Титриметричні методи аналізу

Титриметричним називають такий метод кількісного аналізу, який базується на вимірюванні кількості (об’єму) реаганта відомої концентрації, необхідного для завершення хімічного процесу з визначеною кількістю досліджуваної речовини.

При використанні цього методу, до розчину досліджуваної речовини А поступово прибавлять розчин реактиву В відомої концентрації доти, поки його кількість не стане еквівалентною кількості речовини А. Час для завершення визначення титриметричним методом вимірюється хвилинами. Це дозволяє без значної затрати праці проводити декілька послідовних і паралельних визначень.

Стандартним або титрованим (титрантом) називають розчин, вміст розчиненої речовини в якому точно відомо.

При аналізі найчастіше стандартний розчин знаходиться в каліброваних скляних трубках – бюретках, і обережно, маленькими порціями його приливають до досліджуваного розчину доти, поки тим чи іншим способом не буде встановлено закінчення реакцій. Ця операція називається титруванням.

При титруванні затрачена кількість (моль) стандартного розчину повинна точно відповідати рівнянню реакцій і бути еквівалентною кількості (моль) затраченого компонента.

Основний закон еквівалентності n₁=n₂ де n - кількість еквівалентів. Так як , а n = C_E ∙V, то математичний вираз закону еквівалентеості буде С_Е1∙V₁ = C_E2∙V₂

Точкою еквівалентності називають момент закінчення реакції в титриметричному аналізі.

В цей момент кількості прореагованих речовин строго еквівалентні. Тому при титруванні необхідно строго встановити точку еквівалентності (закінчення титрування).

Точку еквівалентності фіксують за допомогою індикаторів, які добавляють в досліджуваний розчин перед титруванням. До них відносяться розчини метилового оранжевого, фенолфталеїну, метилового червоного та ін., які змінюють забарвлення в момент закінчення реакції.

В теперішній час в хімічному аналізі точніше фіксують точку еквівалентності за допомогою індикаторів інструментального типу. Так, використовують прилади, що фіксують pH, оксидно-відновний потенціал (Eh), електричну провідність розчину та інші властивості середовища. Методи аналізу, в яких використовують інструментальні індикатори, називають інструментальними або фізико-хімічним титруванням.

Область застосування титриметричного аналізу значно ширша, ніж гравіметричного, внаслідок застосування різноманітних типів реакцій (нейтралізація, окисно-відновних, комплексоутворення і ін.), тоді як в гравіметричному аналізі використовуються лише реакції, що супроводжуються випаданням осаду. Точність титриметричного аналізу нижча точності гравіметричного, але вона цілком достатня для виконання виробничих і науково-дослідних робіт.

Методи титриметричного аналізу класифікують за типом хімічних реакцій і за способом титрування.

В залежності від типу реакцій розрізняють такі основні методи:

1. кислотно-основний (реакція нейтралізації)

2. окислення-відновлення (редоксметрія)

3. осадження (утворення малорозчинної речовини)

4. комплексоутворення (утворення стабільного комплексу)

В залежності від використовуваного стандартного розчину розрізняють методи титрування:

1. ацидометричне (кислотно-основне)

2. перманганатометричне

3. йодометричне

4. комплексонометричне і ін. титрування.

Наприклад, при перманганатометрії стандартним розчином є перманганат калію.

Незважаючи на значний вибір типів реакцій, не всі з них можуть дістати застосування. Потрібно, щоб реакції, які використовуються в аналізі, відповідали таким вимогам:

1. реакції є незворотними (ідуть до кінця)

2. реакції проходять з достатньою швидкістю

3. стандартний розчин повинен витрачатись тільки на реакцію з досліджуваним компонентом, а не на побічні процеси.

4. допоміжні речовини, які знаходяться в розчині, не повинні заважати основній реакції.

Описані вимоги обмежують область застосування титриметричного аналізу.

За способом титрування використовують метод прямого, зворотнього й заміщувального титрування.

При прямому титруванні – розчин досліджуваної речовини безпосередньо титрують стандартним розчином. Наприклад, розчин соляної кислоти титрують розчином гідроксиду калію, хлорид калію – нітратом срібла тощо.

Зворотнє титрування використовують, якщо стандартний розчин не взаємодіє з досліджуваним, чи неможливо підібрати індикатор. Тоді до досліджуваного розчину додають наперед визначений надлишок третьої речовини відомої концентрації, яка реагує з стандартним розчином. Наприклад, при визначенні вмісту галогенів тіоціанометричним методом стандартний розчин KSCN чи NH₄SCN не реагує з галоген-йонами Cl^-, Br^-, I^-. Тоді до певного об’єму розчину солі галоген іду приливають відміряний об’єм розчину AgNO₃ відомої концентрації в надлишку. Частина AgNO₃ реагує з галогенід-йонами, утворюючи осад, а непрореагований надлишок AgNO₃ відтитровують стандартним розчином тіоціанату. За різницею витраченого AgNO₃ і того, що залишився, визначають скільки його пішло на осадження галогенід-йонів і обчислюють вміст галогенідів в розчині.

Заміщувальне титрування застосовують в таких випадках:

1. Йони, що визначаються, не взаємодіють із стандартним розчином

2. реагують, але в нестехіометричному співвідношенні.

Тоді досліджувані компоненти переводять в сполуку, яка стехіометрично взаємодіє зі стандартним розчином.

Наприклад, при визначенні окисника, добавляють H₂SO₄ і розчин відновника KI. Відбувається реакція з виділенням еквівалентності кількості I₂, який титрують стандартним розчином тіосульфату натрію Na₂S₂O₃. За даними титрування та згідно з законом еквівалентів обчислюють вміст окисника в досліджуваному розчині.

Робочими розчинами в методах нейтралізації є розчини сильних кис­лот (H₂SO₄, HCl) та лугів (NaOH, KOH). Приготувати титровані розчини цих речовин за точною масою речовини неможливо, бо ці речовини не є вихідними. Тому спочатку готують розчини цих речовин з концентрацією, яка близька до необхідної. Точні молярні концентрації еквівалентів силь­них кислот встановлюють титруванням їх розчинами вихідних речовин (Na₂B₄O₇ -10H₂O - тетраборату натрію або Na₂CO₃ - карбонату натрію). Точні концентрації розчинів лугів встановлюють титруванням їх розчином вихідної речовини (H₂C₂O₄2H₂O - щавлевої кислоти) або титрованими розчинами сильних кислот. Кінець титрування (точку еквівалентності) у ме­тоді нейтралізації визначають за допомогою кислотно-основних індикаторів.

Методи нейтралізації широко використовують у клінічних лабораторіях при визначенні кислотності шлункового соку, сечі та інших біологічних рідин.

У санітарно-гігієнічних дослідженнях методи нейтралізації застосовують для визначення кислотності різних харчових продуктів, в аналізах питної та стічної води, повітря тощо.

Важливе прикладне значення має визначення кислотності шлункового соку.

Шлунковий сік вміщує соляну кислоту, органічні кислоти, кислі солі, ферменти.

Кислотність шлункового соку виражають в титриметричних (клінічних) одиницях – це кількість см³ розчину NaOH з молярною концентрацією 0,1 моль/см³ витрачені на титрування 100 см³ шлункового соку.

При клінічних аналізах визначають вміст вільної соляної кислоти і загальну кислотність шлункового соку. Для цього до об’єму соку додають два індикатори – метиловий жовтий і фенолфталеїн. В присутності НCl метиловий жовтий забарвлює розчин в яскраво червоний колір. Пробу титрують розчином NaOH до переходу забарвлення до рожево-оранжевого. Витрачена кількість лугу еквівалента вмісту соляної кислоти в пробі шлункового соку. Далі продовжують титрування цим же розчином до переходу забарвлення через жовте до малинового, визваного присутністю фенолфталеїну. Загальний об’єм розчину NaOH визнає загальну кислотність шлункового соку.

В нормі загальна кислотність шлункового соку складає 40-60 титриметричних одиниць, а вміст соляної кислоти 20-40 одиниць. Менше даного значення – понижена кислотність, а більше – підвищена.

Оскільки молярна концентрація еквіваленту робочого розчину NaOH не відповідає строго значенню 0,1 моль/дм³, розраховуємо поправочний коефіцієнт – К:

Розрахунок активної (по вмісткості вільної НCl) кислотності шлункового соку:

Розрахунок загальної кислотності шлункового соку:

Загальна кислотність =