Лекция № 8. Количественный анализ. Титриметрический анализ. Классификация, сущность, расчёты. План:

1. Количественный анализ, основные понятия.

2. Титриметрический анализ, сущность, основные понятия.

3. Классификация методов титриметрического анализа по типам химических реакций.

4. Способы титрования.

5. Составные части титриметрических методов.

6. Расчёты в титриметрическом анализе.

1.Количественный анализ. Предмет количественного анализа – изучение методов, позволяющих определять количественный состав вещества.

Задача количественного анализа – определение количественного содержания химических элементов в соединениях. Методы количественного анализа разделяются на химические, физические и физико-химические.

К химическим методам анализа относятся гравиметрический (весовой) и титриметрический (объемный).

Таблица 4

Классификация анионов

Номер группы	Характеристика группы	Анионы, образующие группу	Групповой реагент
1	Соли бария труднорастворимы в воде	SO42–, SO32–, S2O32–, CO32–, PO43–, AsO43, AsO3–, SiO32, BO2–B4O72–, CrO42–, F–, C2O42– и др.	ВaCl2 в нейтральном или слабощелочном растворе
2	Соли серебра труднорастворимы в воде и разбавленной HNO3	Cl–, Br–, J–, S2– и др.	AgNO3 в присутствии HNO3
3	Соли бария и серебра растворимы в воде	NO3–, NO2–, CH3COO–, MnO4–	Нет

Сущность гравиметрического (весового) метода анализа состоит в том, что определяемый компонент переводится в нерастворимое состояние, т.е. в осадок, который отделяется путем фильтрования от раствора, а затем после высушивания или сжигания взвешивается.

При выполнении титриметрического (объемного) метода взвешивание заменяется измерением объема. В качестве примера можно привести метод кислотно-основного титрования, который основан на использовании реакции нейтрализации между кислотами и основаниями: Н⁺ + ОН^  Н₂О.

Методы кислотно-основного титрования позволяют определять концентрации растворов (и, следовательно, количество в смесях) неорганических и органических кислот и оснований и некоторых солей, подвергающихся гидролизу или реагирующих с кислотами и основаниями.

При кислотно-основном титровании реакция среды в момент эквивалентности – точка эквивалентности (т.е. когда кислота полностью прореагировала, а избытка щелочи еще нет) – может быть нейтральной, кислой или щелочной в зависимости от природы вступающих в реакцию нейтрализации кислоты и основания. Продуктами реакции между сильной кислотой и сильным основанием являются соль, не подвергающаяся гидролизу, и вода: HCl + + NaOH = NaCl + H₂O.

В этом случае раствор в точке эквивалентности имеет нейтральную реакцию, т.е. рН_т.э. = 7. Фиксирование точки эквивалентности в кислотно-основном титровании проводят с помощью химических индикаторов или физико-химическими методами. Индикаторы кислотно-основного титрования – это сложные органические вещества, которые способны изменять свою окраску в зависимости от рН раствора.

Согласно ионной (протолитической) теории, кислотно-основные индикаторы в растворах могут существовать в ионизированной и неионизированной формах. Эти формы окрашены в разный цвет и находятся в равновесии, зависящем от рН среды (HInd _{(окраска 1)} H⁺ + Ind^ _{(окраска 2)}).

Хромофорная теория кислотно-основных индикаторов связывает изменение их окраски с изменением строения индикаторов в результате внутримолекулярной перегруппировки.

Физико-химические методы определения точки эквивалентности основаны на анализе изменения свойств раствора в процессе титрования, например изменения рН среды в потенциометрическом методе, электрической проводимости раствора в кондуктометрическом, оптических свойств в фотометрии и спектрофотометрии, силы тока, проходящего через раствор, в амперометрическом методе и др.

В химическом анализе используется йодометрия. Йодометрия – метод окислительно-восстановительного анализа, при котором о количестве определяемого вещества судят по количеству поглощенного или выделенного йода. В йодометрии в качестве окислителя выступает элементарный йод, способный вступать в реакцию с некоторыми восстановителями, стандартный потенциал которых отрицательнее потенциала окислительно-восстановитель-ной реакции: I₂ + 2e^– = 2I^–, Е = 0,54 В.

Вещества, окислительно-восстановительный потенциал которых больше 0,54 В, будут являться окислителями по отношению к иону йода, и в данном случае будет выделяться элементарный йод. В качестве индикатора в йодометрии используется раствор крахмала.