Л. В. Стецьків АНАЛІТИЧНА ХІМІЯ. КІЛЬКІСНИЙ АНАЛІЗ (для студентів 2-го курсу фармацевтичного факультету заочної форми навчання) Івано-Франківськ 2013

Скачати 1.88 Mb.

Назва	Л. В. Стецьків АНАЛІТИЧНА ХІМІЯ. КІЛЬКІСНИЙ АНАЛІЗ (для студентів 2-го курсу фармацевтичного факультету заочної форми навчання) Івано-Франківськ 2013
Сторінка	7/21
Дата	31.03.2013
Розмір	1.88 Mb.
Тип	Документи

bibl.com.ua > Інформатика > Документи

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ... 21

САМОСТІЙНА АУДИТОРНА РОБОТА

1.Ознайомитись з методом перманганатометрії за допомогою дослідів, описаних в даних методичних вказівках.

2.Виготовляти стандартні розчини методу перманганатометрії.

3.Виконати лабораторні роботи, вказані в цих методичних матеріалах.

4.Оформити та захистити протокол.

5.Відповідати на запитання, запропоновані викладачем, з використанням записів на дошці.

Теоретична частина

Методи оксидаційно-відновного титрування основані на оксидаційно-відновних реакціях. Ці методи класифікують в залежності від того, який робочий стандартний розчин окисника чи відновника використовується:

-перманганатометрія – метод, оснований на реакціях окиснення калію перманганатом KMnO₄;

-йодиметрія – метод, оснований на реакціях окиснення йодом або відновлення I^-–йонами;

-дихроматометрія – метод, оснований на реакціях окиснення калію дихроматом

K₂Cr₂O₇;

-броматометрія – метод, оснований на реакціях окиснення калію броматом KBrO₃;

-церіметрія – метод, оснований на реакціях окиснення йонами Се⁴⁺;

-ванадатометрія – метод, оснований на реакціях окиснення VO₃^– – йонами;

-титанометрія – метод, оснований на реакціях відновлення йонами Ті³⁺.

Мірою окисно-відновної здатності різних сполук служить значення окисно-відновного потенціалу, який вимірюється в вольтах. Залежність окисно-відновного потенціалу Е від концентрації окисленої (А_ок) і відновленої (А_відн) форм окисно-відновної пари виражається рівнянням Нернста:

де E⁰ – стандартний редокс-потенціал системи, В;

n– кількість електронів, які беруть участь в оксидаційно-відновному процесі;

a^A_ox, a^B_red – активності окисленої та відновленої форм редокс-пари в ступенях їх стехіометричних коефіцієнтів відповідно, моль/дм³;

R – універсальна газова стала (8,312 Дж/моль•К);

T – абсолютна температура, К;

F- постійна Фарадея (96500 Кл).

За значенням стандартного потенціалу можна оцінити чи буде протікати дана окисно-відновна реакція, вказати напрямок окисно-відновної реакції, вибрати потрібні окисники і відновники для даної реакції.

Молярна маса еквівалента речовини E_m – це маса одного моля еквівалентів цієї речовини, яка дорівнює добутку фактора еквівалентності f_a на молярну масу цієї речовини:

E_m = f_a • М.

Фактор еквівалентності в окисно-відновних реакціях для даної речовини дорівнює одиниці, поділеній на кількість електронів, що приймають участь в окисленні чи відновленні. Наприклад:

Cr₂O₇^2- + 6e + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 7H₂O

f(K₂Cr₂O₇) = ¹/₆.
Перманганатометрія

Перманганатометрія – це метод окисно-відновного титрування, в якому використовується стандартний розчин KMnO₄ для визначення сполук, які мають відновні властивості. В залежності від рН середовища продукти відновлення перманганат-йонів можуть бути різними. Наприклад:

-кисле середовище

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O (E⁰ = 1,51 B);

-слаболужне або нейтральне середовище

MnO₄^- + 2H₂O + 3е → MnO₂↓ + 4ОН^- (E⁰ = 0,69 B);

бурий осад

-сильнолужне середовище:

MnO₄^- + е → MnO₄^2- - розчин зеленого забарвлення

Для титриметричного аналізу краще всього використовувати кисле середовище, тому що продуктом відновлення є солі Mn²⁺, які не мають забарвлення (на відміну від MnO₂↓ і MnO₄^2-), на фоні якого яскраво видно забарвлення розчину, спричинене надлишковою краплею титранту (KMnO₄).

Необхідне середовище створюється за допомогою розчину H₂SO₄. Фіксування кінцевої точки титрування проводиться безіндикаторним методом, тому що KMnO₄ має фіолетове забарвлення.

Титрант – 0,1М розчин KMnO₄ – готують як вторинний стандартний розчин і стандартизують його за стандартними речовинами:

H₂C₂O₄ – щавелева кислота;

Na₂C₂O₄ – натрій оксалат;

As₂O₃ – арсену (ІІІ) оксид;

(NH₄)₂Fe(SO₄)₂•6H₂O – сіль Мора.

Перманганатометричним методом можна визначити ряд відновників: H₂O₂, NO₂^-, C₂O₄^2-, Fe²⁺ та ін.; Ca²⁺ в різних препаратах; MnO₂, PbO₂, K₂Cr₂O₇ і інші окисники методом зворотнього титрування.
Йодометрія

Метод йодометрії оснований на окисно-відновних процесах, які протікають з окисленням йонів І^- до І₂ або з відновленням І₂ до йонів І^-:

І₂ + 2е ↔ 2І^-

2I^- - 2e ↔ I₂

Окисно-відновний потенціал пари І₂/І^- дорівнює +0,54 В, в результаті чого йод є cлабким окисником і область його застосування в якості титранта обмежена. Положення пари І₂/І^-в таблиці окисно-відновних потенціалів показує, що І₂ окислює відновники, окисно-відновний потенціал яких менший Е⁰І₂/І^- (SO₃^2-, S₂O₃^2-, S^2-, CN^-, SCN^- та ін.), йони І^- відновлюють окисники, потенціал яких більший Е⁰І₂/І^- (Cl₂, Br₂, KMnO₄, KClO₃, NO₂^-, H₂O₂, солі купруму (ІІ), солі феруму (ІІІ)). Крім того, йод може вступати в реакції приєднання, які використовують в аналітичній хімії для визначання подвійних зв’язків у ненасичених органічних сполуках. Йод здатний також вступати в реакції заміщення атомів водню з ароматичними та гетероциклічними сполуками (феноли, дифеноли, ароматичні аміни та ін.), що використовують для кількісного визначення цих речовин.

Основні титранти методу:

-0,05–0,1М розчин Na₂S₂O₃ (для визначення окисників);

-0,05–0,1М розчин І₂ в насиченому розчині КІ (для визначення відновників).

В йодометрії використовують пряме, зворотнє, замісникове титрування. Основний індикатор – 0,5 % розчин крохмалю.

Стандартні розчини титрантів готують як вторинні розчини і проводять їх стандартизацію. Натрію тіосульфат не є стандартною речовиною, тому що легко залишає кристалізаційну воду, а водні розчини змінюють концентрацію під впливом:

1) карбон (IV) оксиду:

S₂O₃^2- + CO₂ + Н₂О → HSO₃^- + S↓ + HCO₃^-

2) кисню повітря:

2S₂O₃^2- +O₂ → 2SO₄^2- + 2S↓

3) тіобактерій (розкладається). Освітлення прискорює цей процес. Як антисептик використовують розчин HgI₂.

При розрахунку маси наважки для приготування розчину Na₂S₂O₃ враховують, що Е_m(Na₂S₂O₃•5Н₂О ) = М(Na₂S₂O₃•5Н₂О ) • f; f = 1. До стандартизації даного титранту приступають через 1-2 дні після приготування розчину і концентрацію періодично перевіряють.

Стандартизацію Na₂S₂O₃ можна проводити:

за стандартними речовинами: KIO₃, KBrO₃, K₂Cr₂O₇, K₃[Fe(CN)₆];
за стандартними розчинами: I₂, KMnO₄.

В основі стандартизації лежать рівняння реакцій:

Cr₂O₇^2- + 9I^- + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 7Н₂О + 3[I₃]^-

[I₃]^- +2S₂O₃^2- → 3I^- + S₄O₆^2-

Концентрація розчину І₂ може змінюватися внаслідок леткості йоду, тому з нього часто готують вторинний стандартний розчин.

Е_m(І₂) = М • f , f = ½

Йод у воді малорозчинний, тому його наважку розчиняють у концентрованому розчині КІ, з яким він утворює розчинні комплексні qони червоно-бурого кольору:

І₂ + І^- →[I₃]^-

Стандартизацію можна проводити:

за стандартними речовинами: ВаS₂O₃, As₂O₃,;
за стандартним розчином Na₂S₂O₃.

Приготовлені розчини Na₂S₂O₃ та І₂ зберігають в склянках з темного скла з притертими пробками у захищеному від світла місці. В йодометрії використовують такі способи титрування:

-пряме титрування (для визначення сильних відновників: SO₃^2-, S₂O₃^2-, SO₂, аскорбінова кислота та ін.). Титрант – розчин I₂ в КІ:

Na₂S₂O₃ + I₂ → 2NaI + Na₂S₄O₆

-зворотнє титрування ( для визначення відновників, які повільно реагують з йодом: глюкоза, S^2-, формальдегід, антипірин та ін.). В основі визначення формальдегіду лежить реакція окислення надлишком йоду в лужному середовищі:

I₂ + 2NaOH → NaIO + NaI + H₂O

HCOH + NaIO → HCOOH + NaI

При підкисленні сульфатною кислотою надлишку NaIO виділяється вільний I₂, який відтитровують розчином Na₂S₂O₃ :

NaIO +NaI + H₂SO₄ →I₂ + Na₂SO₄ + Н₂О

Na₂S₂O₃ + I₂ → 2NaI + Na₂S₄O₆

-замісникове титрування (для визначення сильних окисників, які з Na₂S₂O₃ взаємодіють нестехіометрично: K₂Cr₂O₇, KMnO₄, KClO₃, H₂O₂, солей Fe³⁺, солей Cu²⁺). При визначенні сильних окисників їх заміщають в кислому середовищі на еквівалентну кількість I₂, який виділяється при взаємодії з КІ. Йод, що виділився, титрують стандартним розчином Na₂S₂O₃.
Церіметрія

Процеси, які проходять при церіметричному визначенні, можна представити напівреакцією:

Се⁴⁺ + е → Се³⁺.

Велике значення Е⁰ системи Се⁴⁺/Се³⁺ (1,45 В) дозволяє кількісно визначати речовини, потенціал яких нижчий, ніж у церію (IV). Цим методом можна визначити: FeSO₄, As(III), Sb(III), NO^2-, H₂O₂, C₂O₄^2-, формальдегід та ряд інших відновників.

Церіметрія порівняно з іншими редокс-методами має такі переваги:

- титранти стійкі при низьких і високих температурах;

- титрант (солі Се⁴+) не дає в процесі реакції побічних продуктів;

- на відміну від перманганатометрії титрування можна проводити в середовищі НСl.

Титранти методу: розчини церій (IV) сульфату Се(SO₄) ₂•4H₂O і церій (IV) амоній сульфату [Се(SO₄)₂•2(NH₄)₂SO₄]•2H₂O. Використовують 0,1М і 0,01М розчини.

Титранти стандартизують за Na₂C₂O₄ або (NH₄)₂C₂O₄, або йодиметричним методом по стандартному розчину Na₂S₂O₃.

а) Na₂C₂O₄ + 2Се⁴⁺→ 2СO₂ + 2Се³⁺ + 2Na⁺

б) 2Се⁴⁺ + 3I^-→ 2Се³⁺ + [I₃]^-

[I₃]^- +2S₂O₃^2- → 3I^- + S₄O₆^2-

Фіксація точки кінця титрування:

а) безіндикаторним методом (йони Се³⁺ - безбарвні, а йони Се⁴⁺ мають жовтий колір);

б) за допомогою редокс-індикаторів (дифеніламину, фероїну);

в) за допомогою кислотно-основних індикаторів (метилового оранжевого, метилового червоного);

г) потенціометричним і амперометричним методами.
Нітритометрія

Метод оснований на використанні окисно-відновних та діазотуючих властивостей нітритної кислоти (HNO₂).

Більшість визначень заснована на реакціях діазотування первинних і вторинних ароматичних амінів:

а) R – NH₂ + NaNO₂ + 2HCI ↔ [RN ≡ N]CI + NaCI + 2H₂O
R R

| |

б) NH + NaNO₂ + HCI → N – N = О + NaCI + H₂O

| |

R R

В залежності від умов, нітрити лужних металів можуть виявляти як відновні так і окислювальні властивості. Наприклад, H₂O₂, KMnO₄; активний хлор у хлорному вапні; йони Се⁴⁺ окислюють нітрит-йони до нітрат-йонів:

HNO₂ + H₂O – 2e → NO₃^– + 3H⁺, Е⁰=0,94 В;

Сульфанілова кислота відновлює нітрит-йони NO₂^– до N₂⁰ або N₂O:

2HNO₂ + 6H⁺ +6е → N₂↑ + 4H₂O, Е⁰=1,44 В.

Титрант методу – 0,1М розчин NaNO₂. Його готують як вторинний стандартний розчин. Стандартизацію проводять:

-за сульфаніловою кислотою

-за гідразин сульфатом

-за калію перманганатом (зворотнє титрування).

В методі використовують внутрішні (дифеніламін, тропеолін–00, сафраніл) та зовнішні (йодкрохмальний папір) індикатори.

Умови проведення нітритометричних визначень:

титрування проводять при низьких температурах (0-10º С) в присутності подвійного надлишку хлоридної кислоти;
титрування проводять в присутності каталізатора (кристалічний калій бромід), повільно і добре перемішуючи;
перевагу надають внутрішнім індикаторам.

Метод дозволяє визначати багато препаратів, що містять аміногрупи: новокаїн, анестезин, дикаїн, стрептоцид, фенацетин, парацетамол, сульфаніламідні препарати, п-амінобензойну кислоту та її похідні.
Броматометрія

Броматометричний метод аналізу відноситься до окисно-відновних методів.

Титрант – 0,1М розчин калій бромату KBrO₃. Ця речовина використовуєтья для визначення відновників (As³⁺, Sb³⁺, Sn²⁺, N₂H₄), оскільки являється сильним окисником та похідних ароматичних вуглеводнів. В кислому середовищі бромат-йон відновлюється до броміду.

BrO₃^- + 6Н⁺ + 6еˉ = Br^- + 3H₂O, Е⁰=1,45 В;

Титрування розчином калію бромату завжди проводять в присутності калій броміду, йони взаємодіють між собою з утворенням вільного брому:

BrO₃^- + 6Н⁺ + 5Br^- → 3Br₂ + 3H₂O.

Таким чином, окисником, насправді може виступати Br₂:

Br₂ + 2еˉ → 2Br^-.

Отже, підкислені розчини KBrO₃ і KBr діють як еквівалентні їм розчини вільного брому і фактично є замінниками нестійких при зберіганні розчинів брому.

Робочий титрований розчин готують, користуючись точною наважкою чистого препарату KBrO₃. При необхідності нормальність розчину встановлюють йодиметричним методом:

BrO₃^- + 9І^- + 6Н⁺ → Br^- + 3[I₃]^- + 3H₂O

[I₃]^- + S₂O₃^2- → S₄O₆^2- + 3І^-

Розчин стійкий при зберіганні.

Приклади використання броматометрії:

Визначення відновників – ґрунтується на окисненні, наприклад, арсену (III) оксиду калію броматом в кислому середовищі до арсену (V) оксиду. В точці еквівалентності зайва крапля калій бромату з калію бромідом утворює вільний бром, який знебарвлює індикатор – метиловий червоний:

3As₂O₃ + 2KBrO₃ → 3As₂O₅ + 2KBr

KBrO₃ + 5KBr + 3H₂SO₄ → 3Br₂ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

Визначення ароматичних похідних (методом зворотнього титрування) – до речовини, що визначається, додають розчини калій броміду, калій бромату і сульфатної або хлоридної кислот. Виділяється бром, який вступає в реакцію електрофільного заміщення. Надлишок брому визначають йодометрично – додають калію йодид, і йод, що виділився, відтитровують натрій тіосульфатом:

KBrO₃ + 5KBr + 3H₂SO₄ → 3Br₂ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

C₆H₅OH + 3Br₂ → C₆H₅Br₃OH + 3НBr

2KI + Br₂ → 2KBr + I₂

2Na₂S₂O₃ + I₂ → 2NaI + Na₂S₄O₆

У тих випадках, коли реакція проходить повільно, допускається нагрівання до 50-60º С.

В точці еквівалентності бром, який виділяється при додаванні надлишкової краплі KBrO₃, забарвлює розчин в жовтий колір. Найбільш чітко кінцеву точку титрування можна визначити за допомогою кислотно-основних індикаторів: метилового червоного, метилового оранжевого та ін., які в момент еквівалентності необоротно окислюються надлишком окисника і знебарвлюються.
Йодхлориметрія

Метод йодхлориметрії заснований на окислюючих властивостях йоду монохлориду, який під час окисно-віднових реакцій відновлюється до І^– або до І₂:

ІСІ + 2е → І^– + СІ^– ; Е⁰ = 0,795В

2ІСІ + 2е → І₂ + 2СІ^– ; Е⁰ = 1,19В

Як титрант використовують 0,1М розчин ІСІ. Найчастіше його одержують окисленням йодид-йонів йодат-йонами у середовищі концентрованої хлоридної кислоти:

2КІ + КІО₃ + 6НСІ → 3ІСІ + 3КСІ + 3Н₂О

Е_m(ІСІ) = f • M(ІСІ); f = ½

Розчин йоду монохлориду готують як вторинний стандартний розчин. Він є стійким в солянокислому середовищі (не менше 100 см³ концентрованої HCl на 1000 см³ приготованого розчину). Стандартизувати розчин ІСІ можна за стандартними речовинами: As₂O₃; K₄[Fe(CN)₆]; гідразином сульфатом (N₂Н₄•Н₂SO₄), за стандартними розчинами КІ та Nа₂S₂O₃.

В йодхлориметрії використовують: пряме, зворотнє та замісникове титрування.

Пряме титрування – визначають йони Sn²⁺; SCN^– ; SO₃^2– ; аскорбінову кислоту в присутності індикатора – розчину крохмалю або органічних розчинників. При появі у розчині надлишку титранту ІСІ, крохмаль забарвлюється в синій колір або органічний розчинник набуває червоно-фіолетового кольору за рахунок І₂, наприклад:

SO₃^2– + ІСІ + Н₂О → SO₄^2– + СІ^– + І^– + 2Н⁺;

ІСІ + І^– → І₂ + СІ^– .

Зворотне титрування – визначають йони Hg²⁺; Fe²⁺; Hg₂CI₂. До розчину, що титрують, додають надлишок розчину ІСІ, потім за допомогою розчину КІ кількісно виділяють з залишку ІСІ вільний йод, який потім відтитровують стандартним розчином Nа₂S₂O₃ наприклад:

Hg₂CI₂ + 2ІСІ + 2Н⁺ → 2HgCI₂ + 2НІ

ІСІ + КІ → КСІ + І₂

І₂ + 2Nа₂S₂O₃ → 2NаІ + Nа₂S₄O₆

Замісникове титрування – основане на утворенні еквівалентної кількості І₂ при взаємодії розчину ІСІ з відновниками, який потім відтитровують стандартним розчином Nа₂S₂O₃.

Кінцеву точку титрування можна визначити:

безіндикаторним методом – за забарвленням розчину в світло-жовтий колір від присутності І₂ або утворенням забарвлення органічного розчинника;
індикаторний – розчин крохмалю;
електрохімічними методами: потенціометрія, амперометрія та інші.

Цим методом можна визначити:

ціаніди;
гексаціаноферати (ІІ);
тіосечовину;
сульфамідні препарати;
барбітурати;
похідні ароматичних амінів, фенолів та інші.

Дихроматометрія

Метод заснований на використанні калію дихромату (K₂Cr₂O₇) як титранту-окисника для визначення відновників в кислому середовищі. При цьому відбувається відновлення дихромат-йонів до Cr³⁺:

+ 6е + Cr₂O₇^2- + 14Н⁺→ 2Cr³⁺ + 7Н₂О; Е⁰ = 1,33В.

Калію дихромат є слабшим окисником, ніж калію перманганат або солі Се⁴⁺. Однак, він застосовується в аналізі лікарських речовин (гліцерин, етиловий спирт в хлороформі). Перевагою K₂Cr₂O₇ є стійкість його розчинів та можливість готувати титровані розчини як розчини первинної стандартизації.

Забарвлення калій дихромату недостатньо інтенсивне для визначення за ним кінцевої точки титрування. Як індикатор найчастіше використовують дифеніламіносульфокисоту. В більшості випадків, для повного окиснення речовини дихроматом потрібен певний час.Враховуючи це, найчастіше використовують зворотнє титрування.
Трилонометрія

Метод заснований на взаємодії полідентатних лігандів-комплексонів з катіонами лужноземельних і важких металів з утворенням дуже міцних, добре розчинних у воді внутрішньокомплексних (хелатних) сполук.

Як титрант використовують розчин трилону Б (динатрієва сіль етилендіамінтетраоцтової кислоти) 0,02-0,1 молярної концентрації, який утворює з катіонами ряду металів комплексні сполуки у співвідношенні 1:1, незалежно від валентності йону метала. При взаємодії йонів металу з трилоном Б рівняння реакцій у загальному вигляді можуть бути записані так:

Ме²⁺ + Н₂R^2- = [МеR]^2- + 2Н⁺;

Ме³⁺ + Н₂R^2- = [МеR]^- + 2Н⁺;

Ме⁴⁺ + Н₂R^2- = [МеR] + 2Н⁺.

Таким чином, швидкість утворення комплексних сполук у розчині значною мірою залежить від константи нестійкості одержуваного комплексного йону, від концентрації реагуючих речовин і від концентрації водневих йонів середовища. Чим більша концентрація трилону Б в розчині і чим менша концентрація водневих йонів середовища, тим більше вправо зміщуватиметься рівновага системи, тобто тим більше утворюватиметься в розчині комплексної солі. Отже, реакція будь-якого металу з трилоном Б проходить при певному значенні рН розчину. Змінюючи це значення рН, можна кількісно визначати не тільки окремі катіони, але й катіони в суміші, тобто при їх одночасній присутності в розчині. Так, наприклад, надлишок трилону Б в ацетатному буфері не осаджує йонів міді, свинцю, кадмію, бісмуту та ін., а йони молібдену, вольфраму осаджуються кількісно. Наприклад, іони Fе³⁺ з трилоном Б утворюють дуже стійкі комплекси і можуть бути визначені в кислому середовищі. Більшість катіонів в цих умовах утворюють менш стійкі комплексні сполуки, тому їх визначення проводять в присутності аміачного буферного розчину (рН=8-9), який зв'язує йони водню, що утворюються внаслідок реакцій.

На швидкість реакції впливає також температура, з підвищенням якої збільшується швидкість утворення комплексів з металами.

Для фіксування кінцевої точки титрування застосовують металохромні індикатори. Принцип дії індикатора в комплексонометрії грунтується на тому, що визначуваний катіон, реагуючи з аніоном індикатора, утворює забарвлену комплексну сполуку, яка руйнується при додаванні розчину комплексону. В точці еквівалентності появляється інший колір, характерний для кольору вільного індикатора, тобто:

МеIn + Н₂R^2- = [МеR]^2- + Н₂In,

де Іn — аніон індикатора.

Широко застосовуються такі індикатори: мурексид, еріохром чорний Т (найчастіше), кислотний хром синій К, фталеїн-комплексон, пірокатехіновий фіолетовий та інші.

В комплексонометрії використовують різні способи титрування — пряме, зворотне, титрування замісника, окислювально-відновне, непряме, алкаліметричне титрування.

В методі прямого титрування досліджувані йони в присутності металохромного індикатора і буферного розчину титрують розчином трилону Б (фактор еквівалентності f=1).. Цим способом визначають твердість води, йони Сu²⁺, Со²⁺, Рb²⁺, Nі²⁺, Zn²⁺, Аl³⁺, Сr³⁺, Са²⁺ та інші.

У випадку зворотнього титрування до досліджуваного йону додають точний надлишковий об'єм стандартного розчину трилону Б, буферний розчин, індикатор, нагрівають суміш до завершення реакції, охолоджують і надлишок комплексону відтитровують стандартним розчином магнію сульфату або цинку сульфату. Забарвлення розчину в кінцевій точці титрування зумовлено утворенням комплексу металоіндикатору з йонами Мg²⁺ або Zn²⁺.

Ме²⁺ + Н₂L^2- → [МеL]^2- + 2H⁺

надлиш. Н₂L^2- + Мg²⁺→ [МgL]^2- + 2Н⁺

Метод титрування замісника заснований на утворенні менш стійкого комплексу Мg²⁺ з трилоном Б у порівнянні з іншими катіонами. Йони Мg²⁺, що виділились, відтитровують трилоном Б у присутності індикатора хромогену чорного.

Ме²⁺ + [МgL]^2- → [МеL]^2- + Мg²⁺

Метод алкаліметричного титрування застосовують, виходячи з того, що при взаємодії розчину трилону Б з катіоном виділяється еквівалентна кількість йонів водню, яка потім відтитровується лугом у присутності кислотно-основного індикатора (фактор еквівалентності f=1/2):

Ме²⁺ + Н₂L^2- → [МеL]^2- + 2H⁺;

2Н⁺ + 2ОН^2- → 2H₂О.
Гравіметрія

Гравіметричний метод полягають у точному вимірюванні маси аналізуючого компоненту у досліджуваній речовині.

Гравіметрія поділяється на:

методи осадження (компонент, що визначається, кількісно осаджують хімічними способами у вигляді малорозчинної хімічної сполуки сталого складу).
методи відгонки (досліджуваний компонент відокремлюють з проби, яку аналізують, у вигляді леткої сполуки).
методи виділення (досліджувану речовину, або компонент суміші кількісно виділяють у вільному стані і зважують на аналітичних терезах).

В методах осадження компонент, який визначається, кількісно осаджують хімічним способом у вигляді малорозчинної сполуки постійного складу. Наважку досліджуваної речовини розчиняють у відповідному розчиннику, після чого кількісно осаджують потрібний компонент. Осад називають «осаджувана форма». Цей осад піддають аналітичній обробці, тобто – відфільтровують, підсушують, прожарюють, а потім зважують на аналітичних терезах. Отримуємо хімічно стійку речовину сталого складу, яку називають «гравіметричною формою». Гравіметричні методи осадження дозволяють кількісно визначити практично всі найбільш важливі катіони і аніони неорганічної природи, а також ряд органічних сполук, в тому числі лікарських.

Осаджувана форма може як співпадати, так і відрізнятись від гравіметричної форми за хімічною формулою. Наприклад:

1) BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓(1) + 2HCl

BaSO₄↓ ^∆^t→ BaSO₄↓(2)

BaCl₂ – досліджувана речовина;

H₂SO₄ – осаджувач;

BaSO₄↓(1) – осаджувана форма;

BaSO₄↓ (2) - гравіметрична форма.

2) Fe³⁺ + 3NH₄OH → Fe(OH)₃↓ + 3NH₄⁺

2Fe(OH)₃↓ ^∆^t→ Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃↓ - осаджувана форма;

Fe₂O₃ – гравіметрична форма.

Для розрахунку маси наважки досліджуваної речовини використовують такі формули:

-при осадженні кристалічних осадів:

m_нав. = 0,5•F•100/ w

-при осадженні аморфних осадів:

m_нав. = 0,1•F•100/ w

m_н – маса наважки досліджуваної речовини, г;

F – гравіметричний фактор, який дорівнює співвідношенню молярної маси сполуки, що визначають, до молярної маси гравіметричної форми;

w – приблизний вміст досліджуваної речовини в %.

0,5 і 0,1 – придатні маси гравіметричної форми, г ( знайдені експериментальним шляхом).

Для повноти осадження об’єм осаджувача беруть в 1,5 рази більший від теоретичного.

Розрахунки в методі осадження проводять за формулою:

де w - вміст досліджуваної речовини, %;

m_{грав. ф.} – маса гравіметричної форми, г;

F - гравіметричний фактор;

m_нав. - маса наважки досліджуваної речовини, г.

Методи відгонки основані на відокремленні досліджуваного компонента з проби у вигляді леткої речовини. Методи відгонки поділяються на:

1) Прямий - коли масу відігнаного продукту вимірюють безпосередньо.Як приклад, визначення вуглекислого газу при розкладанні СаСО₃ і поглинання СО₂ трубкою з натрію гідроксидом. Масу газу обчислюють за збільшенням маси поглинальної трубки, яку зважують до і після розкладу кальцій карбонату:

СаСО₃ ^∆ ^t → СаО + СО₂↑

СО₂ + 2NaОН → Na₂СО₃ + H₂O

2) Непрямий – дозволяє визначити масу залишку після повного виділення певного компоненту. Наприклад, визначення вмісту кристалізаційної води в мідному купоросі:

CuSO₄ + 5H₂O ^∆ ^t → CuSO₄ + 5H₂O

Непрямий метод дозволяє визначити вміст вологи у препараті. Масову частку досліджуваної речовини за методом відгонки можна визначити за формулою:

Прямий метод:

m_грав.ф. – маса гравіметричної форми, яку визначають за збільшенням маси поглинального приладу, г.

Непрямий метод:

m_{грав. ф.} – маса висушеної або прожареної досліджуваної речовини після видалення летких компонентів, г;

m_нав. – маса наважки досліджуваної речовини, г.

Одним з методів гравіметричного аналізу є метод виділення, який заснований на кількісному виділенні речовини або компоненту суміші у вільному стані і зважуванні на аналітичних терезах.

Метод виділення використовується, наприклад, для встановлення доброякісності лікарських препаратів, шляхом визначення в них вмісту речовини; при визначенні складу сплавів і т.д.

При визначенні масової частки використовують формулу:

де w - вміст досліджуваної речовини (%);

m_грав.ф – маса гравіметричної форми досліджуваної речовини, г;

m_нав. – маса наважки сполуки, до складу якої входить досліджувана речовина, г.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ... 21

Схожі:

МЕТОДИЧНІ РЕКОМЕНДАЦІЇ ДО ВИКОНАННЯ КОНТРОЛЬНОЇ РОБОТИ №2 з ОРГАНІЗАЦІЇ... Схвалено цикловою методичною комісією фармацевтичного факультету і рекомендовано до друку (протокол №1 від 30 серпня 2012 р.)	МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ ІВАНО–ФРАНКІВСЬКИЙ УНІВЕРСИТЕТ... Програмові вимоги з навчальної дисципліни «Фінансове право» для студентів денної та заочної форми навчання.– Івано–Франківськ, 2011....
РОЗКЛАД для студентів заочної форми навчання на екзаменаційну ЗАНЯТЬ...	НАВЧАЛЬНО-МЕТОДИЧНИЙ КОМПЛЕКС з курсу "Фінансовий менеджмент у банку"... Навчально-методичний комплекс з курсу "Фінансовий менеджмент у банку" для студентів V курсу фінансового факультету денної та заочної...
Закон діючих мас 7 Методичні вказівки до лабораторної роботи з курсу “загальна хімія” для студентів І-го курсу всіх спеціальностей денної та заочної...	Курс лекцій для студентів факультету заочної форми навчання
РОЗКЛАД для студентів заочної форми навчання факультету фізичного виховання	НАВЧАЛЬНО-МЕТОДИЧНИЙ КОМПЛЕКС з дисципліні "ОРГАНІЗАЦІЯ ВИРОБЮНИЦТВА"... Навчально-методичний комплекс з дисципліні "Організація виробництва" для студентів IV курсу заочної форм навчання / Укл., доцент...
ЗАВДАННЯ І МЕТОДИЧНІ РЕКОМЕНДАЦІЇ ДО ВИКОНАННЯ КОНТРОЛЬНОЇ РОБОТИ... МЕНЕДЖМЕНТ В ЕКСПЛУАТАЦІЇ БУДІВЕЛЬ: Завдання і методичні рекомендації до виконання контрольної роботи (для студентів 5 курсу заочної...	МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ Методичні вказівки до лабораторного практикуму з курсу „ Аналітична хімія та інструментальні методи аналізу ” для студентів II курсу...

Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання