Redoxná titrácia je založená na použití rôznych typov redoxných reakcií.

Ako titranty sa používajú roztoky látok s oxidačnými alebo redukčnými vlastnosťami. Z hľadiska analytických charakteristík je metóda podobná acidobázickej titrácii, hoci často je reakčná rýchlosť porovnateľne nižšia.

Zásady výberu indikátorov sú tiež rovnaké: indikátor by mal zmeniť farbu v blízkosti bodu ekvivalencie. Ako indikátory sa používajú organické látky, ktoré majú slabšie oxidačné alebo redukčné vlastnosti ako činidlá. pH roztoku má veľmi silný vplyv na výkonnosť indikátora. Interval prechodu farieb redoxného indikátora je určený vzorcom:

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

kde m je počet H +, n je počet elektrónov zúčastňujúcich sa polovičnej reakcie, Eº ind. – potenciál v závislosti od povahy látky.

Redoxné indikátory

V závislosti od titrantu použitého v analýze existuje niekoľko variantov redox titrácie.

1. Permanganatometria využíva ako titračnú látku manganistan draselný KMnO 4, čo je silné oxidačné činidlo.

Táto metóda sa používa na stanovenie redukčných činidiel: kyselina šťaveľová, Fe 2+, HNO 2, Mn 2+, Sn 2+ atď.(priama titrácia), niektoré oxidačné činidlá: NO 3 -, K 2 Cr 2 O 7 (späť titrácia), mnohé kovové katióny (titráciou substituentu).
Typicky sa titrácia vykonáva v silne kyslom prostredí kyseliny sírovej:
Mn04 - + 8H++ 5e = Mn2+ + 4H20. Na titráciu sa používa roztok KMnO4 s koncentráciou 0,02 až 0,1 mol/l. Ako indikátor sa používa samotný titrátor, ktorého jedna prebytočná kvapka zafarbí roztok do ružova.

2. Jodometria využíva ako titračné činidlo roztok jódu I 2, ktorý je oxidačným činidlom (táto verzia metódy sa nazýva jodometrická metóda): I 2 + 2e = 2I -, alebo roztok KI, čo je redukčné činidlo (jodometrická metóda) 2I -- 2e = I 2.

Druhá možnosť je najbežnejšia; používa sa na nepriame stanovenie mnohých látok redukujúcich KI. V tomto prípade sa I2 uvoľňuje v množstve ekvivalentnom množstvu analytu. Uvoľnený jód sa titruje štandardným roztokom tiosíranu sodného Na 2 S 2 O 3

I2 + 2 Na2S203 = 2NaI + Na2S406. Pri oboch metódach analýzy sa ako indikátor jódu používa roztok škrobu, ktorý v prítomnosti voľného jódu získava modrú farbu.

3. Chromatometria používa dvojchróman draselný K 2 Cr 2 O 7 ako titračné činidlo, čo je oxidačné činidlo: Cr207 2- + 14H++ 6e = 2Cr3+ + 7H20.

Difenylaminosulfónové kyseliny môžu byť indikátormi. Reakcia sa uskutočňuje v silne kyslom prostredí, zvyčajne s použitím kyseliny sírovej. Táto metóda stanovuje Fe (II), Mn (II), Mn (IV), V (V), Mo (V), množstvo aniónov, organických látok atď.

Komplexometrická titrácia

Pri komplexometrickej titrácii sa ako titranty používajú látky schopné vytvárať silné komplexy s analytom.

V analytickej praxi sa najčastejšie používa kyselina etyléndiamíntetraoctová - EDTA– (NOOC - CH 2) 2 – N- CH 2 – CH 2 – N – (CH 2 – COOH) 2 a jeho sodná soľ - Trilon B.

Tento titrant sa používa predovšetkým na kvantitatívne stanovenie katiónov kovov (Fe 3+, Cr 3+, Ca 2+, Mg 2+ atď.). Molekula EDTA reaguje vždy s 1 katiónom kovu, t.j. koeficient ekvivalencie je 1.

Ako indikátory sa často používajú eriochrómová čerň T, murexid a niektoré ďalšie organické látky.

pH média má veľmi silný vplyv na výsledky komplexometrickej titrácie, preto sa analýza najčastejšie vykonáva v tlmivom roztoku.

Titrácia zrážok

Titrácia zrážania je založená na zrážacích reakciách, ktoré môžu prebiehať dostatočnou rýchlosťou pri nízkych teplotách a sú nevratné. Aj keď takýchto reakcií je pomerne veľa, len málo z nich bolo vhodných na analýzu.

Dobre vyvinutou metódou precipitačnej titrácie dusičnanom strieborným AgNO 3 je argentometria. K2CrO4, FeCl3 a adsorpčné indikátory sa používajú ako indikátory v argentometrickej analýze.

Ión striebra tvorí pomerne veľké množstvo vo vode nerozpustných solí, čo určuje jeho analytické schopnosti; Argentometriou je možné určiť Cl-, Br-, I-, SCN-, AsO43-, CO32- atď. Rozšírenému použitiu metódy však bránia vysoké náklady na dusičnan strieborný.

Ešte menej používaná je metóda ortutimetrie, pri ktorej ako titranty slúžia veľmi toxické soli ortuti.

č. 10. Základné pojmy: titračné činidlo, titrácia, bod ekvivalencie, konečný bod titrácie. Metódy analýzy (priama, substitučná, reverzná), metódy analýzy (jednotlivé porcie, alikvotné vzorky (pipetovanie)).

Titrometria je najpoužívanejšou analytickou metódou v analytickej praxi. Citlivosťou je blízka gravimetrii (detekčný limit 0,10%), presnosťou je horšia ako gravimetrická analýza (presnosť 0,5%). Jeho implementácia je však oveľa rýchlejšia a jednoduchšia.

Titračná analýza je založená na presnom meraní objemu roztoku činidla, ktorý reaguje s analyzovanou zložkou vzorky.

Titrant- roztok činidla s presne známou koncentráciou.

Titrácia- proces postupného pridávania titračného činidla do analyzovaného roztoku sa nazýva titrácia.

Bod ekvivalencie- bod titrácie, pri ktorom sa dosiahne rovnosť ekvivalentov zreagovaného analytu a titrantu. Pred bodom ekvivalencie nie je v roztoku prakticky žiadny titran a za bodom ekvivalencie nie je žiadny analyt. V blízkosti bodu ekvivalencie sa vlastnosti systému prudko menia. Táto náhla zmena meranej vlastnosti roztoku v blízkosti bodu ekvivalencie sa nazýva titračný skok.

Koncový bod titrácie- okamih titrácie, keď je koniec reakcie zaznamenaný zmenou farby roztoku indikátora alebo inými znakmi. Zvyčajne je na konci titrácie množstvo pridaného titračného činidla väčšie alebo menšie ako ekvivalentné množstvo. Titrácia bude tým presnejšia, čím bližšie k bodu ekvivalencie leží koncový bod titrácie. Rozdiel medzi bodom ekvivalencie a konečným bodom titrácie spôsobuje chybu indikátora titrácie. Po dosiahnutí koncového bodu titrácie sa pridávanie titrantu zastaví. Výsledky analýzy sa vypočítajú na základe objemu spotrebovaného titračného činidla a jeho koncentrácie.

Štandardné titračné roztoky sa pripravujú rôznymi metódami:

1. presným vážením (látka musí byť chemicky čistá a stabilná);

2. približným vážením, po ktorom nasleduje stanovenie presnej koncentrácie titračného roztoku pomocou štandardného roztoku (metóda štandardizácie);

3. z fixanalu, čo je presne definované množstvo látky zatavené v ampulke. Opatrným prenesením tejto látky do odmernej banky určitého objemu (zvyčajne 1 l) sa získa roztok danej koncentrácie.

Titračné techniky.

V analytickej praxi sa používa priama, reverzná a nepriama (substitučná titrácia) titrácia.

Ak je kvantitatívne stanovenie založené na priamej reakcii medzi analytom a titračnou látkou, titrácia sa nazýva priama titrácia.

Niekedy sa z mnohých dôvodov činidlo pridáva v nadbytku a množstvo činidla, ktoré zostane po reakcii, sa titruje. Pretože objem a koncentrácia roztoku pridaného činidla sú známe, množstvo činidla použitého na reakciu sa určí z výsledkov titrácie. Táto titrácia sa nazýva spätná titrácia.

Pri nepriamej titrácii reaguje produkt reakcie analytu so známym množstvom činidla s titračnou látkou.

č.11 Spôsoby vyjadrenia koncentrácie titrovaných roztokov, spôsoby ich prípravy. Štandardné (tuhnúce, východiskové) látky. Požiadavky na štandardné látky.

Spôsoby vyjadrenia koncentrácie roztoku:

1) Hmotnostný zlomok látky
Hmotnostný zlomok sa označuje gréckym písmenom „omega“ a rovná sa pomeru hmotnosti rozpustenej látky k celkovej hmotnosti roztoku.

Zvyčajne sú vyjadrené v hmotnostných zlomkoch alebo percentách (na tento účel sa pravá strana vzorca vynásobí 100 %).

2) Molárna koncentrácia- ukazuje, koľko mólov látky je obsiahnutých v 1 litri (1000 ml) roztoku. Označené C cm merná jednotka - [mol/l] (často písané jednoducho M)

kde n je látkové množstvo v móloch, V je objem roztoku, m je hmotnosť látky, M r je molárna hmotnosť látky.

3) Molálna koncentrácia- počet mólov rozpustenej látky v 1 kilograme (1000 g) rozpúšťadla. Jednotka merania – [mol/kg]

4) Normálna koncentrácia- to je počet ekvivalentov v 1 litri roztoku. Označuje sa symbolom C n

0,1 normálny roztok je decinormálny.

5) Názov- množstvo látky (v gramoch) rozpustené v 1 ml. Riešenie.

Rozlišuje sa titer rozpustenej látky (napríklad titer roztoku kyseliny chlorovodíkovej - T HCl) alebo titer stanovovanej látky (napríklad titer roztoku kyseliny chlorovodíkovej pre hydroxid sodný - T HCl/NaOH)

kde T je titer v g/ml, P je hmotnosť vzorky, V je objem odmernej banky.

Roztoky s presnými koncentráciami používanými pri analýze sa nazývajú pracovné alebo štandardné riešenia.

Titrované roztoky získané presným vážením látky sa nazývajú varené, A východiskové alebo nastavovacie látky volal primárne štandardy.

Roztoky s fixným titrom sa nazývajú sekundárne štandardy. Proces stanovenia presnej koncentrácie sa nazýva štandardizácia.

K štandardným (východiskovým) látkam prítomný prísne požiadavky. Môžu byť len:

· chemicky čisté (nečistoty menej ako 0,01 %),

chemicky odolný

· vysoko rozpustné látky, ktorých zloženie presne zodpovedá chemickému vzorcu, s čo najväčšou molárnou hmotnosťou s čo najmenším príspevkom molárnej hmotnosti reagujúcej látky k nej, aby sa zmenšila chyba váženia.

· látky musia spĺňať požiadavky na chemické reakcie pri kvantitatívnej chemickej analýze. Touto metódou sa pripravujú napríklad štandardné roztoky silných kyselín a zásad, ktorých látky svojou agresivitou nespĺňajú požiadavky na východiskové látky.

Požiadavky na inštalačné materiály:

1. Majú kryštalickú štruktúru a spĺňajú určitý chemický vzorec.

2. Chemické zloženie musí zodpovedať jeho vzorcu.

4. V analytickom laboratóriu musia byť dostupné metódy na čistenie inštalačnej látky od sprievodných nečistôt (kryštalizácia, extrakcia, sublimácia atď.).

5. Chemicky čistá inštalačná látka by nemala byť hygroskopická, ale mala by byť relatívne dobre rozpustná vo vode.

6. Roztoky tuhnúcej látky by nemali meniť svoj titer počas skladovania a kontaktu so vzduchom.

7. Inštalačný materiál by mal mať čo najvyššiu ekvivalentnú hmotnosť. Čím väčšia je ekvivalentná hmotnosť látky, tým väčšia je presnosť nastavenia titra roztoku, pretože pri vážení látky s veľkou molekulovou hmotnosťou majú chyby váženia zanedbateľný vplyv.

č. 12. Teoretické základy, podstata alkalimetrickej, acidimetrickej, manganatometrickej, jodometrickej titrácie. Použité titranty, ich koncentrácia, metódy stanovenia bodu ekvivalencie, ukazovatele.

Alkalimetria– stanovenie látok pomocou štandardných alkalických roztokov.

Acidometria- stanovenie látok pomocou štandardných roztokov silných kyselín.

Permangonatometria je založená na oxidačných reakciách rôznych látok s manganistanom draselným. Oxidácia sa uskutočňuje v kyslom prostredí, v ktorom ión MnO 4 - vykazuje najsilnejšie oxidačné vlastnosti a má najmenší ekvivalent (1/5).

Jodometria na základe titrometrickej reakcie jódu s tiosíranom sodným.

Ukazovatele sú organické kyseliny a zásady komplexnej štruktúry, vyznačujúce sa rôznymi farbami molekulárnej a ionizovanej formy látky.

č.13 Ukazovatele acidobázickej titračnej metódy. Interval prechodu farieb indikátora.

Titranty metódy sú roztoky silných kyselín a zásad: HCI, H 2 SO 4, NaOH, KOH. Tieto látky nespĺňajú požiadavky na štandardné látky, preto sa koncentrácia titrantov stanovuje štandardizáciou ich roztokov. Ako primárne štandardy sa najčastejšie používa borax Na 2 B 4 O 7 10H 2 O, bezvodý uhličitan sodný Na 2 CO 3, dihydrát kyseliny šťaveľovej H 2 C 2 O 4 2H 2 O a niektoré ďalšie.

Samotný acidobázický indikátor je kyselina alebo zásada a počas acidobázickej titrácie mení svoju farbu v TE alebo v jej blízkosti.

Pri metóde vizuálneho indikátora fixácie CTT pri acidobázickej titrácii sa pridávanie titračného činidla do titrovaného roztoku zastaví, keď sa farba roztoku prudko zmení v dôsledku zmeny farby indikátora zavedeného do titrovaného roztoku.

Hodnota pH, na ktorú sa roztok s daným indikátorom titruje, sa nazýva titračný index tohto indikátora pT.

Najdôležitejšie ukazovatele majú nasledujúce prechodové oblasti a titračné ukazovatele:

Titračný index pT pH prechodová oblasť

Metyl pomaranč…………………4,0……………………………….. 3,1 - 4,4

Metylová červeň……………….. 5,5………………………………. 4,4 - 6,2

Lakmus…………………………………………7,0……………………………….5,0 – 8,0

Fenolftaleín………………………..…9,0………………………….8,0 – 10,0

č. 14 Zariadenie na titračnú analýzu: byrety, odmerné banky, Mohrove a odmerné pipety, odmerné valce, lieviky, kužeľové titračné banky. Pravidlá pre prácu so zariadením.

Byrety – používajú sa na plnenie titranu a vykonávanie titrácií; sklenené skúmavky so stupnicou v objeme s delením 0 na vrchu, určené na meranie roztokov v malých dávkach. V = 1-50 ml

Meracie pipety - sklenené trubičky na meranie a prenos roztokov z jednej nádoby do druhej Morova pipeta má v strednej časti guľovú expanziu, nad kat. Na rozšírenej časti uveďte V,t, keď bola vykonaná kalibrácia (V = 5,00-50,0 ml) Odmerné pipety bez expanzie (V = 0,10-10,0 ml)

Kužeľové banky - používané na titračné merania (V = 25-250 ml) by nemali byť naplnené viac ako 1/3

Odmerné banky majú dlhé úzke hrdlo s aplikovanou prstencovou značkou. Určené na prípravu roztokov presne špecifikovanej koncentrácie

Odmerné valce majú pri titračnej analýze druhoradý význam. Používa sa na približné meranie objemov niektorých pomocných roztokov alebo vody

Lievik je zariadenie vo forme kužeľa zakončeného rúrkou na nalievanie tekutín do nádob s úzkym hrdlom.

So sklom a nástrojmi (vrátane teplomerov) by sa malo manipulovať opatrne, nemali by ste ich klásť na okraj stola a nedotýkať sa ich lakťami. Okamžite odstráňte úlomky rozbitého riadu.

č. 15. Výpočtové vzorce používané pri titračnej analýze podľa systému SI

č. 16. Pojem fyzikálnych a chemických metód analýzy.

Analytické metódy založené na pozorovaní zmien fyzikálnych vlastností analyzovaného systému, ku ktorým dochádza v dôsledku určitých chemických reakcií, sa nazývajú fyzikálne a chemické metódy.

Fyzikálno-chemické metódy analýzy sa líšia vysoká citlivosť a rýchlosť analytických stanovení. Čas potrebný na dokončenie analýzy pomocou fyzikálnych a fyzikálno-chemických metód sa niekedy meria v minútach.

Fyzikálno-chemické metódy kvantitatívnej analýzy by sa nemali zamieňať s fyzikálno-chemickou analýzou podľa N. S. Kurnakova, pomocou ktorej sa študujú fyzikálne vlastnosti systémov v závislosti od ich chemického zloženia.

č. 17. Koľko ml roztoku kyseliny sírovej s hmotnostným zlomkom 98 % (r = 1,84 g/ml) treba odobrať na prípravu 200 ml roztoku s hmotnostným zlomkom 10 % (r = 1,05 g/ml)?

č. 18. Vypočítajte hmotnostný zlomok a molárnu koncentráciu roztoku glukózy obsahujúceho 75 g látky v 500 g vody.

č. 19. Aká je molárna koncentrácia 0,9 % roztoku chloridu sodného (r = 1,0 g/ml)?

č. 20. Ako pripraviť 5% roztok glukózy z 20% roztoku?

č. 21. Koncentrácia glukózy v krvnom sére je 3,5 mmol/l, vyjadrená koncentrácia v mg%.

č. 22. Hydroperit (obsahuje peroxid vodíka a močovinu) sa používa ako antiseptikum. Jedna tableta zodpovedá 15 ml 3% roztoku peroxidu vodíka. Koľko tabliet sa musí rozpustiť v 100 ml vody, aby sa získal 1% roztok?

č. 23. Na liečbu novodiagnostikovaných pacientov s deštruktívnou tuberkulózou sa intravenózne podáva 10 % roztok izoniazidu v dávke 15 mg/kg telesnej hmotnosti. Vypočítajte objem v ml 10 % roztoku izoniazidu (r = 1,0 g/ml), ktorý sa musí podať pacientovi s hmotnosťou 75 kg.

Č. 24 Taktivin je polypeptidový liek používaný v lekárskej praxi ako imunomodulačné činidlo. Uvoľňovacia forma: 0,01% roztok v 1 ml fľaštičkách. Pre oftalmoherpes sa liek predpisuje ako subkutánna injekcia 0,010-0,025 mg raz denne. Vypočítajte objemy 0,01% roztoku taktivínu, ktoré zodpovedajú dennej dávke lieku.

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

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

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

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

č. 25 Ampicilín je polosyntetické antibiotikum. Uvoľňovacia forma: tablety a kapsuly 0,25 g Denná dávka pre deti je 100 mg/kg. Denná dávka je rozdelená do 4-6 dávok. Vypočítajte, aká časť tablety sa má podať dieťaťu s hmotnosťou 10 kg na dávku: a) so štyrmi dávkami; b) pri užívaní lieku šesťkrát denne?

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

1:4=0,25 – 1 tableta

1:6=0,166 – 2/3 tablety

Odpoveď: a) 0,25 g b) 2/3 g

№26 Na stanovenie celkovej kyslosti žalúdočnej šťavy sa 5 ml šťavy titrovalo alkalickým roztokom s koncentráciou 0,095 mol/l v prítomnosti fenolftaleínu. Na reakciu sa spotrebovalo 2,5 ml alkalického roztoku. Vypočítajte kyslosť analyzovanej šťavy v mol/l.

C2 = (C1*V1)/V2

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

Odpoveď: 0,0475mol/l

№27 Vypočítajte hmotnosť vzorky KMnO 4 potrebnej na prípravu: a) 1 l roztoku KMnO 4 s ekvivalentom molárnej koncentrácie 0,1 mol/l, b) 0,5 l roztoku KMnO 4 s ekvivalentom molárnej koncentrácie 0,05 mol. /l pre prácu manganometrickou titráciou.

M(KMn04)=64+39+55=158

m(x)= (C(l/zx)*M(x)*V)/z

a) m(KMn04) = (0,1 x 158 x 1)/ 5 = 3,16

b) m (KMn04) = (0,5 x 158 x 0,05) / 5 = 0,79

Odpoveď: a) 3,16 b)0,79

№29 Vypočítajte hmotnostný podiel (%) kyseliny octovej, ak sa na 10 ml jej roztoku pri titrácii spotrebuje 20 ml 0,2 mol/l roztoku hydroxidu sodného.

C(NaOH)*V(NaOH) = C(špecifikátory)*V(špecifikátory)

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

/ V (uk. pre vás)

C (špecifikované hodnoty) = (0,2* 20) / 10 = 0,4 mol/l

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

m (veľkosť jednotky) = 0,4 x 60 x 0,01 = 0,24 g

R = 0,24/10 = 24 g/l

W = (C (špecifikované súpravy)* M (špecifikované súpravy)*v) / (p*10) = 0,1 %

Odpoveď: W = 0,1 %

č. 31. Termodynamika, základné pojmy a úlohy. Stavové parametre (extenzívne a intenzívne) a funkcie stavu systému.

Termodynamika je časť všeobecnej chémie, ktorá vysvetľuje procesy výmeny energie a hmoty medzi telom a prostredím.

Termodynamika študuje procesy spojené s prenosom energie (U) medzi telesami vo forme tepla (Q) a práce (W).

Jedným z najdôležitejších konceptov je koncept termodynamický systém - Ide o teleso alebo skupinu telies oddelených od prostredia rozhraním. Objekty prírody, ktoré nie sú zahrnuté v systéme, sú životné prostredie . Systém je charakterizovaný hmotnosťou (m) a vnútornou energiou (U).

Existujú tri typy termodynamických systémov:

1. Izolovaný systém - systém, ktorý si s prostredím nevymieňa ani hmotu, ani energiu. ∆U = 0, ∆m = 0. (termoska).

2. Uzavretý systém - systém, ktorý si nevymieňa hmotu s okolím, ale dokáže vymieňať energiu. ∆U ≠ 0, ∆m = 0. (nádoba s vodou).

3. Otvorený systém - vymieňa hmotu aj energiu s prostredím. ∆U ≠ 0, ∆m ≠ 0. (bunka).

Systémy sa delia na:

1. Homogénne – homogénne – nemajú fázové hranice (krvná plazma, pravé roztoky).

2. Heterogénne - heterogénne - existujú fázové hranice (krv).

Každý systém možno charakterizovať množstvom veličín tzv stavové parametre. Rozlišujú sa na:

1. Rozsiahle – sčítateľné po sčítaní (hmotnosť, objem, energia, entropia).

2. Intenzívne - ktoré sa pri pridávaní nesčítavajú (tlak, teplota, hustota, koncentrácia).

Existujú parametre stavu, ktoré závisia iba od počiatočného a konečného stavu systému a nezávisia od cesty procesu, ktoré sa nazývajú štátne funkcie. Napríklad:

X 1 je termodynamická veličina charakterizujúca počiatočný stav systému.

X 2 je termodynamická veličina charakterizujúca konečný stav sústavy.

∆Х = Х 2 – Х 1 – zmena termodynamickej veličiny.

+∆X – zisk (prírastok premennej X).

-∆Х – pokles.

Stavovými funkciami sú tieto veličiny: teplota - ∆T, tlak - ∆P, vnútorná energia - ∆U, entropia - ∆S, entalpia - ∆H, Gibbsova energia - ∆G.

№32. Pojem vnútornej energie. Práca a teplo sú dve formy prenosu energie. Prvý zákon termodynamiky. Izochorické a izobarické procesy.

Vnútorná energia systém je súčet energie tepelného pohybu molekúl, atómov a iónov a energie vzájomného pôsobenia medzi nimi (príťažlivosť, odpudzovanie, rotačné a vibračné pohyby), s výnimkou kinetickej energie ako celku a potenciálnej energie polohy. Nie je možné určiť absolútnu hodnotu vnútornej energie, stačí vypočítať zmenu vnútornej energie: ∆U = U 2 – U 1 . Zmena vnútornej energie je spôsobená prácou, ktorá sa vykonáva počas interakcie systému s prostredím, a prenosom tepla medzi prostredím a systémom. Vzťah medzi veličinami U, Q, W v termodynamike určuje prvý termodynamický zákon.

V termodynamike pod práca pochopiť prácu expanzie: W = p ∙ ∆V; Q = ∆U + p ∙ ∆V.

Teplo pri izobarických a izochorických procesoch sa stáva funkciou stavu a nazýva sa tepelný efekt. Toto založil Hess v roku 1840.

Celkovo existuje šesť všeobecne akceptovaných formulácií prvého zákona termodynamiky.

1. V každom izolovanom systéme zostáva dodávka energie konštantná. (Lomonosov)

2. Rôzne formy energie sa navzájom premieňajú v presne ekvivalentných množstvách. (Joule)

3. Večný stroj prvého druhu nie je možný, to znamená, že nie je možné zostrojiť stroj, ktorý by produkoval mechanickú prácu bez vynaloženia energie.

4.

1. Izochorický proces – charakterizovaný stálym objemom sústavy, V – konšt.

Q v = ∆U + p ∙ ∆V;

Tepelný účinok izochorického procesu sa rovná zmene vnútornej energie.

2. Izobarický proces

Q р = ∆U + p∙(V 2 – V 1) ;

Q р = U 2 – U 1 + p V 2 – p V 1 ;

QR = H2-H1;

∆H = ∆U + W.

№33. Tepelný účinok chemickej reakcie. Entalpia ako funkcia stavu systému. Endotermické a exotermické procesy.

N – entalpia - stavová funkcia, ktorá ukazuje energiu expandovaného systému alebo tepelný obsah systému.

Tepelný účinok izobarického procesu sa rovná zmene entalpie.

Q р = ∆U + p∙(V 2 – V 1) ;

QR = (U2 + pV2) – (U1 + pV1);

QR = H2-H1;

∆H = ∆U + W.

Povaha procesu sa posudzuje podľa hodnoty entalpie:

1. Exotermický – proces, ktorý nastáva pri uvoľňovaní energie, ∆H< 0.

2. Endotermický - proces, ktorý nastáva pri absorpcii energie, ∆H > 0.

№34. Prvý zákon termodynamiky pre izobarické procesy. Hessov zákon. Termochemické výpočty a ich využitie na energetickú charakterizáciu chemických a biochemických procesov. Štandardné entalpie tvorby a horenia. Dôsledky Hessovho zákona.

Izobarický proces– charakterizovaný konštantným tlakom v systéme, P – konšt.

Q р = ∆U + p∙(V 2 – V 1) ;

Q р = U 2 – U 1 + pV 2 – pV 1 ;

QR = (U2 + pV2) – (U1 + pV1);

QR = H2-H1;

∆H = ∆U + W.

N – entalpia - stavová funkcia, ktorá ukazuje energiu expandovaného systému alebo tepelný obsah systému. Teplo izobarického procesu sa stáva funkciou stavu a nazýva sa tepelný efekt. Tepelný účinok izobarického procesu sa rovná zmene entalpie.

Hessov zákon: Tepelný účinok reakcie pri konštantnom objeme a tlaku nezávisí od dráhy procesu, ale závisí od počiatočného a konečného stavu systému.

Hess predstavil koncept termochemická rovnica - rovnica chemickej reakcie, ktorá udáva stav agregácie reagujúcich látok a tepelný účinok reakcie. Napríklad:

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

2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g), ∆H = -572 kJ/mol.

Tepelný účinok reakcie sa určuje dvoma spôsobmi:

Experimentálne (vykonané v kalorimetroch);

Teoretické, vypočítané. Je založený na dvoch dôsledkoch Hessovho zákona, ktoré sú spojené s pojmom štandardné teplo tvorby a horenia.

Štandardné teplo tvorby - tepelný efekt premeny z jednoduchých látok 1 mol zlúčeniny za štandardných podmienok - ∆H asi 298 arr.

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

Štandardná výhrevnosť - tepelný efekt horenia 1 mólu látky za štandardných podmienok je ∆H asi 298 horenie. Najčastejšie sa používa na organické látky.

Prvým dôsledkom Hessovho zákona je tepelný účinok chemickej reakcie sa rovná rozdielu medzi súčtom teplôt tvorby reakčných produktov a súčtom teplôt tvorby východiskových látok, počítaných s ich stechiometrickými koeficientmi.

∆H р = ∑ i n i ∆H о 298 tvorba produktov reakcie – ∑ i n i ∆H о 298 tvorba východiskových látok reakcie.

Teploty tvorby jednoduchých látok sú nulové.

Napríklad pre reakciu: C6H1206 + 602 → 6CO2 + 6H20

∆Hp = 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

Druhý dôsledok Hessovho zákona– tepelný účinok chemickej reakcie sa rovná rozdielu medzi súčtom spaľovacích teplôt východiskových látok reakcie a súčtom spaľovacích teplôt reakčných produktov, počítaných s ich stechiometrickými koeficientmi.

∆H р = ∑ i n i ∆H о 298 spaľovanie východiskových látok reakcie – ∑ i n i ∆H о 298 spaľovanie produktov reakcie.

№35. Energetická hodnota potravinárskych výrobkov, zdôvodnenie diét, hlavné úlohy bioenergie.

K vzájomnej premene rôznych druhov energie dochádza aj v živých organizmoch. Štúdium zákonitostí a mechanizmov akumulácie, skladovania a využívania energie živými systémami je úlohou špeciálnej vedy: bioenergie, ktorá nám umožňuje získať správnu predstavu o energetickej hodnote potravín a organizácii stravy. . Každý produkt má určitý obsah energie alebo kalórií, takže ak poznáte obsah kalórií v produkte a dennú potrebu kalórií, môžete správne zostaviť stravu.

Pri zostavovaní jedálnička je potrebné brať do úvahy nielen celkový prísun energie, ale aj potrebu bielkovín, tukov, sacharidov a vitamínov.

Denná potreba kalórií:

Pre ľudí s duševnou prácou (16-60 rokov) - 2600-2800 cal;

Pre mechanizovaných pracovníkov - 2800-3000 cal;

Pre osoby s fyzickou prácou - 3400-3700 cal;

Študenti - 3000-3200 kal.

Denná potreba bielkovín je 60-80g;

tuky - 60-70 g;

uhľohydráty - 200 - 300 g.

S vedomím, že 1g bielkovín poskytuje 17 kJ (4,2 cal);

tuk - 37 kJ (9 cal);

sacharidy - 17 kJ (4,9 cal);

Diétu tvoria na základe celkového prísunu kalórií a kvalitatívneho zloženia.

Poďme zistiť, či pre otvorené systémy – živé organizmy platí prvý termodynamický zákon: Q=ΔU+W.

Ak v živom organizme t° = 37°С = konštanta, potom ΔU = 0, potom prvý zákon termodynamiky pre živé organizmy: Q = W.

V organizmoch sa nevykonáva len expanzná práca, ale aj mnohé iné druhy práce – chemická (syntéza bielkovín), mechanická (svalové kontrakcie), elektrická (vedenie vzruchu cez bunky), osmotická (prenos látky cez membránu). Primárnym zdrojom energie v tele pre všetky druhy práce je chemická energia potravinových látok. Táto energia sa však priamo nevyužíva na vykonávanie všetkých druhov práce; premieňa sa na energiu ATP.

Prvý zákon termodynamiky pre živé organizmy: Všetky druhy práce v tele sa vykonávajú vďaka ekvivalentnému množstvu energie uvoľnenej počas oxidácie živín.

č. 36. Druhý termodynamický zákon, príspevok S. Carnota a R. Clausiusa. Entropia ako funkcia stavu systému. Kritériá pre spontánne procesy v izolovaných systémoch. Vzťah medzi entropiou a pravdepodobnosťou stavu systému.

Druhý termodynamický zákon odpovedá na otázku o smere reakcie. Je to zovšeobecnený výsledok práce mnohých vedcov.

S. Carnot (1840) je považovaný za objaviteľa druhého termodynamického zákona. Študoval podmienky premeny tepla na prácu a dospel k záveru, že v tepelných motoroch sa množstvo tepla prijatého z tepelného zdroja nemôže úplne premeniť na prácu (rozptýliť).

Carnot odvodil koeficient výkon - účinnosť - η - pomer užitočnej práce k počiatočnej:

η = (Q 1 – Q 2) /Q 1 = W / Q 1.

Účinnosť tepelného motora nezávisí od charakteru pracovnej tekutiny, ale je určená iba teplotným rozsahom.

η = (T 1 – T 2) / T 1.

Tvrdenia druhého zákona termodynamiky:

1. Clausius (1850): Teplo nemôže samovoľne prechádzať z chladnejšieho telesa na teplejšie.

2. Thomson (1851): Perpetum mobile 2. druhu, v ktorom sa všetko teplo odovzdané systému premieňa na prácu, je nemožné.

Záver: Výskyt samovoľných procesov v izolovanom systéme je sprevádzaný disipáciou tepelnej energie.

Aby bolo možné kvantitatívne charakterizovať proces disipácie energie, bola potrebná ďalšia termodynamická funkcia. Zaviedol ho Robert Clausius v roku 1865 - entropia - ide o štátnu funkciu, t.j. nezávisí od cesty procesu a týka sa rozsiahlych (sčítaných) veličín. Veľkosť zmeny entropie je určená rovnicou:

∆S = Q / T, J/K, kde Q je teplo odovzdané systému, T je teplota systému po ukončení procesu.

Z rovnice vyplýva, že len časť tepla sa spotrebuje na výkon práce a druhá časť sa znehodnotí alebo viaže. Viazanú energiu nemožno premeniť na prácu, pretože sa rozptýli. Množstvo znehodnotenej energie je entropia .

Matematické vyjadrenie druhého termodynamického zákona vychádza zo skutočnosti, že procesy v izolovaných sústavách prebiehajú spontánne so zvyšujúcou sa entropiou, t.j. ∆S > 0; pre ireverzibilné procesy ∆S = 0. Teda ∆S môže byť v izolovaných procesoch väčšie alebo rovné nule.

Spontánnosť procesov so zvyšujúcou sa entropiou vyplýva z Boltzmannovej rovnice:

S = K · lnω, kde K – Boltzmannova konštanta = 1,8 · 10 -23 J/K, ω – termodynamická pravdepodobnosť .

Z rovnice je zrejmé, že so zvyšujúcou sa pravdepodobnosťou rastie aj entropia.

Záver: hoci je entropia mierou znehodnotenej energie, je tiež hnacou silou procesov. Ak by to nebolo v prírode, všetky reakcie by dosiahli rovnováhu a pre živý organizmus by to bola smrť, pri výrobe by nevznikol žiadny produkt. Fyzikálny význam možno definovať takto: entropia je mierou neusporiadanosti.

Zmenu entropie pri reakcii možno vypočítať pomocou 1 následku Hessovho zákona: zmena entropie sa rovná rozdielu medzi súčtom štandardných entropií reakčných produktov a súčtom štandardných entropií východiskových látok braných s ich stechiometrické koeficienty.

∆S р = ∑ i n i ∆S о 298 produkty reakcie – ∑ i n i ∆S о 298 východiskové látky reakcie.

Štúdiu témy sú zvyčajne venované štyri vyučovacie hodiny (zo šiestich popísaných), vrátane krátkeho preverenia hlavných teoretických princípov, riešenia problémov k téme a experimentálnej časti.

Účel štúdia témy

Na základe znalostí teórie oxidačných a redukčných procesov a zručností v titrimetrickej analýze je rozumné zvoliť a použiť metódu redoxnej titrácie (redox metria) na stanovenie látok s oxidačnými alebo redukčnými vlastnosťami; naučiť sa zostavovať redoxné titračné krivky a zvoliť indikátor pre titráciu; naučiť sa vykonávať kvantitatívne výpočty obsahu analytu v analyzovanom roztoku na základe výsledkov titrácie.

Ciele

1. Naučte sa kvantitatívne určovať oxidačné činidlá a redukčné činidlá v roztoku pomocou rôznych metód redox titrácie.

2. Naučte sa vypočítať redox potenciály roztokov potrebné na zostavenie redox titračných kriviek.

3. Naučiť sa vykonávať výpočty kvantitatívneho obsahu analytov v roztoku na základe výsledkov titrácie a štatistického spracovania výsledkov analýz.

4. Vypracovanie protokolu pre laboratórnu prácu.

Všeobecné charakteristiky metód

Redoxná titrácia (redox meranie) je metóda na stanovenie oxidačných činidiel alebo redukčných činidiel, založená na použití redoxných reakcií prebiehajúcich medzi stanovovanou látkou a titračnou látkou.

Pri titrácii látok s oxidačnými vlastnosťami sa používa redukčné titračné činidlo (reduktometria), a to v roztoku

dôjde k reakcii, ktorú možno vo všeobecnom prípade (bez zohľadnenia stechiometrie a účasti vodíkových a hydroxidových iónov) zapísať ako:

Pri titrácii látok s redukčnými vlastnosťami sa používa titračné okysličovadlo (oxidimetria) a v roztoku prebieha reakcia, ktorú možno vo všeobecnosti napísať ako:

Redoxné metrické metódy sú liekopisné, sú zahrnuté v liekopisoch všetkých krajín.

Lekcia 4. Permanganometrická titrácia

Manganatometrická titrácia je metóda na kvantitatívne stanovenie redukčných činidiel (menej často oxidačných činidiel a látok, ktoré nemajú redoxné vlastnosti) s použitím roztoku manganistanu draselného v prostredí kyseliny sírovej ako titračného činidla. Priama titrácia redukčných činidiel je založená na reakcii, ktorú možno vo všeobecnom prípade (bez zohľadnenia stechiometrie) zapísať ako:

Indikátorom metódy je samotný titrátor, ktorého prvá prebytočná kvapka zafarbí titrovaný roztok do ružova.

Účel lekcie

Kvantitatívne stanovenie redukčných činidiel peroxidu vodíka v roztoku a železa(II) v roztoku a vo vzorke priamou manganometrickou titráciou.

Ciele

1. Príprava roztoku manganistanu draselného s danou koncentráciou zriedením koncentrovanejšieho roztoku.

2. Príprava štandardného roztoku šťavelanu sodného vážením s presne známou hmotnosťou.

3. Štandardizácia roztoku manganistanu draselného na roztok šťavelanu sodného.

4. Stanovenie hmotnosti peroxidu vodíka v roztoku.

5. Stanovenie hmotnosti železa (II) v roztoku a hmotnostného podielu železa (II) vo vzorke.

6. Štatistické spracovanie výsledkov analýz.

Samoštúdium

Treba vedieť pred vyučovaním

1. Redoxné reakcie. Základné pojmy. Redoxné potenciály redoxných systémov, Nernstova rovnica.

2. Metodika konštrukcie redox titračných kriviek.

3. Podstata a podmienky manganatometrickej titrácie.

4. Príklady manganatometrického stanovenia redukčných činidiel.

Byť schopný

1. Zostavte rovnice redoxných reakcií.

2. Vypočítajte molárne hmotnosti ekvivalentu oxidačných činidiel a redukčných činidiel pri oxidačno-redukčných reakciách.

3. Vykonajte potrebné výpočty na základe výsledkov titrácie.

Bibliografia

1. Prednášky: „Metódy redoxnej titrácie. Indikátory metódy. Konštrukcia redox titračných kriviek. Permanganometrická titrácia“.

2.Učebnica. - Kniha 2, kapitola 4. - S. 137-166.

3. Adresár.

Samotestovacie otázky

1. Aké reakcie sa nazývajú redoxné?

2. Definujte pojmy: „oxidácia“, „redukcia“, „oxidačné činidlo“, „redukčné činidlo“.

3. Ktoré z nasledujúcich reakčných rovníc sú redoxné? Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo v týchto reakciách.

4. Doplňte nasledujúce reakčné rovnice a vyrovnajte koeficienty pomocou metódy elektrón-iónovej rovnováhy:

5. Určte molárnu hmotnosť ekvivalentu manganistanu draselného, ​​dvojchrómanu draselného, ​​síranu železnatého, peroxidu vodíka, dusitanu sodného, ​​kyseliny šťaveľovej v uvedených reakciách.

6. Prečo sa nedá pripraviť štandardný roztok manganistanu draselného z odváženej dávky s presne známou hmotnosťou?

7. Aké procesy prebiehajú v čerstvo pripravenom roztoku manganistanu draselného?

8. Prečo sa roztoky manganistanu draselného skladujú v tmavých fľašiach?

9. Aké látky možno určiť priamou manganometrickou titráciou?

10. Od akých faktorov závisí skutočný redoxný potenciál redoxného páru „manganistan-ión-mangánový(II) ión“? Napíšte Nernstovu rovnicu pre redoxný potenciál tohto redoxného páru.

11. Aké veličiny sa používajú na posúdenie presnosti výsledkov analýzy? Ako sa tieto hodnoty počítajú?

Činidlá

1. Šťavelan sodný (ch.d.a).

2. Roztok manganistanu draselného = 0,5 mol/l.

3. Roztok kyseliny sírovej = 1 mol/l.

Študijné tabuľky: titračná krivka oxidačného činidla s redukčným činidlom.

1. Príprava roztoku manganistanu draselného

Na dokončenie práce pripravte 500 ml roztoku manganistanu draselného s približným ekvivalentom molárnej koncentrácie 0,05 mol/l. Roztok sa pripraví zriedením koncentrovaného roztoku manganistanu draselného s molárnou koncentráciou ekvivalentnou 0,5 mol/l.

Potrebný objem koncentrovaného roztoku manganistanu draselného sa vypočíta zo vzťahu (2.7), ktorý má v tomto prípade tvar:

kde sú hodnoty molárnych koncentrácií ekvivalentu

stuha manganistanu draselného v roztoku pred a po zriedení;

Objemy počiatočných a konečných riešení.

Vypočítaný objem koncentrovaného roztoku manganistanu draselného sa odmeria pomocou odmerného valca alebo odmernej skúmavky a prenesie sa do tmavej fľaše s objemom 0,5-1 litra, pridá sa až 500 ml destilovanej vody, premieša sa a zaviečkuje. Na fľaši je umiestnený štítok označujúci obsah a číslo študentskej skupiny.

2. Príprava štandardného roztoku šťavelanu sodného

Na dokončenie práce pripravte 250 ml štandardného roztoku šťavelanu sodného s molárnou koncentráciou ekvivalentnou 0,05 mol/l. Roztok šťavelanu sodného sa pripraví vážením s presne známou hmotnosťou kryštalického šťavelanu sodného. Požadovaná teoretická hmotnosť vzorky šťavelanu sodného sa vypočíta pomocou vzorca (2.10), ktorý má v tomto prípade tvar:

Kde - molárna koncentrácia ekvivalentu šťavelanu sodného

v roztoku; - molárna hmotnosť ekvivalentu šťavelanu sodného;

- objem pripravovaného roztoku šťavelanu sodného.

Molárna hmotnosť ekvivalentu šťavelanu sodného sa stanoví na základe polovičnej reakcie:

a pomocou tabuľky Adresár. 4.

Presné váženie šťavelanu sodného sú vybrané na analýzu

Koncentrácia a titer pripraveného roztoku sa vypočítajú pomocou vzorcov (2.2) a (2.3), ktoré majú v tomto prípade tvar:

Na štítku banky je uvedený jej obsah a číslo skupiny.

3. Štandardizácia roztoku manganistanu draselného na šťavelan sodný

Podstata techniky

Štandardizácia titračnej metódy je založená na priamej manganatometrickej titrácii. Štandardný roztok šťavelanu sodného sa titruje roztokom manganistanu draselného v roztoku síranu za zahrievania, kým sa neobjaví stabilná ružová farba. V tomto prípade počas titračného procesu prebieha v roztoku oxidačno-redukčná reakcia:

Reakcia je autokatalytická a zrýchľuje sa v prítomnosti katiónov Mn2+. Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta koncentrácia titrantu.

3.1. Titrácia šťavelanu sodného roztokom manganistanu draselného

Metodológia

Do titračnej banky sa odpipetujú 2 ml štandardného roztoku šťavelanu sodného, ​​pridajú sa 2 ml roztoku kyseliny sírovej s koncentráciou 1 mol/l, výsledná zmes sa zahrieva na teplotu 70-80 °C (až do odparenia sa objaví) a titruje sa roztokom manganistanu draselného. Prvé kvapky titračného činidla sa pomaly odfarbujú a nasledujúce kvapky sa odfarbujú okamžite. Titrácia sa vykonáva dovtedy, kým sa z jednej kvapky titračného činidla neobjaví stabilné ružové sfarbenie roztoku, ktoré nezmizne približne jednu minútu. Hladina titrantu v byrete sa meria pozdĺž horného menisku.

zapísané do tabuľky. 2-9.

Tabuľka 2-9. Výsledky štandardizácie roztoku manganistanu draselného

3.2. Výpočet molárnej koncentrácie ekvivalentu a titra roztoku manganistanu draselného

Podľa tabuľky. 2-9 vypočítajte priemerný objem roztoku manganistanu draselného , ktorý išiel titrovať štandard

roztoku šťavelanu sodného ako aritmetický priemer objemov kyseliny v troch paralelných titráciách. Výsledná hodnota sa zapíše do tabuľky. 2-9.

Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta molárna koncentrácia ekvivalentu a titer roztoku manganistanu draselného.

Zákon ekvivalentov (2.11) pre titráciu šťavelanu sodného roztokom manganistanu draselného má tvar:

Preto sa koncentrácia pripraveného roztoku manganistanu draselného rovná (2.12):

Titer roztoku manganistanu draselného sa vypočíta podľa vzorca (2.3), ktorý má v tomto prípade tvar:

Molárna hmotnosť ekvivalentu manganistanu draselného sa stanoví na základe polovičnej reakcie:

a pomocou tabuľky. 4 "Referenčné knihy". Získané hodnoty sa zapíšu do tabuľky. 2-9.

4. Stanovenie hmotnosti peroxidu vodíka v roztoku

Podstata techniky

Kvantitatívne stanovenie peroxidu vodíka je založené na priamej manganometrickej titrácii. Alikvotná časť analyzovaného roztoku peroxidu vodíka sa titruje roztokom manganistanu draselného v roztoku síranu, kým sa neobjaví stabilná ružová farba. V tomto prípade počas titračného procesu prebieha v roztoku oxidačno-redukčná reakcia:

Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta hmotnosť peroxidu vodíka v analyzovanom roztoku.

4.1. Titrácia peroxidu vodíka roztokom manganistanu draselného

Metodológia

Výsledná kontrolná úloha v 25 ml odmernej banke sa doplní vodou po značku a dôkladne sa premieša. Alikvotná časť analyzovaného roztoku s objemom 2 ml sa odpipetuje do titračnej banky, pridajú sa 2 ml roztoku kyseliny sírovej s koncentráciou 1 mol/l a titruje sa roztokom manganistanu draselného, ​​kým sa neobjaví stabilné ružové sfarbenie. . zano-

sú v tabuľke. 2-10.

Tabuľka 2-10.

4.2. Výpočet hmotnosti peroxidu vodíka v analyzovanom roztoku

Podľa tabuľky. 2-10 vypočítajte hmotnosť peroxidu vodíka v analyzovanom roztoku pre každú titráciu pomocou vzorca pre priamu titráciu analytu (2.15), ktorý má v tomto prípade tvar:

Molárna hmotnosť ekvivalentu peroxidu vodíka sa stanoví na základe polovičnej reakcie:

Podľa tabuľky. 2-10 vykonajte štatistické spracovanie získaných výsledkov analýzy podľa hmotnosti peroxidu vodíka.

Laboratórna práca „Stanovenie hmotnosti železa (II) v soľnom roztoku. Stanovenie hmotnostného zlomku železa(II) vo vzorke soli železa(II)“

Činidlá: Študijné tabuľky: pozri predchádzajúce laboratórium. Podstata techniky

Stanovenie hmotnosti železa(II) v roztokoch solí železa sa vykonáva priamou titráciou alikvotnej časti roztoku analyzovanej soli štandardným roztokom manganistanu draselného v prostredí kyseliny sírovej, kým sa neobjaví stabilné ružové sfarbenie. Pridanie kyseliny sírovej je nevyhnutné na zabránenie hydrolýze železitých iónov vytvorených počas titračného procesu a na zníženie rýchlosti oxidácie železnatých iónov vzdušným kyslíkom v titračnom roztoku. V tomto prípade počas titračného procesu dochádza v roztoku k redoxnej reakcii:

Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta hmotnosť soli v analyzovanom roztoku a hmotnostný podiel železa (II) vo vzorke.

1. Titrácia roztoku železitej soli roztokom manganistanu draselného

Metodológia

Ku kontrolnému problému získanému v 25 ml odmernej banke pridajte 10 ml roztoku kyseliny sírovej s koncentráciou 1 mol/l pomocou odmerného valca, priveďte roztok po značku a premiešajte. Alikvotná časť pripraveného roztoku železitej soli s objemom 2 ml sa odpipetuje do titračnej banky a titruje sa roztokom manganistanu draselného, ​​kým sa neobjaví stabilná ružová farba roztoku. Titrácia sa uskutoční aspoň 5-krát, kým sa nedosiahnu reprodukovateľné výsledky. Získané hodnoty objemov titrantu počas paralelných titrácií zapísané do tabuľky. 2-11.

Tabuľka 2-11. Výsledky titrácie roztoku železitej soli

2. Výpočet hmotnosti železa (II) v analyzovanom roztoku

Podľa tabuľky. 2-11 vypočítajte hmotnosť železa (II) v analyzovanom roztoku pre každú titráciu pomocou vzorca pre priamu titráciu analytu (2.15), ktorý má v tomto prípade tvar:

Molárna hmotnosť ekvivalentu železa (II) sa stanoví na základe polovičnej reakcie:

a pomocou tabuľky. 4 "Referenčné knihy".

Podľa tabuľky. 2-11 vykonať štatistické spracovanie získaných výsledkov analýzy.

3. Príprava analyzovaného roztoku železitej soli

Metodológia

Na vykonanie analýzy si študent pripraví 25 ml roztoku analyzovanej soli železa s približnou molárnou koncentráciou = = 0,05 mol/l. Teoretická hmotnosť vzorky železitej soli potrebnej na prípravu tohto roztoku sa vypočíta pomocou vzorca (2.9), ktorý, berúc do úvahy obsah železa vo vzorke, má tvar:

Hmotnostný podiel železa , % v analyzovaných vzorkách soli

železo je zvyčajne 10-13%.

Odvážená vzorka železitej soli s presne známou hmotnosťou m (soľ) sa odoberie na analytických váhach rozdielom dvoch vážení a pomocou lievika sa prenesie do 25 ml odmernej banky. Aby sa zabránilo hydrolýze iónov železa, pridajte 10 ml roztoku kyseliny sírovej s molárnou koncentráciou 1 mol/l pomocou odmerného valca. Po rozpustení soli sa objem roztoku upraví vodou po značku a premieša sa.

4. Titrácia pripraveného roztoku železitej soli roztokom manganistanu draselného

Pripravený roztok sa titruje štandardným roztokom manganistanu draselného, ​​ako je opísané vyššie (krok 1), a získané údaje sa zapíšu do tabuľky. 2-12.

Tabuľka 2-12. Výsledky titrácie roztoku soli železa (TT)

5. Výpočet hmotnostného podielu železa v analyzovanej vzorke

Podľa tabuľky. 2-12 vypočítajte hmotnostný podiel železa (IF) v analyzovanom roztoku pre každú titráciu na základe výsledkov priamej titrácie analytu pomocou vzorca (2.15):

kde m (soľ) je hmotnosť analyzovanej vzorky soli, g.

Podľa tabuľky. 2-12 vykonať štatistické spracovanie získaných výsledkov analýzy podľa hmotnostného zlomku , %.

POZOR! Po ukončení práce odovzdajte nespotrebovaný roztok manganistanu draselného laborantovi. Byretu opláchnite a naplňte vodou.

Kontrolné otázky

1. Ako sa vypočíta hmotnosť vzorky šťavelanu sodného potrebná na prípravu štandardného roztoku?

2. Ako vypočítate molárnu koncentráciu ekvivalentu a titer štandardného roztoku šťavelanu sodného pripraveného pomocou presnej vzorky?

3. Ako sa meria hladina roztoku manganistanu draselného v byrete počas titračného procesu?

4. Prečo sa pri titrácii horúceho roztoku šťavelanu sodného manganistanom draselným prvé kvapky titračného činidla pomaly odfarbujú a nasledujúce kvapky okamžite?

5. Aká kyselina sa používa na okyslenie analyzovaného roztoku počas tejto titrácie?

6. Je možné pri manganatometrickej titrácii okysliť analyzovaný roztok kyselinou dusičnou alebo kyselinou chlorovodíkovou?

7. Aké vzorce sa používajú na výpočet molárnej koncentrácie a titra manganistanu draselného na základe výsledkov titrácie?

8. Aký vzorec sa používa na výpočet hmotnosti peroxidu vodíka v roztoku na základe výsledkov priamej manganometrickej titrácie?

9. Ako sa pripravuje analyzovaný roztok na stanovenie hmotnosti železitej soli vo vzorke manganatometrickou titráciou?

10. Prečo sa pri rozpúšťaní odváženého množstva železitej soli vo vode roztok okysľuje kyselinou sírovou?

11. Ako možno určiť oxidačné činidlá manganatometrickou titráciou?

Lekcia 5. Jodometrická titrácia

Jodometrická titrácia je metóda na stanovenie oxidačných činidiel, založená na použití nepriamej (substitučnej) titrácie a štandardného roztoku tiosíranu sodného ako titračného činidla. K stanovovanej látke sa pridá známy prebytok roztoku.

jodid draselný; v roztoku dochádza k redoxnej reakcii, ktorú možno vo všeobecnom prípade (bez zohľadnenia stechiometrie) zapísať ako:

V tomto prípade sa jód uvoľňuje v roztoku v množstve ekvivalentnom zreagovanému analytu. Uvoľnený jód sa titruje štandardným roztokom tiosíranu sodného v prítomnosti indikátora škrobu:

Výpočty na stanovenie oxidačných činidiel sú založené na skutočnosti, že množstvo stanoveného oxidačného činidla je ekvivalentné množstvu zreagovaného tiosíranu sodného.

Účel lekcie

Kvantitatívne stanovenie oxidačných činidiel v analyzovanom roztoku nepriamou jodometrickou titráciou (substitučná titrácia).

Ciele

1. Príprava štandardného roztoku dvojchrómanu draselného jeho vážením s presne známou hmotnosťou.

2. Príprava roztoku tiosíranu sodného s danou koncentráciou zriedením koncentrovanejšieho roztoku.

3. Štandardizácia roztoku tiosíranu sodného podľa dvojchrómanu draselného.

4. Stanovenie hmotnosti peroxidu vodíka a hmotnosti medi (TT) v analyzovanom roztoku nepriamou jodometrickou titráciou.

5. Štatistické spracovanie výsledkov analýz.

Samoštúdium

Treba vedieť pred vyučovaním

1. Podstata metódy nepriamej jodometrickej titrácie.

2. Rovnice reakcií používané pri nepriamej jodometrickej titrácii.

4. Podmienky jodometrického stanovenia oxidačných činidiel.

Byť schopný

1. Zostavte rovnice pre reakcie jódu s tiosíranom sodným, meďnatými soľami, dvojchrómanovými iónmi a peroxidom vodíka s jódidiónmi v iónovej a molekulárnej forme.

2. Vypočítajte molárne hmotnosti ekvivalentu tiosíranu sodného, ​​dvojchrómanu draselného a meďnatého (II) v reakciách použitých v metóde nepriamej jodometrickej titrácie.

3. Na základe výsledkov nepriamej jodometrickej titrácie vypočítajte hmotnosť stanovených oxidačných činidiel v analyzovanom roztoku.

Bibliografia

3. Adresár.

Samotestovacie otázky

1. Vymenujte titranty použité v metóde jodometrického stanovenia oxidačných činidiel.

2. Ako sa pripravuje a štandardizuje roztok tiosíranu sodného?

3. Aký indikátor sa používa na jodometrické stanovenie oxidačných činidiel?

4. Čo je podstatou nepriamej jodometrickej metódy? Aké látky možno určiť touto metódou? Uveďte príklady.

5. Napíšte v iónovej forme rovnice pre reakciu medzi:

jód a tiosíran sodný;

Dvojchróman draselný a jódový dom;

síran meďnatý a jodid draselný;

Peroxid vodíka a jodid draselný.

6. Určte molárne hmotnosti ekvivalentu jódu, tiosíranu sodného, ​​peroxidu vodíka, dvojchrómanu draselného a medi(II) vo vyššie uvedených reakciách.

Laboratórna práca „Stanovenie hmotnosti peroxidu vodíka v roztoku“

Činidlá

Dichróman draselný (h.h.).

Roztok tiosíranu sodného: = 0,5 mol/l.

Roztok jodidu draselného (10%, bez nečistôt KIO 3).

Roztok kyseliny sírovej s molárnou koncentráciou 1 mol/l.

10% roztok molybdénanu amónneho.

1. Príprava roztoku tiosíranu sodného

Na dokončenie práce pripravte 500 ml roztoku tiosíranu sodného s približným ekvivalentom molárnej koncentrácie 0,05 mol/l. Roztok sa pripraví zriedením koncentrovaného roztoku tiosíranu sodného s molárnou koncentráciou 0,5 mol/l.

Požadovaný objem koncentrovaného roztoku tiosíranu sodného sa vypočíta zo vzťahu (2.7), ktorý má v tomto prípade tvar:

kde sú hodnoty molárnych koncentrácií tio-

síran v roztoku pred a po zriedení - objemy;

počiatočné a konečné riešenie.

Vypočítaný objem koncentrovaného roztoku tiosíranu sodného sa odmeria pomocou odmerného valca alebo odmernej skúmavky a prenesie sa do fľaše s objemom 0,5-1 litra, pridá sa až 500 ml destilovanej vody, premieša sa a zaviečkuje. Na fľaši je umiestnený štítok označujúci obsah a číslo študentskej skupiny.

2. Príprava štandardného roztoku dvojchrómanu draselného

Na dokončenie práce pripravte 250 ml štandardného roztoku dvojchrómanu draselného s molárnou koncentráciou ekvivalentnou 0,05 mol/l. Roztok dvojchrómanu draselného sa pripraví navážením presne známej hmotnosti kryštalického dvojchrómanu draselného. Požadovaná teoretická hmotnosť vzorky dvojchrómanu draselného sa vypočíta pomocou vzorca (2.10), ktorý má v tomto prípade tvar:

Kde - molárna koncentrácia ekvivalentu dvojchrómanu draselného

v roztoku; - molárna hmotnosť ekvivalentu dvojchrómanu draselného;

- objem pripraveného roztoku dvojchrómanu draselného.

Molárna hmotnosť ekvivalentu dvojchrómanu draselného sa vypočíta na základe polovičnej reakcie:

a pomocou tabuľky. 4 "Referenčné knihy".

Presné váženie dvojchrómanu draselného sú vybrané na analýzu

na komerčnej váhe na základe rozdielu medzi výsledkami dvoch vážení a opatrne ju preneste cez suchý lievik do 250 ml odmernej banky. Obsah banky sa mieša rotačným pohybom, kým sa soľ úplne nerozpustí a pridá sa voda po značku (posledné kvapky sa pridajú pomocou pipety). Banka sa uzavrie a roztok sa dôkladne premieša, pričom sa niekoľkokrát prevráti hore dnom.

Koncentrácia pripraveného soľného roztoku sa vypočíta pomocou vzorcov (2.2) a (2.3), ktoré majú v tomto prípade tvar:

3. Štandardizácia roztoku tiosíranu sodného na dvojchróman draselný

Podstata techniky

Štandardizácia tiosíranu sodného na dvojchróman draselný je založená na nepriamej jodometrickej titrácii. Známy prebytok roztoku jodidu draselného v kyslom prostredí sa pridá k štandardnému roztoku dvojchrómanu draselného. V tomto prípade dochádza v roztoku k redoxnej reakcii:

v dôsledku čoho sa uvoľní množstvo jódu ekvivalentné dvojchrómanu draselnému. Uvoľnený jód sa titruje štandardizovaným roztokom tiosíranu sodného:

v prítomnosti indikátora škrobu, ktorý sa zavedie na konci titrácie, pretože škrob tvorí s jódom pomerne silnú adsorpčnú zlúčeninu. Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta molárna koncentrácia tiosíranu sodného.

3.1. Nepriama titrácia roztoku dvojchrómanu draselného roztokom tiosíranu sodného

Metodológia

Do titračnej banky odoberte odmernou pipetou 2 ml odmerného roztoku dvojchrómanu draselného, ​​za stáleho miešania vo valci pridajte 1 ml kyseliny sírovej s koncentráciou 1 mol/l, 1 ml 10 % roztoku jodidu draselného. , banku prikryte sklom a umiestnite na 10 minút na tmavé miesto. Počas tejto doby dichromátový ión kvantitatívne reaguje s jodidovým iónom za uvoľnenia ekvivalentného množstva jódu.

Uvoľnený jód sa titruje roztokom tiosíranu sodného do zelenožltej farby. Potom sa obsah banky asi 2-krát zriedi vodou, pridá sa 10 kvapiek roztoku škrobu a roztok sa za stáleho miešania ďalej titruje, až kým nezmizne modrá farba škrobu. Na konci titrácie má roztok svetlozelenú farbu, ktorá je spôsobená prítomnosťou trojmocných katiónov chrómu.

Titrácia sa vykoná aspoň trikrát, kým sa nedosiahnu reprodukovateľné výsledky. Získané hodnoty objemov titrantu počas paralelných titrácií zapísané do tabuľky. 2-13.

Tabuľka 2-13. Výsledky štandardizácie roztoku tiosíranu sodného

3.2. Výpočet molárnej koncentrácie a titra roztoku tiosíranu sodného

Podľa tabuľky. 2-13 vypočítajte priemerný objem roztoku tiosíranu sodného ktorý išiel titrovať štandard

roztoku dvojchrómanu draselného ako aritmetický priemer objemov titračného činidla v troch paralelných titráciách. Výsledná hodnota sa zapíše do tabuľky. 2-13.

Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta molárna koncentrácia a titer roztoku tiosíranu sodného.

Zákon ekvivalentov (2.11) pre túto titráciu má tvar:

Ekvivalenčný faktor tiosíranu sodného podľa oxidačnej polovičnej reakcie:

sa rovná 1. Koncentrácia pripraveného roztoku tiosíranu sodného sa rovná (2.12):

Titer roztoku tiosíranu sodného sa vypočíta pomocou vzorca (2.3), ktorý má v tomto prípade tvar:

4. Nepriama (substitučná) titrácia roztoku peroxidu vodíka roztokom tiosíranu sodného

Podstata techniky

Známy nadbytok roztoku jodidu draselného sa pridá k alikvotnej časti peroxidu vodíka. V tomto prípade dochádza v roztoku k oxidačno-redukčnej reakcii s uvoľňovaním jódu:

Uvoľnený jód, ktorého množstvo je ekvivalentné oxidačnému činidlu, sa titruje roztokom tiosíranu sodného v prítomnosti škrobového indikátora:

Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta hmotnosť oxidačného činidla v analyzovanom roztoku. Metodológia

Výsledná kontrolná úloha v 25 ml odmernej banke sa zriedi destilovanou vodou, upraví sa po značku a premieša sa. Do titračnej banky sa pipetou odoberie alikvotná časť analyzovaného roztoku s objemom 2 ml, 2 ml roztoku kyseliny sírovej s koncentráciou 1 mol/l, 2 ml 10 % roztoku jodidu draselného a 1 kvapka molybdénanu amónneho (katalyzátora) pomocou valca za miešania. Banka sa prikryje sklom a nechá sa 10 minút na tmavom mieste.

Uvoľnený jód sa titruje roztokom tiosíranu sodného do slamovo žltej farby, potom sa pridá 5 kvapiek roztoku škrobu a titrácia pokračuje, kým nezmizne modré sfarbenie. Titrácia sa uskutoční aspoň 5-krát, kým sa nedosiahnu reprodukovateľné výsledky. Získané hodnoty objemov titrantu počas paralelných titrácií zapísané do tabuľky. 2-14.

Tabuľka 2-14. Výsledky titrácie roztoku peroxidu vodíka

5. Výpočet hmotnosti peroxidu vodíka v analyzovanom roztoku

Podľa tabuľky. 2-14 vypočítajte hmotnosť peroxidu vodíka v analyzovanom roztoku pre každú titráciu pomocou vzorca pre priamu titráciu analytu (2.15), ktorý má v tomto prípade tvar:

Molárna hmotnosť ekvivalentu peroxidu vodíka sa stanoví na základe polovičnej reakcie

a pomocou tabuľky. 4 "Referenčné knihy".

Podľa tabuľky. 2-14 vykonať štatistické spracovanie získaných výsledkov analýzy.

Laboratórna práca „Stanovenie hmotnosti medi (II) v roztoku“

1. Nepriama (substitučná) titrácia medi(II) roztokom tiosíranu sodného

Podstata techniky

Stanovenie medi(II) v roztoku je založené na nepriamej jodometrickej titrácii. Alikvotná časť analyzovaného roztoku

meďnaté soli sa spracujú s prebytkom roztoku jodidu draselného v kyslom prostredí. V tomto prípade dochádza v roztoku k redoxnej reakcii

v dôsledku čoho sa uvoľňuje množstvo jódu ekvivalentné medi (II). Uvoľnený jód sa titruje štandardizovaným roztokom tiosíranu sodného

v prítomnosti indikátora škrobu, ktorý sa zavedie na konci titrácie, pretože škrob tvorí s jódom pomerne silnú adsorpčnú zlúčeninu. Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta hmotnosť medi v analyzovanom roztoku. Metodológia

Výsledná kontrolná úloha v 25 ml odmernej banke sa zriedi destilovanou vodou, upraví sa po značku a premieša sa. Do titračnej banky sa odpipetuje alikvotná časť analyzovaného roztoku s objemom 2 ml, pridajú sa 2 ml 10 % roztoku jodidu draselného a 1 ml roztoku kyseliny sírovej s koncentráciou 1 mol/l zakrytej sklom. a necháme na tmavom mieste 10 minút.

Uvoľnený jód sa titruje roztokom tiosíranu sodného do slamovo žltej farby, potom sa pridá 5 kvapiek roztoku škrobu a titrácia pokračuje, kým nezmizne modrá farba. Titrácia sa uskutoční aspoň 5-krát, kým sa nedosiahnu reprodukovateľné výsledky. Získané hodnoty objemov titrantu počas piatich paralelných titrácií zapísané do tabuľky. 2-15.

Tabuľka 2-15. Výsledky titrácie roztoku medi(II).

2. Výpočet hmotnosti medi (M) v analyzovanom roztoku

Podľa tabuľky. 2-15 vypočítajte hmotnosť medi (II) v analyzovanom roztoku pre každú titráciu pomocou vzorca pre priamu titráciu analytu (2.15), ktorý má v tomto prípade tvar:

Molárna hmotnosť ekvivalentu medi (II) v tejto reakcii sa stanoví na základe polovičnej reakcie:

a pomocou tabuľky. 4 "Referenčné knihy".

Podľa tabuľky. 2-15 vykonať štatistické spracovanie získaných výsledkov analýzy.

POZOR! Roztok tiosíranu sodného sa uloží do ďalšej hodiny.

Kontrolné otázky

1. Prečo nie je možné pripraviť štandardný roztok tiosíranu sodného zo vzorky s presne známou hmotnosťou?

2. Aké procesy prebiehajú v roztoku tiosíranu sodného počas skladovania? Napíšte zodpovedajúce reakčné rovnice.

3. Prečo sa roztoky tiosíranu sodného a jodidu draselného uchovávajú v tmavých fľašiach?

4. Ako sa štandardizuje roztok tiosíranu sodného oproti dvojchrómanu draselnému? Napíšte zodpovedajúce reakčné rovnice.

5. Na aký účel sa pri titrácii jódu sodného tiosíranom zriedi roztok pred dosiahnutím koncového bodu titrácie destilovanou vodou?

6. Napíšte reakčné rovnice, z ktorých vychádza jodometrické stanovenie oxidačných činidiel: peroxid vodíka, meď (II).

7. Prečo sa pri stanovení oxidačných činidiel jodometrickou metódou skúšobné roztoky po pridaní nadbytku jodidu draselného prekryjú sklom a nechajú sa nejaký čas na tmavom mieste? Prečo sa jodid draselný pridáva v prebytku?

8. Ako sa vypočíta hmotnosť peroxidu vodíka a medi(II) v analyzovanom roztoku pri ich stanovení nepriamou jodometrickou titráciou?

9. Prečo nemožno použiť roztok jodidu draselného ako titračnú látku na stanovenie oxidačných činidiel?

Lekcia 6. Jodimetrická titrácia

Jodimetrická titrácia je metóda na kvantitatívne stanovenie redukčných činidiel založená na použití priamej titrácie

redukčné činidlá titrant - roztok jódu v jodidu draselnom. Počas titračného procesu sa trijodidový ión premení na jodidový ión podľa redukčnej polovičnej reakcie:

Formálne sa predpokladá, že molekulárny jód slúži ako oxidačné činidlo:

Preto pri skladaní chemických rovníc pre jednoduchosť nepíšeme vzorec trijodidového iónu, ale vzorec molekulového jódu.

Metóda titrácie jódu je založená na redoxnej reakcii, ktorú možno vo všeobecnom prípade (bez zohľadnenia stechiometrie) písať ako:

Účel lekcie

Kvantitatívne stanovenie hmotnosti arzénu (III) v roztoku priamou titráciou jódu.

Ciele

1. Príprava roztoku jódu s danou koncentráciou zriedením koncentrovanejšieho roztoku.

2. Štandardizácia roztoku jódu roztokom tiosíranu sodného.

3. Stanovenie hmotnosti arzénu (III) v roztoku priamou titráciou jódu.

Samoštúdium

Treba vedieť pred vyučovaním

1. Podstata metódy priamej titrácie jódu.

2. Rovnice reakcií používané pri priamej titrácii jódu.

3. Postup prípravy a štandardizácie metódy titrantu.

4. Podmienky pre jódometrické stanovenie redukčných činidiel.

Byť schopný

1. Zostavte rovnice pre oxidačné reakcie zlúčenín s redukčnými vlastnosťami v iónovej a molekulovej forme s jódom.

2. Vypočítajte molárne hmotnosti jódového ekvivalentu a zlúčenín arzénu (III) v reakciách použitých v metóde priamej titrácie jódom.

3. Vypočítajte hmotnosť stanovených redukčných činidiel v analyzovanom roztoku na základe výsledkov priamej titrácie jódom.

Bibliografia

1. Prednáška „Jódová a jodometrická titrácia. Jodatemetrická titrácia. Chloriodimetria“.

2.Učebnica. - Kniha 2, kapitola 4. - S. 168-178.

3. Adresár.

Samotestovacie otázky

1. Vymenujte titranty používané pri jódometrickom stanovení redukčných činidiel.

2. Ako sa pripravuje a štandardizuje roztok jódu?

3. Čo je podstatou priamej titrácie jódu? Aké látky možno určiť touto metódou? Uveďte príklady.

4. Napíšte rovnicu pre reakciu jódu s arzenitiom a vypočítajte molárnu hmotnosť ekvivalentu arzénu(III) a iónu arzenitu v tejto reakcii.

5. Prečo by sa malo jódometrické stanovenie redukčných činidiel vykonávať v kyslom, neutrálnom a mierne alkalickom prostredí?

6. Prečo nemožno vykonať jódometrické stanovenie redukčných činidiel pri pH >9,0? Napíšte zodpovedajúce reakčné rovnice.

7. Prečo je potrebné používať byrety so skleneným uzáverom na stanovenie jódu pomocou roztoku jódu?

8. Ako meriate hladinu roztoku jódu a iných intenzívne sfarbených roztokov pomocou byrety?

Činidlá

Roztok tiosíranu sodného

Roztok jódu v jodidu draselnom = 0,5 mol/l.

Čerstvo pripravený roztok škrobu (0,2 %).

1. Príprava roztoku jódu

Metodológia

Na dokončenie práce pripravte 200 ml roztoku jódu s približným ekvivalentom molárnej koncentrácie 0,05 mol/l. Roztok sa pripraví zriedením koncentrovaného roztoku s molárnou koncentráciou ekvivalentu jódu 0,5 mol/l.

Potrebný objem koncentrovaného roztoku jódu sa vypočíta zo vzťahu (2.7), ktorý má v tomto prípade tvar:

kde sú hodnoty molárnych koncentrácií ekvivalentu jódu

v roztoku až do a po zriedení; - objemy počiatočných a konečných

nogo riešenia.

Vypočítaný objem koncentrovaného roztoku jódu sa odmeria pomocou odmerného valca alebo odmernej skúmavky a prenesie sa do 0,25 litrovej fľaše, pridá sa až 200 ml destilovanej vody, premieša sa a zaviečkuje. Na fľaši je umiestnený štítok označujúci obsah a číslo študentskej skupiny.

2. Štandardizácia roztoku jódu tiosíranom sodným

Podstata techniky

Štandardizácia titračného činidla je založená na priamej titrácii alikvotu štandardizovaného roztoku tiosíranu sodného roztokom jódu v prítomnosti škrobového indikátora, kým sa v roztoku neobjaví modré sfarbenie. V tomto prípade počas titračného procesu prebieha v roztoku oxidačno-redukčná reakcia:

Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta koncentrácia titrantu.

2.1. Titrácia roztoku tiosíranu sodného roztokom jódu

Metodológia

2 ml štandardizovaného roztoku tiosíranu sodného sa odoberie do titračnej banky pomocou odmernej pipety, pridá sa 4-5 kvapiek čerstvo pripraveného roztoku škrobu a titruje sa z byrety roztokom jódu, kým sa neobjaví stabilné modré sfarbenie z 1 kvapky titračného činidla. . Hladina titrantu v byrete sa meria pozdĺž horného menisku.

Titrácia sa vykoná aspoň trikrát, kým sa nedosiahnu reprodukovateľné výsledky. Získané hodnoty objemov titrantu počas paralelných titrácií sú uvedené v tabuľke. 2-16.

Tabuľka 2-16. Výsledky štandardizácie roztoku jódu

2.2. Výpočet molárneho koncentračného ekvivalentu a titra roztoku jódu

Podľa tabuľky. 2-16 vypočítajte priemerný objem roztoku jódu, ktorý sa použil na titráciu alikvotu tiosíranu sodného, ​​ako aritmetický priemer objemov titračného činidla v troch paralelných titráciách. Výsledná hodnota sa zapíše do tabuľky. 2-16.

Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta molárna koncentrácia ekvivalentu a titer roztoku jódu.

Zákon ekvivalentov (2.11) pre titráciu tiosíranu sodného roztokom jódu má tvar:

Koncentrácia pripraveného roztoku jódu je teda:

Titer roztoku jódu sa vypočíta podľa vzorca (2.3), ktorý má v tomto prípade tvar:

Molárna hmotnosť ekvivalentu jódu sa stanoví na základe polovičnej reakcie:

a pomocou tabuľky. 4 "Referenčné knihy". Získané hodnoty sa zapíšu do tabuľky. 2-16.

3. Stanovenie hmotnosti arzénu (III) v roztoku

POZOR! Roztoky obsahujúce arzén sú toxické; práca s roztokmi arzénu si vyžaduje osobitnú starostlivosť a dôsledné dodržiavanie bezpečnostných predpisov!

Podstata techniky

Stanovenie hmotnosti arzénu (III) v zlúčeninách sa vykonáva priamou titráciou arzenitanov jódom roztokom jódu v prítomnosti škrobového indikátora, kým sa neobjaví modré sfarbenie roztoku. Definícia je založená na reverzibilnej chemickej reakcii:

Na zabezpečenie potrebnej úplnosti tejto reakcie a posunutie rovnováhy smerom k reakčným produktom (sprava) sa titrácia uskutočňuje v slabo alkalickom prostredí (pH ~ 8) za prítomnosti hydrogénuhličitanu sodného, ​​ktorý viaže uvoľnené ióny H+ do kyselina uhličitá:

Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta hmotnosť arzénu (III) v analyzovanom roztoku.

3.1. Titrácia roztoku arzenitanu sodného roztokom jódu

Metodológia

Výsledný kontrolný problém sa zriedi destilovanou vodou v 25 ml odmernej banke, upraví sa po značku a premieša sa. Kontrolná úloha obsahuje potrebné množstvo hydrogénuhličitanu sodného. Pomocou gumenej banky napipetujte do titračnej banky 2 ml roztoku, ktorý sa má analyzovať. (roztok obsahujúci arzén by sa nemal nasávať do pipety ústami!), pridajte 1 ml roztoku škrobu a titrujte roztokom jódu, kým roztok nezmodrie. Titrácia sa uskutoční aspoň 5-krát, kým sa nedosiahnu reprodukovateľné výsledky. Získané hodnoty objemov titrantu počas paralelných titrácií zapísané do tabuľky. 2-17.

Tabuľka 2-17. Výsledky titrácie roztoku peroxidu vodíka

3.2. Výpočet hmotnosti arzénu (III) v analyzovanom roztoku

Podľa tabuľky. 2-17 vypočítajte hmotnosť arzénu (III) v analyzovanom roztoku pre každú titráciu pomocou vzorca pre priamu titráciu analytu (2.15), ktorý má v tomto prípade tvar:

Molárna hmotnosť ekvivalentu arzénu (III) sa stanoví na základe polovičnej reakcie:

a pomocou tabuľky. 4 "Referenčné knihy".

Podľa tabuľky. 2-17 vykonať štatistické spracovanie získaných výsledkov analýzy.

POZOR! Po ukončení práce odovzdajte nespotrebovaný roztok jódu laborantovi. Byretu opláchnite a naplňte vodou.

Kontrolné otázky

1. Prečo nemožno pripraviť štandardný roztok jódu zo vzorky s presne známou hmotnosťou?

2. Prečo sa štandardný roztok jódu pripravuje rozpustením kryštalického jódu v roztoku jodidu draselného? Napíšte vhodnú reakčnú rovnicu.

3. Aká reakcia je základom pre jódometrické stanovenie arzénu (III)? Napíšte jeho rovnicu. Čo je na tejto reakcii zvláštne?

4. Prečo sa hydrogenuhličitan sodný pridáva do roztoku pred titráciou arzénu (III) jódom? Dá sa nahradiť uhličitanom sodným?

5. Prečo sa pri titrácii tiosíranu sodného jódom pridáva roztok škrobu na konci titrácie a pri titrácii tiosíranu sodného a arzénu (III) jódom - na začiatku titrácie?

Lekcia 7. Bromatometrická titrácia

Bromatometrická titrácia je metóda na stanovenie redukčných činidiel priamou titráciou štandardným roztokom bromičnanu draselného Metóda je založená na polovičnej reakcii:

Účel lekcie

Kvantitatívne stanovenie hmotnosti arzénu (III) v roztoku priamou bromatometrickou titráciou.

Ciele

1. Príprava štandardného roztoku bromičnanu draselného.

2. Titrácia analyzovaného roztoku arzénu (III) roztokom bromičnanu draselného v prítomnosti indikátora metyloranž.

3. Výpočet obsahu arzénu (III) v analyzovanom roztoku na základe výsledkov titrácie.

4. Štatistické spracovanie výsledkov analýz.

Samoštúdium

Treba vedieť pred vyučovaním

1. Podstata metódy priamej brometrickej titrácie.

2. Rovnice reakcií používané pri priamej bromatometrickej titrácii.

3. Postup prípravy titrantu metódy.

4. Podmienky na bromametrické stanovenie redukčných činidiel.

Byť schopný

1. Zostavte rovnice oxidácie bromičnanu draselného zlúčeninami s redukčnými vlastnosťami v iónovej a molekulovej forme.

2. Vypočítajte molárne hmotnosti ekvivalentu titračného činidla a redukčných činidiel v reakciách použitých v metóde priamej bromometrickej titrácie.

3. Vypočítajte hmotnosť stanovených redukčných činidiel v analyzovanom roztoku na základe výsledkov priamej bromometrickej titrácie.

Bibliografia

2.Učebnica. - Kniha 2, kapitola 4. - S. 186-193.

3. Adresár.

Samotestovacie otázky

1. Aké látky možno stanoviť priamou bromatometrickou titráciou? Uveďte príklady.

2. Napíšte reakčné rovnice pre interakciu arzenitanu sodného s bromičnanom draselným v iónovej forme.

3. Aká je molárna hmotnosť arzénu (III) pri tejto reakcii?

4. Aké ukazovatele sa používajú pri metóde priamej bromometrickej titrácie? Uveďte príklady reverzibilných a ireverzibilných redoxných indikátorov.

5. Aký je účel titrácie naslepo?

6. Napíšte Nernstovu rovnicu na výpočet skutočného potenciálu redoxného páru „bromát-bromid“.

Laboratórna práca „Stanovenie hmotnosti arzénu (III) v roztoku“

Činidlá

Bromičnan draselný (analytická kvalita).

Kyselina chlorovodíková: = 3 mol/l.

Vodný roztok metyloranže 0,1 %.

1.

Metodológia

Na dokončenie práce pripravte 250 ml štandardného roztoku bromičnanu draselného s molárnou koncentráciou ekvivalentnou 0,01 mol/l. Roztok bromičnanu draselného sa pripraví vážením s presne známou hmotnosťou kryštalického bromičnanu draselného. Požadovaná teoretická hmotnosť vzorky bromičnanu draselného sa vypočíta pomocou vzorca (2.10), ktorý má v tomto prípade tvar:

Kde ) - molárna koncentrácia ekvivalentu bromičnanu draselného v dis-

tvorba; ja- molárna hmotnosť ekvivalentu bromičnanu draselného; -

objem pripraveného roztoku bromičnanu draselného.

Molárna hmotnosť ekvivalentu bromičnanu draselného sa vypočíta na základe polovičnej reakcie:

a pomocou tabuľky. 4 "Referenčné knihy".

Presné váženie bromičnanu draselného m(KBgO 3) sa vyberie na analytických váhach na základe rozdielu medzi výsledkami dvoch vážení a opatrne sa prenesie cez suchý lievik do 250 ml odmernej banky. Obsah banky sa mieša rotačným pohybom, kým sa soľ úplne nerozpustí a pridá sa voda po značku (posledné kvapky sa pridajú pomocou pipety). Banka sa uzavrie a roztok sa dôkladne premieša, pričom sa niekoľkokrát prevráti hore dnom.

Koncentrácia pripraveného roztoku sa vypočíta pomocou vzorcov (2.2) a (2.3), ktoré majú v tomto prípade tvar:

2. Stanovenie hmotnosti arzénu (III) v roztoku

Podstata techniky

Alikvotná časť silne kyslého roztoku arzénu zahriata do varu (ATT) sa titruje v prítomnosti indikátora metyloranže štandardným roztokom bromičnanu draselného. V tomto prípade dochádza v roztoku k redoxnej reakcii:

Prvá prebytočná kvapka titračného činidla odfarbí indikátor a titrácia je dokončená. Aby sa zohľadnil objem titrantu použitého na oxidáciu indikátora, vykoná sa slepá titrácia.

2.1. Titrácia roztoku arzenitanu sodného roztokom bromičnanu draselného

Metodológia

Výsledná kontrolná úloha v 25 ml odmernej banke sa zriedi vodou, upraví sa po značku a premieša sa. 2 ml výsledného roztoku sa odoberie do titračnej banky pomocou odmernej pipety, za miešania pomocou odmerného valca sa pridá 1 ml 3 mol/l roztoku kyseliny chlorovodíkovej, jedna kvapka roztoku indikátora metyloranže a zahreje sa na odmernom valci. azbestová mriežka s plameňom plynového horáka takmer do varu. Horúci roztok sa titruje štandardným roztokom bromičnanu draselného, ​​kým sa roztok nestane bezfarebným.

Na stanovenie objemu roztoku bromičnanu draselného použitého na oxidáciu indikátora sa paralelne vykoná slepá titrácia. Na tento účel sa do titračnej banky nalejú 2 ml vody, 1 ml 3 mol/l kyseliny chlorovodíkovej, 1 kvapka indikátora, zahreje sa do varu a titruje sa roztokom bromičnanu draselného, ​​kým sa roztok neodfarbí.

Titrácia sa uskutoční aspoň 5-krát, kým sa nedosiahnu reprodukovateľné výsledky. Získané hodnoty objemov titrantu počas paralelných titrácií zapísané do tabuľky. 2-18.

Tabuľka 2-18. Výsledky titrácie roztoku arzénu (III).

2.2. Výpočet hmotnosti arzénu (III) v analyzovanom roztoku

Podľa tabuľky. 2-18 vypočítajte hmotnosť arzénu (III) v analyzovanom roztoku pre každú titráciu pomocou vzorca pre priamu titráciu analytu (2.15), ktorý má v tomto prípade tvar:

Kde - objem titrantu, ktorý prešiel do slepej titrácie.

Molárna hmotnosť ekvivalentu arzénu (III) sa vypočíta na základe polovičnej reakcie:

a pomocou tabuľky. 4 "Referenčné knihy".

Podľa tabuľky. 2-18 vykonať štatistické spracovanie získaných výsledkov analýzy.

POZOR! Odložte štandardný roztok bromičnanu draselného do ďalšej lekcie.

Kontrolné otázky

1. Ako sa stanoví koncový bod titrácie pre bromatometrické stanovenie arzénu?

2. Prečo sa roztok na konci titrácie zafarbí pri titrácii bromičnanu draselného metylovou oranžou?

3. Prečo je potrebné zaviesť korekciu na slepú titráciu pri vykonávaní priamej bromometrickej titrácie? Malo by sa to robiť metódou acidobázickej titrácie?

4. Prečo sa bromatometrická titrácia vykonáva v silne kyslom prostredí?

5. Prečo sa roztok arzénu (III) zahrieva do varu a titruje za tepla?

6. Je možné titrovať roztok arzénu (III) draselného bromičnanom bez indikátora?

7. Ako sa vypočíta hmotnosť arzénu v roztoku pri jeho stanovení priamou bromatometrickou titráciou?

Lekcia 8. Bromometrická titrácia

Bromometrická titrácia je metóda na kvantitatívne stanovenie redukčných činidiel (zvyčajne organických zlúčenín) s použitím roztoku brómu ako činidla, ktoré interaguje so stanovovanou látkou. Metóda je založená na polovičnej reakcii:

Účel lekcie

Kvantitatívne stanovenie hmotnostného podielu salicylátu sodného v prípravku bromometrickou titráciou.

Ciele

1. Vykonanie kvantitatívneho stanovenia salicylátu sodného vrátane nasledujúcich etáp:

bromácia kyseliny salicylovej;

Nahradenie prebytočného brómu jódom;

Titrácia uvoľneného jódu štandardným roztokom tiosíranu sodného;

Výpočet hmotnostného podielu salicylátu sodného vo vzorke na základe výsledkov titrácie.

2. Štatistické spracovanie výsledkov analýz.

Samoštúdium

Treba vedieť pred vyučovaním

1. Podstata metódy brometrickej titrácie.

2. Rovnice reakcií používané pri brometrickej titrácii.

3. Podmienky na brometrické stanovenie redukčných činidiel.

4. Metóda brometrického stanovenia salicylátu sodného v prípravku.

Byť schopný

1. Zostavte rovnice pre reakcie, ktoré sú základom brometrickej titrácie.

2. Vypočítajte koeficienty ekvivalencie a molárne hmotnosti ekvivalentu všetkých látok zapojených do reakcií pri brometrickom stanovení salicylátu sodného.

3. Na základe výsledkov bromometrickej titrácie vypočítajte hmotnosť stanovených redukčných činidiel v analyzovanom roztoku.

Bibliografia

1.Prednáška „Bróm- a bromatometrická titrácia“.

2.Učebnica. - Kniha 2, kapitola 4. - S. 189-193.

3. Adresár.

Samotestovacie otázky

1. Napíšte vo všeobecnej forme reakčnú rovnicu, ktorá je základom brometrickej metódy analýzy.

2. Čo je titračný prostriedok metódy a ako sa pripravuje?

3. Závisí redoxný potenciál titrantu metódy od pH? Uveďte odôvodnenú odpoveď.

4. Aký je faktor ekvivalencie pre bromičnan draselný pri vykonávaní bromometrických stanovení?

5. Aké látky možno stanoviť bromometrickou titráciou?

6. Aké indikátory možno použiť pri brometrickej titrácii?

7. Ako sa vypočítava faktor ekvivalencie a hmotnosť stanovených organických látok v roztoku pri brometrickej titrácii?

Laboratórna práca „Stanovenie hmotnostného podielu salicylátu sodného v prípravku“

Činidlá

Štandardný roztok bromičnanu draselného = 0,05 mol/l, pripravený v predchádzajúcej lekcii.

Bromid draselný, jodid draselný (analytická kvalita).

Roztok tiosíranu sodného = 0,05 mol/l, normované v predchádzajúcej lekcii.

Kyselina chlorovodíková = 3 mol/l.

Chloroform.

1. Príprava štandardného roztoku bromičnanu draselného

Pozrite si predchádzajúcu lekciu.

2. Bromometrická titrácia salicylátu sodného v roztoku

Podstata techniky

Hmotnosť salicylátu sodného sa stanoví reverznou bromometrickou titráciou s jodometrickým ukončením. V tomto prípade dochádza v roztoku k množstvu chemických reakcií.

Titrácia sa uskutočňuje v silne kyslom prostredí, takže salicylátový ión sa premení na kyselinu salicylovú (pozri krok 1 nižšie).

Keď sa k alikvotnej časti analyzovaného roztoku v zmesi bromidu a bromičnanu pridá presne známy prebytok bromičnanu draselného, ​​vytvorí sa bróm v množstve ekvivalentnom bromičnanu draselnému (stupeň 2). Uvoľnený bróm reaguje s kyselinou salicylovou (krok 3). Nezreagovaný bróm sa potom nahradí ekvivalentným množstvom

jódu pridaním nadbytku roztoku jodidu draselného (krok 4). Uvoľnený jód sa titruje štandardným roztokom tiosíranu sodného (krok 5) v prítomnosti chloroformu, pretože indikátorový škrob sa hydrolyzuje v silne kyslom prostredí.

Pri stanovení salicylátu sodného bromometrickou titráciou sa teda v roztoku vyskytujú tieto reakcie:

Podľa reakčných rovníc v krokoch (1) a (3) je jedna molekula salicylátu sodného ekvivalentná jednej molekule kyseliny salicylovej a jedna molekula kyseliny salicylovej reaguje so 6 atómami brómu a daruje 6 elektrónov. To je dôvod, prečo je faktor ekvivalencie salicylátu sodného rovnaký. Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta hmotnostný podiel salicylátu sodného v liečive.

2.1. Bromácia kyseliny salicylovejMetodológia

Odvážená časť prípravku salicylátu sodného (NaSal), odobratá na analytických váhach rozdielom dvoch vážení, s presne známou hmotnosťou asi 0,2 g sa prenesie do 100 ml odmernej banky, rozpustí sa vo vode, objem roztoku sa upraví po značku destilovanou vodou a dôkladne sa premieša. Alikvotná časť pripraveného roztoku s objemom 2 ml sa odoberie do titračnej banky pomocou odmernej pipety, 5 ml štandardného roztoku bromičnanu draselného, ​​0,2 g suchého bromidu draselného odobratého vo farmaceutickej váhe a pomocou odmerného valca - 2 ml sa postupne pridajú ďalšou odmernou pipetou za stáleho miešania 3 mol/l kyseliny chlorovodíkovej. Banka sa prikryje sklom a nechá sa 10 minút na tmavom mieste.

2.2. Nahradenie nadbytočného brómu jódom a titrácia jódu tiosíranom sodným

Do vzniknutého roztoku sa pridá 0,2 g suchého jodidu draselného odobraného v lekárenskej váhe, obsah banky sa dôkladne premieša, banka sa prikryje hodinovým sklíčkom a nechá sa na tmavom mieste. Po cca.

Pridajte 1 ml chloroformu k výslednému roztoku pomocou odmerného valca počas 10 minút; uvoľnený jód sa pomaly titruje za intenzívneho miešania štandardným roztokom tiosíranu sodného, ​​kým sa guľôčky chloroformu na dne banky nesfarbia.

Titrácia sa uskutoční aspoň 5-krát, kým sa nedosiahnu reprodukovateľné výsledky. Získané hodnoty objemov titrantu počas paralelných titrácií zapísané do tabuľky. 2-18.

Tabuľka 2-18. Výsledky titrácie roztoku salicylátu sodného

2.3. Výpočet hmotnostného podielu salicylátu sodného v prípravku

Na základe získaných výsledkov titrácie odvodíme vzorec na výpočet hmotnostného podielu salicylátu sodného v liečive.

Zapíšme si zákon ekvivalentov pre všetkých 5 stupňov titrácie. Množstvo celkovej látky ekvivalentnej brómu vytvoreného v kroku (2) sa rovná množstvu ekvivalentnej látky odobratej v presne známom nadbytku bromičnanu draselného:

Uvoľnený bróm čiastočne reaguje s kyselinou salicylovou, zvyšný bróm sa premení na ekvivalentné množstvo jódu, preto zákon ekvivalentov pre reakcie prebiehajúce v stupňoch (3) a (4) má tvar:

Jód uvoľnený v kroku (4) je ekvivalentný tiosíranu sodnému:

Spojme všetky vyššie uvedené výrazy do jedného a získajme zákon ekvivalentov pre túto titráciu:

ktorý možno prepísať ako:

Molárna koncentrácia ekvivalentu salicylátu sodného v analyzovanom roztoku sa teda rovná:

Výsledný výraz dosadíme do vzťahu (2.15) a získame vzorec na výpočet hmotnosti salicylátu sodného v analyzovanom roztoku:

Hmotnostný podiel salicylátu sodného vo vzorke sa rovná:

kde = 26,69 g/mol; - objem ana-

lyzovaný roztok salicylátu sodného.

Podľa tabuľky. 2-18 vypočítajte hodnoty hmotnostného podielu salicylátu sodného v prípravku pre každú z 5 paralelných titrácií a vykonajte štatistické spracovanie získaných výsledkov analýzy pre hmotnostný podiel salicylátu sodného v prípravku.

Kontrolné otázky

1. Napíšte reakčné rovnice, ktoré sú základom bromometrického stanovenia salicylátu sodného.

2. Napíšte vzorec, podľa ktorého sa vypočíta hmotnostný podiel salicylátu sodného v lieku a vysvetlite ho.

4. Aký indikátor sa používa pri brometrickom stanovení salicylátu sodného?

5. Uveďte hlavné etapy metódy stanovenia salicylátu sodného bromometrickou metódou.

6. Aké štandardné roztoky sa používajú na vykonanie tohto stanovenia?

7. Prečo sa okyslený roztok salicylátu sodného po pridaní bromid-bromátovej zmesi prikryje sklom a nechá sa stáť 10 minút? Napíšte zodpovedajúce reakčné rovnice.

8. Vysvetlite, prečo pri bromometrickom stanovení salicylátu sodného s jodometrickým ukončením treba pomaly pridávať roztok tiosíranu sodného a energicky miešať titrovaný roztok.

9. Je možné pri tejto titrácii použiť ako indikátor škrobový roztok?

10. Ako skontrolovať neprítomnosť nečistôt jodičnanu draselného a bromičnanu draselného v roztokoch jodidu draselného a bromidu draselného?

Lekcia 9. Nitritometrická titrácia

Nitritometrická titrácia je metóda na kvantitatívne stanovenie anorganických a organických látok pomocou titrantu - štandardného roztoku dusitanu sodného. Metóda je založená na použití polovičnej reakcie prebiehajúcej v kyslom prostredí:

Faktor ekvivalencie titrantu pre túto titráciu je 1.

Pri titrácii organických látok obsahujúcich primárnu aromatickú aminoskupinu dochádza v roztoku k diazotačnej reakcii, ktorú možno vo všeobecnosti napísať ako:

kde R je aromatický radikál.

Účel lekcie

Kvantitatívne stanovenie organickej zlúčeniny obsahujúcej primárnu aromatickú aminoskupinu nitritometrickou titráciou.

Ciele

1. Príprava titračného činidla - roztoku dusitanu sodného.

2. Štandardizácia roztoku dusitanu sodného pomocou štandardného roztoku manganistanu draselného.

3. Stanovenie hmotnostného podielu novokaínu v lieku.

4. Štatistické spracovanie výsledkov analýz.

Samoštúdium

Treba vedieť pred vyučovaním

1. Podstata metódy nitritometrického stanovenia anorganických látok s redukčnými vlastnosťami.

2. Podstata metódy nitritometrického stanovenia organických látok obsahujúcich primárnu aromatickú aminoskupinu.

3. Postup prípravy a štandardizácie metódy titrantu.

4. Podmienky vykonávania nitritometrickej titrácie. Byť schopný

1. Zostavte rovnice pre oxidačné reakcie rôznych anorganických redukčných činidiel s dusitanom sodným.

2. Zostavte všeobecnú rovnicu pre reakciu, ktorá je základom nitritometrického stanovenia organických látok obsahujúcich primárnu aminoskupinu.

3. Vypočítajte hmotnostný zlomok analytu v prípravku na základe výsledkov titrácie.

Bibliografia

1. Prednáška „Nitrotometrická titrácia“.

2.Učebnica. - Kniha 2, kapitola 4. - S. 193-198.

3. Adresár.

Samotestovacie otázky

1. Aké redoxné vlastnosti môže vykazovať dusitanový ión v závislosti od povahy látky, ktorá s ním reaguje?

2. Aká reakcia je základom nitritometrickej titrácie novokaínu? Napíšte rovnicu reakcie vo všeobecnom tvare. Aké sú optimálne podmienky pre jej vznik?

3. Aké indikátory sa používajú na stanovenie bodu ekvivalencie počas nitritometrickej titrácie?

4. Napíšte a vysvetlite vzorec, podľa ktorého sa na základe výsledkov nitritometrickej titrácie vypočíta hmotnostný zlomok analytu v prípravku.

5. Ako pripraviť 0,1 mol/l roztok dusitanu sodného v prítomnosti suchej soli?

6. Aké látky možno použiť ako primárne alebo sekundárne štandardy na štandardizáciu roztoku dusitanu sodného?

7. Napíšte reakčné rovnice, ktoré sú základom štandardizácie roztoku dusitanu sodného pomocou sekundárneho štandardu reverznou manganatometrickou titráciou a jodometrickým ukončením. Aké sú faktory ekvivalencie dusitanu sodného, ​​manganistanu draselného a tiosíranu sodného v zodpovedajúcich reakciách?

Laboratórna práca „Stanovenie hmotnostnej frakcie novokaínu v lieku“

Činidlá

Novokaínová droga.

Dusitan sodný, bromid draselný (čistota pre činidlo).

Štandardný roztok manganistanu draselného = = 0,05 mol/l.

Štandardný roztok tiosíranu sodného = = 0,05 mol/l.

Roztok kyseliny sírovej i = 1 mol/l.

Kyselina chlorovodíková (= 1,175 g/ml).

Kyselina chlorovodíková. i = 2 mol/l.

Roztok jodidu draselného (10%).

Čerstvo pripravený roztok škrobu (0,2 %).

Vodný roztok tropeolínu 00 (0,03 %).

Vodný roztok metylénovej modrej (0,02 %).

1. Príprava titračného roztoku dusitanu sodného

Na dokončenie práce pripravte 250 ml roztoku dusitanu sodného s molárnou koncentráciou 0,1 mol/l. Požadovaná teoretická hmotnosť vzorky dusitanu sodného sa vypočíta pomocou vzorca (2.10), ktorý má v tomto prípade tvar:

Kde - molárna koncentrácia dusitanu sodného v roztoku; -

molárna hmotnosť dusitanu sodného; - objem pripraveného roztoku -

ra dusitan sodný.

Molárna hmotnosť dusitanu sodného sa určí z tabuľky. 4 "Referenčné knihy".

Vypočítaná časť dusitanu sodného sa odváži na analytických váhach, opatrne sa prenesie cez suchý lievik do 250 ml banky a rozpustí sa v malom objeme vody, potom sa konečný objem roztoku doplní vodou na 250 ml.

2. Štandardizácia roztoku dusitanu sodného podľa štandardného roztoku manganistanu draselného

Podstata techniky

Štandardizácia roztoku dusitanu sodného sa uskutočňuje reverznou manganatometrickou titráciou s jodometrickým ukončením.

K presne známemu objemu štandardného roztoku manganistanu draselného (titrant 1), odobratého v nadbytku dusitanu sodného, ​​sa pridá roztok kyseliny sírovej a potom známy objem štandardizovaného roztoku dusitanu sodného. V tomto prípade dochádza v roztoku k redoxnej reakcii:

Činidlá by sa nemali pridávať v opačnom poradí, pretože nitritión sa v neprítomnosti manganistanu draselného ľahko rozkladá silnými kyselinami, pričom sa uvoľňujú oxidy dusíka.

Po ukončení reakcie sa k roztoku obsahujúcemu nezreagovaný manganistan draselný (substitučný krok) pridá prebytok jodidu draselného. V dôsledku reakcie:

jód sa v roztoku uvoľňuje v množstve ekvivalentnom nezreagovanému manganistanu draselnému. Uvoľnený jód sa titruje štandardizovaným roztokom tiosíranu sodného (titrant 2) v prítomnosti škrobu:

Napíšme zákon ekvivalentov pre vyššie uvedené stupne, ktoré sa vyskytujú počas štandardizácie roztoku dusitanu sodného:

Faktor ekvivalencie dusitanu sodného podľa oxidačnej polovičnej reakcie:

rovná sa

Molárna koncentrácia ekvivalentu dusitanu sodného sa vypočíta pomocou vzorca pre spätnú titráciu (2.19), ktorý, berúc do úvahy vyššie uvedený zákon ekvivalentov pre túto titráciu, má tvar:

Na základe výsledkov titrácie sa vypočíta molárna koncentrácia ekvivalentu a molárna koncentrácia pripraveného roztoku dusitanu sodného.

2.1. Uskutočnenie titrácie

Metodológia

Pomocou odmernej pipety odoberte 2 ml štandardného roztoku manganistanu draselného do 50 ml titračnej banky. = 0,05 mol/l,

pridá sa 1 ml 1 mol/l roztoku kyseliny sírovej, roztok sa zahreje vo vodnom kúpeli na ~40 °C a za stáleho miešania sa k nemu z pipety pomaly pridá 1 ml štandardizovaného roztoku. Po 15-20 minútach sa k výslednému roztoku pridá 1 ml 10% roztoku jodidu draselného, ​​banka sa prikryje sklom a nechá sa ~10 minút na tmavom mieste.

Potom sa k roztoku pridá 10 ml vody a titruje sa štandardným roztokom tiosíranu sodného = 0,05 mol/l do slabo žltého sfarbenia, pridajte 1 ml 0,2 % roztoku škrobu a pokračujte v titrácii, kým sa farba roztoku nezmení z modrej na bezfarebnú. Titrácia sa vykoná aspoň trikrát, kým sa nedosiahnu reprodukovateľné výsledky.

Získané hodnoty objemov titrantu počas paralelných titrácií zapísané do tabuľky. 2-19.

2.2. Výpočet molárnej koncentrácie dusitanu sodného

Podľa tabuľky. 2-19 vypočítajte priemerný objem roztoku tiosíranu sodného, ​​ktorý sa použil na titráciu počas procesu štandardizácie, ako aritmetický priemer objemov titračného činidla v troch paralelných titráciách. Výsledná hodnota sa zapíše do tabuľky. 2-19.

Na základe získaných údajov sa vypočíta molárna koncentrácia ekvivalentu dusitanu sodného a molárna koncentrácia dusitanu sodného v roztoku s prihliadnutím na faktor jeho ekvivalencie.

Tabuľka 2-19. Výsledky štandardizácie roztoku dusitanu sodného

3. Stanovenie hmotnostného podielu novokaínu v lieku

Podstata techniky

Novokaín je hydrochlorid dietylaminoetylesteru kyseliny p-aminobenzoovej s molárom

s hmotnosťou 272,8 g/mol. Molekula novokaínu obsahuje primárnu aminoskupinu a jej kvantitatívne stanovenie je založené na diazotačnej reakcii prebiehajúcej počas titračného procesu.

Novokaín sa titruje štandardizovaným roztokom dusitanu sodného pri teplote nepresahujúcej 18-20 °C (pri vyšších teplotách je možný rozklad reakčného produktu, diazozlúčeniny). Titrácia sa uskutočňuje v prostredí kyseliny chlorovodíkovej v prítomnosti bromidu draselného, ​​ktorý sa pridáva na urýchlenie reakcie, a vnútorného indikátora - tropeolínu 00 zmiešaného s metylénovou modrou - kým sa červenofialová farba roztoku nezmení na modrú. Diazotačná reakcia neprebieha dostatočne rýchlo, preto sa titrácia vykonáva pomaly, najmä v blízkosti bodu ekvivalencie.

Stanovenie novokaínu na základe výsledkov nitritometrickej titrácie je založené na skutočnosti, že v súlade s rovnicou diazotačnej reakcie novokaín a titrant reagujú v rovnakých molárnych pomeroch:

3.1. Titrácia roztoku novokaínu

Metodológia

Na vykonanie práce pripravte 250 ml roztoku novokaínu s molárnou koncentráciou 0,1 mol / l. Roztok novokaínu sa pripraví vážením s presne známou hmotnosťou. Požadovaná teoretická hmotnosť vzorky

(hmotnostný podiel novokaínu v lieku je asi 100%) sa vypočíta pomocou vzorca (2.10), ktorý má v tomto prípade tvar:

Kde s(nové) - molárna koncentrácia novokaínu v roztoku; M(nové) - molárna hmotnosť novokaínu; - objem pripraveného roztoku novokaínu.

Presné váženie novokainu sa vyberajú na analytických prístrojoch

rozdiel medzi výsledkami dvoch vážení a opatrne ho preneste cez suchý lievik do 250 ml odmernej banky. Obsah banky sa mieša rotačným pohybom, kým sa novokaín úplne nerozpustí a pridá sa voda po značku (posledné kvapky sa pridajú pomocou pipety). Banka sa uzavrie a roztok sa dôkladne premieša, pričom sa niekoľkokrát prevráti hore dnom.

Do titračnej banky sa odpipetuje alikvotná časť pripraveného roztoku novokaínu s objemom 2 ml, 1 ml kyseliny chlorovodíkovej, 5 ml vody, 0,1 g bromidu draselného, ​​1 kvapka roztoku tropeolínu 00 a 2 kvapky roztoku metylénovej modrej. sú pridané. Zmes sa titruje za stáleho miešania pri teplote neprevyšujúcej 18 – 20 °C štandardizovaným roztokom dusitanu sodného, ​​pričom sa pomaly pridáva počas titračného procesu (1 kvapka za minútu), kým sa farba roztoku nezmení z červenofialovej na Modrá.

Titrácia sa uskutoční najmenej päťkrát, kým sa nezískajú reprodukovateľné výsledky. Získané hodnoty objemov titrantu počas paralelných titrácií zapísané do tabuľky. 2-20.

Tabuľka 2-20. Výsledky titrácie roztoku novokaínu
3.2. Výpočet hmotnostného podielu novokaínu v lieku

Podľa tabuľky. 2-20 vypočítajte hmotnostný zlomok novokaínu vo vzorke pre každú titráciu dvoma spôsobmi.

3.2.1. Použitie titračného titračného konverzného faktora

Vypočítajte teoretický titrimetrický faktor na konverziu roztoku dusitanu sodného na novokaín pomocou vzorca (2.4), ktorý má pre túto titráciu tvar:

Kde = 0,1000 mol/l.

Vypočítajte korekčný faktor titrantu (2,5):

Kde - praktická molárna koncentrácia dusitanu sodného v dis-

výtvor použitý v analýze.

Hmotnostný podiel novokaínu v lieku sa vypočíta s prihliadnutím na vzťah (2.18) pomocou vzorca, ktorý má v tomto prípade tvar:

Kde ) - priemerný objem titračného činidla dusitanu sodného.

3.2.2. Použitie molárnej koncentrácie titrantu Hmotnostný podiel novokaínu v liečive s použitím molárnej koncentrácie titrantu sa vypočíta s prihliadnutím na vzťah (2.15) podľa vzorca, ktorý má pre túto titráciu tvar:

Podľa tabuľky. 2-20 vypočítajte hodnoty hmotnostných frakcií novokaínu v lieku na základe výsledkov piatich paralelných titrácií a vykonajte štatistické spracovanie získaných výsledkov analýzy.

Kontrolné otázky

1. Aký vzorec sa používa na výpočet hmotnosti vzorky dusitanu sodného potrebného na prípravu titračného činidla?

2. Vysvetlite účelnosť spätnej titrácie pri štandardizácii roztoku dusitanu sodného manganistanom draselným.

3. Prečo sa pri štandardizácii roztoku dusitanu sodného reverznou manganatometrickou titráciou pridáva roztok dusitanu sodného do okysleného roztoku manganistanu draselného a nie naopak?

4. Napíšte a vysvetlite vzorec na výpočet molárnej koncentrácie ekvivalentu dusitanu sodného vo výpočte

roztoku pri jeho štandardizácii reverznou manganatometrickou titráciou s jodometrickým ukončením.

5. Prečo sa titrácia vykonáva pri nitritometrickom stanovení novokaínu:

a) v prostredí kyseliny chlorovodíkovej;

b) v prítomnosti bromidu draselného;

c) pri teplote nie vyššej ako 18-20 °C;

d) pridávanie titrantu pomaly, najmä v blízkosti bodu ekvivalencie?

6. Aký vzorec sa používa na výpočet hmotnosti vzorky prípravku novokaínu potrebného na prípravu analyzovaného roztoku?

7. Napíšte a vysvetlite vzorce použité na výpočet hmotnosti novokaínu v alikvotnej časti analyzovaného roztoku podľa údajov nitritometrickej titrácie:

a) použitím korekčného faktora roztoku dusitanu sodného a titračného konverzného faktora 0,1000 mol/l roztoku dusitanu sodného pre novokaín;

b) použitím molárnej koncentrácie roztoku dusitanu sodného.

Príklady aktuálnych kontrolných testovacích bodov

na tému II

I. Testovacie položky s jednou správnou odpoveďou

Inštrukcie. Z nasledujúcich odpovedí vyberte tú správnu.

1. Faktor ekvivalencie titrantu pre jodometrickú titráciu sa rovná:

A) 1/6;

B) 1/5;

AT 12;

d) 1/4;

e) 1.

odpoveď: d.

2. Na stanovenie CPT pri manganatometrickom stanovení iónov železa (III) sa vykoná titrácia:

a) v prítomnosti indikátora metyloranž;

b) v prítomnosti indikátora škrobu;

c) bez indikátora;

d) v prítomnosti indikátora tropeolínu 00;

e) v prítomnosti difenylamínového indikátora. odpoveď: V.

3. Titrimetrický konverzný faktor 0,050 mol/l roztoku manganistanu draselného pre železo sa rovná:

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. odpoveď: b.

4. Farba indikátora metyloranže počas bromatometrického stanovenia zmien arzénu (III) v CTT:

a) od bezfarebnej po žltú;

b) od žltej po bezfarebnú;

c) z ružovej na žltú;

d) od žltej po ružovú;

d) od ružovej po bezfarebnú. odpoveď: d.

II.Úloha súladu

Inštrukcie. Zápas. Každá odpoveď môže byť použitá raz, niekoľkokrát alebo vôbec.

Cvičenie. Pre každú metódu redoxnej titrácie vyberte vhodný titračný prostriedok.

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

Cvičenie. Vyberte metódu kvantitatívneho stanovenia pre každú látku. Napíšte v iónovej forme rovnicu reakcie, ku ktorej dochádza pri kvantitatívnom stanovení tiosíranu sodného.

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

III.Úlohy s výberom jednej alebo viacerých správnych odpovedí

Inštrukcie. Pre každý neúplný výrok je jedna alebo viac odpovedí správnych. Vyberte čísla správnych odpovedí.

13. Pri použití v redoxných titráciách sú tieto indikátory nezvratné:

a) metyl oranžová;

b) feroín;

c) metylová červeň;

d) kyselina fenylantranilová. odpoveď: a, c.

14. Veľkosť skoku počas redoxnej titrácie závisí od:

a) z povahy reagujúcich látok;

b) koncentrácie reagujúcich látok;

c) pH titrovaného roztoku;

d) teplota. odpoveď: a B C d.

15. Uveďte látky, ktoré možno kvantitatívne stanoviť manganometrickou titráciou:

a) oxalát sodný;

b) bromid draselný;

c) peroxid vodíka;

d) novokaín.

Napíšte zodpovedajúce reakčné rovnice v iónovej forme. odpoveď: a, c.

16. Uveďte štandardné látky alebo titrované roztoky používané na štandardizáciu titračného činidla v nitritometrickej titračnej metóde:

a) bromičnan draselný;

b) kyselina sulfanilová;

c) oxalát sodný;

d) roztok manganistanu draselného. odpoveď: b, d.

IV. Testovacie položky na určenie vzťahov príčina-následok

Inštrukcie. Otázka pozostáva z dvoch tvrdení spojených spojkou „pretože“. Skontrolujte, či je každé tvrdenie pravdivé alebo nepravdivé, a potom vzťah medzi nimi. Na výber odpovedí použite tabuľku nižšie.

17. Pri bromatometrických titráciách sa ako indikátor používa metylová oranž, pretože jej farba závisí od pH roztoku.

odpoveď: b.

18. Na vytvorenie kyslého prostredia pri manganatometrickej titrácii sa do titrovaného roztoku pridáva kyselina dusičná, pretože so zvyšujúcou sa kyslosťou prostredia sa zvyšujú oxidačné vlastnosti iónov manganistanu.

odpoveď: G.

19. S jódometrickým stanovením Do titrovaného roztoku sa pridáva hydrogénuhličitan sodný, aby sa vytvorilo mierne zásadité prostredie, pretože jód je v kyslom prostredí neúmerný.

odpoveď: V.

na tému II

1. Teoretické základy redoxnej titrácie

Podstata redoxných metód titračnej analýzy. Redoxný potenciál redoxného páru a jeho závislosť od charakteru látok, pH prostredia, koncentrácie, teploty. Ekvivalent molárnej hmotnosti oxidačných a redukčných činidiel. Požiadavky na reakcie používané v metódach redoxnej titrácie. Rovnovážna konštanta redoxnej reakcie, jej matematické vyjadrenie a vzťah so štandardnými redoxnými párovými potenciálmi. Katalytické a autokatalytické reakcie v analytickej chémii.

Klasifikácia metód redoxnej analýzy.

Indikátory redoxných titračných metód, ich klasifikácia a mechanizmus účinku. Interval prechodu farieb indikátora.

Výpočet redoxných potenciálov roztokov pri konštrukcii redox titračných kriviek.

2. Metódy redoxnej titrácie

Permanganometrická titrácia. Podstata a základná rovnica metódy. Podmienky pre manganatometrickú titráciu (pH, teplota). Stanovenie koncového bodu titrácie. Titračná metóda, jej príprava, stabilita, štandardizácia. Stanovenie redukčných činidiel: železo(II), peroxid vodíka, dusitan sodný. Stanovenie oxidačných činidiel spätnou titráciou.

Jodimetrická titrácia. Podstata metódy, základná reakčná rovnica. Titračná metóda, príprava, stabilita, štandardizácia. Podmienky vykonávania meraní jódu. Stanovenie koncového bodu titrácie. Stanovenie redukčných činidiel titráciou jódu (arzén(III), tiosíran sodný, siričitan sodný).

Jodometrická titrácia. Podstata metódy, základná reakčná rovnica. Titračná metóda, príprava, stabilita, štandardizácia. Podmienky vykonávania jodometrických stanovení. Stanovenie koncového bodu titrácie. Stanovenie oxidačných činidiel jodometrickou titráciou [peroxid vodíka, meďnaté soli, dvojchróman draselný, arzeničnan sodný].

Chlorodimetrická titrácia. Podstata metódy. Základná reakčná rovnica. Metóda titrácie, príprava a štandardizácia. Podmienky pre chlorodimetrické stanovenia. Stanovenie koncového bodu titrácie. Stanovenie redukčných činidiel priamou titráciou [cínaté soli, železnaté soli, zlúčeniny arzénu (III) a antimónu (III), hydrochinón, kyselina askorbová].

Jodatemetrická titrácia. Podstata metódy. Základná reakčná rovnica. Titračná metóda, jej príprava, stabilita, štandardizácia. Podmienky vykonávania metrických stanovení jodičnanov. Stanovenie koncového bodu titrácie. Stanovenie zlúčenín arzénu (III), antimónu (III), železa (II), tiosíranu sodného, ​​kyseliny askorbovej.

Bromatometrická titrácia. Podstata metódy, základná reakčná rovnica. Titračná metóda, jej príprava, štandardizácia. Stanovenie koncového bodu titrácie. Podmienky vykonávania bromatometrických stanovení. Stanovenie redukčných činidiel: zlúčeniny arzénu (III), antimónu (III), solí železa (II).

Bromometrická titrácia. Podstata metódy a základná reakčná rovnica. Titrant metódy a jeho príprava. Stanovenie koncového bodu titrácie. Stanovenie organických látok (resorcinol, salicylát sodný).

Dichromatometrická titrácia. Podstata metódy, základná reakčná rovnica. Titračná metóda, jej príprava. Stanovenie koncového bodu titrácie. Stanovenie redukčných činidiel priamou titráciou [železité soli, siričitany, arzenitany, kyselina askorbová]. Stanovenie oxidačných činidiel spätnou titráciou (dusičnany, chlorečnany).

Nitritometrická titrácia. Podstata metódy, základná reakčná rovnica. Titračná metóda, jej príprava a štandardizácia. Stanovenie koncového bodu titrácie; vonkajšie a vnútorné ukazovatele. Stanovenie anorganických redukčných činidiel (ciničité soli, železnaté soli, arzén (III) v zlúčeninách) a organických látok obsahujúcich aminoskupinu (novokaín, streptocid).

Perimetrická titrácia. Podstata metódy, základná reakčná rovnica. Titračná metóda, jej príprava a štandardizácia. Podmienky pre cerimetrické stanovenia. Stanovenie cínatých solí, železnatých solí, zlúčenín arzénu (III), peroxidu vodíka.

3. Riešenie typických problémov

3.1. Výpočet bodov na redoxných titračných krivkách.

3.2. Výpočty na prípravu a štandardizáciu titrantov.

3.3. Výpočty založené na výsledkoch titrácie.

Príklad písomného testovacieho lístka (na plný úväzok)

1. Zostrojte titračnú krivku pre roztok síranu železnatého s koncentráciou 0,1 mol/l s roztokom síranu céru (IV) s koncentráciou 0,1 mol/l.

2. Jodometrická titrácia. Základná reakčná rovnica, metóda titrantu, jeho príprava a štandardizácia.

3. Úloha. Vypočítajte hmotnosť arzénu v roztoku arzenitanu sodného, ​​ak sa na jeho titráciu použilo 18,40 ml roztoku bromičnanu draselného s molárnou koncentráciou 0,0500 mol/l.

4. Úloha. Na aký objem by sa malo zriediť 835,0 ml 0,1179 mol/l roztoku síranu ceritého, aby sa získal roztok s titrimetrickým konverzným faktorom síranu ceritého na železo (II) rovným 4,381. 10-3 g/ml?

Príklad písomného testovacieho lístka (večerné oddelenie)

1. Redoxný potenciál redoxného páru a jeho závislosť od charakteru látok, pH prostredia, koncentrácie, teploty.

2. Bromatometrická titrácia. Podstata metódy, základná reakčná rovnica. Titračná metóda, jej príprava. Stanovenie koncového bodu titrácie.

3. Vypočítajte hmotnosť jódu vo vzorke, ak sa na jej titráciu použilo 16,00 ml roztoku tiosíranu sodného s molárnou koncentráciou 0,0800 mol/l.

Bibliografia

Metódy redox titrácia alebo redox metódy, sú založené na využití reakcií prenosu elektrónov – redoxných (OR) reakcií. Inými slovami, redoxná titrácia, príp redoxmetria, - ide o titráciu sprevádzanú prenosom jedného alebo viacerých elektrónov z donorového iónu alebo molekuly (redukčné činidlo) Červená 1 na akceptor (oxidačné činidlo) Ox 2:

Červená 1 + Ox 2 = Ox 1 + Červená 2

Redukovaná forma jednej látky Red 1, darujúca elektróny, prechádza do oxidovanej formy Ox 1 tej istej látky. Obe tieto formy tvoria jeden redoxný pár Ox l  Červená l.

Oxidovaná forma Ox 2 druhej látky zúčastňujúcej sa na OB reakcii, ktorá prijíma elektróny, prechádza do redukovanej formy Red 2 tej istej látky. Obe tieto formy tiež tvoria redoxný pár Ox 2 Red 2.

Každá redoxná reakcia zahŕňa aspoň dva redoxné páry.

Čím vyšší je RH potenciál redoxného páru Ox 2 Red 2, ktorého oxidovaná forma zohráva v tejto reakcii úlohu oxidačného činidla, tým väčší počet redukčných činidiel Red 1 je možné titrovať a stanoviť pomocou tohto oxidačného činidla Ox. 2. Preto sa v redoxmetrii ako titranty najčastejšie používajú oxidačné činidlá, ktorých štandardné OB potenciály redoxných párov majú najvyššie možné hodnoty, napríklad (pri izbovej teplote):

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 atď.

Naopak, ak sú látky, ktoré sa majú stanoviť, oxidačné činidlá Ox 2, potom je vhodné na ich titráciu použiť redukčné činidlá, ktorých štandardná redoxná vlhkosť pár je čo najmenšia, napr.

Jֿ E°(J2J⁻) = 0,54 V; S 2 O 3 2-, E°(S 4 O 6 2- S 2 O 3 2-) = 0,09 V atď.

Redoxné metódy sú najdôležitejšie liekopisné metódy kvantitatívnej analýzy.

4.2. Klasifikácia redoxných metód

Je známych niekoľko desiatok rôznych metód OM titrácie. Zvyčajne sú klasifikované nasledovne.

Klasifikácia podľa povahy titrantu. V tomto prípade sú metódy titrácie RH rozdelené do dvoch skupín:

oxidometria - spôsoby stanovenia redukčných činidiel s použitím oxidačného titrantu;

reduktometria - metódy na stanovenie oxidačných činidiel pomocou redukčného titrantu.

Klasifikácia podľa povahy činidla, interakciu s analytom. Nižšie, za názvom zodpovedajúcej metódy, je hlavná účinná látka tejto metódy uvedená v zátvorkách: bromatometria(bromičnan draselný KBrO 3, bromometria(brómBr 2), dichromatometria(dvojchróman draselný K 2 Cr 2 O 7), jodotometria(jodičnan draselný KJO 3), iodymetria(iodJ 2), jodometria(jodid draselný KJ, tiosíran sodný Na 2 S 2 O 3, nitritometria(dusitan sodnýNaNO 2), permanganatometria(manganistan draselný KMnO 4). chlorodimetria(chlorid jódu JC1), cerimetria(síran céru(IV)).

Niektoré ďalšie metódy titrácie RH sa používajú menej bežne, ako napríklad: askorbinometria(kyselina askorbová), titanometria(trititánové soli), vanadatometria(vanadičnan amónny NH 4 VO 3) atď.

4.3. Podmienky pre redoxnú titráciu

Reakcie používané v titračných metódach RH musia spĺňať množstvo požiadaviek, z ktorých najdôležitejšie sú tieto:

Reakcie by mali prebiehať takmer do konca. Čím vyššia je rovnovážna konštanta, tým kompletnejšia je OB reakcia. TO, ktorý je určený vzťahom

lg K =n( E 1°- E 2°)/0,059

pri izbovej teplote, kde E 1° a E 2 ° - štandardné OB potenciály redoxných párov zúčastňujúcich sa danej OB reakcie, P - počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom oxidačnému činidlu. Preto je rozdiel väčší E° =E 1 ° - E 2 °, čím vyššia je rovnovážna konštanta, tým kompletnejšia reakcia prebieha. Pre reakcie ako

A + B = Produkty reakcie

pri n = 1 a TO 10 8 (s touto hodnotou TO reakcia prebieha nie menej ako 99,99 %), získame pre E°:

E°0,059 lg10 8 0,47 V.

Reakcia musí prebiehať dostatočne rýchlo takže rovnováha, v ktorej sú skutočné OB potenciály oboch redoxných párov rovnaké, je nastolená takmer okamžite. Typicky sa RH titrácie uskutočňujú pri teplote miestnosti. V prípade pomalých OM reakcií sa však roztoky niekedy zahrievajú, aby sa reakcia urýchlila. Oxidačná reakcia antimónu (III) s iónmi bromičnanov v kyslom prostredí pri teplote miestnosti teda prebieha pomaly. Pri 70-80 °C však postupuje pomerne rýchlo a stáva sa vhodným na bromametrické stanovenie antimónu.

Na urýchlenie dosiahnutia rovnováhy sa používajú aj homogénne katalyzátory. Zvážte napríklad reakciu

HAs02 + 2Ce4+ + 2H20=H3As04 + 2Ce3+ + 2H+

Štandardné OB potenciály redoxných párov zúčastňujúcich sa reakcie sú pri teplote miestnosti rovnaké E°(Ce4+ Ce3+) = 1,44 V, Eº (H 3 AsO 4 HAsO 2 = 0,56 V. Pre rovnovážnu konštantu tejto reakcie teda dostaneme (n = 2)

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

Rovnovážna konštanta je veľká, takže reakcia prebieha s veľmi vysokým stupňom úplnosti. Za normálnych podmienok však postupuje pomaly. Na urýchlenie sa do roztoku zavádzajú katalyzátory.

Niekedy sú katalyzátorom samotné reakčné produkty. Teda počas manganatometrickej titrácie oxalátov v kyslom médiu podľa schémy

5C 2 O 4 2‑ + 2МnО 4 ‾ + 16Н + = 2Mn2+ + 10C02 + 8H20

Katióny mangánu (II) Mn 2+ pôsobia ako katalyzátor. Preto, keď sa najprv pridá titračný roztok - manganistan draselný - k titrovanému roztoku obsahujúcemu oxalátové ióny, reakcia prebieha pomaly. Preto sa titrovaný roztok zahrieva. Keď sa tvoria katióny mangánu (II), dosiahnutie rovnováhy sa urýchľuje a titrácia prebieha bez ťažkostí.

Reakcia musí prebiehať stechiometricky , musia byť vylúčené vedľajšie procesy.

Konečný bod titrácie sa musí určiť presne a jednoznačne buď s indikátormi alebo bez indikátorov.

oxidačné stavy

Napríklad:

Napríklad:

Metódy na stanovenie T.E.

Na určenie bodu ekvivalencie počas redox titrácie použite:

a) neindikátorové metódy. V prípade, že je roztok titrovanej látky alebo titračného činidla zafarbený, TE možno určiť vymiznutím alebo objavením sa tohto sfarbenia;

b) špecifické indikátory - meniace sa sfarbenie pri objavení sa titrantu alebo vymiznutí stanovovanej látky. Napríklad pre systém J 2 /2J - je špecifickým indikátorom škrob, ktorý farbí roztoky s obsahom J 2 na modro a pre Fe 3+ ióny je špecifický indikátor SCN - ióny (tiokyanátové ióny), výsledným komplexom je zafarbená krv -červená;

c) RH (redox) indikátory – meniace sa farby pri zmene RH potenciálu systému. Jednofarebné indikátory sú difenylamín, dvojfarebné indikátory feroín.

Redoxné indikátory existujú v dvoch formách - oxidované (Ind ok) a redukované (Ind rec), pričom farba jednej formy je odlišná od druhej. Prechod indikátora z jednej formy do druhej a zmena jeho farby nastáva pri určitom prechodovom potenciáli, ktorý sa pozoruje, keď sú koncentrácie oxidovanej a redukovanej formy indikátora rovnaké a podľa Nernst-Petersovej rovnice:

Interval prechodu redoxných indikátorov je na rozdiel od acidobázických indikátorov veľmi krátky.

RH titračné krivky

Titračné krivky RH znázorňujú zmenu potenciálu RH systému pri pridávaní titračného roztoku.

Reduktometria, keď sa roztok oxidačného činidla titruje štandardným roztokom redukčného činidla

Pri reduktometrii sa vypočítajú titračné krivky:

2)

3)

Oxidimetria, keď sa roztok redukčného činidla titruje štandardným roztokom oxidačného činidla

Pri oxidometrii sa vypočítavajú titračné krivky:

2)

3)

Príklad. Vypočítajme titračnú krivku 100 cm 3 roztoku FeSO 4 s molárnou koncentráciou ekvivalentnou 0,1 mol/dm 3 s roztokom KMnO 4 rovnakej koncentrácie.

Reakčná rovnica:

Rovnovážna konštanta tejto reakcie je

Veľká číselná hodnota rovnovážnej konštanty naznačuje, že rovnováha reakcie je takmer úplne posunutá doprava. Po pridaní prvých kvapiek titrantu sa v roztoku vytvoria dva páry OM: , potenciál každého z nich možno vypočítať pomocou Nernstovej rovnice:

V tomto prípade sa roztok redukčného činidla titruje roztokom oxidačného činidla, t.j. Titrácia sa vzťahuje na metódu oxidácie, titračná krivka sa vypočíta podľa príslušnej schémy.

3) Po T.E.

Výpočtové údaje na zostavenie titračnej krivky

Nie	τ	Vzorec na výpočet	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

Pomocou údajov z tabuľky zostrojíme titračnú krivku:

Pre chybu titrácie ±0,1 % skok titrácie

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

Pre chybu titrácie ± 1,0 % skok titrácie

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

V oblasti TE sa pri prechode z roztoku podtitrovaného o 0,1 % do roztoku nadtitrovaného o 0,1 % zmení potenciál o viac ako 0,5 V. Skok potenciálu umožňuje použiť priamo potenciometrické merania alebo indikátory RH, farba ktorý sa mení so zmenou potenciálu. Okrem toho sa v tomto prípade ako titračné činidlo používa farebný roztok, preto T.E. možno určiť výskytom slabo ružovej farby z jednej nadbytočnej kvapky manganistanu draselného.

PERMANGANOMETRIA

Metóda je založená na oxidácii roztokov redukčných činidiel manganistanom draselným KMnO 4. Oxidácia redukčných činidiel môže prebiehať v rôznych prostrediach a mangán (VII) sa redukuje v kyslom prostredí na ióny Mn 2+, v neutrálnom prostredí na mangán (IV) a v alkalickom prostredí na mangán (VI). Typicky sa pri manganatometrickej metóde reakcia uskutočňuje v kyslom prostredí. V tomto prípade nastáva polovičná reakcia

Titrovaný roztok nie je možné pripraviť pomocou presného váženia, pretože obsahuje . Preto si najskôr pripravte roztok približne v požadovanej koncentrácii, nechajte 7-10 dní v tmavej fľaši, zrazeninu odfiltrujte a následne nastavte presnú koncentráciu výsledného roztoku. Štandardizácia roztoku sa vykonáva pomocou titrovaného roztoku kyseliny šťaveľovej ( ) alebo oxalát sodný ().

Indikátorom je samotný manganistan, sfarbený do červenofialova. Koniec reakcie sa dá ľahko určiť zmenou farby z jednej nadbytočnej kvapky manganistanu. V kyslom prostredí sa titrovaný roztok sfarbí do ružova v dôsledku prebytku iónov MnO 4 -. Veľkou nevýhodou redoxných reakcií je ich nízka rýchlosť, ktorá komplikuje proces titrácie. Teplo sa používa na urýchlenie pomalých reakcií. Spravidla s každým zvýšením teploty o 10 ° sa reakčná rýchlosť zvyšuje 2-3 krát. Oxidačná reakcia s manganistanom kyseliny šťaveľovej sa uskutočňuje pri teplote 70-80 °C. Za týchto podmienok titrácia prebieha normálne, pretože reakčná rýchlosť sa výrazne zvyšuje.

Ak nie je možné použiť zahrievanie (prchanie niektorej z látok, rozklad a pod.), zvýšia sa koncentrácie reagujúcich látok, aby sa reakcia urýchlila. Rýchlosť reakcie môže byť ovplyvnená zavedením katalyzátora do roztoku.

Oxidačná reakcia manganistanu kyseliny šťaveľovej sa môže katalyticky urýchliť pridaním MnS04, ktorého úloha je nasledovná:

Výsledný oxid manganičitý oxiduje kyselinu šťaveľovú, pričom sa redukuje na mangán (III):

Mangán (II) pridaný do roztoku sa teda úplne regeneruje a nespotrebováva sa pri reakcii, ale výrazne urýchľuje reakciu. V permanganatometrii sú jedným z produktov oxidačnej reakcie kyseliny šťaveľovej ióny Mn 2+, ktoré ako sa tvoria v roztoku, urýchľujú reakčný proces. Takéto reakcie sú tzv autokatalytický. Prvé kvapky manganistanu sa počas titrácie horúceho okysleného roztoku kyseliny šťaveľovej pomaly odfarbujú. Keď sa vytvorí malé množstvo iónov Mn2+, ďalšie sfarbenie manganistanu nastane takmer okamžite, pretože vytvorené ióny Mn2+ hrajú úlohu katalyzátora.

Redoxná titrácia

Redoxné procesy zahŕňajú chemické procesy, ktoré sú sprevádzané zmenami oxidačné stavy atómov látok zúčastňujúcich sa reakcie.

Látky, ktorých atómy pri reakcii znižujú svoj oxidačný stav v dôsledku pridávania elektrónov, sa nazývajú oxidačné činidlá, t.j. sú akceptory elektrónov. V tomto prípade sa redukujú samotné oxidačné činidlá. Redukčné činidlá, ktoré sú donory elektrónov, sú oxidované.

Produkt redukcie oxidačného činidla sa nazýva redukovaná forma a produkt oxidácie redukčného činidla je jeho oxidovaná forma. Oxidačné činidlo so svojou redukovanou formou tvorí polovičný pár redoxného systému a druhý polovičný pár je redukčné činidlo s jeho oxidovanou formou. Redukčné činidlo s oxidovanou formou a oxidačné činidlo s jeho redukovanou formou teda tvoria dva semi-páry (redox páry) redoxného systému.

Všetky OM procesy (redoxné reakcie) možno rozdeliť do troch typov

a) intermolekulárne, kedy pri OB reakcii dochádza k prenosu elektrónov medzi časticami rôznych látok. Napríklad

V tejto reakcii zohrávajú úlohu oxidačného činidla v prítomnosti H3O+ ióny a ióny pôsobia ako redukčné činidlo

b) dismutácia (disproporcionácia), pri ktorej dochádza k prenosu elektrónov medzi časticami tej istej látky. V dôsledku disproporcionácie sa oxidačný stav jednej časti atómov znižuje na úkor inej časti tých istých atómov, ktorej oxidačný stav sa zväčšuje.

Napríklad:

c) intramolekulárne, pri ktorom dochádza k prenosu elektrónov medzi dvoma atómami, ktoré sú súčasťou tej istej častice látky, čo vedie k rozkladu látky na jednoduchšie.

Titračná analýza. Základné pojmy (alikvóta, titračné činidlo, bod ekvivalencie, indikátor, titračná krivka). Požiadavky na reakcie v titrimetrii. Činidlá používané v titrimetrii. Štandardné látky, titrátory.

Metóda kvantitatívnej analýzy založená na meraní objemu roztoku s presne známou koncentráciou činidla potrebného na reakciu s daným množstvom analytu. Alikvóta-presne odmeraný násobok vzorky (objemu roztoku) odobratej na analýzu, ktorý si zachováva vlastnosti hlavnej vzorky. Titrant alebo pracovný roztok je roztok, s ktorým sa titrácia vykonáva. Bod ekvivalencie bod v titrácii, keď je množstvo pridaného titračného činidla chemicky ekvivalentné množstvu titrovanej látky. TE možno nazvať aj stechiometrickým bodom, teoretickým koncovým bodom. Indikátor- látka meniaca svoju farbu v TE sa vyznačuje nízkou koncentráciou a prechodovým intervalom. Titračná krivka-ukazuje grafickú závislosť logaritmu koncentrácie účastníka reakcie vyskytujúcej sa počas titrácie alebo nejakého typu roztoku od objemu pridaného titračného činidla (alebo napríklad od stupňa titrácie kyseliny). bázická reakcia, titrové krivky. Objem pH titračného činidla je vynesený v súradniciach.

Požiadavky na reakcie v titrimetrii: 1. Interakcia titrantu s analyzovanou látkou musí prebiehať v prísnom súlade so stechiometrickou reakčnou rovnicou a titrant sa musí spotrebovať len na reakciu s analyzovanou látkou. Analyt musí zároveň reagovať len s titračnou látkou a nesmie interagovať napríklad so vzdušným kyslíkom, ako sa to v zásade môže stať pri titrácii redukčných činidiel.

2. Titračná reakcia musí prebiehať kvantitatívne, to znamená, že rovnovážna konštanta titračnej reakcie musí byť dostatočne veľká.

3. Interakcia analytu s titračnou látkou musí prebiehať pri vysokej rýchlosti.

4. Musí existovať spôsob, ako určiť koniec titrácie.

5. Titračný roztok musí byť štandardizovaný.
Činidlá: Na základe vlastností látok a spôsobu ich prípravy sú titranty dvojakého typu: štandardné, s pripraveným titrom, štandardizované alebo s nastaveným titrom. Štandardné roztoky alebo pripravené titre sa nazývajú primárne štandardné roztoky. Pripravuje sa rozpustením presného množstva čistej chemikálie v špecifickom objeme rozpúšťadla. Medzi primárne štandardné látky patria: Na2CO3, Na2B4O7*10H2O, Na2SO4, CaCO3, CaCI2, MgSO4, MgCI2, H2C2O4*2H2O, Na2C2O4, K2Cr2O7, hydrogénuhličitan sodný, bromičnan draselný, jodičnan draselný a iné.

Prvý typ titrantov (s pripraveným titrom) sa používa v titrimetrii na kvantitatívne stanovenie určitých látok a na stanovenie titrov druhého typu - sekundárne štandardné roztoky.

Sekundárny štandardný roztok je roztok takých látok, ktorých koncentrácia je stanovená (štandardizovaná) koncentráciou primárnych štandardných roztokov alebo pripravená známou hmotnosťou sekundárnej štandardnej látky.

Druhý typ titrantov zahŕňa roztoky látok, ktoré nespĺňajú požiadavky na primárne štandardné látky. Patria sem: zásady, roztoky kyselín HCI, H2SO4, HNO3, CH3COOH, KMnO4, AgNO3, Na2S2O3 a iné.

Typické výpočty v titrimetrii. Metódy vyjadrenia koncentrácií v titrimetrii (molárna koncentrácia, molárny koncentračný ekvivalent, titer, korekčný faktor. Výpočet hmotnosti štandardnej vzorky na prípravu titrantu, výpočet koncentrácie titrantu

Molárna koncentrácia c(A) je množstvo rozpustenej látky A v móloch obsiahnuté v jednom litri roztoku: mol/l. c(A) = n(A)/V(A) = m(A)/M/(A)V(A), kde n(A)- množstvo rozpustenej látky A, mol; V(A)- objem roztoku, l; t(A)- hmotnosť rozpustenej látky A, g; M/(A) - molárna hmotnosť rozpustenej látky A, g/mol. Molárna koncentrácia ekvivalentu c(1/zA),, - množstvo rozpustenej látky A v móloch, zodpovedajúce ekvivalentu A obsiahnutému v jednom litri roztoku: mol/l c(1/z A) = n(1/z A)/V(A)= t(A)/M(l/z A)V(A), kde 1/z je koeficient ekvivalencie; vypočítané pre každú látku na základe stechiometrie reakcie; n(1/zA)- množstvo látky ekvivalentné A v roztoku, mol; M(1/zA)- molárna hmotnosť ekvivalentnej rozpustenej látky A, g/mol. Titer T(A) rozpustená látka A je hmotnosť rozpustenej látky A obsiahnutá v jednom ml roztoku: meraná v ml T(A)= m(A)/V(A)= с(1/z Á)М(1/z A)/1000. Titer roztoku pre analyt X alebo titrimetrický konverzný faktor t(T/X), je hmotnosť titrovanej látky X interagujúcej s jedným ml titračného činidla T: t(T/X) = T(T)M(l/zX)/M(l/zT) = c(l/zT) M(l/zX)/1000. Merané v g/ml. Korekčný faktor F (alebo K)- číslo vyjadrujúce pomer skutočnej (praktickej) koncentrácie c(1/zA) pr látky A v roztoku k jej danej (teoretickej) koncentrácii c(1/z A) teória: F = c(1/zA) pr/c(1/zA) teor. Výpočet hmotnosti vzorky štandardnej látky. Hmotnosť závesu t(A)štandardná látka A potrebná na získanie roztoku s danou molárnou koncentráciou ekvivalentu с(1/zА), vypočítané pomocou vzorca: m(A) = с(1/z Á)М(1/z A)VA), kde M(1/z A) je molárna hmotnosť ekvivalentu látky A. Ak je uvedená molárna koncentrácia c(A), hmotnosť vzorky sa vypočíta podobne pomocou vzorca: t(A) = c(A)M(A)V(A), Kde M/(A) je molárna hmotnosť látky A. Hmotnosť vzorky sa zvyčajne odváži na analytických váhach s chybou váženia ±0,0002 g vypočítané nasledovne. Nech pri štandardizácii nastane reakcia T + A = B Podľa zákona ekvivalentov ekvivalentné množstvá látok T, A A B sa rovnajú n (1/z T) = n (1/z A) = n (1/z V), ekvivalentné množstvo látky sa rovná súčinu molárnej koncentrácie ekvivalentu tejto látky objemom jej roztoku: c(1/z T)= c(1/z A)V(A)/V(T) = c( 1/z IN) V(B)/V(T).

Klasifikácia metód titračnej analýzy - acidobázické, oxidačno-redukčné, precipitačné, komplexometrické. Druhy titrácie (priama, reverzná, nepriama). Metódy na stanovenie titračného bodu.

1) Acidobázická titrácia (neutralizačná metóda)- sýkorka
na základe reakcie prenosu protónov z jednej reakcie
častice na inú v roztoku. Existuje acidimetria a alkalimetria.

Acidometria (acidimetrická titrácia)- stanovenie látok titráciou štandardným roztokom kyseliny.

Alkalimetria (alkalická titrácia)- stanovenie látok titráciou odmerným roztokom silnej zásady.

2) Redoxná titrácia (redoxmetria)-
titrácia sprevádzaná prechodom jedného alebo viacerých čísel

elektróny z donorového iónu alebo molekuly (redukčné činidlo) na akceptor (oxidačné činidlo).

3) Titrácia zrážok- titrácia, keď sa titrovaná látka pri interakcii s titračnou látkou uvoľní z roztoku vo forme zrazeniny

4) Kompleximetrická titrácia- titrácia látky roztokom zlúčeniny, ktorá tvorí s titrovanou látkou slabo disociujúci rozpustný komplex.

Typ kompleximetrickej titrácie je komplexometrická titrácia (komplexometria)- taká titrácia, keď titrovaná látka pri interakcii s titračnou látkou - roztokom komplexónov - vytvára komplexonáty kovov.

Priama titrácia- ide o titráciu, keď sa analyt priamo titruje štandardným titračným roztokom alebo naopak. Spätná titrácia (zvyšková titrácia)- titrácia nezreagovanej látky, ktorá sa pridáva v nadbytku do analyzovaného roztoku vo forme štandardného roztoku. Nepriama titrácia (substitučná titrácia)- titrácia, pri ktorej stanovovaná látka nereaguje s titračnou látkou priamo, ale je stanovená nepriamo v dôsledku použitia stechiometrickej reakcie za vzniku inej látky, ktorá reaguje s titračnou látkou. Metódy na stanovenie koncových bodov titrácie Existujú dve skupiny metód na fixáciu CTT: vizuálne a inštrumentálne.

Vizuálne metódy. Postup reakcie sa sleduje vizuálne, pričom sa sleduje zmena farby (alebo inej vlastnosti) špeciálne zavedeného indikátora | neutralizáciou, oxidačno-redukciou, zrážaním alebo komplexáciou. CTT je určená prudkou zmenou viditeľných vlastností systému v prítomnosti indikátora alebo bez neho: objavením sa, zmenou, vymiznutím farby, tvorbou alebo rozpustením zrazeniny B indikátor Pri vizuálnych metódach sa do titrovaného roztoku pridáva indikátor. IN neindikátor vizuálne metódy využívajú farbu titračného činidla alebo titrovanej látky. CTT sa určuje objavením sa farby titračného činidla alebo vymiznutím farby titrovanej látky.

Inštrumentálne metódy. CTT sa určuje zmenami fyzikálno-chemických vlastností roztoku – fluorescencia, optická hustota, potenciál, merná elektrická vodivosť, sila prúdu, rádioaktivita atď. Zmeny fyzikálno-chemických vlastností sa zaznamenávajú na rôznych prístrojoch.

Acidobázická titrácia. Základné reakcie a titrátory metódy. Typy acidobázickej titrácie (alkalimetria a acidimetria). Ukazovatele, požiadavky na ne. Iónové, chromofórové, iónovo-chromoforické teórie indikátorov acidobázickej titrácie.

ACIDO-BÁZICKÁ TITRÁCIA - ide o metódu stanovenia kyselín, zásad, solí, založenú na interakčnej reakcii medzi protolitami - kyselina NA a zásada B: NA + B = A "+ HB + Vo vodných roztokoch - ide o neutralizačnú reakciu H 3 0 + +0H = 2H 2 0 preto sa acidobázická titračná metóda nazýva aj neutralizačná metóda Titranty metódy sú roztoky silných kyselín a zásad: HC1, H 2 S0 4, NaOH, KOH Tieto látky nespĺňajú požiadavky na štandardné látky, preto sa koncentrácia titrantov stanovuje štandardizáciou ich roztokov, bórax Na 2 B 4 0 7 10H 2 O, bezvodý uhličitan sodný Na 2 C0 3, dihydrát kyseliny šťaveľovej H 2 C 2 0 4 2H. 2 0 a niektoré ďalšie sa najčastejšie používajú ako primárne štandardy. Acidimetrická titrácia (acidimetria)- metóda na stanovenie silných a slabých zásad, solí slabých kyselín, zásaditých solí a iných zlúčenín so zásaditými vlastnosťami titráciou odmerným roztokom silnej kyseliny. Alkalimetrická titrácia (alkalimetria)- metóda na stanovenie silných a slabých kyselín, solí kyselín, solí slabých zásad titráciou odmerným roztokom silnej zásady. Indikátor- je látka, ktorá vykazuje viditeľnú zmenu v bode ekvivalencie alebo blízko neho.

Acidobázický indikátor je sám o sebe kyselina alebo zásada a pri acidobázickej titrácii mení svoju farbu v TE resp

blízko nej. (Metyloranž рТ=4 interval prechodu pH a farba indikátora 3,1–4,4 Červená – oranžovo-žltá; Fenolftaleín рТ=9,0 8,2–10 Bezfarebná – fialová).

Požiadavky na ukazovatele:1) farbenie d.b. intenzívna, odlišná v kyslom a zásaditom prostredí 2) zmena farby d.b. číry v úzkom rozsahu pH roztoku 3) indikátor d.b. citlivý 4) ind-r d.b. stabilný, nerozkladá sa na vzduchu, v roztoku. Teórie indikátorov:

1) iónové (Ostwaldova teória) - indikátory sú slabé kyseliny alebo zásady, ktoré ionizujú vo vodných roztokoch

Hind↔H+ +Ind-. Nevýhody: 1) uvádza len rozdiely vo farbe pri kyslom a zásaditom. Stred, ale nevysvetľuje povahu farby 2) iónová reakcia nastáva okamžite a indikátor mení farbu iba v priebehu času

2) Chromofor - prítomnosť farby sa vysvetľuje výskytom chromoforových skupín. Indexy v roztoku sú prítomné vo forme tautomérnych foriem.

3) iónovo-chromoforicko-kyselino-zásadité indikátory sú slabé kyseliny a zásady, pričom molekula neutrálneho indikátora a jeho ionizovaná forma obsahuje rôzne chromoforické skupiny. Molekuly indikátora vo vodnom roztoku sú schopné buď darovať vodíkové ióny (indikátorom je slabá kyselina), alebo ich prijímať (indikátorom je slabá zásada), pričom prechádzajú tautomérnymi transformáciami.

REAKCIA (pozri tému acidobázickej titrácie zošita)

Acidobázické titračné krivky. Výpočet, konštrukcia a analýza typických titračných kriviek silnej kyseliny s alkáliou a silnej a slabej zásady s kyselinou. Výber indikátorov na základe titračnej krivky. Titrácia polyprotických kyselín. Chyby v acidobázickej titrácii, ich výpočet a eliminácia.

Acidobázické titračné krivky graficky zobrazujú závislosť zmeny pH titrovaného roztoku od objemu pridaného titračného činidla alebo od stupňa titrácie f= V(T)/V, kde V(T) a V sú objem pridaného titračného činidla v danom momente a v palivovom článku Najčastejšie (aj keď nie vždy) pri konštrukcii acidobázických titračných kriviek objem pridaného titračného činidla alebo objem. stupeň titrácie je vynesený pozdĺž osi x a pozdĺž osi y - hodnota pH titrovaného roztoku.

Výpočet, konštrukcia a analýza titračných kriviek. Na zostavenie acidobázickej titračnej krivky sa hodnoty pH titrovaného roztoku vypočítajú v rôznych bodoch titrácie, t.j. v rôznych titračných bodoch: pre počiatočné riešenie, pre riešenia pred TE, v TE a po TE.

Po začatí titrácie a pred TE sa hodnota pH roztoku stanoví ako pH = -1 8 s(X)

Výpočet pH v bode ekvivalencie. Pri titrácii silnej kyseliny silnou zásadou je médium v ​​palivovom článku neutrálne, pH = 7.

Výpočet pH po TE. určená koncentráciou c(T) alkálie pridané v nadbytku stechiometrického množstva. Vzhľadom na to, že pH + pOH = 14, môžeme napísať: pH = 14-pOH

Vzorce sa používajú na výpočet hodnôt pH roztoku v rôznych okamihoch titrácie a na základe vypočítaných údajov sa zostrojí titračná krivka v súradniciach pH-V (T).

Vypočítaná titračná krivka pre 20 ml 0,1000 mol/l roztoku HC1 s 0,1000 mol/l roztoku NaOH

Na stanovenie CTT v tomto prípade môžete použiť indikátory acidobázickej titrácie, ako je metylová oranž (pT = 4), metylová červeň (pT = 5,5), brómtymolová modrá (pT = 7,0), fenolftaleín (pT = 9) a iné , pre ktoré leží hodnota pT v rozmedzí od 3 do 11. Ako najdostupnejšie indikátory acidobázickej titrácie sa najčastejšie používajú metyloranž a fenolftaleín. Zvyčajne sa snažíme vybrať indikátor tak, aby za rovnakých okolností bola hodnota pH indikátora čo najbližšie k hodnote pH roztoku v TE, pretože to znižuje chybu titrácie.

Titrácia silnej zásady silnou kyselinou. Pri titrácii silnej zásady silnou kyselinou, napríklad roztoku hydroxidu sodného s roztokom kyseliny chlorovodíkovej, dochádza k podobným procesom ako v predchádzajúcej časti, ale iba v opačnom smere: pri pridávaní titrantu sa Hodnota pH roztoku sa nezvyšuje, ale klesá Pre počiatočný roztok silnej zásady a titrovaný roztok je hodnota pH pred TE určená koncentráciou alkálie v roztoku. V TE je roztok neutrálny, pH = 7. Po TE je hodnota pH roztoku určená prítomnosťou nadbytku titrantu - silnej kyseliny

Titrácia polykyselinových zásad. Roztoky polykyselinových zásad sa titrujú roztokom silnej kyseliny postupne, postupne. Pri prijateľnej úrovni titrácie sú skoky v titračnej krivke oddelené, ak sú rozdiely v hodnotách рК b, postupné kroky disociácie báz sú najmenej 4 jednotky, ako v prípade titrácie roztokov viacsýtnych kyselín roztokom silnej bázy.

Chyby v hlavnom názve: 1) chyba merania (chyba byrety, pipiet) Ak sa roztok odoberá pomocou byrety, vykonajú sa dve merania objemu roztoku v byrete: pred a po odbere roztoku. Náhodná chyba každého takéhoto merania pri použití bežných laboratórnych byret je približne ±(0,01-0,02) ml. Ak sa objem vzorkovaného roztoku rovná V, potom bude maximálna náhodná relatívna chyba e merania objemu odobraného na titráciu (v percentách): έ = ±ν*100 %/V, kde ν = 0,02 + 0,02 = 0,04 ml. S objemom zvoleného roztoku V= 20 ml, maximálna relatívna chyba pri meraní objemu roztoku pomocou byrety bude έ= ±0,04 100%/20 =0,2%.

Hodnota έ sa môže znížiť zvýšením objemu V roztok vzorky.

2) metodologické chyby 3) systematické chyby (nesprávny výber indikátora, nesúlad medzi bodom ekvivalencie a koncovým bodom titrácie) a) indikátorom - rozdiel v množstve titrantu zisteného na konci titrácie a množstve titrantu v t .ekv.

a.1.) chyba vodíka (X H3O+, XH+) - spojená s pretitráciou roztoku silnou kyselinou (vtedy je chyba +) alebo podtitráciou (-) XH3O+ = a/a*100%

a-počet nadbytočných ekvivalentov H+ iónov k celkovému počtu ekvivalentov

а′=СН3о+ *V

a=СН3о+ * V(а+в)=СН3о+ * (Va+Vb)

C Н3o+=10 (v kroku – рН)

Vymeňte sa za nášho nepriateľa

Xn3o+= +-(10 - pT)*(Va+Vb)/Cb*Vb)*100 %

b-acid a-alkali.pT-displej titer ind

a.2.) chyba hydroxidu (hlavná) - spojená s nadbytočným počtom OH skupín pri titrácii silnou zásadou, alebo pri nedostatočnej titrácii zásaditého roztoku

a.3.) chyba kyseliny - spôsobená prítomnosťou určitého množstva subtitračnej kyseliny na konci titrácie (slabá kyselina)

Oxidačne-redukčná titrácia. Podstata metódy. Klasifikácia redoxných metód. Podmienky pre redoxnú titráciu. Požiadavky na reakcie. Druhy redoxnej titrácie (priama, reverzná, substitučná). Príklady redoxných indikátorov. Vzorce, prechod farieb v bode ekvivalencie.

Oxidačne-redukčná titrácia(redoximetria, oxidometria.)

Redoxné metódy zahŕňajú širokú skupinu metód titračnej analýzy založených na výskyte redoxných reakcií. Redoxné titrácie využívajú rôzne oxidačné a redukčné činidlá. V tomto prípade je možné stanoviť redukčné činidlá titráciou štandardnými roztokmi oxidačných činidiel a naopak stanovením oxidačných činidiel štandardnými roztokmi redukčných činidiel. Vďaka širokej škále oxidačno-redukčných reakcií táto metóda umožňuje stanoviť veľké množstvo rôznych látok, vrátane tých, ktoré priamo nevykazujú redoxné vlastnosti. V druhom prípade sa používa spätná titrácia. Napríklad pri určovaní vápnika jeho ióny vyzrážajú oxalát - ión

Ca2+ + C2042-® CaC204¯

Prebytok šťavelanu sa potom titruje manganistanom draselným.

Redoxná titrácia má množstvo ďalších výhod. Redoxné reakcie prebiehajú pomerne rýchlo, čo umožňuje, aby titrácia prebehla v priebehu niekoľkých minút. Mnohé z nich sa vyskytujú v kyslom, neutrálnom a zásaditom prostredí, čo výrazne rozširuje možnosti využitia tejto metódy. Stanovenie bodu ekvivalencie je v mnohých prípadoch možné bez použitia indikátorov, keďže použité titračné roztoky sú farebné (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7) a v bode ekvivalencie sa farba titrovaného roztoku mení od jednej kvapky titranta. Hlavné typy redoxných titrácií sa vyznačujú oxidačným činidlom použitým v reakcii.

Redoxná titrácia (redoximetria) sa v závislosti od povahy činidla delí na manganistan, dichróman, cér, jód, bromat a jodotometriu. Sú založené na výskyte redoxnej reakcie, ktorej podstatou je prenos elektrónu z redukčného činidla na oxidačné činidlo.

Typy OM titrácie:

Priama titrácia je to roztok analytu A titrujte štandardným titračným roztokom IN. Metóda priamej titrácie sa používa na titráciu roztokov kyselín, zásad, uhličitanov atď.

Spätná titrácia používa sa v prípadoch, keď nie je možné použiť priamu titráciu: napríklad kvôli veľmi nízkemu obsahu analytu, nemožnosti určiť bod ekvivalencie, keď reakcia prebieha pomaly atď. Počas spätnej titrácie na alikvotnú časť analytu A nalejte presne odmeraný objem štandardného roztoku látky IN prijaté v nadbytku. Nezreagovaná nadbytočná látka IN stanoví sa titráciou štandardným roztokom pomocnej látky S. Na základe rozdielu v počiatočnom množstve látky IN a jeho množstvo zostávajúce po reakcii, stanovte množstvo látky IN, ktorý reagoval s látkou A, na základe ktorej sa vypočíta obsah látky A.

Nepriama titrácia alebo titrácia substituentom. Na základe skutočnosti, že sa netitruje stanovovaná látka, ale produkt jej reakcie s pomocnou látkou S.

Látka D musia byť vytvorené striktne kvantitatívne vo vzťahu k látke A. Po stanovení obsahu reakčného produktu D titrácia štandardným roztokom látky IN, Pomocou reakčnej rovnice sa vypočíta obsah analytu A.

Redoxné titračné krivky, chyby, ich vznik, výpočet, eliminácia. Permanganatometria. Podstata metódy, titračné podmienky, titračné činidlo, jeho príprava, štandardizácia, stanovenie bodu ekvivalencie. Aplikácia manganatometrie.

Redoxné titračné krivky

Redoxné titračné krivky znázorňujú zmenu redoxného potenciálu počas titračného procesu: E = ƒ(V PB), (obr. 2.7) Redoxná titrácia zahŕňa dva redoxné systémy - titrovanú látku a titračné činidlo. Potenciál každého z nich možno vypočítať pomocou Nernstovej rovnice s použitím zodpovedajúcej polovičnej reakcie. Po pridaní každej dávky titrantu sa v roztoku vytvorí rovnováha a potenciál sa môže vypočítať pomocou ktoréhokoľvek z týchto párov. Výhodnejšie je vypočítať potenciál pre látku, ktorej je v titračnom roztoku v momente titrácie nadbytok, t.j. Pred bodom ekvivalencie sa potenciál vypočíta z polovičnej reakcie zahŕňajúcej titrovanú látku a po bode ekvivalencie z polovičnej reakcie zahŕňajúcej titrátor. Pred začatím titrácie sa predpokladá, že pre titrovanú látku sa koncentrácie oxidovanej a redukovanej formy líšia 1000 alebo 10 000-krát. V bode ekvivalencie sú obidve konjugované formy oxidačného činidla a redukčného činidla prítomné v rovnakých množstvách, takže redoxný potenciál možno vypočítať ako súčet potenciálov:

Transformáciou rovnice dostaneme:

Kde n 1, č 2 – počet elektrónov zúčastňujúcich sa na polovičných reakciách oxidácie a redukcie; E 0 1 , E 0 2 – štandardný redoxný potenciál pre oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Ryža. Titračné krivky v metóde redoximetrie:

1 – redukčné činidlo sa titruje oxidačným činidlom; 2 – oxidačné činidlo sa titruje redukčným činidlom

V blízkosti bodu ekvivalencie na titračnej krivke je potenciálny skok, ktorého veľkosť je tým väčšia, čím väčší je rozdiel medzi E 0 ok a E 0 v-la. Titrácia indikátora je možná, ak EMF = E 0 dobre - E 0 v-la ≥ 0,4 V. Ak EMF = 0,4 - 0,2 V, môžete použiť inštrumentálnu titráciu, kde sa bod ekvivalencie zafixuje pomocou prístrojov. Ak EMF< 0,2 IN priama redoximetrická titrácia nie je možná. Veľkosť skoku je výrazne ovplyvnená poklesom koncentrácie jednej zo zložiek redoxného páru. To sa niekedy používa na zvýšenie skoku v titračnej krivke, čo je niekedy potrebné pri výbere indikátora.

Napríklad, ak sa Fe2+ titruje akýmkoľvek oxidačným činidlom, redoxný pár Fe3+/Fe2+ sa použije na výpočet redoxného potenciálu k bodu ekvivalencie. Počiatočný potenciál je možné znížiť naviazaním Fe 3+ iónov do nejakého nízkodisociačného komplexu, pridaním napríklad fluoridov alebo kyseliny fosforečnej. Toto sa robí pri stanovení Fe2+ dichromatometriou. Skok je pozorovaný v rozsahu 0,95 - 1,30 V. Uskutočniť titráciu v prítomnosti redoxného indikátora difenylamínu ( E 0 = 0,76 V), je potrebné skok posunúť smerom k nižším hodnotám potenciálu. Pri pridávaní uvedených komplexotvorných činidiel je skok v rozsahu 0,68 – 1,30 V . Potenciál farebného prechodu difenylamínu je v rozsahu skokov a možno ho použiť na titráciu Fe2+. Veľkosť skoku závisí aj od pH média, v ktorom sa reakcia uskutočňuje. Napríklad pre polovičnú reakciu: MnO 4 - + 8H + + 5e – → Mn 2+ + 4H 2 O systémový potenciál

sa bude zvyšovať s klesajúcim pH média, čo ovplyvní veľkosť skoku v titračnej krivke. Redoxné titračné krivky sú asymetrické okolo bodu ekvivalencie, ak počet elektrónov zapojených do oxidačných a redukčných polovičných reakcií nie je rovnaký ( n 1 ≠ n 2). Bod ekvivalencie sa v takýchto prípadoch posúva smerom k E 0 látky, pre ktorú n viac. Pri titrácii zmesí oxidačných alebo redukčných činidiel môže dôjsť k niekoľkým skokom v titračnej krivke, ak je rozdiel medzi redox potenciálmi zodpovedajúcich redoxných párov dostatočne veľký, v takom prípade je možné samostatné stanovenie zložiek zmesi.

PERMANGANOMETRIA

Permanganatometria- metóda založená na použití manganistanu draselného ako titračného činidla na stanovenie zlúčenín, ktoré majú redukčné vlastnosti.

Redukčné produkty manganistanových iónov sa môžu líšiť v závislosti od pH prostredia:

Ø v silne kyslom prostredí

+ 5e+ MnO4 - + 8H + ↔ Mn2+ + 4H20 E 0= 1,51 V

Ø mierne kyslé alebo neutrálne prostredie

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

Ø mierne zásadité prostredie

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

Na analýzu sa najčastejšie využívajú oxidačné vlastnosti iónov MnO 4 - - v silne kyslom prostredí, keďže produktom ich redukcie sú v tomto prípade bezfarebné ióny. Mn 2+ ( na rozdiel od hnedej zrazeniny MnO 2), ktoré neprekážajú pri pozorovaní zmeny farby titrovaného roztoku od prebytočnej kvapky titrantu. Požadovaná hodnota pH média sa vytvorí pomocou roztoku kyseliny sírovej. Iné silné minerálne kyseliny sa nepoužívajú. Samotná kyselina dusičná má teda oxidačné vlastnosti a v jej prítomnosti sú možné vedľajšie reakcie. V roztoku kyseliny chlorovodíkovej (v prítomnosti stôp Fe 2+) dochádza k oxidačnej reakcii chloridových iónov. Titračná metóda- roztok 0,1 * (0,05) mol/dm 3 manganistanu draselného - pripravený ako sekundárny štandardný roztok a štandardizovaný podľa štandardných látok: kyselina šťaveľová, šťavelan sodný, oxid arzenitý, Mohrova soľ (NH4)2Fe(S04)2-6H20 atď.

Z presného odváženia kryštalického prípravku nie je možné pripraviť titrovaný roztok manganistanu draselného, ​​pretože vždy obsahuje určité množstvo MnO 2 a iných produktov rozkladu. Pred stanovením presnej koncentrácie sa roztok KMnO 4 uchováva v tmavej fľaši 7-10 dní. Počas tejto doby dochádza k oxidácii redukčných činidiel, ktorých prítomnosť v destilovanej vode nie je možné úplne eliminovať (prach, stopy organických zlúčenín a pod.). Na urýchlenie týchto procesov sa niekedy varí roztok manganistanu draselného. Je potrebné vziať do úvahy, že voda má redoxné vlastnosti a môže redukovať manganistan. Táto reakcia je pomalá, ale MnO 2 a priame slnečné svetlo katalyzujú proces rozkladu KMnO 4, takže po 7-10 dňoch sa musí zrazenina MnO 2 odstrániť. Roztok KMnO 4 sa zvyčajne opatrne vypustí zo sedimentu alebo sa prefiltruje cez sklenený filter. Takto pripravený roztok KMnO 4 nemá príliš nízku koncentráciu (0,05 mol/dm 3 alebo vyššiu) a dlhodobo nemení titer. Titer roztoku manganistanu draselného sa najčastejšie určuje pomocou bezvodého šťavelanu sodného Na 2 C 2 O 4 alebo kyseliny šťaveľovej H 2 C 2 O 4 ∙ 2H 2 O:

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

Prvé kvapky manganistanu, dokonca aj v horúcom roztoku, sa veľmi pomaly odfarbujú. Počas titrácie sa zvyšuje koncentrácia iónov Mn 2+ a zvyšuje sa rýchlosť reakcie. Titer manganistanu draselného možno určiť aj pomocou oxidu arzenitého (II) alebo kovového železa. Použitie kovového železa na stanovenie titra sa odporúča najmä vtedy, ak sa v budúcnosti plánuje manganatometrické stanovenie tohto prvku.

V permaganatometrii sa na stanovenie oxidačných činidiel spätnou titráciou používajú aj roztoky redukčných činidiel - Fe (II) soli, kyselina šťaveľová a niektoré ďalšie. Fe(II) zlúčeniny pomaly oxidujú na vzduchu, najmä v neutrálnom roztoku. Okyslenie spomaľuje oxidačný proces, ale zvyčajne sa odporúča skontrolovať jeho titer pred použitím roztoku Fe (II) v analýze. Oxaláty a kyselina šťaveľová v roztoku sa pomaly rozkladajú:

H 2 C 2 O 4 ↔ CO 2 + CO + H 2 O

Tento proces sa na svetle zrýchľuje, preto sa odporúča uchovávať roztoky šťavelanu v tmavých fľašiach. Okyslené roztoky oxalátu sú stabilnejšie ako neutrálne alebo alkalické roztoky.

Pri permanganatometrii sa často upúšťa od použitia špeciálneho indikátora, pretože samotný manganistan má intenzívnu farbu a jeho nadbytočná kvapka spôsobuje výskyt ružovej farby roztoku, ktorá nezmizne do 30 s. Pri titrácii zriedenými roztokmi sa používajú oxidačno-redukčné indikátory, ako je kyselina difenylamínsulfónová alebo feroín (koordinačná zlúčenina Fe (II) s 1,10-fenantrolínom). Stanovenie koncového bodu titrácie sa tiež vykonáva pomocou potenciometrických alebo amperometrických metód.

Manganometrická metóda sa môže použiť na stanovenie:

Ø redukčné činidlá H202, N02, C2042-, Fe2+ atď.,

Ø Ca2+, Ba2+ a iné katióny v rôznych prípravkoch;

Ø Mn02, Pb02, K2Cr207, persírany a iné oxidačné činidlá spätnou titráciou. Druhým štandardným roztokom je v tomto prípade roztok redukčného činidla (zvyčajne kyseliny šťaveľovej alebo Mohrovej soli). V tomto prípade sa oxidačné činidlá redukujú titrovaným roztokom kyseliny šťaveľovej alebo Mohrovej soli, ktorých prebytok sa titruje roztokom manganistanu draselného.

Napríklad pri analýze oxidu olovnatého sa vzorka rozpustí v síranovom roztoku kyseliny šťaveľovej:

Mn02 + HC204 - + 3H + ↔ Mn2+ + 2 CO2 + 2H20

a prebytok kyseliny šťaveľovej sa titruje manganistanom draselným.

Permanganatometria sa môže použiť na stanovenie iónov, ktoré nemajú redoxné vlastnosti (substitučná titrácia). Touto metódou možno stanoviť napríklad katióny vápnika, stroncia, bária, olova, zinku a iných, ktoré tvoria zle rozpustné šťavelany.

Analýza organických zlúčenín. Oxidácia organických zlúčenín manganistanom draselným prebieha nízkou rýchlosťou, čo bráni praktickej aplikácii tejto metódy na analýzu organických látok. Napriek tomu možno niektoré organické látky úspešne stanoviť touto metódou pomocou redukcie MnO 4 - v alkalickom prostredí. Organické zlúčeniny sa zvyčajne oxidujú na uhličitany. Na konci redukčnej reakcie manganistanu v alkalickom prostredí sa roztok okyslí a titruje Mn04 - roztokom železa (II) alebo iným vhodným redukčným činidlom. Takto sa stanoví napríklad metanol, ktorý sa v alkalickom prostredí oxiduje permaganom draselným podľa nasledujúcej schémy:

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

Touto metódou je možné stanoviť aj kyseliny mravčiu, vínnu, citrónovú, salicylovú a iné kyseliny, glycerín, fenol, formaldehyd a iné organické zlúčeniny.

Permanganatometria je liekopisná metóda analýzy.

Dichromatometria. Podstata metódy, titračné podmienky, titračné činidlo, jeho príprava, stanovenie bodu ekvivalencie. Jód - Jodometrická titrácia. Podstata metódy, titračné podmienky, titračné činidlo, jeho príprava, stanovenie bodu ekvivalencie.

Dichromatometria- metóda stanovenia založená na oxidácii látok dichrómanovými iónmi. Je založená na polovičnej reakcii:

+ 6e+ Cr207 2- + 14H + ↔ 2Cr3+ + 7H20 E 0= 1,33 V;

f(K2Cr207) = 1/6.

v kyslom prostredí je K 2 Cr 2 O 7 silné oxidačné činidlo, preto touto metódou možno určiť množstvo anorganických a organických redukčných činidiel, napr. Fe 2+, 4-, SO 3 2-,

Problémy na samostatné riešenie. 1. Krivky dopytu po broskyniach zakúpených Andreym a Dmitrijom sú reprezentované nasledujúcimi funkciami: a

Krivky ponuky racionálneho monopolistu a dopyt po jeho produktoch majú tendenciu sa pretínať alebo nie. Ak áno, v akom bode?

Ponukové krivky firmy v krátkodobom a dlhodobom horizonte

Distribučné krivky indukcie po obvode kotvy a napätia Uk pozdĺž kolektora