Полеес Душечкина Аналитическая Химия скачать

      Комментарии к записи Полеес Душечкина Аналитическая Химия скачать отключены

Уважаемый гость, на данной странице Вам доступен материал по теме: Полеес Душечкина Аналитическая Химия скачать. Скачивание возможно на компьютер и телефон через торрент, а также сервер загрузок по ссылке ниже. Рекомендуем также другие статьи из категории «Шаблоны».

Полеес Душечкина Аналитическая Химия скачать.rar
Закачек 1056
Средняя скорость 1170 Kb/s

Полеес Душечкина Аналитическая Химия скачать

Определение массовой доли (в %) NaCl в твердом образце по методу Мора

М(NaCl) = 58,448 г/моль

Рассчитывают массу навески хлорида натрия для приготовления 100,0 см 3 0,05 М раствора. Точную навеску растворяют в мерной колбе в дистиллированной воде, объем доводят до метки, раствор перемешивают. Титрование проводят 0,05 М раствором AgNO 3 по следующей методике.

В колбу для титрования помещают 10,00 см 3 раствора хлорида натрия, добавляют 4-6 капель 5% раствора хромата калия и титруют раствором нитрата серебра тщательно перемешивая раствор. Титрование заканчивают при переходе окраски из желтой в розовую (не доводя до кирпичнокрасной).

Получив три сходящихся результата рассчитывают массовую долю (в %) NaCl в исследуемом образце по формуле 4.19.

7.1.2. Меркурометрическое титрование

Метод меркурометрии основан на осаждении галогенид-ионов ионами ртути (I):

2Cl — + Hg 2 2+ = Hg 2 Cl 2 ↓.

Титрантом метода является раствор нитрата ртути (I), который готовят из реагента Hg 2 (NO 3 ) 2 · 2H 2 O и стандартизуют по NaCl или NaBr.

В качестве индикаторов в меркурометрии применяют тиоционатные комплексы железа (III) и дифенилкарбазон. Приминение первого индикатора основано на обесцвечивании растворов тиоцианатных комплексов железа (III) под действием иона Hg 2 2+ , образующего осадок Hg 2 (NCS) 2 :

2Cl — + Hg 2 2+ = Hg 2 Cl 2 ↓, 2[Fe(NCS)] 2+ + Hg 2 2+ = Hg 2 (NCS) 2 ↓ + 2Fe 3+ .

Обесцвечивание происходит вблизи точки эквивалентности. Объем стандартного раствора Hg 2 (NO 3 ) 2 , израсходованный на реакцию с индикатором, устанавливают проведением холостого опыта.

Дифенилкарбазон, возможно, являясь адсорбционным индикатором, в точке экивалентности окрашивает осадок Hg 2 Cl 2 в ярко-голубой или синефиолетовый цвет. Титрование с дифенилкарбазоном проводят в сильнокислой среде, что является достоинством метода.

Меркурометрический метод применяют для определения хлоридов и бромидов. Титрование может проводиться в разбавленных (0,01 М) растворах.

Недостатками методов аргентометрии и меркурометрии является высокая стоимость нитрата серебра и токсичность солей ртути.

7.2. Комплексиметрическое титрование

7.2.1. Разновидности комплексиметрии

Комплексиметрическое титрование основано на использовании реакций образования комплексных соединений при титровании ионов металлов раствором комплексообразующего реагента. Среди реакций с участием неорганических лигандов в титриметрии применяют реакции образования галогенидов ртути (II), фторидов алюминия, тория и цианидов некоторых тяжелых металлов (никель, кобальт, цинк). На образовании этих комплексов основаны мето-

ды меркуриметрии, фторидометрии и цианидометрии.

Недостатком использования в комплексиметрии монодентатных неорганических и органических лигандов является многоступечатость образования комплексов, в результате чего на кривой титрования часто отсутствует скачок. Многие же полидентатные лиганды реагируют с ионами металлов в простом стехиометрическом соотношении 1:1.

Титрование с использованием полидентатных органических реагентов называют комплексонометрией . В качестве таких аналитических органических реагентов используют комплексоны – соединения, являющиеся производными аминополикарбоновых кислот. К ним относятся иминодиуксусная кислота, нитрилтриуксусная кислота (комплексон I), этилендиаминатетрауксусная кислота или ее динатриевая соль и многие другие.

Наиболее часто применяют этилендиаминотетрауксусную кислоту

(комплексон II) – ЭДТУ:

N – CH 2 – CH 2 – N

Анион ее обычно обозначают символом Y (с соответствующим зарядом и степенью протонирования). Так как ЭДТУ плохо растворима в воде, на практике используют хорошо растворимую ее соль Na 2 H 2 Y·2H 2 O (комплексон III) – ЭДТА.

Титрованный раствор ЭДТА готовят обычно из продажного препарата, проверку концентрации осуществляют по стандартным растворам цинка (II) или висмута (III), приготовленным растворением соответствующих металлов в соляной кислоте.

Как гексадентатный лиганд, ЭДТА образует с ионами многих металлов (в том числе и щелочноземельных, которые трудно перевести в комплекс) растворимые в воде прочные внутрикомплексные соединения, относящиеся к группе хелатов. Комплексы образуются путем замещения ионов водорода карбоксильных групп в молекуле ЭДТА ионом металла и одновременного взаимодействия с атомами азота аминогрупп (за счет донорноакцепторной связи). Например, ион металла М 2+ образует при комплексообразовании три устойчивых цикла:

Ион М 3+ замыкает еще одно кольцо с СООН-группой. Такой комплекс еще более прочен:

HOOCH 2 C H 2 C

Схематично взаимодействие комплексона III с ионами металлов можно выразить следующими уравнениями:

M 2+ + H 2 Y 2- = MY 2- + 2H + ,

M 3+ + H 2 Y 2- = MY — + 2H + ,

M 4+ + H 2 Y 2- = MY + 2H + .

Из приведенных уравнений видно, что одна молекула ЭДТА реагирует с одним катионом металла (независимо от степени его окисления), т.е. стехиометрия реакции 1:1. Так как в результате всех реакций выделяется два иона водорода, фактор эквивалентности для ЭДТА и ионов металлов, равен 1/2. Учитывая стехиометрию реакции, чаще для расчетов в комплексонометрии используют молярные концентрации.

Помимо основной реакции комплексообразования, в системе М- ЭДТА-Н 2 О протекают конкурентные реакции протонирования ЭДТА и образования гидроксокомплексов металлов. Комплексы ионов металлов с ЭДТА характеризуются константами устойчивости, причем, как правило, чем выше заряд иона, тем прочнее комплекс. На прочность комплексов влияет рН среды. Некоторые комплексы, например, кальция и магния, устойчивы только в щелочной среде. Поскольку в результате реакции рН среды меняется (выделяются ионы Н + ), для предотвращения смещения равновесия реакции в обратном направлении титрование

проводят в присутствии буферной смеси (чаще аммонийной NH 4 OH + NH 4 Cl). Ионы, образующие более прочные комплексы (Zn 2+ , Pb 2+ ), можно титровать в умереннокислой среде (поддерживая постоянство рН кислыми буферами, например ацетатным), а трех-и четырехзарядные ионы – даже в сильно кислой среде.

Для фиксирования точки эквивалентности в комплексонометрии применяют металлоиндикаторы – органические соединения, которые

с ионами металлов образуют окрашенные комплексы. Полученные при этом комплексные соединения менее прочны, чем комплексы металлов

с комплексоном. Поэтому при титровании, когда все определяемые катионы связаны в прочные комплексы (точка экивалентности), добавление лишней капли титранта приводит к разрушению комплекса индикатора с ионом металла и наблюдается изменение окраски.

Наибольшее распространение приобрели так называемые металлохромные индикаторы, содержащие в своих молекулах хромофорные группы, следовательно, окрашенные и образующие с ионами металлов внутрикомплексные соединения, по цвету отличающиеся от самих индикаторов. К таким индикаторам относятся, например, эрихром черный Т , который с ионами металлов Mg 2+ , Ca 2+ , Zn 2+ и другими образует комплексы винно-красного цвета; в то время как сам индикатор при рН 8-10 имеет синий цвет, хромоген темно-синий также имеет синий цвет в щелочной среде, а его комплексы с ионами металлов – розового цвета.

Как и в других титриметрических методах, для получения правильных результатов в комплексонометрии необходимо, чтобы рТ индикатора входил в скачок на кривой титрования.

Определение ионов металлов проводят прямым или обратным титрованием.

Прямое титрование проводится при достаточно высокой скорости образования комплексоната металла, отсутствии побочных реакций, доста-

точно контрастном переходе окраски индикатора. Так определяют большинство ионов металлов, например, Zn 2+ , Mg 2+ , Ca 2+ , Ba 2+ , Cd 2+ при рН 8-

10 с индикатором эриохромом черным Т, Fe 3+ при рН 1-2 с ксиленоловым оранжевым и др.

Схематично прямое титрование с металлохромным индикатором можно представить следующим образом:

M 2+ + H 2 Y 2_ = MY 2- + 2H + ,

MInd + H 2 Y 2- = MY 2- + Ind + 2H + .

Обратное титрование, основанное на добавлении избыточного количества ЭДТА и последующем титровании избытка стандартным раствором другого металла, применяют в тех случаях, когда реакции образования

комплекса с ЭДТА протекают медленно или нет подходящего металлоиндикатора для фиксирования точки эквивалентности. Например, при определении соли Al 3+ , хрома (III), ртути (II). Для ускорения реакции иногда реакционную смесь нагревают до кипения (определение Al 3+ , Cr 3+ ), затем охлаждают и титруют солью магния или цинка:

Al 3+ + H 2 Y 2- = AlY — + 2H + ,

H 2 Y 2- + Mg 2+ = MgY 2- + 2H + ,

Mg 2+ + Ind = MgInd.

Косвенное титрование применяют для определения элементов, не образующих комплексов с ЭДТА. Так при определении анионов их осаждают избытком стандартного раствора какого-либо иона металла, осадок отделяют и в фильтрате титруют избыток ионов металла, не осадившихся определяемым анионом. Например, при определении SO 4 2- их осаждают избытком BaCl 2 (в виде BaSO 4 ), а несвязанные ионы бария оттитровывают комплексоном III. Фосфат-ионы осаждают в виде MgNH 4 PO 4 , избыток магния определяют компексонометрически. Оксалат-ионы осаждают в ви-

Комплексонометрическое титрование применяют для определения общей жесткости воды (Ж 0 ). Жесткость воды характеризуется молярной концентрацией эквивалентов кальция и магния ( f экв = 1/2) и выражают в моль/дм 3 . Содержание этих элементов определяют прямым титрованием пробы воды V (H 2 O) в аммонийном буфере 0,01 М раствором ЭДТА в присутствии эриохром черного Т, как индикатора, и рассчитывают по формуле


Статьи по теме