4.4. План коллоквиума «Титриметрические методы анализа. Метод кислотно-основного титрования»

1. Титриметрические методы анализа. Сущность титриметрии. Требования к реакциям, используемым в титриметрии. Способы титрования. Способы выражения концентрации растворов. Первичные и вторичные стандартные растворы, способы их приготовления. Классификация титриметрических методов анализа.

2. Метод кислотно-основного титрования, его аналитические возможности.

3. Индикаторы метода, требования к ним. Теория индикаторов. Основное уравнение теории индикаторов. Основные характеристики индикаторов. Универсальные и смешанные индикаторы.

4. Кривые титрования метода нейтрализации. Скачок на кривой титрования. Факторы, влияющие на величину скачка. Правило выбора индикатора. Кривые титрования сильных и слабых кислот основаниями, сильных и слабых оснований кислотами. Кривые титрования солей слабых кислот и солей слабых оснований. Кривые титрования многоосновных кислот и их солей. Кривые титрования смесей кислот, смесей оснований, смесей кислота+соль, основание+соль.

5. Окислительно-восстановительное титрование

5.1. Основные положения

Методы окислительно-восстановительного титрования основаны на использовании окислительно-восстановительных реакций (ОВР).

Рабочими служат растворы окислителей (окислительное титрование) и восстановителей (восстановительное титрование). Обычно рекомендуется готовить рабочие растворы с концентрацией 0,05 моль экв/л. Почти все они являются вторичными стандартами.

Классификация методов основана на применяемых рабочих растворах. Например, перманганатометрия (титрант KMnO₄), иодометрия(титрант I₂), дихроматометрия(титрант K₂Cr₂O₇).

Фактор эквивалентности в окислительно-восстановительном титровании показывает, какая доля частицы эквивалентна одному электрону в полуреакции.

5.2. Перманганатометрия

В основе перманганатометрического титрования лежит окислительно-восстановительный процесс с участием редокс-пары MnO₄^–/Mn²⁺. Реакцию, как правило, проводят в кислой среде, так как в результате реакции образуются почти бесцветные ионыMn²⁺:

MnO₄^– + 8H⁺ + 5ē  Mn²⁺ + 4H₂O

При окислении в нейтральной или щелочной среде выпадает темно-бурый осадок MnO₂, сильно затрудняющий фиксирование точки эквивалентности. Кроме того, окислительная способность перманганата калия в кислой среде гораздо выше (B), чем в щелочной (, и количество титруемых им восстановителей в первом случае значительно больше, чем во втором.

В зависимости от рН среды f_экв(MnO₄^–) может принимать различные значения. При окислении в кислой средеf_экв(MnO₄^–) =. При окислении в нейтральной среде протекает следующая реакция:

MnO₄^– + 8H⁺ + 3ē  MnО₂↓+ 2H₂O;f_экв(MnO₄^–) =

При окислении в щелочной среде

MnO₄^– + ē  MnO₄^2– ;f_экв(MnO₄^–) = 1.

Рабочие растворы метода:

• КMnO₄;

• H₂C₂O₄ и оксалаты;

• растворы других восстановителей (соли Fe²⁺ и др.).

Вспомогательные растворы метода:

H₂SO₄– для создания сильнокислой среды;

смесь Рейнгарда – Циммермана – для титрования в присутствии хлорид-ионов.

Для перманганатометрических определений рекомендуется применять 0,05 н. раствор КMnO₄. Конечную точку титрования определяют без индикатора по появлению собственной фиолетовой окраски перманганат-иона.