Тема. 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,

або C₁V₁ = C₂V₂ – де C – концентрація розчину, V – обьем розчину.

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.

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

• за типом хімічних реакцій:

1. кислотно-основний (реакція нейтралізації)

2. окислення-відновлення (редоксметрія)

3. осадження (утворення малорозчинної речовини)

4. комплексоутворення (утворення стабільного комплексу)

- залежно від стандартного розчину:

1. ацидометричне (кислотно-основне)

2. перманганатометричне

3. йодометричне

4. комплексонометричне і ін. титрування.

Наприклад, при перманганатометрії стандартним розчином є перманганат калію.

• За способом титрування використовують методи

- прямого, - зворотнього та 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 галогеніду 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.

Вимоги до реакцій в титриметричному аналізі:

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.

КИСЛОТНО-ОСНОВНИЙ МЕТОД АНАЛІЗУ - заснований на реакції нейтралізації, при якій відбувається зв’язування катіонів H⁺ кислоти з OH^- - йонами гідроксилу:

H⁺+OH^-=H₂O

Цим методом визначають вміст кислот, гідроксидів, солей слабких кислот і сильних гідроксидів, солей сильних кислот і слабких гідроксидів, основних і кислих солей, оксидів, твердості води. Основними стандартними розчинами є розчини кислот і лугів.

Кислотно-основний метод ділять на два види аналізу: алкаліметрію і ацидиметрію.

• АЛКАЛІМЕТРІЯ – це вид аналізу, де стандартним розчином є розчин лугу KOH чи NaOH.

• АЦИДОМЕТРІЯ – це вид аналізу, де стандартним розчином є розчин кислоти.

В ході кислотно-основного титрування міняється концентрація іонів H⁺ і OH^-, відповідно, міняється pH і досягається точка еквівалентності, яка може бути як в нейтральному, так і в кислому або лужному середовищі, в залежності від природи титрованих речовин. Фіксують за допомогою індикаторів чи інструментальними методами.

КИСЛОТНО-ОСНОВНИМИ ІНДИКАТОРАМИ називають сполуки, які реагують на зміну pH розчину зміною кольору.

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.

ЗАСТОСУВАННЯ. 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 =