Титрование методом мора проводят

Осадительное титрование. Определение содержания хлоридов в растворе методом Мора. Условия проведения титрования. Реакции, лежащие в основе метода, индикаторы, расчетные формулы

Титрование – процесс, в котором к определяемому веществу по каплям добавляют раствор титранта, точно до того момента, при котором количество добавляемого титранта строго эквивалентно количеству определяемого вещества.

Осадительное титрование основано на реакциях, сопровождающихся образованием малорастворимых соединений. Для этого необходимо соблюдение ряда условий:

1. Осадок должен быть практически нерастворимым.
2. Выпадение осадка должно происходить достаточно быстро (т.е. не должно сказываться явление образования пересыщенных растворов).
3. Результаты титрования не должны в заметной степени искажаться явлениями адсорбции (соосаждения).
4. Должна иметься возможность фиксировать точку эквивалентности при титровании.

Наиболее распространенным является метод, основанный на применении титрованных растворов серебра – аргентометрия. Этим методом определяют как галогениды и роданид – ион, так и серебро в различных образцах. Ag+ + X = AgX (осадок) (X = Cl-, Br-, I-, SCN-).

Определение хлорид — ионов методом Мора.

Метод основан на прямом титровании раствора, содержащего хлорид – ионы стандартным раствором нитрата серебра в присутствии индикатора – хромата калия. Применение хромата –калия в качестве индикатора основано на способности CrO42- давать с Ag+ кирпично – красного цвета осадок Ag2CrO4, который в определенных условиях начинает выпадать лишь после того, как определяемые Cl- ионы будут практически полностью осаждены в виде AgCl.

2Ag+ + CrO4 2- = AgCrO4 (кирпично – красный цвет).

Фиксирование точки эквивалентности происходит благодаря тому, что в колбу для титрования добавляют K2CrO4.

До точки эквивалентности: Cl- + Ag+ = AgCl (осадок)

В точке эквивалентности: AgCl, CrO4.

После точки эквивалентности: CrO4 2- + 2Ag+ = Ag2CrO4 (осадок)

К. Т. Т. – конечная точка титрования. Ошибка титрования связана с тем, что нам нужно перетитровать раствор. Точка эквивалентности неравна К.Т.Т.

ПР (AgCl) меньше, чем ПР (Ag2CrO4).

При проведении определения нужно контролировать рН. Это связано с тем, что в:

Кислой среде (при рН меньше 6,5), труднее зафиксировать К.Т.Т, потому что протекает реакция с индикатором CrO4. 2CrO4 2- + 2H+ = Cr2O7 2- + H2O

Щелочной среде происходит разрушение титранта AgNO3 Ag+ + OH- = AgOH,

В методе Мора всегда нужно к измеренному объему раствора соли галогена приливать раствор соли серебра из бюретки, так как только в этом случае получается резкое изменение окраски в конце титрования.

Метод Мора применим только для титрования в нейтральной или слабощелочной среде (рН 6,5 – 10), так как Ag2CrO4 растворим в кислотах и в их присутствии не выпадает.

Если анализируемый раствор имеет кислую реакцию, его нейтрализуют раствором тетрабората натрия Na2B4O7 * 10H2O или бикарбоната натрия NaHCO3. Другим условием применимости метода Мора является отсутствие в исследуемом растворе катионов, дающих с CrO4 2- осадки. Таковы, например, Ba2+, Pb2+, Bi3+.

Расчет массы хлорид – ионов проводится по формуле: m Cl = N (AgNO3) * Э Cl * V (AgNO3) / 1000, г.

52)ЙОДОМЕТРИЯ. Йодометрическое определение меди. В основе всех йодометрических определений лежит реакция I₂ — + 2e ® 2I — . Стандартный окислительно-восстановительный потенциал которой Е 0 (I₂/2I — )=0,54 В. Определение меди основано на взаимодействии ионов Cu 2+ c иодид-ионами, в результате чего образуется осадок CuI и выделяется I₂, который титруют раствором тиосульфата натрия в присутствии крахмала в качестве индикатора.

2Cu 2+ + 4I — = 2CuI (осадок) + I₂

Расчетная формула: m_Сu = N(Na2S2O3) * Э_Cu * V(Na2S2O3) / 1000.

1. Потенциал пары I₂/2I — невелик, и поэтому многие йодометрические реакции обратимы и до конца не доходят; только при создании надлежащих условий они протекают практически до конца.
2. Иод – вещество летучее, поэтому титрование ведут на холоду. Это необходимо также потому, что с повышением температуры понижается чувствительность крахмала как индикатора.
3. Йодометрическое титрование нельзя проводить в щелочной среде, так как иод реагирует со щелочами: I₂ + 2OH = IO — + I — + H₂O.
4. Растворимость йода в воде мала, поэтому при йодометрических определениях окислителей необходимо применять значительный избыток KI.
5. Скорость реакции между определяемым окислителем и I — — ионами оказывается обычно недостаточной. Поэтому к титрованию выделившегося йода приступают лишь через некоторое время после прибавления окислителя.
6. Реакционную смесь сохраняют в темноте, так как свет ускоряет в кислых растворах побочную реакцию окисления I — — ионов до I₂ кислородом воздуха:

Линия окислителей – основной раствор KI, поэтому прямое титрование этим раствором не используется, чаще используется титрование по замещению.

Cr2O7 2- + 6I- изб +14H+ = 2Cr 3+ + 3I2 + 7H2O

Линия восстановителей – основной раствор молекулярного йода (I₂). Растворами йода молекулярного можно определить As 3+ , Sb 3+ , Sn 2+ , H₂S, SO3 2- .

53. Комплексонометрическое определение кальция и магния в растворе.

Сущность метода сводится к тому что вначале определяют суммарное содержание ионов кальция и магния при pH=9, а затем содержание только кальция при pH=12. Содержание магния отсюда находится n(Mg)=n(Ca+Mg) или ОЖВ – n(Ca) Для раздельного комплексонометрического определения кальция и магния используют различие в значениях рН, при которых осаждаются их гидроокиси. Осаждение магния в виде гидроокиси начинается при рН —- 11 [273]. Определение кальция в присутствии магния обычно проводят при рН 12,5, когда ионы магния практически полностью осаждаются в виде гидроокиси.

Мурексид в щелочной среде взаимодействует с кальцием с образованием ярко-розового комплексного соединения состава 1 : 1 Са 2+ + Н₂Y 2- → СаY 2- + 2Н +

При комплексонометрическом титровании кальция ярко-розовая или красная окраска раствора переходит в фиолетовую.

Билет 54. Комплексонометрическое титрования

Титрантом является ЭДТУ или ее динатриевая соль ЭДТА, к-рая наз. комплексоном III или трилоном Б. Метод основан на ценном свойстве комплексонов, широко используемом в анализе, их способность давать внутрикомплексные соли с ионами щелочноземельных металлов: магнием, кальцием и барием.

Комплексы, образуемые комплексонами с большинством катионов металлов, весьма устойчивы, что вполне обеспечивает практически полное связывание определяемого металла в комплекс.

Общая жесткость воды обусловлена присутствующими в ней солями Ca и Mg. Метод основан на образовании при рН=10±0,2 прочного бесцветного комплексного соединения трилона Б с ионами кальция и магния. В эквивалентной точке титрования все ионы кальция и магния связываются в комплексное соединение трилоном Б, в результате чего происходит изменение окраски индикатора от красной до голубой.

Са 2+ + Н₂Y 2- → СаY 2- + 2Н + Mg 2+ + Н₂Y 2- → Mg Y 2- + 2Н +

Выполнение определения. Отбирают пипеткой 50 мл исслед. воды и переносим в коническую колбу для титрования, прибавляем 15 мл аммиач.буфера, перемешиваем и вносим на кончике ложечки индикатора ЭХЧ-Т. Р-р перемешиваем и титруем 0,05 М_экв. р-ром ЭДТА до перехода красной окраски в синюю. Определяем средний V титранта после неск.повторов. жесткость воды рассчитываем по формуле: ОЖВ = С_н(Na₂Н₂Y)*V(Na₂Н₂Y)*1000/V_аликв.

55.

Источник

Метод Мора

_{Метод основан на том, что галиды (хлориды, бромиды, иодиды) с ионом се­ребра дают практически нерастворимый галид серебра, выпадающий в осадок. Ра­бочий титрованный раствор — раствор AgNO3. Для определения конца реакции пользуются хроматом калия К2Сг04. В этом случае протекают две реакции:}

_{Обе получающиеся соли — AgCl и Ag2Cr04 — трудно растворы в воде, но при добавлении AgNO3 к раствору, содержащему, кроме ионов Сl} — _{, также ионы СlO4} 2- _{первоначально образуется AgCl и только потом, когда ионы Сl} — _{практически полностью будут удалены из раствора, начинается образование Ag2CrO4. В этот мо­мент цвет осадка начнет изменяться: из белого или желтого он будет переходить в [красноватый, по появлению которого и судят о том, что реакция между ионами Сl} — _{и Ag} + _{закончилась. Такая последовательность образования осадков зависит от того, что AgCl менее растворим (1,25-10 г-экв/л), чем Ag2Cr04 (0,65-10 г-экв/л), и по­тому осаждается из раствора первым.}

_{Применение метода Мора ограничено: точные результаты получаются только в нейтральной среде. В минеральных кислотах Ag2Cr04 растворяется и в их Присутствии выпадать не может. В присутствии щелочей метод Мора также не применим, так как в таких растворах ионы ОН} — _{дают с ионами Ag} + _{бурый осадок Ag2O, который образуется вследствие распада получающейся неустойчивой гид­рида серебра:}

_{В аммиачной среде осадки AgCl и Ag2Cr04 растворяются, что обусловлено образованием комплексных аммиачно-серебряных солей. Не применим этот метод также в присутствии ионов Ba} 2+ _{, Pb} 2+ _{и всех остальных ионов, которые дают не растворимые в воде осадки с ионами CrO4} 2- _.

_{Титрование по Мору следует производить при комнатной температуре, так как с повышением температуры увеличивается произведение растворимости Ag2CrO4} 2- _{; вследствие этого уменьшается чувствительность индикатора к иону Ag} + _.

Метод Фольгарда

_{Метод основан на образовании не растворимого в воде роданида серебра AgCNS, имеющего белый цвет. В качестве рабочих титрованных растворов применяют раствор нитрата серебра AgNO3 и раствор роданида калия КCNS или аммония NН4CNS, применимым в нейтральной и кислой среде. Наличие в растворе свободной кислоты дает более точный результат. Конец осаждения определяют индикаторами. В качестве индикатора применяют железо – аммиачные квасцы NН4Fe(SO4)2∙12H2O, которые в виде насыщенного раствора прибавляются к титруемой жидкости. Протекает реакция:}

_{Как только реакция между ионами Ag и CNS заканчивается, следующая капля роданида калия вызывает образование роданида железа, который окрашивает жидкость в красный цвет}

_{Для приготовления железо-аммиачных квасцов, нагревают насыщенный раствор, дают раствору охладится, затем фильтруют. К профильтрованной жидкости прибавляют концентрированную азотную кислоту до тех пор , пока она не станет бесцветной.}

Лабораторная работа

_{Опыт 1 . Определение хлорида натрия по Мору.}

_{Выполнение работы. На аналитических весах точно отвесить 1,4598г хлорида натрия (на 250 мл воды). Навеску перенести в мерную колбу растворить навеску в дистиллированной воде и довести до 250 мл. Отмерить пипеткой 20мл приготовленного раствора, прибавить 0,5 мл 5% раствора КCr04 и титровать из бюретки рабочим раствором AgNO3. По результатам титрования вычислить процентное содержание соли в пробе.}

_{Определить нормальность приготовленного раствора хлорида натрия:}

_{Содержание в навеске определяем по формуле:}

_{Опыт 2. Определение хлорида натрия по Фольгарду}

_{Выполнение работы. На аналитических весах точно отвесить навеску NaCl (m1=0,5798г) таким образом, чтобы получился 0,1н раствор. Из приготовленного раствора взять 25 мл, перенести в коническую колбу на 200мл и прилить из бюретки точно отмеренный объем титрованного раствора AgNO3. Объем раствора АgNO3 должен быть в 2 раза больше, чем нужно для полного осаждения ионов Cl} — _{. Образуется осадок AgCl, а некоторая часть AgNO3 остается в свободном состоянии. Колбу с мутной жидкостью сильно встряхивают до тех пор пока AgCl не свернется, образуя комки и не осядет на дно. Жидкость становится прозрачной. Прибавляют 2-3 мл железо –аммиачных квасцов и оттитровывают избыток нитрата серебра NН4CNS до появления красноватого окрашивания не исчезающего при сильном взбалтывании. Расчет проводят по формулам. V1 AgNO3–объем прилитого раствора AgNO3}

Источник