant de nitrit de sodiu.

3.2.2. Folosind concentrația molară de titrant Fracția de masă a novocainei din medicament folosind concentrația molară a titrantului este calculată luând în considerare relația (2.15) conform formulei, care pentru această titrare are forma:

Conform tabelului. 2-20 se calculează valorile fracțiunilor de masă ale novocainei din medicament pe baza rezultatelor a cinci titrari paralele și se efectuează procesarea statistică a rezultatelor analizei obținute.

Întrebări de control

1. Ce formulă se utilizează pentru a calcula masa unei probe de azotit de sodiu necesară pentru prepararea titrantului?

2. Explicați oportunitatea utilizării titrarii inverse la standardizarea unei soluții de azotat de sodiu cu permanganat de potasiu.

3. De ce, la standardizarea unei soluții de azotat de sodiu prin titrare permanganatometrică inversă, la o soluție de permanganat de potasiu acidulată se adaugă o soluție de azotat de sodiu și nu invers?

4. Scrieți și explicați formula de calcul a concentrației molare a echivalentului nitritului de sodiu în calcul

soluție în timpul standardizării sale prin titrare permanganatometrică inversă cu terminație iodometrică.

5. De ce se efectuează titrarea în timpul determinării nitritometrice a novocainei:

a) în mediu cu acid clorhidric;

b) în prezenţa bromurii de potasiu;

c) la o temperatură nu mai mare de 18-20 °C;

d) adăugarea lent de titrant, mai ales în apropierea punctului de echivalență?

6. Ce formulă se utilizează pentru a calcula masa unei probe de preparat de novocaină necesară pentru prepararea soluției analizate?

7. Scrieți și explicați formulele utilizate pentru calcularea masei novocainei într-o alicotă a soluției analizate în funcție de datele de titrare nitritometrică:

a) folosind factorul de corecție al soluției de azotat de sodiu și factorul de conversie titrimetric de 0,1000 mol/l soluție de azotat de sodiu pentru novocaină;

b) folosind concentrația molară a soluției de azotat de sodiu.

Exemple de puncte de testare de control curent

pe tema II

I. Testați itemi cu un răspuns corect

Instrucțiuni. Din următoarele răspunsuri, alege-l pe cel corect.

1. Factorul de echivalență a titrantului pentru titrarea iodometrică este egal cu:

A) 1/6;

B) 1/5;

LA 12 ;

d) 1/4;

e) 1.

Răspuns: d.

2. Pentru a determina CTT în determinarea permanganatometrică a ionilor de fier (III), se efectuează titrarea:

a) în prezența indicatorului metil portocaliu;

b) în prezența unui indicator de amidon;

c) fără indicator;

d) în prezența indicatorului tropeolină 00;

e) în prezenţa indicatorului de difenilamină. Răspuns: V.

3. Factorul de conversie titrimetric al 0,050 mol/l soluție de permanganat de potasiu pentru fier este egal cu:

a) 1.8. 10-3 g/ml;

b) 2.8. 10 -3 g/ml;

c) 5.6. 10-3 g/ml;

d) 6.4. 10-3 g/ml;

e) 5.6. 10 -4 g/ml. Răspuns: b.

4. Culoarea indicatorului de metil portocaliu în timpul determinării bromatometrice a modificărilor arsenului(III) în CTT:

a) de la incolor la galben;

b) de la galben la incolor;

c) de la roz la galben;

d) de la galben la roz;

d) de la roz la incolor. Răspuns: d.

II.Sarcina de conformitate

Instrucțiuni. Meci. Fiecare răspuns poate fi folosit o dată, de mai multe ori sau deloc.

Exercițiu. Selectați titrantul adecvat pentru fiecare metodă de titrare redox.

Raspunsuri: 5 - b, 6 - a, 7 - d, 8 - c.

Exercițiu. Selectați o metodă de determinare cantitativă pentru fiecare substanță. Scrieți în formă ionică ecuația reacției care are loc în timpul determinării cantitative a tiosulfatului de sodiu.

Raspunsuri: 9 - a, 10 - b, 11 - d, 12 - d.

III.Sarcini cu alegerea unuia sau mai multor răspunsuri corecte

Instrucțiuni. Pentru fiecare afirmație incompletă, unul sau mai multe răspunsuri sunt corecte. Alegeți numerele răspunsurilor corecte.

13. Atunci când sunt utilizați în titrări redox, următorii indicatori sunt ireversibili:

a) metil portocaliu;

b) feroină;

c) roșu de metil;

d) acid fenilantranilic. Răspuns: a, c.

14. Mărimea saltului în timpul titrării redox depinde de:

a) din natura substanţelor care reacţionează;

b) concentraţiile substanţelor care reacţionează;

c) pH-ul soluţiei titrate;

d) temperatura. Răspuns: a B C D.

15. Indicați substanțele care pot fi determinate cantitativ prin titrare permanganometrică:

a) oxalat de sodiu;

b) bromură de potasiu;

c) peroxid de hidrogen;

d) novocaină.

Scrieți ecuațiile de reacție corespunzătoare sub formă ionică. Răspuns: a, c.

16. Indicați substanțele standard sau soluțiile titrate utilizate pentru standardizarea titrantului în metoda de titrare nitritometrică:

a) bromat de potasiu;

b) acid sulfanilic;

c) oxalat de sodiu;

d) soluție de permanganat de potasiu. Răspuns: b, d.

IV. Elemente de testare pentru determinarea relațiilor cauză-efect

Instrucțiuni.Întrebarea constă din două afirmații legate prin conjuncția „pentru că”. Verificați dacă fiecare afirmație este adevărată sau falsă și apoi relația dintre ele. Utilizați graficul de mai jos pentru a vă selecta răspunsurile.

17. În titrarile bromatometrice, portocaliul de metil este folosit ca indicator deoarece culoarea sa depinde de pH-ul soluției.

Răspuns: b.

18. Pentru a crea un mediu acid în timpul titrării permanganatometrice, la soluția titrată se adaugă acid azotic, deoarece odată cu creșterea acidității mediului, proprietățile oxidante ale ionilor de permanganat cresc.

Răspuns: G.

19. Cu determinare iodometrică La soluția titrată se adaugă bicarbonat de sodiu pentru a crea un mediu ușor alcalin, deoarece iodul este disproporționat într-un mediu acid.

Răspuns: V.

pe tema II

1. Bazele teoretice ale titrarii redox

Esența metodelor redox de analiză titrimetrică. Potențialul redox al perechii redox și dependența acestuia de natura substanțelor, pH-ul mediului, concentrație, temperatură. Echivalent în masă molară a agenților oxidanți și reducători. Cerințe pentru reacțiile utilizate în metodele de titrare redox. Constanta de echilibru a unei reacții redox, expresia sa matematică și relația cu potențialele de pereche redox standard. Reacții catalitice și autocatalitice în chimia analitică.

Clasificarea metodelor de analiză redox.

Indicatori ai metodelor de titrare redox, clasificarea lor și mecanismul de acțiune. Intervalul de tranziție al culorii indicatorului.

Calculul potențialelor redox ale soluțiilor la construirea curbelor de titrare redox.

2. Metode de titrare redox

Titrare permanganometrică. Esența și ecuația de bază a metodei. Condiții pentru titrarea permanganatometrică (pH, temperatură). Determinarea punctului final de titrare. Metoda titrantului, prepararea acesteia, stabilitate, standardizare. Determinarea agenților reducători: fier(II), peroxid de hidrogen, nitrit de sodiu. Determinarea agenților oxidanți prin titrare inversă.

Titrare iodimetrică. Esența metodei, ecuația de bază a reacției. Metoda titrantului, preparare, stabilitate, standardizare. Condiții pentru efectuarea măsurătorilor de iod. Determinarea punctului final de titrare. Determinarea agenților reducători prin titrare cu iod (arsenic(III), tiosulfat de sodiu, sulfit de sodiu).

Titrare iodometrică. Esența metodei, ecuația de bază a reacției. Metoda titrantului, preparare, stabilitate, standardizare. Condiţii pentru efectuarea determinărilor iodometrice. Determinarea punctului final de titrare. Determinarea agenților oxidanți prin titrare iodometrică [peroxid de hidrogen, săruri de cupru(II), dicromat de potasiu, arseniat de sodiu].

Titrare clorodimetrică. Esența metodei. Ecuația de bază a reacției. Titrant, preparare și standardizare metodei. Condiţii pentru determinări cloriodimetrice. Determinarea punctului final de titrare. Determinarea agenților reducători prin titrare directă [săruri de staniu(II), săruri de fier(II), compuși de arsenic(III) și antimoniu(III), hidrochinonă, acid ascorbic].

Titrare iodatemetrică. Esența metodei. Ecuația de bază a reacției. Metoda titrantului, prepararea sa, stabilitatea, standardizarea. Condiții pentru efectuarea determinărilor metrice de iodat. Determinarea punctului final de titrare. Determinarea compușilor de arsenic (III), antimoniu (III), fier (II), tiosulfat de sodiu, acid ascorbic.

Titrare bromatometrică. Esența metodei, ecuația de bază a reacției. Metoda titrantului, prepararea ei, standardizarea. Determinarea punctului final de titrare. Condiţii pentru efectuarea determinărilor bromatometrice. Determinarea agenților reducători: compuși ai arsenicului(III), antimoniului(III), sărurilor de fier(II).

Titrare bromometrică. Esența metodei și ecuația de bază a reacției. Titrantul metodei și pregătirea acesteia. Determinarea punctului final de titrare. Determinarea substanțelor organice (resorcinol, salicilat de sodiu).

Titrare dicromatometrică. Esența metodei, ecuația de bază a reacției. Metoda titrantului, prepararea acesteia. Determinarea punctului final de titrare. Determinarea agenților reducători prin titrare directă [săruri de fier(II), sulfiți, arseniți, acid ascorbic]. Determinarea agenților oxidanți prin titrare inversă (nitrați, clorați).

Titrare nitritometrică. Esența metodei, ecuația de bază a reacției. Metoda titrantului, prepararea și standardizarea acesteia. Determinarea punctului final de titrare; indicatori externi și interni. Determinarea agenților reducători anorganici (săruri de staniu(II), săruri de fier(II), arsenic(III) în compuși) și substanțe organice care conțin o grupare amino (novocaină, streptocid).

Titrare perimetrică. Esența metodei, ecuația de bază a reacției. Metoda titrantului, prepararea și standardizarea acesteia. Condiţii pentru determinări merimetrice. Determinarea sărurilor de staniu(II), sărurilor de fier(II), compușilor de arsenic(III), peroxid de hidrogen.

3. Rezolvarea problemelor tipice

3.1. Calculul punctelor pe curbele de titrare redox.

3.2. Calcule pentru prepararea și standardizarea titranților.

3.3. Calcule bazate pe rezultatele titrarii.

Exemplu de bilet de test scris (cu normă întreagă)

1. Construiți o curbă de titrare pentru o soluție de sulfat de fier(II) cu o concentrație de 0,1 mol/L cu o soluție de sulfat de ceriu (IV) cu o concentrație de 0,1 mol/L.

2. Titrare iodometrică. Ecuația reacției de bază, titrantul metodei, prepararea și standardizarea acesteia.

3. Sarcină. Calculați masa de arsen dintr-o soluție de arsenit de sodiu dacă pentru titrarea acestuia s-au folosit 18,40 ml dintr-o soluție de bromat de potasiu cu o concentrație molară de 0,0500 mol/l.

4. Sarcină. La ce volum ar trebui diluați 835,0 ml dintr-o soluție de 0,1179 mol/l de sulfat de ceriu (IV) pentru a obține o soluție cu un factor de conversie titrimetric al sulfatului de ceriu (IV) în fier (II) egal cu 4,381. 10 -3 g/ml?

Exemplu de bilet de test scris (departament de seară)

1. Potențialul redox al unui cuplu redox și dependența acestuia de natura substanțelor, pH-ul mediului, concentrație, temperatură.

2. Titrare bromatometrică. Esența metodei, ecuația de bază a reacției. Metoda titrantului, prepararea acesteia. Determinarea punctului final de titrare.

3. Calculați masa de iod din probă dacă s-au folosit 16,00 ml de soluție de tiosulfat de sodiu cu o concentrație molară de 0,0800 mol/l pentru titrarea acesteia.

Bibliografie

Metode titrare redox sau metode redox, se bazează pe utilizarea reacțiilor de transfer de electroni – reacții redox (OR). Cu alte cuvinte, titrare redox sau redoxmetrie, - Aceasta este o titrare însoțită de transferul unuia sau mai multor electroni de la un ion donor sau moleculă (agent reducător) Red 1 la un acceptor (agent oxidant) Ox 2:

Roșu 1 + Ox 2 = Ox 1 + Roșu 2

Forma redusă a unei substanțe Red 1, donând electroni, trece în forma oxidată Ox 1 a aceleiași substanțe. Ambele forme formează o pereche redox Ox l  Red l.

Forma oxidată Ox 2 a celei de-a doua substanțe care participă la reacția OB, acceptând electroni, trece în forma redusă Red 2 a aceleiași substanțe. Ambele forme formează și un cuplu redox Ox 2 Red 2.

Orice reacție redox implică cel puțin două perechi redox.

Cu cât este mai mare potențialul RH al cuplului redox Ox 2 Red 2, a cărui formă oxidată joacă rolul unui agent oxidant în această reacție, cu atât este mai mare numărul de agenți reducători Red 1 poate fi titrat și determinat folosind acest agent oxidant Ox 2. Prin urmare, în redoxmetrie, agenții de oxidare sunt utilizați cel mai adesea ca titrant, potențialele OB standard ale perechilor redox ale cărora au cele mai mari valori posibile, de exemplu (la temperatura camerei):

Se 4+, E°(Ce 4+ Ce 3+) = 1,44 V; МnО 4 - , E°(МnО 4 ‑, Н + Мn 2+) = 1,51 V,

Cr 2 O 7 2‑, E°(Cr 2 O 7 2‑, H + Сr 3+) = 1,33 V etc.

Dimpotrivă, dacă substanțele de determinat sunt oxidanți Ox 2, atunci pentru titrarea lor este indicat să se utilizeze agenți reducători a căror RH standard de vapori redox este cât mai minim posibil, de exemplu

Jֿ E°(J 2 J⁻) = 0,54 V; S 2 O 3 2‑, E°(S 4 O 6 2‑  S 2 O 3 2‑) = 0,09 V etc.

Metodele redox sunt cele mai importante metode farmacopeice de analiză cantitativă.

4.2. Clasificarea metodelor redox

Sunt cunoscute câteva zeci de metode diferite de titrare a OM. Ele sunt de obicei clasificate după cum urmează.

Clasificare în funcție de natura titrantului. În acest caz, metodele de titrare a RH sunt împărțite în două grupuri:

oxidimetrie - metode pentru determinarea agenților reducători folosind un titrant oxidant;

reductometrie - metode de determinare a agenților de oxidare folosind un titrant reducător.

Clasificarea în funcție de natura reactivului, interacționând cu analitul. Mai jos, după denumirea metodei corespunzătoare, principalul ingredient activ al acestei metode este indicat în paranteze: bromatometrie(bromat de potasiu KBrO 3, bromometrie(bromoBr 2), dicromatometrie(dicromat de potasiu K 2 Cr 2 O 7), iodotometrie(iodat de potasiu KJO 3), iodimetrie(iodJ 2), iodometrie(iodură de potasiu KJ, tiosulfat de sodiu Na 2 S 2 O 3, nitritometrie(nitrit de sodiu NaNO2), permanganatometrie(permanganat de potasiu KMnO 4). cloriodimetrie(clorură de iod JС1), cerimetrie(sulfat de ceriu(IV)).

Alte metode de titrare a RH sunt mai puțin utilizate, cum ar fi: ascorbinometrie(acid ascorbic), titanometrie(săruri de titan(III)), vanadatometrie(vanadat de amoniu NH 4 VO 3), etc.

4.3. Condiții pentru titrarea redox

Reacțiile utilizate în metodele de titrare a RH trebuie să îndeplinească o serie de cerințe, dintre care cele mai importante sunt următoarele:

Reacțiile ar trebui să continue aproape până la final. Cu cât constanta de echilibru este mai mare, cu atât reacția OB este mai completă. LA, care este determinat de relaţia

lg K =n( E 1°- E 2°)/0,059

la temperatura camerei, unde E 1° și E 2 ° - respectiv, potențialele OB standard ale perechilor redox care participă la o reacție OB dată, P - numărul de electroni cedaţi de un agent reducător la un agent de oxidare. Prin urmare, cu cât diferența este mai mare E° =E 1 ° - E 2 °, cu cât constanta de echilibru este mai mare, cu atât reacția are loc mai complet. Pentru reacții de genul

A + B = Produse de reacție

la n =1 și LA 10 8 (cu această valoare LA reacția se desfășoară nu mai puțin de 99,99%) obținem pentru E°:

E°0,059lg10 8 0,47 V.

Reacția trebuie să aibă loc suficient de repede astfel încât echilibrul, în care potențialele reale OB ale ambelor perechi redox sunt egale, este stabilit aproape instantaneu. De obicei, titrarile RH sunt efectuate la temperatura camerei. Cu toate acestea, în cazul reacțiilor lente OM, soluțiile sunt uneori încălzite pentru a accelera reacția. Astfel, reacția de oxidare a antimoniului (III) cu ionii de bromat într-un mediu acid la temperatura camerei decurge lent. Cu toate acestea, la 70-80 °C se desfășoară destul de repede și devine potrivit pentru determinarea bromatometrică a antimoniului.

Pentru a accelera atingerea echilibrului, se folosesc și catalizatori omogene. Luați în considerare, de exemplu, reacția

HAsO 2 + 2Ce 4+ + 2H 2 O=H 3 AsO 4 + 2Ce 3+ + 2H +

Potențialele OB standard ale perechilor redox care participă la reacție sunt egale la temperatura camerei E°(Ce 4+ Ce 3+) = 1,44 V, Eº (H 3 AsO 4 HAsO 2 = 0,56 V. Prin urmare, pentru constanta de echilibru a acestei reacții obținem (n = 2)

lg K = (1,44 ‑ 0,56)/0,059≈30;LA≈ 10 30

Constanta de echilibru este mare, astfel încât reacția se desfășoară cu un grad foarte ridicat de completitudine. Cu toate acestea, în condiții normale, se desfășoară încet. Pentru a o accelera, se introduc catalizatori în soluție.

Uneori, produsele de reacție în sine sunt catalizatorul. Astfel, în timpul titrarii permanganatometrice a oxalaților într-un mediu acid conform schemei

5C 2 O 4 2‑ + 2МnО 4 ‾ + 16Н + = 2Mn2+ + 10C02 + 8H2O

Cationii de mangan(II) Mn 2+ acţionează ca un catalizator. Prin urmare, la început, atunci când o soluție titrant - permanganat de potasiu - este adăugată la o soluție titrată care conține ioni de oxalat, reacția se desfășoară încet. Prin urmare, soluția titrată este încălzită. Pe măsură ce se formează cationi de mangan(II), atingerea echilibrului se accelerează și titrarea se realizează fără dificultate.

Reacția trebuie să se desfășoare stoechiometric , procesele secundare trebuie excluse.

Punctul final al titrării trebuie determinat cu precizie și fără ambiguitate fie cu indicatori, fie fără indicatori.

stări de oxidare

De exemplu:

De exemplu:

Metode de stabilire a T.E.

Pentru a determina punctul de echivalență în timpul titrarii redox, utilizați:

a) metode non-indicatoare. În cazul în care soluția de substanță titrată sau titrant este colorată, TE poate fi determinată prin dispariția sau, respectiv, apariția acestei culori;

b) indicatori specifici - schimbarea culorii când apare titrantul sau dispare substanţa care se determină. De exemplu, pentru sistemul J 2 /2J - indicatorul specific este amidonul, care colorează soluțiile care conțin J 2 albastru, iar pentru ionii Fe 3+ indicatorul specific este ionii SCN - (ioni tiocianat), complexul rezultat este sânge colorat -roșu ;

c) Indicatori RH (redox) – schimbarea culorii atunci când potențialul RH al sistemului se modifică. Indicatorii cu o singură culoare sunt difenilamină, indicatorii cu două culori sunt feroină.

Indicatorii redox există în două forme - oxidat (Ind ok) și redus (Ind rec), iar culoarea unei forme este diferită de cealaltă. Tranziția unui indicator de la o formă la alta și o schimbare a culorii acestuia are loc la un anumit potențial de tranziție, care se observă atunci când concentrațiile formelor oxidate și reduse ale indicatorului sunt egale și conform ecuației Nernst-Peters:

Intervalul de tranziție al indicatorilor redox este foarte scurt, spre deosebire de indicatorii acido-bazici.

Curbele de titrare RH

Curbele de titrare RH descriu modificarea potențialului RH al sistemului pe măsură ce se adaugă soluția de titrant.

Reductometrie, atunci când o soluție a unui agent oxidant este titrată cu o soluție standard a unui agent reducător

În reductometrie, curbele de titrare sunt calculate:

2)

3)

Oxidimetrie, atunci când o soluție de agent reducător este titrată cu o soluție standard de agent oxidant

În oxidimetrie, curbele de titrare sunt calculate:

2)

3)

Exemplu. Să calculăm curba de titrare a unei soluții de 100 cm 3 de FeSO 4 cu o concentrație molară echivalentă cu 0,1 mol/dm 3 cu o soluție de KMnO 4 de aceeași concentrație.

Ecuația reacției:

Constanta de echilibru a acestei reacții este

O valoare numerică mare a constantei de echilibru indică faptul că echilibrul reacției este aproape în întregime deplasat spre dreapta. După adăugarea primelor picături de titrant, în soluție se formează două perechi OM: , potențialul fiecăreia poate fi calculat folosind ecuația Nernst:

În acest caz, soluția de agent reducător este titrată cu o soluție de agent oxidant, adică. Titrarea se referă la metoda oxidimetriei; curba de titrare se calculează conform schemei corespunzătoare.

3) După T.E.

Date de calcul pentru construirea unei curbe de titrare

Nu.	τ	Formula de calcul	E, B
	0,10		0,71
0,50	0,77
0,90	0,83
0,99	0,89
0,999	0,95
			1,39
	1,001		1,47
1,01	1,49
1,10	1,50
1,50	1,505

Folosind datele din tabel, construim o curbă de titrare:

Pentru eroare de titrare ±0,1% salt de titrare

∆E = E τ =1,001 - E τ =0,999 = 1,47 – 0,95 = 0,52.

Pentru eroare de titrare ± 1,0% salt de titrare

∆E = E τ =1,01 - E τ =0,99 = 1,49 – 0,89 = 0,60.

În regiunea TE, la trecerea de la o soluție subtitrată cu 0,1% la o soluție supratitrată cu 0,1%, potențialul se modifică cu mai mult de 0,5 V. Saltul de potențial face posibilă utilizarea directă a măsurătorilor potențiometrice sau a indicatorilor RH, culoarea de care se modifică odată cu modificarea potenţialului. În plus, în acest caz, se folosește o soluție colorată ca titrant, prin urmare T.E. poate fi determinată de apariția unei culori roz slab dintr-o picătură în exces de permanganat de potasiu.

PERMANGANOMETRIE

Metoda se bazează pe oxidarea soluțiilor de agenți reducători cu permanganat de potasiu KMnO 4. Oxidarea agenților reducători poate fi efectuată în diferite medii, iar manganul (VII) se reduce în mediu acid la ioni Mn 2+, în mediu neutru la mangan (IV) și în mediu alcalin la mangan (VI). De obicei, în metoda permanganatometriei, reacția se desfășoară într-un mediu acid. În acest caz, are loc o semireacție

O soluție titrată nu poate fi preparată folosind o cântărire exactă, deoarece contine . Prin urmare, pregătiți mai întâi o soluție cu aproximativ concentrația necesară, lăsați-o într-o sticlă întunecată timp de 7-10 zile, filtrați precipitatul și apoi setați concentrația exactă a soluției rezultate. Standardizarea soluției se realizează folosind o soluție titrată de acid oxalic ( ) sau oxalat de sodiu ().

Indicatorul este permanganatul în sine, colorat în roșu-violet. Sfârșitul reacției este ușor de determinat prin schimbarea culorii de la o picătură în exces de permanganat. Într-un mediu acid, soluția titrată devine roz din cauza excesului de ioni de MnO 4 -. Un mare dezavantaj al reacțiilor redox este viteza lor scăzută, ceea ce complică procesul de titrare. Căldura este folosită pentru a accelera reacțiile lente. De regulă, cu fiecare creștere de 10 ° a temperaturii, viteza de reacție crește de 2-3 ori. Reacția de oxidare cu permanganat de acid oxalic se efectuează la o temperatură de 70-80 °C. În aceste condiții, titrarea decurge normal, deoarece viteza de reacție crește semnificativ.

Daca nu se poate folosi incalzirea (volatilizarea uneia dintre substante, descompunere etc.), concentratiile substantelor care reactioneaza sunt crescute pentru a accelera reactia. Viteza de reacție poate fi afectată de introducerea unui catalizator în soluție.

Reacția de oxidare a permanganatului de acid oxalic poate fi accelerată catalitic prin adăugarea de MnSO4, al cărui rol este următorul:

Dioxidul de mangan rezultat oxidează acidul oxalic, reducându-se la mangan (III):

Astfel, manganul (II) adăugat în soluție este complet regenerat și nu este consumat în reacție, dar accelerează foarte mult reacția. În permanganatometrie, unul dintre produșii reacției de oxidare a acidului oxalic este ionii de Mn 2+, care, pe măsură ce se formează în soluție, accelerează procesul de reacție. Astfel de reacții se numesc autocatalitic. Primele picături de permanganat în timpul titrarii unei soluții acidulate fierbinți de acid oxalic se decolorează lent. Pe măsură ce se formează o cantitate mică de ioni de Mn 2+, decolorarea suplimentară a permanganatului are loc aproape instantaneu, deoarece ionii de Mn 2+ formați joacă rolul unui catalizator.

Titrare redox

Procesele redox includ procese chimice care sunt însoțite de modificări stări de oxidare atomii substanțelor care participă la reacție.

Substanțele ai căror atomi în timpul unei reacții își reduc starea de oxidare datorită adăugării de electroni se numesc agenți oxidanți, adică. sunt acceptori de electroni. În acest caz, agenții de oxidare înșiși sunt redusi. Agenții reducători, fiind donatori de electroni, sunt oxidați.

Produsul de reducere a unui agent de oxidare se numește formă redusă, iar produsul de oxidare a unui agent de reducere este forma sa oxidată. Agentul oxidant cu forma sa redusă constituie o jumătate de pereche a sistemului redox, iar cealaltă jumătate de pereche este agentul reducător cu forma sa oxidată. Astfel, un agent reducător cu formă oxidată și un agent oxidant cu forma sa redusă constituie două semi-perechi (perechi redox) ale sistemului redox.

Toate procesele OM (reacții redox) pot fi împărțite în trei tipuri

a) intermoleculară, când în timpul reacției OB are loc transferul de electroni între particule de diferite substanțe. De exemplu

În această reacție, rolul agentului de oxidare în prezența H 3 O + este jucat de ioni, iar ionii acționează ca agent reducător

b) dismutarea (disproporționarea), în timpul căreia are loc transferul de electroni între particulele aceleiași substanțe. Ca urmare a disproporționării, starea de oxidare a unei părți a atomilor scade în detrimentul unei alte părți din aceiași atomi, a cărei stare de oxidare devine mai mare.

De exemplu:

c) intramolecular, în care transferul de electroni are loc între doi atomi care fac parte din aceeași particulă a unei substanțe, ducând la descompunerea substanței în altele mai simple.

Analiza titrimetrică. Concepte de bază (alicotă, titrant, punct de echivalență, indicator, curbă de titrare). Cerințe pentru reacții în titrimetrie. Reactivi utilizați în titrimetrie. Substanțe standard, titrant.

O metodă de analiză cantitativă bazată pe măsurarea volumului unei soluții cu o concentrație precis cunoscută a reactivului necesară pentru a reacționa cu o anumită cantitate de analit. Alicot-un multiplu măsurat cu precizie al probei (volum de soluție) prelevat pentru analiză, care păstrează proprietățile probei principale. Titrant sau soluție de lucru este soluția cu care se efectuează titrarea. Punct de echivalare punctul de titrare în care cantitatea de titrant adăugată este echivalentă din punct de vedere chimic cu cantitatea de substanță care este titrată. TE mai poate fi numit și punct stoichiometric, punctul final teoretic. Indicator- o substanță care își schimbă culoarea în TE se caracterizează prin concentrație scăzută și interval de tranziție. Curba de titrare- arată o dependență grafică a logaritmului concentrației unui participant la reacția care are loc în timpul titrarii, sau un anumit tip de soluție, de volumul titrantului adăugat (sau de gradul de titrare, de exemplu, pentru un acid). reacție de bază, curbe de titru. Volumul pH-ului titrantului este reprezentat grafic în coordonate.

Cerințe pentru reacții în titrimetrie: 1. Interacțiunea titrantului cu analitul trebuie să aibă loc în strictă concordanță cu ecuația reacției stoechiometrice, iar titrantul trebuie cheltuit numai pentru reacția cu analitul. În același timp, analitul trebuie să reacționeze numai cu titrantul și să nu interacționeze, de exemplu, cu oxigenul atmosferic, așa cum se poate întâmpla, în principiu, la titrarea agenților reducători.

2. Reacția de titrare trebuie să se desfășoare cantitativ, adică constanta de echilibru a reacției de titrare trebuie să fie suficient de mare.

3. Interacțiunea analitului cu titrantul trebuie să aibă loc la viteză mare.

4. Trebuie să existe o modalitate de a determina sfârșitul titrarii.

5. Soluția de titrant trebuie să fie standardizată.
Reactivi: Pe baza proprietăților substanțelor și a metodei de preparare a acestora, titrantele sunt de două tipuri: standard, cu un titru preparat, standardizat sau cu un titru stabilit. Soluțiile standard sau titrurile preparate se numesc soluții standard primare. Se prepară prin dizolvarea unei cantități precise de substanță chimică pură într-un anumit volum de solvent. Substanțele standard primare includ: Na2CO3, Na2B4O7*10H2O, Na2SO4, CaCO3, CaCI2, MgSO4, MgCI2, H2C2O4*2H2O, Na2C2O4, K2Cr2O7, bicarbonat de sodiu, bromat de potasiu, iodat de potasiu și altele.

Primul tip de titrant (cu titru pregătit) sunt utilizați în titrimetrie pentru determinări cantitative ale anumitor substanțe și pentru stabilirea titrurilor de al doilea tip - soluții etalon secundare.

O soluție standard secundară este o soluție de astfel de substanțe, a cărei concentrație este stabilită (standardizată) prin concentrația soluțiilor standard primare sau preparată prin masa cunoscută a substanței standard secundare.

Al doilea tip de titrant include soluții de substanțe care nu îndeplinesc cerințele pentru substanțele standard primare. Acestea includ: alcaline, soluții acide HCI, H2SO4, HNO3, CH3COOH, KMnO4, AgNO3, Na2S2O3 și altele.

Calcule tipice în titrimetrie. Metode de exprimare a concentrațiilor în titrimetrie (concentrație molară, echivalent concentrație molară, titru, factor de corecție. Calculul masei unei probe standard pentru prepararea titrantului, calculul concentrației titrantului

Concentrația molară c(A) este cantitatea de substanță A dizolvată în moli conținută într-un litru de soluție: mol/l. c(A) = n(A)/V(A) = m(A)/M/(A)V(A), unde n(A)- cantitatea de substanță dizolvată A, mol; V(A)- volumul soluției, l; t(A)- masa substanței dizolvate A, g; M/(A) - masa molară a solutului A, g/mol. Concentrația molară a echivalentului c(1/zA),, - cantitatea de substanță A dizolvată în moli, corespunzătoare echivalentului lui A conținută într-un litru de soluție: mol/l c(1/z A) = n(1/z A)/V(A)= t(A)/M(1/z A)V(A), unde 1/z este factorul de echivalență; calculat pentru fiecare substanță pe baza stoichiometriei reacției; n(1/zA)- cantitatea de substanță echivalentă cu A în soluție, mol; M(1/zA)- masa molară a solutului echivalent A, g/mol. Titlul T(A) substanța dizolvată A este masa substanței dizolvate A conținută într-un ml de soluție: măsurată în ml T(A)= m(A)/V(A) = с(1/z А)М(1/z A)/1000. Titrul soluției pentru analitul X sau factorul de conversie titrimetric t(T/X), este masa substanței titrate X care interacționează cu un ml de titrant T: t(T/X) = T(T)M(1/zX) /M(1/zT) = c(1/zT) M(1/zX)/1000. Măsurat în g/ml. Factorul de corecție F (sau K)- un număr care exprimă raportul dintre concentrația reală (practică) c(1/zA) pr a substanței A în soluție și concentrația sa dată (teoretică) c(1/z A) teor: F = c(1/zA) pr/c(1/zA) teor. Calculul masei unei probe dintr-o substanță standard. Greutatea cârligului t(A) substanța standard A, necesară pentru a obține o soluție cu o concentrație molară dată a echivalentului с(1/zА), calculat folosind formula: m(A) = с(1/z А)М(1/z A)VA), unde M(1/z A) este masa molară a echivalentului substanței A. Dacă se specifică concentrația molară c(A), atunci masa probei se calculează în mod similar utilizând formula: t(A) = c(A)M(A)V(A), Unde M/(A) este masa molară a substanței A. Masa probei este de obicei cântărită pe o balanță analitică cu o eroare de cântărire de ±0,0002 g calculat după cum urmează. Fie reacția T + A = B să aibă loc în timpul standardizării Conform legii echivalenților, cantități echivalente de substanțe T, A Și B sunt egale cu n (1/z T) = n (1/z A) = n (1/z V), cantitatea echivalentă a unei substanțe este egală cu produsul dintre concentrația molară a echivalentului acestei substanțe cu volumul soluției sale: c(1/z T)= c(1/z A)V(A)/V(T) = c( 1/zÎN) V(B)/V(T).

Clasificarea metodelor de analiză titrimetrică - acido-bazică, oxido-reducere, precipitare, complexometrică. Tipuri de titrare (directă, inversă, indirectă). Metode de stabilire a punctului de titrare.

1) Titrare acido-bazică (metoda de neutralizare)- pitic
bazată pe reacția de transfer de protoni dintr-o reacție
particule la alta în soluție. Există acidimetrie și alcalimetrie.

Acidimetrie (titrare acidimetrică)- determinarea substanţelor prin titrare cu o soluţie acidă standard.

Alcalimetrie (titrare alcalimetrică)- determinarea substanţelor prin titrare cu o soluţie etalon de bază tare.

2) Titrare redox (redoxmetrie)-
titrare însoțită de trecerea unuia sau mai multor numere

electroni de la un ion donor sau moleculă (agent reducător) la un acceptor (agent oxidant).

3) Titrarea precipitațiilor- o titrare când substanța titrată, la interacțiunea cu titrantul, este eliberată din soluție sub formă de precipitat

4) Titrare compleximetrică- titrarea unei substanţe cu o soluţie [a unui compus care formează cu substanţa titrată un complex solubil slab disociat.

Un tip de titrare compleximetrică este titrare complexometrică (complexometrie)- o astfel de titrare atunci când substanța titrată, atunci când interacționează cu un titrant - o soluție de complexoni - formează complexonați metalici.

Titrare directă- aceasta este o titrare atunci când analitul este titrat direct cu o soluție standard de titrant sau invers. Titrare inversă (titrare a reziduurilor)- titrarea substanței nereacționate, care se adaugă în exces la soluția analizată sub formă de soluție standard. Titrare indirectă (titrare de substituție)- titrare, în care substanța care se determină nu reacționează direct cu titrantul, ci se determină indirect ca urmare a utilizării unei reacții stoechiometrice cu formarea unei alte substanțe care reacţionează cu titrantul. Metode pentru stabilirea obiectivelor de titrare Există două grupe de metode de fixare a CTT: vizuală și instrumentală.

Metode vizuale. Progresul reacției este monitorizat vizual, observând schimbarea culorii (sau a altor proprietăți) a indicatorului special introdus | prin neutralizare, oxido-reducere, precipitare sau complexare. CTT este determinat de o schimbare bruscă a proprietății vizibile a sistemului în prezența unui indicator sau fără acesta: apariția, schimbarea sau dispariția culorii, formarea sau dizolvarea unui precipitat indicatorÎn metodele vizuale, la soluția titrată se adaugă un indicator. ÎN non-indicator metodele vizuale folosesc culoarea titrantului sau a substanței titrate. CTT este determinată de apariția culorii titrantului sau de dispariția culorii substanței titrate.

Metode instrumentale. CTT este determinat de modificări ale proprietăților fizico-chimice ale soluției - fluorescență, densitate optică, potențial, conductivitate electrică specifică, puterea curentului, radioactivitate etc. Modificări ale proprietăților fizico-chimice sunt înregistrate pe diverse instrumente.

Titrare acido-bazică. Reacții de bază și titranturi ale metodei. Tipuri de titrare acido-bazică (alcalimetrie și acidimetrie). Indicatori, cerințe pentru ei. Teorii ionice, cromoforice, ion-cromoforice ale indicatorilor de titrare acido-bazică.

TITRAREA ACIDO-BAZĂ - aceasta este o metodă de determinare a acizilor, bazelor, sărurilor, bazată pe reacția de interacțiune dintre proto-lite - acid NA și baza B: NA + B = A "+ HB + În soluții apoase - aceasta este reacția de neutralizare a H 3 0 + +0H = 2H 2 0 prin urmare, metoda de titrare acido-bază este numită și metoda de neutralizare nu îndeplinesc cerințele pentru substanțele standard, prin urmare concentrația titranților se stabilește prin standardizarea soluțiilor lor, borax Na 2 B 4 0 7 10H 2 O, carbonat de sodiu anhidru Na 2 C0 3, acid oxalic dihidrat H 2 C 2 0 4 2H. 2 0 și unele altele sunt cel mai adesea utilizate ca standarde primare. Titrare acidimetrică (acidimetrie)- o metodă de determinare a bazelor tari și slabe, a sărurilor acizilor slabi, a sărurilor bazice și a altor compuși cu proprietăți bazice prin titrare cu o soluție standard a unui acid tare. Titrare alcalimetrică (alcalimetrie)- o metodă de determinare a acizilor tari și slabi, a sărurilor acide, a sărurilor bazelor slabe prin titrare cu o soluție standard de bază tare. Indicator- este o substanță care prezintă o modificare vizibilă la sau în apropierea punctului său de echivalență.

Indicatorul acido-bazic este el însuși un acid sau o bază și în timpul titrarii acido-bazice își schimbă culoarea în TE sau

langa ea. (Metil portocaliu рТ=4 Interval de tranziție al pH-ului și culoarea indicatorului 3,1–4,4 Roșu – portocaliu-galben; Fenolftaleină рТ=9,0 8,2–10 Incolor – violet).

Cerințe pentru indicatori:1) colorare d.b. intens, diferit în medii acide și alcaline 2) schimbarea culorii d.b. limpede într-un interval restrâns de pH al soluției 3) indicator d.b. sensibil 4) ind-r d.b. stabil, nu se descompune în aer, în soluție. Teoriile indicatorilor:

1) ionic (teoria Ostwald) - indicatorii sunt acizi sau baze slabe care ionizează în soluții apoase

HInd↔H+ +Ind-. Dezavantaje: 1) precizează doar diferențele de culoare în acid și alcalin. Mier, dar nu explică natura culorii 2) reacția ionică are loc instantaneu, iar indicatorul își schimbă culoarea numai în timp

2) Cromofor - prezența culorii se explică prin apariția grupurilor de cromofori în soluție sunt prezenți sub formă de forme tautomerice Dezavantaje: nu explică de ce apar transformări tautomerice la modificarea pH-ului.

3) indicatorii ion-cromofor-acid-bazic sunt acizi și baze slabe, molecula indicator neutră și forma sa ionizată conținând diferite grupări cromoforice. Moleculele indicator dintr-o soluție apoasă sunt capabile fie să doneze ioni de hidrogen (indicatorul este un acid slab), fie să-i accepte (indicatorul este o bază slabă), în timp ce suferă transformări tautomerice.

REACȚIE (vezi subiectul caietului de calcul titrare acid-bază)

Curbe de titrare acido-bazică. Calculul, construcția și analiza curbelor de titrare tipice ale unui acid tare cu un alcali și unei baze puternice și slabe cu un acid. Selectarea indicatorilor pe baza curbei de titrare. Titrarea acizilor poliprotici. Erori în titrarea acido-bazică, calculul și eliminarea acestora.

Curbele de titrare acido-bazică afișează grafic dependența modificării pH-ului soluției titrate de volumul de titrant adăugat sau de gradul de titrare f= V(T)/V, unde V(T) și, respectiv, V sunt volumul titrantului adăugat la un moment dat și în celula de combustie Cel mai adesea (deși nu întotdeauna) atunci când se construiesc curbele de titrare acido-bazică, volumul titrantului adăugat sau gradul de titrare este trasat de-a lungul axei absciselor, iar de-a lungul axei ordonate - valoarea pH-ului soluției titrate.

Calculul, construirea și analiza curbelor de titrare. Pentru a construi o curbă de titrare acido-bazică, valorile pH-ului soluției titrate sunt calculate în diferite puncte ale titrarii, de exemplu. la diferite puncte de titrare: pentru soluția inițială, pentru soluțiile înainte de TE, în TE și după TE.

După începerea titrarii și înainte de TE, valoarea pH-ului soluției este determinată ca pH = -1 8 s(X)

Calculul pH-ului la punctul de echivalență. La titrarea unui acid puternic cu o bază puternică, mediul din pila de combustie este neutru, pH = 7.

Calculul pH-ului după TE. determinat de concentrare CT) alcalii adăugate în exces față de cantitatea stoechiometrică. Având în vedere că pH + pOH = 14, putem scrie: pH = 14-pOH

Formulele sunt utilizate pentru a calcula valorile pH-ului soluției în diferite momente de titrare și, pe baza datelor calculate, se construiește o curbă de titrare în coordonate pH-V (T).

Curba de titrare calculată pentru 20 ml soluție de HC1 0,1000 mol/l cu soluție de NaOH 0,1000 mol/l

Pentru a determina CTT în acest caz, puteți utiliza indicatori de titrare acido-bazică, cum ar fi portocaliu de metil (pT = 4), roșu de metil (pT = 5,5), albastru de bromotimol (pT = 7,0), fenolftaleină (pT = 9) și altele. , pentru care valoarea pT se află în intervalul de la 3 la 11. Portocala de metil și fenolftaleina sunt cel mai adesea utilizate ca indicatori cei mai accesibili ai titrarii acido-bazice. De obicei, se străduiește să se aleagă un indicator astfel încât, în condițiile egale, valoarea pH-ului indicatorului să fie cât mai apropiată de valoarea pH-ului soluției în TE, deoarece aceasta reduce eroarea de titrare.

Titrarea unei baze tare cu un acid tare. La titrarea unei baze puternice cu un acid puternic, de exemplu, o soluție de hidroxid de sodiu cu o soluție de acid clorhidric, au loc procese similare cu cele discutate în secțiunea anterioară, dar numai în direcția opusă: pe măsură ce se adaugă titrantul, Valoarea pH-ului soluției nu crește, dar scade pentru soluția inițială a unei baze puternice și titrarea unei soluții, valoarea pH-ului înainte de TE este determinată de concentrația de alcali în soluție. În TE, soluția este neutră, pH = 7. După TE, valoarea pH-ului soluției este determinată de prezența excesului de titrant - un acid puternic

Titrarea bazelor poliacide. Soluțiile de baze poliacide sunt titrate cu o soluție de acid puternic secvenţial, treptat. La un nivel acceptabil de titrare, salturile în curba de titrare sunt separate dacă diferențele dintre valori рК b, etapele succesive de disociere a bazelor sunt de cel puțin 4 unități, ca în cazul titrarii soluțiilor de acizi polibazici cu o soluție de bază tare.

Erori la titlul principal: 1) eroare de măsurare (eroarea biuretei, pipetelor) Dacă soluția este luată cu ajutorul unei biurete, atunci se efectuează două măsurători ale volumului soluției din biuretă: înainte și după luarea soluției. Eroarea aleatorie a fiecărei astfel de măsurători atunci când se utilizează biurete convenționale de laborator este de aproximativ ±(0,01-0,02) ml. Dacă volumul soluției prelevate este egal cu V, atunci eroarea relativă aleatorie maximă e de măsurare a volumului luat pentru titrare va fi (în procente): έ = ±ν*100%/V, unde ν = 0,02 + 0,02 = 0,04 ml. Cu volumul soluției selectate V= 20 ml, eroarea relativă maximă în măsurarea volumului unei soluții cu ajutorul unei biurete va fi έ= ±0,04 100%/20 =0,2%.

Valoarea lui έ poate fi redusă prin creșterea volumului V soluție de probă.

2) erori metodologice 3) erori sistematice (selectare incorectă a indicatorului, discrepanță între punctul de echivalență și punctul final de titrare) a) indicator - diferența dintre cantitatea de titrant găsită la punctul final de titrare și cantitatea de titrant în t .echiv.

a.1.) eroare de hidrogen (X H3O+, XH+) - asociată cu supratitrarea soluției cu un acid puternic (atunci eroarea este +) sau subtitrare (-) XH3O+ = a/a*100%

a-numărul de echivalenți în exces de ioni H+ la numărul total de echivalenți

а′=СН3о+ *V

a=СН3о+ * V(а+в)=СН3о+ * (Va+Vb)

C Н3o+=10(în pasul – рН)

Înlocuiește-te în inamicul nostru

X n3o+= +-(10 - pT)*(Va+Vb)/Cb*Vb)*100%

b-acid a-alcali.pT-afisare titru ind

a.2.) eroare de hidroxid (principală) - asociată cu un număr în exces de grupe OH în timpul titrarii cu o bază tare sau cu titrarea insuficientă a unei soluții de bază

a.3.) eroare acidă - cauzată de prezența unei anumite cantități de acid subtitric la punctul final al titrarii (acid slab)

Titrare oxido-reducere. Esența metodei. Clasificarea metodelor redox. Condiții pentru titrarea redox. Cerințe pentru reacții. Tipuri de titrare redox (directă, inversă, substituție). Exemple de indicatori redox. Formule, tranziție de culoare la punctul de echivalență.

Titrare oxido-reducere(redoximetrie, oxidimetrie.)

Metodele redox includ un grup larg de metode de analiză titrimetrică bazate pe apariția reacțiilor redox. Titrarile redox folosesc diverși agenți oxidanți și reducători. În acest caz, este posibil să se determine agenți reducători prin titrare cu soluții standard de agenți de oxidare și invers, determinarea agenților de oxidare cu soluții standard de agenți de reducere. Datorită varietății mari de reacții redox, această metodă face posibilă determinarea unui număr mare de substanțe diferite, inclusiv cele care nu prezintă direct proprietăți redox. În acest din urmă caz, se utilizează titrarea inversă. De exemplu, la determinarea calciului, ionii săi precipită oxalat - un ion

Ca 2+ + C 2 O 4 2- ® CaC 2 O 4 ¯

Excesul de oxalat este apoi titrat cu permanganat de potasiu.

Titrarea redox are o serie de alte avantaje. Reacțiile redox apar destul de rapid, permițând titrarea să fie efectuată în doar câteva minute. Multe dintre ele apar în medii acide, neutre și alcaline, ceea ce extinde semnificativ posibilitățile de utilizare a acestei metode. În multe cazuri, fixarea punctului de echivalență este posibilă fără utilizarea indicatorilor, deoarece soluțiile de titrant utilizate sunt colorate (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7), iar la punctul de echivalență culoarea soluției titrate se schimbă de la o picătură de titrant. Principalele tipuri de titrări redox se disting prin agentul de oxidare utilizat în reacție.

Titrarea redox (redoximetria), în funcție de natura reactivului, se împarte în permanganat, dicromat, ceriu, iod, bromato și iodotomie. Ele se bazează pe apariția unei reacții redox, a cărei esență este transferul unui electron de la un agent reducător la un agent de oxidare.

Tipuri de titrare OM:

Titrare directă este că soluția analitului A se titra cu soluție standard de titrant ÎN. Metoda de titrare directă este utilizată pentru titrarea soluțiilor de acizi, baze, carbonați etc.

Titrare înapoi utilizat în cazurile în care titrarea directă nu este aplicabilă: de exemplu, din cauza unui conținut foarte scăzut de analit, incapacitatea de a determina punctul de echivalență, când reacția decurge lent etc. În timpul titrarii inverse la o alicotă a analitului A se toarnă un volum măsurat cu precizie dintr-o soluție standard a substanței ÎN luate în exces. Excesul de substanță nereacționat ÎN determinată prin titrare cu o soluţie standard a excipientului CU. Pe baza diferenței dintre cantitatea inițială a substanței ÎNși cantitatea ei rămasă după reacție, determinați cantitatea de substanță ÎN, care a reactionat cu substanta A, pe baza căruia se calculează conținutul de substanță A.

Titrare indirectă sau titrare prin substituent. Pe baza faptului că nu substanța care se determină este titrată, ci produsul reacției sale cu substanța auxiliară CU.

Substanţă D trebuie să se formeze strict cantitativ în raport cu substanţa A. După ce s-a determinat conținutul produsului de reacție D titrare cu o soluție standard a substanței ÎN, Folosind ecuația reacției, se calculează conținutul de analit A.

Curbe de titrare redox, erori, originea lor, calcul, eliminare. Permanganatometrie. Esența metodei, condițiile de titrare, titrantul, prepararea acestuia, standardizarea, stabilirea punctului de echivalență. Aplicarea permanganometriei.

Curbe de titrare redox

Curbele de titrare redox arată modificarea potențialului redox în timpul procesului de titrare: E = ƒ(V PB), (Fig. 2.7) Titrarea redox implică două sisteme redox - substanța titrată și titrantul. Potențialul fiecăruia dintre ele poate fi calculat folosind ecuația Nernst folosind semireacția corespunzătoare. După adăugarea fiecărei porțiuni de titrant, echilibrul este stabilit în soluție și potențialul poate fi calculat folosind oricare dintre aceste perechi. Este mai convenabil să se calculeze potențialul substanței care este în exces în soluția titrată în momentul titrarii, adică. Înainte de punctul de echivalență, potențialul se calculează din semireacția care implică substanța titrată, iar după punctul de echivalență, din semireacția care implică titrantul. Înainte de începerea titrarii, se consideră că pentru substanța titrată concentrațiile formelor oxidate și reduse diferă de 1000 sau 10.000 de ori. La punctul de echivalență, ambele forme conjugate ale agentului de oxidare și ale agentului reducător sunt prezente în cantități egale, astfel încât potențialul redox poate fi calculat ca suma potențialelor:

Transformând ecuația, obținem:

Unde n 1, n 2 – numărul de electroni care participă la semireacții de oxidare și, respectiv, de reducere; E 0 1 , E 0 2 – potențial redox standard pentru un agent oxidant și, respectiv, un agent reducător.

Orez. Curbele de titrare în metoda redoximetriei:

1 – se titra agentul reducător cu agentul oxidant; 2 – agentul de oxidare este titrat cu un agent reducător

În apropierea punctului de echivalență de pe curba de titrare are loc un salt de potențial, a cărui magnitudine este mai mare, cu atât diferența dintre E 0 ok și E 0 ok este mai mare. E 0 v-la. Titrarea indicatorului este posibilă dacă EMF = E 0 ok - E 0 v-la ≥ 0,4 V. Dacă EMF = 0,4 - 0,2 V, puteți utiliza titrarea instrumentală, unde punctul de echivalență este fixat cu ajutorul instrumentelor. Dacă EMF< 0,2 ÎN titrarea redoximetrică directă nu este posibilă. Mărimea saltului este afectată semnificativ de o scădere a concentrației uneia dintre componentele perechii redox. Aceasta este uneori folosită pentru a crește saltul în curba de titrare, ceea ce este uneori necesar atunci când alegeți un indicator.

De exemplu, dacă Fe 2+ este titrat cu orice agent de oxidare, cuplul redox Fe 3+ /Fe 2+ este utilizat pentru a calcula potențialul redox la punctul de echivalență. Potențialul inițial poate fi redus prin legarea ionilor de Fe3+ într-un complex de disociere scăzută, prin adăugarea, de exemplu, de fluoruri sau acid fosforic. Acesta este ceea ce se face la determinarea Fe 2+ prin dicromatometrie. Saltul se observă în intervalul 0,95 - 1,30 V. Pentru a efectua titrarea în prezența indicatorului redox difenilamină ( E 0 = 0,76 V), este necesar să se deplaseze saltul către valori de potențial mai mici. La adăugarea agenților de complexare specificați, saltul este în intervalul 0,68 – 1,30 V . Potențialul de tranziție de culoare al difenilaminei este în intervalul de salt și poate fi utilizat pentru titrarea Fe 2+. Mărimea saltului depinde și de pH-ul mediului în care se efectuează reacția. De exemplu, pentru semireacția: MnO 4 - + 8H + + 5e – → Mn 2+ + 4H 2 O potențial de sistem

va crește odată cu scăderea pH-ului mediului, ceea ce va afecta mărimea saltului în curba de titrare. Curbele de titrare redox sunt asimetrice în jurul punctului de echivalență dacă numărul de electroni implicați în semireacțiile de oxidare și reducere nu sunt egale ( n 1 ≠ n 2). Punctul de echivalență în astfel de cazuri este deplasat către E 0 al substanței pentru care n Mai mult. La titrarea amestecurilor de agenți oxidanți sau reducători, pot exista mai multe salturi în curba de titrare dacă diferența dintre potențialele redox ale perechilor redox corespunzătoare este suficient de mare, caz în care este posibilă determinarea separată a componentelor amestecului.

PERMANGANOMETRIE

Permanganatometrie- o metodă bazată pe utilizarea permanganatului de potasiu ca titrant pentru determinarea compuşilor care au proprietăţi reducătoare.

Produșii de reducere ai ionilor de permanganat pot fi diferiți în funcție de pH-ul mediului:

Ø într-un mediu puternic acid

+ 5e+ MnO 4 - + 8H + ↔ Mn 2+ + 4H 2 O E 0= 1,51 V

Ø mediu usor acid sau neutru

+ 3e+ MnO 4 - + 4H + ↔ MnO 2 ↓ + 2H 2 O E 0= 1,69 V

Ø mediu usor alcalin

+ 3e+ MnO 4 - + 2H 2 O ↔ MnO 2 ↓ + 4OH - E 0= 0,60 V

Pentru analiză, proprietățile oxidative ale ionilor MnO 4 - - într-un mediu puternic acid sunt cele mai des utilizate, deoarece produsul reducerii lor în acest caz este ionii incolori. Mn 2+ ( spre deosebire de precipitatul maro MnO 2), care nu interferează cu observarea unei modificări a culorii soluției titrate de la o picătură în exces de titrant. Valoarea pH-ului necesară a mediului este creată folosind o soluție de acid sulfuric. Alți acizi minerali puternici nu sunt utilizați. Astfel, acidul azotic în sine are proprietăți oxidante și, în prezența sa, reacțiile secundare devin posibile. Într-o soluție de acid clorhidric (în prezența urmelor de Fe 2+), are loc o reacție de oxidare a ionilor de clorură. Metoda titrantului- o soluție de 0,1 * (0,05) mol/dm 3 permanganat de potasiu - preparată ca soluție standard secundară și standardizată conform substanțelor standard: acid oxalic, oxalat de sodiu, oxid de arsen (ΙΙΙ), sare Mohr (NH4)2Fe(SO4)2∙ 6H2O si etc.

Este imposibil să se pregătească o soluție titrată de permanganat de potasiu dintr-o cântărire precisă a preparatului cristalin, deoarece conține întotdeauna o anumită cantitate de MnO 2 și alți produși de descompunere. Înainte de a stabili concentrația exactă, soluția de KMnO 4 se păstrează într-o sticlă închisă la culoare timp de 7-10 zile. În acest timp are loc oxidarea agenților reducători, a căror prezență în apa distilată nu poate fi eliminată complet (praf, urme de compuși organici etc.). Pentru a accelera aceste procese, se fierbe uneori o soluție de permanganat de potasiu. Trebuie avut în vedere faptul că apa are proprietăți redox și poate reduce permanganatul. Această reacție este lentă, dar MnO 2 și lumina directă a soarelui catalizează procesul de descompunere a KMnO 4, astfel încât după 7-10 zile precipitatul de MnO 2 trebuie îndepărtat. Soluția de KMnO 4 este de obicei drenată cu grijă din sediment sau filtrată printr-un filtru de sticlă. Soluția de KMnO 4 preparată în acest mod nu are o concentrație prea mică (0,05 mol/dm 3 sau mai mare) și nu modifică titrul mult timp. Titrul unei soluții de permanganat de potasiu este cel mai adesea determinat de oxalat de sodiu anhidru Na 2 C 2 O 4 sau acid oxalic H 2 C 2 O 4 ∙ 2H 2 O:

МnО 4 - + 5НС 2 О 4 - + 11H + ↔ 2Мn 2+ + 10СО 2 + 8Н 2 О

Primele picături de permanganat, chiar și într-o soluție fierbinte, se decolorează foarte încet. În timpul titrarii, concentrația de ioni de Mn 2+ crește și viteza de reacție crește. Titrul de permanganat de potasiu poate fi determinat și prin oxid de arsen (II) sau fier metalic. Utilizarea fierului metalic pentru stabilirea titrului este recomandată în special dacă pe viitor este planificată determinarea permanganatometrică a acestui element.

În permaganatometrie se folosesc și soluții de agenți reducători - săruri de Fe (II), acid oxalic și alții - pentru determinarea agenților de oxidare prin titrare inversă. Compușii Fe(II) se oxidează lent în aer, în special într-o soluție neutră. Acidificarea încetinește procesul de oxidare, dar de obicei se recomandă verificarea titrului înainte de a utiliza o soluție de Fe (II) într-o analiză. Oxalații și acidul oxalic în soluție se descompun lent:

H 2 C 2 O 4 ↔ CO 2 + CO + H 2 O

Acest proces se accelerează la lumină, de aceea se recomandă depozitarea soluțiilor de oxalat în sticle de culoare închisă. Soluțiile de oxalat acidificat sunt mai stabile decât soluțiile neutre sau alcaline.

În permanganatometrie, se renunță adesea la utilizarea unui indicator special, deoarece permanganatul în sine are o culoare intensă, iar o picătură în exces a acestuia provoacă apariția unei culori roz a soluției care nu dispare în 30 de secunde. La titrarea cu soluții diluate se folosesc indicatori redox, cum ar fi acidul difenilamin sulfonic sau feroina (un compus de coordonare al Fe (II) cu 1,10-fenantrolină). Determinarea punctului final de titrare se realizează și prin metode potențiometrice sau amperometrice.

Metoda permanganometrică poate fi utilizată pentru a determina:

Ø agenţi reducători H202, NO2, C2042-, Fe2+ etc.,

Ø Ca2+, Ba2+și alți cationi în diverse preparate;

Ø MnO2, PbO2, K2Cr2O7, persulfați și alți agenți oxidanți prin titrare inversă. A doua soluție standard în acest caz este o soluție de agent reducător (de obicei acid oxalic sau sare Mohr). În acest caz, agenții de oxidare se reduc cu o soluție titrată de acid oxalic sau sare Mohr, al cărei exces este titrat cu o soluție de permanganat de potasiu.

De exemplu, atunci când se analizează dioxidul de plumb, proba este dizolvată într-o soluție de sulfat de acid oxalic:

MnO 2 + HC 2 O 4 - + 3H + ↔ Mn 2+ + 2 CO 2 + 2H 2 O

iar acidul oxalic în exces se titrează cu permanganat de potasiu.

Permanganatometria poate fi utilizată pentru a determina ionii care nu au proprietăți redox (titrare substituent). Această metodă poate fi utilizată pentru a determina, de exemplu, cationi de calciu, stronțiu, bariu, plumb, zinc și alții, care formează oxalați slab solubili.

Analiza compușilor organici. Oxidarea compușilor organici prin permanganat de potasiu are loc într-un ritm scăzut, ceea ce împiedică aplicarea practică a acestei metode pentru analiza substanțelor organice. Cu toate acestea, unele substanțe organice pot fi determinate cu succes prin această metodă folosind reducerea MnO 4 - într-un mediu alcalin. Compușii organici sunt de obicei oxidați la carbonat. La sfârșitul reacției de reducere a permanganatului într-un mediu alcalin, soluția este acidulată și titrată cu MnO 4 - o soluție de fier (II) sau alt agent reducător adecvat. Așa se determină, de exemplu, metanolul, care într-un mediu alcalin este oxidat cu permagan de potasiu conform următoarei scheme:

CH 3 OH + 6MnO 4 - + 8OH- ↔ CO 3 2- + 6MnO 4 2- + 6H 2 O

Această metodă poate determina, de asemenea, acizi formic, tartric, citric, salicilic și alți acizi, glicerină, fenol, formaldehidă și alți compuși organici.

Permanganatometria este metoda farmacopeei de analiză.

Dicromatometrie. Esența metodei, condițiile de titrare, titrant, prepararea acestuia, stabilirea punctului de echivalență. Iod - Titrare iodometrică. Esența metodei, condițiile de titrare, titrant, prepararea acestuia, stabilirea punctului de echivalență.

Dicromatometrie- metoda de determinare bazata pe oxidarea substantelor cu ioni dicromat. Se bazează pe semireacția:

+ 6e+ Cr 2 O 7 2- + 14H + ↔ 2Cr 3+ + 7H 2 O E 0= 1,33 V;

f (K2Cr2O7) = 1/6.

într-un mediu acid, K 2 Cr 2 O 7 este un agent oxidant puternic, prin urmare, această metodă poate determina o serie de agenți reducători anorganici și organici, de exemplu Fe2+, 4-, SO32-,

Probleme pentru rezolvare independentă. 1. Curbele cererii pentru piersici achiziționate de Andrey și Dmitry sunt reprezentate de următoarele funcții: și

Curbele de ofertă ale unui monopolist rațional și cererea pentru produsele sale tind să se intersecteze sau nu. Dacă da, în ce moment?

Curbele de ofertă ale firmei pe termen scurt și lung

Curbele de distribuție a inducției de-a lungul circumferinței armăturii și a tensiunii Uк de-a lungul colectorului