Påvirkning av ph på redokstitreringsprosessen. Essens og klassifisering av redokstitreringsmetoder
Titrimetrisk analyse. Grunnleggende begreper (alikvot, titrant, ekvivalenspunkt, indikator, titreringskurve). Krav til reaksjoner i titrimetri. Reagenser brukt i titrimetri. Standard stoffer, titranter.
En metode for kvantitativ analyse basert på å måle volumet av en løsning med en nøyaktig kjent konsentrasjon av et reagens som kreves for en reaksjon med en gitt mengde av en analytt. Alikvot- et nøyaktig målt multiplum av prøven (løsningsvolum) tatt for analyse, som beholder egenskapene til hovedprøven. titrant eller arbeidsløsning er løsningen som titreringen utføres med. Ekvivalenspunkt titreringsøyeblikket når mengden titrant som tilsettes er kjemisk ekvivalent med mengden av stoffet som titreres. TE kan også kalles det støkiometriske punktet, det teoretiske endepunktet. Indikator- et stoff som endrer farge i FC, er preget av en lav konsentrasjon og et overgangsintervall. Titreringskurve-viser en grafisk avhengighet av logaritmen til konsentrasjonen til deltakeren i reaksjonen som oppstår under titrering, eller en eller annen St-va-løsning på volumet av den tilsatte titreringen (eller på titreringsgraden). Bygg inn koordinater pH-volum av titrant.
Krav til reaksjoner i titrimetri: 1. Interaksjonen mellom titranten og analytten må skje i streng overensstemmelse med den støkiometriske reaksjonsligningen, og titranten må kun konsumeres for reaksjonen med analytten. Samtidig må analytten kun reagere med titreringsmidlet og ikke interagere med for eksempel atmosfærisk oksygen, slik det i prinsippet kan være ved titrering av reduksjonsmidler.
2. Titreringsreaksjonen må foregå kvantitativt, dvs. likevektskonstanten til titreringsreaksjonen må være tilstrekkelig stor.
3. Interaksjonen mellom analytten og titranten må skje med høy hastighet.
4. Det må være en måte å bestemme slutten av titreringen.
5. Titrantløsningen må standardiseres.
Reagenser: I henhold til egenskapene til stoffene og fremgangsmåten for deres fremstilling er titranter av to typer: standard, med en forberedt titer, standardisert eller med en fast titer. Standardløsninger eller med preparerte titere kalles primære standardløsninger. Det fremstilles ved å løse opp en nøyaktig mengde av et rent kjemikalie i et spesifikt volum løsemiddel. Primære standardstoffer inkluderer: Na2CO3, Na2B4O7*10H2O, Na2SO4, CaCO3, CaCI2, MgSO4, MgCI2, H2C2O4*2H2O, Na2C2O4, K2Cr2O7, natriumbikarbonat, kaliumbromat, kaliumjodat og andre.
Den første typen titranter (med en forberedt titer) brukes i titrimetri for kvantitativ bestemmelse av visse stoffer og for å sette titere av den andre typen - sekundære standardløsninger.
Sekundær standardløsning - dette er løsninger av slike stoffer, hvis konsentrasjon er etablert (standardisert) av konsentrasjonen av primære standardløsninger eller fremstilt av en kjent masse av det sekundære standardstoffet.
Den andre typen titranter inkluderer løsninger av slike stoffer som ikke oppfyller kravene til primære standardstoffer. Disse inkluderer: alkalier, syreløsninger HCI, H2SO4, HNO3, CH3COOH, KMnO4, AgNO3, Na2S2O3 og andre.
Typiske beregninger i titrimetri. Metoder for å uttrykke konsentrasjoner i titrimetri (molar konsentrasjon, molar ekvivalentkonsentrasjon, titer, korreksjonsfaktor. Beregning av massen til en standardprøve for fremstilling av titrant, beregning av titrantkonsentrasjon
Molar konsentrasjon c(A) - mengden oppløst stoff A i mol inneholdt i en liter løsning: mol / l. c(A) = n(A)/V(A) = m(A)/M/(A)V(A), hvor p(A)- mengde oppløst stoff A, mol; V(A)- volum av løsning, l; t(A)- massen av det oppløste stoffet A, g; M / (A) - molar masse av oppløst stoff A, g / mol. Molar konsentrasjon ekvivalent c(1/zA),, - mengden oppløst stoff A i mol, tilsvarende ekvivalenten av A, inneholdt i en liter løsning: mol / l c(1/z A) = n(1/z A)/V(A)= m(A)/M(1/z A) V (A), hvor 1/z er ekvivalensfaktoren; beregnet for hvert stoff basert på støkiometrien til reaksjonen; n(1/zA)- mengden stoff tilsvarende A i løsning, mol; M(1/zA) er molmassen til ekvivalenten til oppløst stoff A, g/mol. Titer T(A) oppløst stoff A er massen av oppløst stoff A i en ml løsning: målt i ml T(A)\u003d m (A) / V (A) \u003d c(1/z A)M(1/z A)/1000. Løsningstiter for analytt X, eller titrimetrisk konverteringsfaktor t(T/X), er massen av det titrerbare stoffet X som interagerer med én ml titrant T: t(T/X) = T(T)M(1/zX) /M(1/zT) = c(1/zT) M(1/zX)/1000. Målt i g/ml. Korreksjonsfaktor F (eller K)- et tall som uttrykker forholdet mellom den faktiske (praktiske) konsentrasjonen c (1 / zA) pr av stoff A i løsning og dens gitte (teoretiske) konsentrasjon c(1/z A) teori: F \u003d c (1 / zA) pr / c (1 / zA) teori. Beregning av massen til en prøve av et standardstoff. Prøvevekt t(A) standardstoff A, nødvendig for å oppnå en løsning med en gitt molar konsentrasjon av ekvivalenten c(1/zA), beregnet med formelen: m (A) \u003d c(1/z A)M(1/z A) VA), hvor M(1/z A) er molmassen til ekvivalenten til stoff A. Hvis den molare konsentrasjonen c(A) er gitt, beregnes massen til prøven på samme måte med formelen: m(A) = c(A)M(A)V(A), Hvor M / (A) er molmassen til stoff A. Prøvemassen veies vanligvis på en analytisk vekt med en veiefeil på ± 0,0002 g. Beregningen av konsentrasjonen av titrant T når den er standardisert i henhold til en standardløsning av stoff A utføres som følger. La reaksjonen T + A = B foregå under standardisering I følge ekvivalentloven er de ekvivalente mengdene av stoffene T, A og B er lik n (1/z T) = n (1/z A) = n (1/z V), den ekvivalente mengden av et stoff er lik produktet av den molare konsentrasjonen av ekvivalenten til dette stoffet i volumet av dets løsning: c(1/z T)= c(1/z A) V (A) / V (T) \u003d c ( 1/z PÅ) V(B)/V(T).
Klassifisering av titrimetriske analysemetoder - syre-base, redoks, nedbør, kompleksometrisk. Typer titrering (direkte, omvendt, indirekte). Metoder for å bestemme titreringspunktet.
1) Syre-base titrering (nøytraliseringsmetode)- meis
basert på reaksjonen av protonoverføring fra en som reagerer
partikler til en annen i løsning. Skille mellom acidimetri og alkalimetri.
Acidimetri (acidimetrisk titrering)- bestemmelse av stoffer ved titrering med en standard syreløsning.
Alkalimetri (alkalimetrisk titrering)- bestemmelse av stoffer ved titrering med en standardløsning av sterk base.
2) Redokstitrering (redoksmetri)-
titrering etterfulgt av overgang av en eller flere
elektroner fra et donorion eller molekyl (reduksjonsmiddel) til en oksiderende akseptor).
3) Nedbørstitrering- en slik titrering, når den titrerbare inn-inn, når den interagerer med titranten, frigjøres fra løsningen i form av et bunnfall
4) Kompleksimetrisk titrering- titrering av et stoff med en løsning av en forbindelse som danner et svakt dissosierende løselig kompleks med det titrerte stoffet.
En type kompleksimetrisk titrering er kompleksometrisk titrering (kompleksometri)- en slik titrering når det titrerte stoffet, når det interagerer med en titrant - en løsning av kompleksoner - danner metallkompleksonater.
direkte titrering- dette er en slik titrering når analytten titreres direkte med en standard titreringsløsning eller omvendt. Tilbaketitrering (titrering etter rest)- titrering av ureagert stoff, som tilsettes i overskudd til den analyserte løsningen i form av en standardløsning. Indirekte titrering (substitusjonstitrering)- titrering, hvor analytten ikke reagerer direkte med titranten, men bestemmes indirekte som et resultat av bruk av en støkiometrisk forløpende reaksjon med dannelse av et annet stoff som reagerer med titranten. Metoder for å etablere endepunktstitrering Det er to grupper av metoder for å fikse CTT: visuell og instrumentell.
visuelle metoder. Reaksjonsforløpet overvåkes visuelt ved å observere en endring i farge (eller annen egenskap) til en spesielt introdusert indikator | under nøytralisering, oksidasjonsreduksjon, utfelling eller kompleksdannelse. CTT bestemmes av en skarp endring i den synlige egenskapen til systemet i nærvær av en indikator eller uten den: utseende, endring, forsvinning av farge, dannelse eller oppløsning av et bunnfall. indikator Ved visuelle metoder introduseres en indikator i den titrerte løsningen. PÅ ikke-indikator visuelle metoder bruker fargen på titreringsstoffet eller titrert stoff. CTT bestemmes av utseendet til fargen på titranten eller ved at fargen til det titrerte stoffet forsvinner.
Instrumentelle metoder. CTT bestemmes av endringen i de fysisk-kjemiske egenskapene til løsningen - fluorescens, optisk tetthet, potensial, elektrisk ledningsevne, strømstyrke, radioaktivitet, etc. Endringer i de fysisk-kjemiske egenskapene registreres på forskjellige enheter.
Syre-base titrering. Grunnleggende reaksjoner og titranter av metoden. Typer syre-base titrering (alkalimetri og acidimetri). Indikatorer, krav til dem. Ioniske, kromofore, ione-kromoforteorier om indikatorer for syre-basetitrering.
SYREBASETITRERING - dette er en metode for å bestemme syrer, baser, salter, basert på reaksjonen av interaksjon mellom protolitter - syre HA og base B: HA + B \u003d A "+ HB + I vandige løsninger - dette er nøytraliseringsreaksjonen H 3 0 + + 0H \u003d 2H 2 0 derfor kalles syre-base titreringsmetoden også nøytraliseringsmetoden.Titrantene til metoden er løsninger av sterke syrer og baser: HC1, H 2 S0 4, NaOH, KOH. Disse stoffene gjør ikke oppfyller kravene til standard stoffer, derfor er konsentrasjonen av titranter satt ved standardisering Boraks Na 2 B 4 0 7 10H 2 O, vannfritt natriumkarbonat Na 2 C0 3, oksalsyredihydrat H 2 C 2 0 4 2H 2 0 og noen andre brukes oftest som primære standarder. Acidimetrisk titrering (acidimetri)- en metode for bestemmelse av sterke og svake baser, salter av svake syrer, basiske salter og andre forbindelser med basiske egenskaper ved titrering med en standardløsning av en sterk syre. Alkalimetrisk titrering (alkalimetri)- en metode for å bestemme sterke og svake syrer, sure salter, salter av svake baser ved titrering med en standardløsning av en sterk base. Indikator- er et stoff som viser en synlig endring ved eller nær ekvivalenspunktet.
En syre-base-indikator er i seg selv en syre eller en base, og under syre-basetitrering endrer den farge i TE eller
nær henne. (Metyloransje pT=4 pH-overgangsintervall og indikatorfarge 3,1–4,4 Rød – oransje-gul; Fenolftalein pT=9,0 8,2–10 Fargeløs – fiolett).
Krav til indikatorer:1) fargelegging d.b. intens, utmerket i sure og alkaliske miljøer 2) misfarging d.b. klar i et smalt område av pH r-ra 3) indikator d.b. sensitiv 4) ind-r d.b. stabil, ikke spaltes i luft, i løsning. Teorier om indikatorer:
1) ioniske (Ostwald teori) indikatorer er svake syrer eller baser som ioniserer i vandige løsninger
HInd↔H+ +Ind-. Ulemper: 1) den angir kun fargeforskjellene i surt og alkalisk. Ons, men forklarer ikke fargens natur 2) den ioniske løsningen fortsetter umiddelbart, og indikatoren endrer farge bare med tiden
2) Kromofor - tilstedeværelsen av farge forklares av utseendet til kromoforgrupper Ind-ry i løsningen er tilstede i form av tautomere former Ulemper: forklarer ikke hvorfor tautomere transformasjoner oppstår når pH endres.
3) ionisk-kromoforsyre-baseindikatorer er svake syrer og baser, og det nøytrale indikatormolekylet og dets ioniserte form inneholder forskjellige kromoforgrupper. Indikatormolekyler i en vandig løsning er i stand til enten å donere hydrogenioner (indikatoren er en svak syre) eller akseptere dem (indikatoren er en svak base), mens de gjennomgår tautomere transformasjoner.
REAKSJON (se notatbokens emne syre-base titrering)
Syre-base titreringskurver. Beregning, konstruksjon og analyse av typiske titreringskurver for en sterk syre med en alkali og en sterk og svak base med en syre. Valg av indikatorer i henhold til titreringskurven. Titrering av polyprotiske syrer. Syre-base titreringsfeil, deres beregning og eliminering.
Syre-base titreringskurver viser grafisk avhengigheten av endringen i pH til den titrerte løsningen av volumet av den tilsatte titreringen eller av titreringsgraden f = V(T)/V, hvor V(T) og V er henholdsvis volumet av den tilsatte titranten i et gitt øyeblikk og i brenselcellen. Oftest (men ikke alltid), når man konstruerer syre-base titreringskurver, vil volumet av den tilsatte titreringen hhv. graden av titrering er plottet langs abscisse-aksen, og langs akseordinaten - pH-verdier av den titrerte løsningen.
Beregning, konstruksjon og analyse av titreringskurver. For å konstruere en syre-base titreringskurve beregnes pH-verdiene til den titrerte løsningen på forskjellige punkter i titreringen, dvs. ved forskjellige titreringspunkter: for innledende løsning, for løsninger før FC, i FC og etter FC.
Etter start av titrering og før TE, bestemmes pH-verdien til løsningen som pH = -1 8 s(X)
Beregning av pH ved ekvivalenspunktet. Når en sterk syre titreres med en sterk base, er mediet i brenselcellen nøytralt, pH = 7.
Beregning av pH etter TE. bestemt av konsentrasjon c(T) alkali tilsatt i overkant av den støkiometriske mengden. Gitt at pH + pOH = 14, kan vi skrive: pH = 14-pOH
I henhold til formlene beregnes løsningens pH-verdier ved forskjellige titreringstidspunkter, og i henhold til de beregnede dataene bygges en titreringskurve i pH-V-koordinatene (T).
Beregnet titreringskurve 20 ml 0,1000 mol/l HC1-løsning 0,1000 mol/l NaOH-løsning
For å bestemme CTT i dette tilfellet, kan du bruke slike syre-base titreringsindikatorer som metyloransje (pT = 4), metylrødt (pT = 5,5), bromtymolblått (pT = 7,0), fenolftalein (pT = 9) og andre , for hvilke pT-verdien ligger i området fra 3 til 11. Metyloransje og fenolftalein brukes oftest som de mest tilgjengelige indikatorene for syre-basetitrering. Vanligvis forsøker man å velge en indikator slik at pT-verdien til indikatoren alt annet likt vil være så nær pH-verdien til løsningen i brenselceller som mulig, siden dette reduserer titreringsfeilen.
Titrering av en sterk base med en sterk syre. Når en sterk base titreres med en sterk syre, for eksempel en løsning av natriumhydroksid med en løsning av saltsyre, oppstår prosesser som ligner på de som ble diskutert i forrige avsnitt, men bare i motsatt retning: når titranten tilsettes, pH-verdien til løsningen øker ikke, men synker For den initiale løsningen av en sterk base og titrert løsning bestemmes pH-verdien før TE av konsentrasjonen av alkali i løsningen. I TE er løsningen nøytral, pH = 7. Etter TE skyldes pH-verdien til løsningen tilstedeværelsen av et overskudd av "eksakt titrant" - en sterk syre
Titrering av polysyrebaser. Løsninger av polysyrebaser titreres med en løsning av en sterk syre sekvensielt, trinnvis. Ved et akseptabelt titreringsnivå skilles hopp i titreringskurven dersom forskjellene i verdier pK b, påfølgende stadier av basedissosiasjon er minst 4 enheter, som i tilfelle av titrering av løsninger av polybasiske syrer med en løsning av en sterk base.
Feil til grunnleggende tittel: 1) målefeil (feil på byretten, pipetter) Hvis løsningen tas med en byrett, utføres to målinger av volumet av løsningen i byretten: før og etter at løsningen er tatt. Den tilfeldige feilen for hver slik måling ved bruk av konvensjonelle laboratoriebyretter er omtrent ±(0,01-0,02) ml. Hvis volumet av prøveløsningen er V, da vil den maksimale tilfeldige relative feilen e for å måle volumet tatt for titrering være (i prosent): έ = ±ν * 100% / V, hvor ν = 0,02 + 0,02 = 0,04 ml. Med volumet til den valgte løsningen V = 20 ml, vil verdien av den maksimale relative feilen ved måling av volumet av løsningen ved hjelp av en byrett være έ= ±0,04 100%/20 =0,2%.
Verdien av έ kan reduseres ved å øke volumet V den valgte løsningen.
2) metodiske feil 3) systematiske feil (feil valg av indikator, misforhold mellom ekvivalenspunktet og sluttpunktet for titreringen)
a.1.) hydrogenfeil (X n3o +, Xn +) - er assosiert med overtitrering av løsningen med en sterk syre (da er feilen +) eller undertitrering (-) Xn3o + \u003d a / a * 100 %
a-antall overskytende ekvivalenter av H+-ioner til det totale antallet ekvivalenter
a′=CH3o+ *V
a \u003d CH3o + * V (a + c) \u003d CH3o + * (Va + Vb)
C n3o + = 10 (i trinnet - pH)
Erstatter i vår fiendtlighet
X h3o + = + - (10 - pT) * (Va + Vb) / Cb * Vb) * 100 %
b-syre a-alkali.pT-display titer-i ind
a.2.) hydroksidfeil (basisk) - assosiert med et overskudd av antall OH-grupper med en titer med en sterk base, eller med en undertiter med en løsning av basen
a.3.) syrefeil - forårsaket av tilstedeværelsen av en viss mengde undertitersyre ved endepunktet av thyr-i (svak syre)
Redokstitrering. Essensen av metoden. Klassifisering av redoksmetoder. Betingelser for redokstitrering. Reaksjonskrav. Typer redokstitrering (direkte, revers, substitusjon). Eksempler på redoksindikatorer. Formler, fargeovergang ved ekvivalenspunktet.
Redokstitrering(redoksimetri, oksidimetri.)
Redoksmetoder inkluderer en omfattende gruppe titrimetriske analysemetoder basert på forekomsten av redoksreaksjoner. Redokstitreringer bruker en rekke oksidasjons- og reduksjonsmidler. I dette tilfellet er det mulig å bestemme reduksjonsmidler ved titrering med standardløsninger av oksidasjonsmidler og vice versa, bestemmelse av oksidasjonsmidler med standardløsninger av reduksjonsmidler. På grunn av den store variasjonen av redoksreaksjoner, gjør denne metoden det mulig å bestemme et stort antall av en lang rekke stoffer, inkludert de som ikke direkte viser redoksegenskaper. I sistnevnte tilfelle brukes tilbaketitrering. For eksempel, når man bestemmer kalsium, utfeller dets ioner oksalat - et ion
Ca 2+ + C 2 O 4 2-® CaC 2 O 4 ¯
Overskuddet av oksalat titreres deretter med kaliumpermanganat.
Redokstitrering har en rekke andre fordeler. Redoksreaksjoner er raske nok til at titreringer kan utføres på bare noen få minutter. Mange av dem fortsetter i sure, nøytrale og alkaliske miljøer, noe som i stor grad utvider mulighetene for å bruke denne metoden. I mange tilfeller er det mulig å fikse ekvivalenspunktet uten bruk av indikatorer, siden titreringsløsningene som brukes er farget (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7) og ved ekvivalenspunktet endres fargen på den titrerte løsningen fra en dråpe av titrant. Hovedtypene av redokstitreringer kjennetegnes av oksidasjonsmidlet som brukes i reaksjonen.
Redokstitrering (redoksimetri), avhengig av reagensens natur, er delt inn i permanganat, dikromat, cerium, jod-, bromat- og jodometri. De er basert på forekomsten av en redoksreaksjon, hvis essens er overføringen av et elektron fra et reduksjonsmiddel til et oksidasjonsmiddel.
Typer RH-titrering:
direkte titrering er at løsningen av analytten MEN titrert med standard titreringsløsning PÅ. Den direkte titreringsmetoden brukes til å titrere løsninger av syrer, baser, karbonater, etc.
Ryggtitrering brukes i tilfeller der direkte titrering ikke er aktuelt: for eksempel på grunn av et svært lavt innhold av analytten, manglende evne til å bestemme ekvivalenspunktet, med en langsom reaksjon, etc. Under tilbaketitrering til en alikvot av analytten MEN tilsett et nøyaktig målt volum av en standardløsning av et stoff PÅ tatt i overkant. Ureagert overskudd av et stoff PÅ bestemmes ved titrering med en standardløsning av hjelpestoffet FRA. Ved forskjellen i den opprinnelige mengden av stoffet PÅ og mengden som gjenstår etter reaksjonen, bestemme mengden av stoffet PÅ som har reagert med et stoff MEN, som innholdet av stoffet er beregnet på grunnlag av MEN.
Indirekte titrering eller substituent titrering. Det er basert på det faktum at det ikke er selve stoffet som titreres, men produktet av dets reaksjon med et hjelpestoff FRA.
Substans D må dannes strengt kvantitativt med hensyn til stoffet MEN. Bestemme innholdet av reaksjonsproduktet D titrering med en standardløsning av et stoff PÅ, i henhold til reaksjonsligningen beregnes innholdet av analytten MEN.
Kurver for redokstitrering, feil, deres opprinnelse, beregning, eliminering. Permanganatometri. Essensen av metoden, titreringsbetingelser, titreringsmiddel, dens fremstilling, standardisering, etablering av ekvivalenspunktet. Bruk av permanganatometry.
Redokstitreringskurver
Redokstitreringskurvene viser endringen i redokspotensialet under titreringsprosessen: E = ƒ(V PB), (Fig. 2.7) To redokssystemer er involvert i redokstitreringen - det titrerte stoffet og titreringen. Potensialet til hver av dem kan beregnes ved å bruke Nernst-ligningen ved å bruke den tilsvarende halvreaksjonen. Etter å ha tilsatt hver del av titranten, etableres likevekt i løsningen, og potensialet kan beregnes ved å bruke hvilket som helst av disse parene. Det er mer praktisk å beregne potensialet for stoffet som er i overkant i den titrerte løsningen i titreringsøyeblikket, dvs. opp til ekvivalenspunktet beregnes potensialet ved halvreaksjonen med deltagelse av det titrerte stoffet, og etter ekvivalenspunktet ved halvreaksjonen med deltakelse av titranten. Før start av titrering anses det at for det titrerte stoffet avviker konsentrasjonene av de oksiderte og reduserte formene med en faktor på 1000 eller 10 000. Ved ekvivalenspunktet er både konjugerte former av oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet tilstede i like mengder, så redokspotensialet kan beregnes som summen av potensialene:
Ved å transformere ligningen får vi:
hvor n 1,n 2 er antall elektroner som deltar i henholdsvis oksidasjons- og reduksjonshalvreaksjonene; E 0 1 , E 0 2 – standard redokspotensial for henholdsvis oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.
Ris. Titreringskurver i redoksmetoden:
1 - reduksjonsmidlet titreres med et oksidasjonsmiddel; 2 - oksidasjonsmiddel titreres med et reduksjonsmiddel
Nær ekvivalenspunktet på titreringskurven observeres et potensielt hopp, hvis størrelse er større, jo større er forskjellen mellom E 0 ok-la og E 0 in-la. Indikatortitrering er mulig hvis EMF = E 0 ok-la - E 0 v-la ≥ 0,4 V. Hvis EMF = 0,4 - 0,2 V, kan instrumentell titrering brukes, hvor ekvivalenspunktet fastsettes ved hjelp av instrumenter. Hvis EMF< 0,2 PÅ direkte redokstitrering er ikke mulig. Størrelsen på hoppet påvirkes betydelig av en reduksjon i konsentrasjonen av en av komponentene i redoksparet. Dette brukes noen ganger for å øke hoppet på titreringskurven, noe som er nødvendig når du velger en indikator.
For eksempel, hvis Fe 2+ titreres med et oksidasjonsmiddel, brukes Fe 3+ /Fe 2+ redoksparet til å beregne redokspotensialet opp til ekvivalenspunktet. Det er mulig å redusere startpotensialet ved å binde Fe 3+ ioner til et lavt-dissosierende kompleks, ved å tilsette for eksempel fluorider eller fosforsyre. Dette gjøres ved bestemmelse av Fe 2+ ved dikromatometri. Hoppet observeres i området 0,95 - 1,30 V. For å utføre titrering i nærvær av redoksindikatoren difenylamin ( E 0 = 0,76 V), er det nødvendig å flytte hoppet mot lavere potensielle verdier. Med tillegg av disse kompleksdannende midlene er spranget i området 0,68 - 1,30 V . I dette tilfellet er difeinnenfor hoppområdet og kan brukes til Fe 2+ titrering. Størrelsen på hoppet avhenger også av pH i mediet der reaksjonen utføres. For eksempel, for halvreaksjonen: MnO 4 - + 8H + + 5e - → Mn 2+ + 4H 2 O systempotensial
Vil øke med synkende pH i mediet, noe som vil påvirke størrelsen på hoppet på titreringskurven. Redokstitreringskurvene er ikke symmetriske med hensyn til ekvivalenspunktet hvis antall elektroner involvert i oksidasjons- og reduksjonshalvreaksjonene ikke er lik hverandre ( n 1 ≠ n 2). Ekvivalenspunktet i slike tilfeller forskyves mot E 0 av stoffet der n mer. Ved titrering av blandinger av oksidasjons- eller reduksjonsmidler kan det være flere hopp på titreringskurven, hvis forskjellen mellom redokspotensialene til de tilsvarende redoksparene er stor nok, i dette tilfellet er separat bestemmelse av komponentene i blandingen mulig.
PERMANGANATOMETRI
permanganatometry- en metode basert på bruk av kaliumpermanganat som titrant for bestemmelse av forbindelser som har reduserende egenskaper.
Reduksjonsproduktene av permanganationer kan være forskjellige avhengig av pH i mediet:
Ø i sterkt surt miljø
+ 5e+ MnO 4 - + 8H + ↔ Mn 2+ + 4H 2 O E 0= 1,51 V
Ø Litt surt eller nøytralt miljø
+ 3e+ MnO 4 - + 4H + ↔ MnO 2 ↓ + 2H 2 O E 0= 1,69 V
Ø lett alkalisk miljø
+ 3e+ MnO 4 - + 2H 2 O ↔ MnO 2 ↓ + 4OH - E 0= 0,60 V
For analyse brukes oftest de oksiderende egenskapene til MnO 4 - - ioner i et sterkt surt miljø, siden produktet av deres reduksjon i dette tilfellet er fargeløse ioner Мn 2+ ( i motsetning til det brune bunnfallet av MnO 2), som ikke forstyrrer observasjonen av fargeendringen til den titrerte løsningen fra en overflødig dråpe titrant. Den nødvendige pH-verdien til mediet lages ved å bruke en løsning av svovelsyre. Andre sterke mineralsyrer brukes ikke. Så salpetersyre i seg selv har oksiderende egenskaper, og i dens nærvær blir sidereaksjoner mulige. I en løsning av saltsyre (i nærvær av spor av Fe 2+) oppstår oksidasjonsreaksjonen av kloridioner. Metodetitrant- en løsning av 0,1 * (0,05) mol / dm 3 kaliumpermanganat - fremstilt som en sekundær standardløsning og standardisert i henhold til standard stoffer: oksalsyre, natriumoksalat, arsenoksyd (ΙΙΙ), Mohrs salt (NH 4) 2 Fe (SO 4) 2 ∙ 6H 2 O og så videre.
Det er umulig å tilberede en titrert løsning av kaliumpermanganat i henhold til en nøyaktig prøve av et krystallinsk preparat, siden det alltid inneholder en viss mengde MnO 2 og andre nedbrytningsprodukter. Før den nøyaktige konsentrasjonen fastsettes, oppbevares KMnO 4-løsningen i en mørk flaske i 7-10 dager. I løpet av denne tiden oppstår oksidasjon av reduksjonsmidler, hvis tilstedeværelse i destillert vann ikke kan utelukkes fullstendig (støv, spor av organiske forbindelser, etc.). For å fremskynde disse prosessene, kokes noen ganger en løsning av kaliumpermanganat. Det må tas i betraktning at vann har redoksegenskaper og kan redusere permanganat. Denne reaksjonen er langsom, men MnO 2 og direkte sollys katalyserer prosessen med nedbrytning av KMnO 4, så etter 7-10 dager må bunnfallet av MnO 2 fjernes. KMnO 4-løsningen dekanteres vanligvis forsiktig fra bunnfallet eller filtreres gjennom et glassfilter. KMnO 4-løsningen fremstilt på denne måten er ikke for lav i konsentrasjon (0,05 mol / dm 3 og over) og endrer ikke titeren over lang tid. Titeren til en løsning av kaliumpermanganat bestemmes oftest av vannfritt natriumoksalat Na 2 C 2 O 4 eller oksalsyre H 2 C 2 O 4 ∙ 2H 2 O:
MnO 4 - + 5HC 2 O 4 - + 11H + ↔ 2Mn 2+ + 10CO 2 + 8H 2 O
De første dråpene permanganat, selv i en varm løsning, misfarges veldig sakte. Under titreringen øker konsentrasjonen av Mn 2+ ioner og reaksjonshastigheten øker. Titeren av kaliumpermanganat kan også bestemmes av arsen(II)oksid eller metallisk jern. Bruk av metallisk jern for å etablere titeren er spesielt tilrådelig hvis en permanganometrisk bestemmelse av dette elementet forventes i fremtiden.
I permaganatometry brukes også løsninger av reduksjonsmidler - Fe (II)-salter, oksalsyre og noen andre - for å bestemme oksidasjonsmidler ved tilbaketitrering. Fe (II)-forbindelser oksideres sakte i luft, spesielt i en nøytral løsning. Forsuring bremser oksidasjonsprosessen, men det anbefales vanligvis å sjekke titeren før du bruker Fe (II)-løsningen i analysen. Oksalater og oksalsyre i løsning brytes sakte ned:
H 2 C 2 O 4 ↔ CO 2 + CO + H 2 O
Denne prosessen akselereres i lyset, så det anbefales å lagre oksalatløsninger i mørke flasker. Surgjorte oksalatløsninger er mer stabile enn nøytrale eller alkaliske løsninger.
I permanganatometry blir bruken av en spesiell indikator ofte unnlatt, siden permanganatet i seg selv har en intens farge, og dets overflødige dråpe forårsaker utseendet til en rosa farge på løsningen som ikke forsvinner i 30 s. Ved titrering med fortynnede løsninger brukes redoksindikatorer, slik som difenylaminsulfonsyre eller ferroin (en koordinasjonsforbindelse av Fe (II) med 1,10-fenantrolin). Bestemmelse av endepunktet for titreringen utføres også ved potensiometriske eller amperometriske metoder.
Den permanganometriske metoden kan brukes til å bestemme:
Ø reduksjonsgir H 2 O 2, NO 2, C 2 O 4 2-, Fe 2+ etc.,
Ø Ca 2+, Ba 2+ og andre kationer i ulike preparater;
Ø MnO 2, PbO 2, K 2 Cr 2 O 7, persulfater og andre oksidasjonsmidler ved tilbaketitrering. Den andre standardløsningen i dette tilfellet er en reduksjonsmiddelløsning (ofte oksalsyre eller Mohrs salt). I dette tilfellet reduseres oksidasjonsmidler med en titrert løsning av oksalsyre eller Mohrs salt, hvis overskudd titreres med en løsning av kaliumpermanganat.
For eksempel, når man analyserer blydioksid, blir prøven oppløst i en svovelsyreløsning av oksalsyre:
MnO 2 + HC 2 O 4 - + 3H + ↔ Mn 2+ + 2 CO 2 + 2H 2 O
og overskudd av oksalsyre titreres med kaliumpermanganat.
Ioner som ikke har redoksegenskaper kan bestemmes permanganatometrisk (substituenttitrering). Denne metoden kan brukes til å bestemme for eksempel kationer av kalsium, strontium, barium, bly, sink og andre, som danner tungtløselige oksalater.
Analyse av organiske forbindelser. Oksydasjonen av organiske forbindelser med kaliumpermanganat skjer med lav hastighet, noe som hindrer den praktiske anvendelsen av denne metoden for analyse av organiske stoffer. Likevel kan noen organiske stoffer med hell bestemmes ved denne metoden ved å bruke reduksjon av MnO 4 - i et alkalisk medium. Organiske forbindelser oksideres vanligvis til karbonat. Ved slutten av permanganatreduksjonsreaksjonen i et alkalisk medium surgjøres løsningen og titreres med MnO 4 - en løsning av jern (II) eller et annet egnet reduksjonsmiddel. Slik bestemmes for eksempel metanol, som i et alkalisk medium oksideres av kaliumpermaganat i henhold til skjemaet:
CH 3 OH + 6MnO 4 - + 8OH- ↔ CO 3 2- + 6MnO 4 2- + 6H 2 O
Denne metoden kan også bestemme maursyre, vinsyre, sitronsyre, salisylsyre og andre syrer, glyserin, fenol, formaldehyd og andre organiske forbindelser.
Permanganatometry er farmakopéisk analysemetode.
Dikromatometri. Essensen av metoden, titreringsbetingelser, titreringsmiddel, dens fremstilling, etablering av ekvivalenspunktet. Jodi - Jodometrisk titrering. Essensen av metoden, titreringsbetingelser, titreringsmiddel, dens fremstilling, etablering av ekvivalenspunktet.
dikromatometri- metode for bestemmelse basert på oksidasjon av stoffer med dikromationer. Den er basert på en halvreaksjon:
+ 6e+ Cr 2 O 7 2- + 14H + ↔ 2Cr 3+ + 7H 2 O E 0= 1,33 V;
f (K2Cr207) = 1/6.
i et surt miljø er K 2 Cr 2 O 7 et sterkt oksidasjonsmiddel, derfor kan denne metoden bestemme en rekke uorganiske og organiske reduksjonsmidler, for eksempel Fe 2+, 4-, SO 3 2-,
Denne metoden for titrimetrisk analyse er basert på redoksreaksjoner mellom titranten og analytten. Oksidasjon-reduksjonsreaksjoner er assosiert med overføring av elektroner. Stoffet som donerer elektroner i disse reaksjonene er reduksjonsmiddel(Rød), og henter elektroner - oksidasjonsmiddel(Åh):
Rød 1 + Okse 2 = Okse 1 + Rød 2.
Den reduserte formen av ett stoff (Rød 1), som donerer elektroner, går over i den oksiderte formen (Ox 1) av det samme stoffet. Et konjugert redokspar Ox 1 /Red 1 (redokspar) dannes. Den oksiderte formen av et annet stoff (Ox 2), som aksepterer elektroner, går inn i den reduserte formen (Rød 2) av det samme stoffet. Et annet redokspar Ox 2 /Red 2 dannes. Dermed er minst to redokspar involvert i redoksreaksjonen. Et mål på redoksegenskapene til stoffer er redokspotensialet E 0 . Ved å sammenligne standardpotensialene til OB-parene som deltar i OVR, kan man forhåndsbestemme retningen for spontan reaksjon. Redoksreaksjonen går spontant i retning av transformasjonen av et sterkt oksidasjonsmiddel til et svakt reduksjonsmiddel, et sterkt reduksjonsmiddel til et svakt oksidasjonsmiddel.
Jo høyere standardpotensialet til et redokspar er, desto sterkere er oksidasjonsmidlet dens oksiderte form og desto svakere er reduksjonsmidlet dens reduserte form. Jo lavere standardpotensialet til OB-paret er, desto sterkere er reduksjonsmidlet den reduserte formen, jo svakere er oksidasjonsmidlet den oksiderte formen. Derfor, i redokstitrering (redoksimetri), som titranter i bestemmelsen av reduksjonsmidler, brukes slike oksidasjonsmidler (Ox 2), hvor standard OB-potensialene til redoksparene har høyest mulige verdier, og dermed med deres hjelp, du kan titrere et større antall reduksjonsmidler ( rød 1). For eksempel, E 0 (MnO 4 -, H +, Mn 2+) = + 1,51V, E 0 (Cr 2 O 7 2-, H +, Cr 3+) = + 1,33 V, etc.
Ved bestemmelse av oksidasjonsmidler (Ox 2) brukes reduksjonsmidler (Red 1) som titranter, hvor standard OB-potensialet til redokspar har minst mulig verdi. For eksempel E 0 (I 2 / 2I -) \u003d + 0,536V, E 0 (S 4 O 6 2- / 2S 2 O 3 2-) \u003d + 0,09 V, etc.
Å etablere ekvivalenspoeng brukes i redoks redoksindikatorer(redoksindikatorer), som er stoffer som kan reversibelt oksideres og reduseres, og deres oksiderte og reduserte former har en annen farge. Et eksempel på en slik indikator er difenylamin. Ofte i redoksimetri, den såkalte indikatorløs titrering, for eksempel, i permanganatometry, utføres rollen til en indikator av en titrant - kaliumpermanganat. Kvantitative beregninger i RH-titrering, som i andre metoder for titrimetrisk analyse, er basert på ekvivalentloven.
Molar masse av oksidasjonsmiddel ekvivalent:
(39)
Molar masse av reduksjonsmiddel ekvivalent:
(40)
En av metodene for redokstitrering er permanganometrisk titrering. Dette er en analysemetode der en løsning av kaliumpermanganat KMnO 4 brukes som en oksiderende titrant. MnO 4 anion - viser oksiderende egenskaper i sure, nøytrale og alkaliske miljøer, og gjenvinner henholdsvis til Mn 2+ kation (fargeløse ioner), mangan (IV) oksid MnO 2 (brunt bunnfall) og MnO 4 2- anion ( grønn løsning som blir brun på luft).
Halvreaksjonsligninger:
surt miljø
MnO 4 - + 8H + + 5e - → Mn 2+ + 4H 2 O
E 0 (MnO 4 -, H +, Mn 2+) = + 1,51V
Nøytralt miljø
MnO 4 - + 2H 2 O + 3e - → MnO 2 ↓ + 4OH -
E 0 (MnO 4 - / MnO 2) = + 0,60V
Alkalisk miljø
MnO 4 - + e - → MnO 4 2-
E 0 (MnO 4 - / MnO 4 2-) = + 0,56V
I permanganatometry utføres titrering i et surt miljø, fordi:
1) MnO 4-permanganationet har de sterkeste oksiderende egenskapene i et surt miljø sammenlignet med et nøytralt og alkalisk, som bevist av verdiene til standard OB-potensialer (+1,51V versus +0,60V og +0,56V) ;
2) bestemmelsen av endepunktet for titreringen i et nøytralt medium vil interferere med det brune bunnfallet av MnO 2; i et alkalisk miljø gjør de dannede manganationene MnO 4 2-, som har en grønn farge, det også vanskelig å fikse endepunktet for titreringen. Mn 2+ kationene dannet i et surt medium er fargeløse;
3) ved titrering i et surt medium, er det mulig å klart fikse sluttpunktet for titreringen uten bruk av en ekstern indikator, siden en ekstra dråpe kaliumpermanganat farger en fargeløs løsning i en blekrosa farge.
titrant: kaliumpermanganatløsning (sur).
Indikator: kaliumpermanganat.
Stoffer som skal bestemmes: Fe 2+ ioner, Cr 3+ , NO 2 - , hydrogenperoksid H 2 O 2 , etylalkohol, i biologiske studier urinsyre, glukose, innholdet av noen vitaminer, katalaseenzymaktivitet, oksiderbarhet av husholdnings- og avløpsvann, organisk forurensning i atmosfæren.
En av ulempene med permanganatometry er behovet for å standardisere kaliumpermanganatløsningen, siden den En titrert løsning kan ikke tilberedes ved å veie den nøyaktig. I tillegg synker konsentrasjonen av kaliumpermanganat, overført til løsningen, markant. Derfor settes den nøyaktige konsentrasjonen av KMnO 4-løsningen ikke tidligere enn 5-7 dager etter tilberedning. For standardisering brukes oksalsyre eller dens salter (natrium- eller ammoniumoksalater).
Standard stoffer: H 2 C 2 O 4 2H 2 O, Na 2 C 2 O 4, (NH 4) 2 C 2 O 4 ∙ H 2 O.
Ligningen for reaksjonen som oppstår når KMnO 4-løsningen er standardisert med oksalsyre:
H 2 C 2 O 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → CO 2 + Mn 2+ + ...
C 2 O 4 2- - 2e - → 2CO 2 5
MnO 4 - + 8H + + 5e - → Mn 2+ + 4H 2 O 2
Redoksmetoder er basert på redoksreaksjoner. Det er utviklet mange metoder. De er klassifisert i henhold til standard (arbeid, titrant) løsning som brukes. Følgende metoder er mest brukt:
Permanganatometry - metode, som er basert på oksidasjonsevnen til arbeidsløsningen av kaliumpermanganat KMnO4. Titrering utføres uten indikator. Den brukes til å bestemme kun reduksjonsmidler ved direkte titrering Permanganatometry er basert på oksidasjonsreaksjonen av ulike reduksjonsmidler med en arbeidsløsning av kaliumpermanganat, d.v.s. MnO4-ion. Oksidasjon med kaliumpermanganat kan utføres i et surt, nøytralt og alkalisk miljø. I et sterkt surt miljø har permanganationer (MnO4-) et høyt redokspotensiale, reduserende til Mn2+, og de brukes til å bestemme mange reduksjonsmidler: MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O
I et alkalisk miljø reduseres MnO4- til manganationet: MnO4- + e \u003d MnO42-
I et nøytralt eller svakt alkalisk medium reduseres permanganationet til mangansyre MnO (OH) 2 eller til MnO2: MnO4- + 2H2O + 3e \u003d MnO2v + 4OH-
KMnO4-løsning refererer til titranter med fast titer. I denne forbindelse, før du bruker det i analysen som en titrant, en løsning av KMnO4.
Jodometri- en metode der en løsning av fritt jod i KI fungerer som en arbeidstitrert løsning. Metoden gjør det mulig å bestemme både oksidasjonsmidler og reduksjonsmidler. Stivelse tjener som en indikator Den jodometriske metoden for titrimetrisk analyse er basert på reaksjonen: I2 + 2e = 2I-
Som titrant ved bestemmelse av oksidasjonsmidler brukes en løsning av natriumtiosulfat, som interagerer med det frigjorte jod (substituent) i en ekvivalent mengde. Na2S203-tiosulfat
32. Potensiometri- en forskningsmetode basert på de termodynamiske sammenhengene mellom elektrokjemiske kretsers elektrokjemiske kretser, på den ene siden, og de fysisk-kjemiske og parametere for løsninger og kjemiske reaksjoner, på den andre.
Inerte elektroder- en plate eller tråd laget av metaller som er vanskelig å oksidere - platina, gull, palladium. De brukes til å måle E i løsninger som inneholder et redokspar (for eksempel /).
Membranelektroder av ulike typer har en membran som membranpotensialet E oppstår på. Verdien av E avhenger av forskjellen i konsentrasjoner av samme ion på forskjellige sider av membranen. Den enkleste og mest brukte membranelektroden er glasselektroden.
Blanding av uløselige salter som AgBr, AgCl, AgI og andre med noen plaster (gummi, polyetylen, polystyren) førte til dannelsen av ioneselektive elektroder som selektivt adsorberer disse ionene fra løsningen på grunn av Panet-Fajans-Han-regelen. Siden konsentrasjonen av ionene som skal bestemmes utenfor elektroden er forskjellig fra den inne i elektroden, er likevektene på membranoverflatene forskjellige, noe som fører til at det oppstår et membranpotensial.
Oftest brukes potensiometre for direkte målinger av pH, konsentrasjoner av andre ioner pNa, pK, pNH4, pCl og mV. Målinger gjøres ved bruk av passende ioneselektive elektroder.
En glasselektrode og en sølvkloridreferanseelektrode brukes til å måle pH. Før du utfører analyser, er det nødvendig å kontrollere kalibreringen av pH-målere ved å bruke standard bufferløsninger, hvis fikseringskanaler påføres enheten.
pH-målere, i tillegg til direkte bestemmelser av pH, pNa, pK, pNH4, pCl og andre, gjør det mulig å bestemme potensiometrisk titrering av ionet.
Potensiometrisk titrering.
Potensiometrisk titrering utføres i tilfeller der kjemiske indikatorer ikke kan brukes eller i fravær av en passende indikator.
Ved potensiometrisk titrering brukes potensiometerelektroder dyppet i den titrerte løsningen som indikatorer. I dette tilfellet brukes elektroder som er følsomme for titrerbare ioner. I titreringsprosessen endres konsentrasjonen av ioner, noe som registreres på skalaen til potensiometerets måleprobe. Etter å ha registrert avlesningene til potensiometeret i enheter av pH eller mV, bygger de en graf over deres avhengighet av volumet av titrering (titreringskurve), bestemmer ekvivalenspunktet og volumet av titrering som brukes til titrering. Basert på de oppnådde dataene bygges en potensiometrisk titreringskurve.
Den potensiometriske titreringskurven har en form som ligner titreringskurven i titrimetrisk analyse. Ekvivalenspunktet bestemmes fra titreringskurven, som er midt i titreringshoppet. For å gjøre dette, tegn tangenter til deler av titreringskurven og bestem ekvivalenspunktet i midten av tangenten til titreringshoppet. Endringen i ∆рН/∆V får den største verdien ved ekvivalenspunktet.
Enda mer presist kan ekvivalenspunktet bestemmes av Grant-metoden, i henhold til hvilken avhengigheten av ∆V / ∆E på volumet til titranten bygges. Gran-metoden kan brukes til å utføre potensiometrisk titrering uten å bringe den til ekvivalenspunktet.
Potensiometrisk titrering brukes i alle tilfeller av titrimetrisk analyse.
Syre-base titrering bruker en glasselektrode og en referanseelektrode. Siden glasselektroden er følsom for endringer i pH i mediet, når de titreres, registreres endringer i mediets pH på potensiometeret. Syre-base potensiometrisk titrering er vellykket brukt i titrering av svake syrer og baser (рК≤8). Ved titrering av blandinger av syrer er det nødvendig at deres pK avviker med mer enn 4 enheter, ellers titreres en del av den svakere syren sammen med en sterk, og titreringshoppet er ikke tydelig uttrykt.
Dette lar deg bruke potensiometri til å bygge eksperimentelle titreringskurver, velge indikatorer for titrering og bestemme surhets- og basicitetskonstanter.
Ved nedbør potensiometrisk titrering brukes en metallelektrode som en indikator, som utgjør et elektrodepar med ionene som skal bestemmes.
Ved kompleksometrisk titrering brukes følgende: a) en metallelektrode som er reversibel til ionet til metallet som skal bestemmes; b) en platinaelektrode i nærvær av et redokspar i løsningen. Når en av komponentene i redoksparet er bundet av en titrant, endres dens konsentrasjon, noe som forårsaker endringer i potensialet til indikatorplatinaelektroden. Tilbaketitrering av et overskudd av en EDTA-løsning tilsatt til et metallsalt med en løsning av et jern(III)-salt brukes også.
Ved redokstitrering brukes en referanseelektrode og en platinaindikatorelektrode som er følsom for redokspar.
Potensiometrisk titrering er en av de mest brukte metodene for instrumentell analyse på grunn av sin enkelhet, tilgjengelighet, selektivitet og brede muligheter.
33. Elektrodepotensialer og mekanismer for deres forekomst. For å bestemme retningen og fullstendigheten av forløpet av redoksreaksjoner mellom redokssystemer i vandige løsninger, brukes verdiene elektrodepotensialer disse systemene. Mekanismen for forekomsten av elektrodepotensialer, deres kvantitative bestemmelse, prosesser som er ledsaget av forekomsten av en elektrisk strøm eller forårsaket av en elektrisk strøm, studeres av en spesiell seksjon av kjemi - elektrokjemi. Ved å kombinere en elektrode som representerer redokssystemet som studeres med en standard hydrogenelektrode, bestemmes elektrodepotensialet E til dette systemet. For å kunne sammenligne redoksegenskapene til forskjellige systemer ved deres elektrodepotensialer, er det nødvendig at sistnevnte også måles under standardforhold. Disse er vanligvis en ionekonsentrasjon på 1 mol/l, et trykk av gassformige stoffer på 101.325 kPa og en temperatur på 298.15 K. Potensialer målt under slike forhold kalles standard elektrodepotensialer og betegnes Eo. De kalles ofte også redoks- eller redokspotensialer, som representerer forskjellen mellom redokspotensialet til systemet under standardforhold og potensialet til en standard hydrogenelektrode Standardelektrodepotensialet er potensialet til en gitt elektrodeprosess ved konsentrasjoner av alle stoffer som deltar i den lik en. Standard elektrodepotensialer for redokssystemer er gitt i referanselitteraturen. Disse systemene er skrevet i form av reduksjons-halvreaksjonsligninger, på venstre side av hvilke det er atomer, ioner eller molekyler som aksepterer elektroner (oksidert form) dets ioner; metaller som har negative elektrodepotensialer, dvs. står i en serie spenninger til venstre for hydrogen, er i stand til å fortrenge det fra fortynnede syreløsninger; hvert metall er i stand til å fortrenge (gjenopprette) de metallene som har et høyere elektrodepotensial fra saltløsninger. Under forhold som er forskjellige fra standarden, bestemmes den numeriske verdien av likevektselektrodepotensialet for redokssystemet, skrevet i skjemaet av Nernst-ligning: hvor og er henholdsvis elektroden og standardpotensialene til systemet; R er den universelle gasskonstanten; T er den absolutte temperaturen; F er Faradays konstant; n er antall elektroner som er involvert i redoksprosessen C(Red) og C(Ox) er de molare konsentrasjonene av henholdsvis de reduserte og oksiderte formene av forbindelsen. For eksempel, for et redokssystem, har Nernst-ligningen formen
(REDOKSOMETRI, OKSIDIMETRI)
Essens og klassifisering av redokstitreringsmetoder
Redoksmetoder er basert på redoksreaksjoner. Det er utviklet mange metoder. De er klassifisert i henhold til standard (arbeid, titrant) løsning som brukes. Følgende metoder er mest brukt:
Permanganatometry er en metode som er basert på oksidasjonsevnen til en arbeidsløsning av kaliumpermanganat KMnO4. Titrering utføres uten indikator. Den brukes kun til å bestemme reduksjonsmidler i direkte titrering.
Jodometri er en metode der en løsning av fritt jod i KI fungerer som en fungerende titrert løsning. Metoden gjør det mulig å bestemme både oksidasjonsmidler og reduksjonsmidler. Stivelse fungerer som en indikator.
Dikromatometri er basert på bruk av kaliumdikromat K2Cr2O7 som arbeidsløsning. Metoden kan brukes til både direkte og indirekte bestemmelser av reduksjonsmidler.
Bromometri er basert på bruk av kaliumbromat KBrO3 som titrant ved bestemmelse av reduksjonsmidler.
Iodatometry bruker en løsning av kaliumjodat KIO3 som en arbeidsløsning ved bestemmelse av reduksjonsmidler.
Vanadatometry gjør det mulig å bruke den oksiderende kraften til ammoniumvanadat NH4VO3. I tillegg til metodene ovenfor, bruker laboratoriepraksis også metoder som cerimetri (Ce4+), titanometri og andre.
For å beregne molmassen til ekvivalenten av oksidasjonsmidler eller reduksjonsmidler, tas antall elektroner involvert i redoksreaksjonen i betraktning (Me = M / ne, hvor n er antall elektroner e). For å bestemme antall elektroner, er det nødvendig å kjenne de innledende og endelige oksidasjonstilstandene til oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet.
Av det store antallet redoksreaksjoner er det bare de reaksjonene som brukes til kjemisk analyse som:
flyt til slutten
passere raskt og støkiometrisk;
danne produkter av en viss kjemisk sammensetning (formler);
lar deg fikse ekvivalenspunktet nøyaktig;
ikke reagere med biprodukter i testløsningen.
De viktigste faktorene som påvirker reaksjonshastigheten er:
konsentrasjonen av reaktanter;
· temperatur;
pH-verdien til løsningen;
tilstedeværelsen av en katalysator.
I de fleste tilfeller er reaksjonshastigheten direkte avhengig av løsningens temperatur og pH. Derfor bør mange bestemmelser ved redokstitrering utføres ved en viss pH-verdi og under oppvarming.
Redokstitreringsindikatorer
redokstitrering
I analysen med redokstitreringsmetoder brukes direkte, revers og substitusjonstitrering. Ekvivalenspunktet for redokstitreringen er fast både ved hjelp av indikatorer og på ikke-indikatormåten. Ikke-indikatormetoden brukes i tilfeller der de oksiderte og reduserte formene av titranten er forskjellige. Ved ekvivalenspunktet vil tilsetning av 1 dråpe overflødig titrantløsning endre fargen på løsningen. På en ikke-indikator måte er det mulig å utføre bestemmelser ved den permanganometriske metoden, tk. ved ekvivalenspunktet fra en dråpe kaliumpermanganatløsning, blir den titrerte løsningen blekrosa.
Med indikatormetoden for å fikse ekvivalenspunktet, brukes spesifikke og redoksindikatorer. Spesifikke indikatorer inkluderer stivelse i jodometri, som, i nærvær av fritt jod, blir intens blå på grunn av dannelsen av en blå adsorpsjonsforbindelse. Redoksindikatorer er stoffer hvis farge endres når en viss redoksverdi (redokspotensial) nås. Redoksindikatorer inkluderer for eksempel difenylamin NH(C6H5)2. Når fargeløse løsninger utsettes for dets oksidasjonsmidler, blir det blåfiolett.
Redoksindikatorer har følgende krav:
Fargen på de oksiderte og reduserte formene bør være forskjellig;
Endringen i farge skal være merkbar med en liten mengde av indikatoren;
· indikatoren skal reagere på ekvivalenspunktet med et svært lite overskudd av reduksjonsmiddel eller oksidasjonsmiddel;
· handlingsintervallet bør være så kort som mulig;
· indikatoren må være motstandsdyktig mot miljøkomponenter (O2, luft, CO2, lys osv.).
Virkningsintervallet til redoksindikatoren beregnes ved hjelp av formelen:
E \u003d Eo ± 0,058 / n,
der Eo er det normale redokspotensialet til indikatoren (i katalogen), n er antall elektroner som indikatoren mottar i prosessen med oksidasjon eller reduksjon.
permanganatometry
Permanganatometry er basert på oksidasjonsreaksjonen av ulike reduksjonsmidler med en arbeidsløsning av kaliumpermanganat, dvs. MnO4-ion. Oksidasjon med kaliumpermanganat kan utføres i sure, nøytrale og alkaliske miljøer
I et sterkt surt medium har permanganationer (MnO4-) et høyt redokspotensiale, reduserende til Mn2+, og de brukes til å bestemme mange reduksjonsmidler:
МnО4- + 8Н+ + 5е = Мn2+ + 4Н2О
E0 MnO4- / Mn2+ = 1,51 V
I et alkalisk miljø reduseres MnO4- til manganation:
MnO4- + e = MnO42-
I et nøytralt eller svakt alkalisk medium reduseres permanganationet til mangansyre MnO (OH) 2 eller til MnO 2:
MnO4- + 2H2O + 3e \u003d MnO2 ↓ + 4OH-
E0 MnO4- / MnO2 \u003d 0,59 V
Ved titrering med permanganat brukes ikke indikatorer, siden selve reagenset er farget og er en følsom indikator: 0,1 ml av en 0,01 M KMnO4-løsning farger 100 ml vann i en blekrosa farge. Som et resultat av reaksjonen av kaliumpermanganat med et reduksjonsmiddel i et surt medium, dannes fargeløse Mn2+ ioner, noe som gjør det mulig å klart fikse ekvivalenspunktet.
KMnO4-løsning refererer til titranter med fast titer. I denne forbindelse, før den brukes i analysen som titrant, standardiseres KMnO4-løsningen i henhold til konsentrasjonen av løsninger av de opprinnelige stoffene av chavelinsyre eller natriumoksalat. En løsning av kaliumpermanganat er svært vanskelig å få tak i i sin rene form. Det er vanligvis forurenset med spor av mangan(IV)oksid. I tillegg inneholder rent destillert vann vanligvis spor av stoffer som reduserer kaliumpermanganat til å danne mangan (IV) oksid:
4 KMnO4 + 2H2O \u003d 4 MnO2 ↓ + 4OH- + 3O2
Når det lagres i fast form, brytes kaliumpermanganat ned under påvirkning av lys, og blir også forurenset med MnO2:
KMnO4 \u003d K2MnO4 + MnO2 ↓ + O2
En løsning av kaliumpermanganat kan fremstilles fra en standard titer og i henhold til en prøve tatt i teknisk skala. I det første tilfellet overføres innholdet i ampullen kvantitativt til en 2-liters målekolbe, mens ampullen og trakten skylles med varmt destillert vann. Tilsett et lite volum varmt vann til målekolben for å løse opp krystallene, avkjøl deretter den resulterende løsningen til romtemperatur, bring volumet av løsningen til merket og bland. Den molare konsentrasjonen av den resulterende løsningen er 0,05 mol/L.
I det andre tilfellet, vei en porsjon kaliumpermanganat som veier 1,6 g på en teknisk vekt i en flaske eller på et urglass, plasser den i et begerglass og oppløs i varmt destillert vann med grundig omrøring av den resulterende løsningen, og prøv å løse opp alt KMnO4 krystaller. Hell deretter løsningen forsiktig gjennom en trakt i en målekolbe med en kapasitet på 1 l og bland grundig etter å ha lukket kolben med en malt propp (ikke bruk gummipropp). La den tilberedte løsningen av KMnO4 stå i 7-10 dager, filtrer deretter løsningen gjennom en trakt med glassull eller hell den forsiktig over i en annen flaske med en sifon. Det er obligatorisk å lagre KMnO4-løsningen i mørke flasker, beskyttet mot lys, for å hindre nedbrytning.
Innstilling av titeren til en løsning av kaliumpermanganat, fremstilt i henhold til en prøve tatt, kan utføres ved bruk av oksalsyre H2C2O4 * 2H2O eller natriumoksalat Na2C2O4.
Bestemmelse av nitrittioner i løsning
I et nøytralt eller alkalisk miljø reagerer ikke nitritt med kaliumpermanganat; i en sur varm løsning oksideres de til nitrater:
5KNO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO2 + K2SO4 + 3H2O
Ved sakte titrering av en surgjort natriumnitrittløsning med en kaliumpermanganatløsning, oppnås lavere resultater, fordi nitritter lett oksideres av syrer for å danne nitrogenoksider:
2NO2- + 2H+ → 2HNO2 → NO2- + NO + H2O
Derfor, for å unngå tap, kan du bruke tilbaketitreringsmetoden eller Lynge-metoden - titrering med en løsning av natriumnitritt av en surgjort løsning av kaliumpermanganat.
Bestemmelse av kalsium i kalsiumkarbonat
Bestemmelse av kalsium i løsning ved metoden for permanganometrisk titrering er mulig ved metoden for tilbake- eller substitusjonstitrering. I det første tilfellet innføres et nøyaktig målt overskudd av en titrert løsning av oksalsyre i en løsning som inneholder kalsium. Det resulterende CaC2O4 + H2SO4-bunnfallet av CaC2O4 filtreres av, og resten som ikke kom inn i reaksjonen av oksalsyre titreres med en standardløsning av kaliumpermanganat. Forskjellen mellom det innførte volumet og resten avgjør hvor mye oksalsyre som skulle til for å felle ut Ca2+, som vil tilsvare kalsiuminnholdet i løsningen.
I henhold til metoden for substitusjonstitrering isoleres Ca2+ som et bunnfall av CaC2O4, som filtreres, vaskes og oppløses i H2SO4 eller HC1.
CaC2O4 + H2SO4 → H2C2O4 + CaSO4
Den resulterende oksalsyren titreres med en standardløsning av kaliumpermanganat, hvis mengde tilsvarer kalsiuminnholdet i løsningen.
Jodometri
Den jodometriske metoden for titrimetrisk analyse er basert på reaksjonen:
I2 + 2e = 2I-; Eo I2 / 3I- = 0,545 V
Denne ligningen er skrevet skjematisk, siden i praksis, for å øke løseligheten av I2, brukes en løsning av KI, som danner et kompleks med I2 K. Da ser ligningen for jodometrisk bestemmelse slik ut:
Mengden av analytten bedømmes etter mengden absorbert eller frigjort jod. Stoffer hvis redokspotensial er under 0,545 V vil være reduksjonsmidler (SO2, Na2S2O3, SnCl2, etc.), og derfor vil reaksjonen fortsette med absorpsjon av jod. Balansen vil skifte til høyre. Stoffer hvis redokspotensial er større enn 0,545 V vil være oksidasjonsmidler (KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, Cl2, Br2, etc.) og rette reaksjonen mot venstre, mot frigjøring av fritt jod.
I denne forbindelse brukes den jodometriske metoden både for bestemmelse av reduksjonsmidler og oksidasjonsmidler. Jodometriske bestemmelser utføres i et surt miljø, siden det i et alkalisk miljø kan dannes et hypojodidion, hvis oksidasjonsevne er høyere enn jod, noe som kan bidra til forekomsten av sideprosesser, spesielt oksiderer tiosulfatet ion til sulfat og resultatene vil bli forvrengt.
Ved bestemmelse av sterke reduksjonsmidler (Eo mye mer enn 0,545 V), brukes direkte titrering, og svake (Eo nær 0,545 V) blir tilbaketitrert. Arbeidsløsningen (titrant) er løsning I2. Oksidasjonsmidler bestemmes kun ved substitusjonstitrering, fordi når du bruker kaliumjodid som arbeidsløsning, er det umulig å fikse ekvivalenspunktet (i det øyeblikket jodfrigjøringen stopper). Som titrant ved bestemmelse av oksidasjonsmidler brukes en løsning av natriumtiosulfat, som interagerer med det frigjorte jod (substituent) i en ekvivalent mengde.
Nylaget 1% stivelsesløsning brukes som en indikator i jodometri. Når stivelse interagerer med jod, oppstår 2 prosesser - kompleksdannelse og adsorpsjon, som et resultat av at en blå forbindelse dannes. Følsomheten til reaksjonen med stivelse er høy, men avtar kraftig med økende temperatur. Stivelse bør kun tilsettes til den titrerte løsningen når hovedmengden jod allerede er titrert, ellers danner stivelsen en så sterk forbindelse med et overskudd av jod at natriumtiosulfat overbrukes.
Standardisering av natriumtiosulfatløsning med kaliumdikromat
Det er umulig å titrere tiosulfat direkte med kaliumdikromat, siden det reagerer ikke-støkiometrisk med alle sterke oksidasjonsmidler (dikromat, permanganat, bromat, etc.). Derfor brukes substitusjonsmetoden, først ved å bruke den støkiometriske reaksjonen mellom dikromat og jodid:
Cr2O72- + 6I- + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O (1)
Jod, som frigjøres i en mengde tilsvarende dikromat, titreres med en standardløsning av tiosulfat:
I2 + 2S2O32- = 2I- + S4O62- (2)
Reaksjon (1) krever en høy konsentrasjon av hydrogenioner, fordi i et surt miljø øker redokspotensialet til Cr2O72-/ 2Cr3+ paret, dvs. oksidasjonsevnen til kaliumdikromat er forbedret. Et overskudd av I- løser opp det frigjorte jodet og senker potensialet til I3-/3I-redoksparet, og øker dermed reaksjonens EMF (1). Før titrering av det frigjorte jodet, er det nødvendig å senke surheten til løsningen ved å fortynne den med vann for å forhindre at det oppstår en bireaksjon:
2H+ + S2O32- = H2S2O3 = H2O + SO2 + S
dikromatometri
Essensen av dikromatometrisk titrering
Dikromatometrisk titrering er en av metodene for redokstitrering basert på bruk av kaliumdikromat K2Cr207 som oksidasjonsmiddel. Når det utsettes for reduksjonsmidler, får dikromationet Cr2O72- seks elektroner og reduseres til Cr3+
Cr2O72- + 6e + 14H+ = 2Cr3+ + 7H20
Derfor er molmassen til ekvivalenten av kaliumdikromat 1/6 av molmassen. Det kan sees fra reaksjonsligningen at reduksjonen av Cr2O72-anioner til Cr3+ kationer skjer i nærvær av H+ ioner.
Titrer derfor med dikromat i et surt medium. Redokspotensialet til Cr2O72-/2Cr3+ systemet er 1,36 V. Ved [H+] = 1 mol/L. Derfor, i et surt miljø, er kaliumdikromat et sterkt oksidasjonsmiddel. Derfor brukes dikromatometri med hell for å bestemme nesten alle reduksjonsmidler bestemt permanganatometrisk. Dikromatometri har til og med noen fordeler fremfor permanganatometry.
Kaliumdikromat oppnås lett i kjemisk ren form ved omkrystallisering. Derfor tilberedes standardløsningen ved å løse opp en nøyaktig prøve. Kaliumdikromatløsninger er ekstremt stabile når de lagres i lukkede kar; den brytes ikke ned selv når den surgjorte løsningen er kokt og endres praktisk talt ikke når løsningen står.
I tillegg er kaliumdikromat vanskeligere enn permanganat å reduseres av organiske stoffer. Derfor oksiderer det ikke tilfeldige urenheter av organiske stoffer. Dette bestemmer også konstansen til titeren i løsningen. Kaliumdikromat oksiderer ikke (uten oppvarming) kloridioner. Dette gjør at de kan titrere reduksjonsmidler i nærvær av HCl.
Indikatoren i dikromatometrisk titrering er oftest difenylamin, som gjør løsningen blå med det minste overskudd av dikromat. Difenylamin tilhører gruppen av såkalte redoksindikatorer (redoksindikatorer). De er redokssystemer som endrer farge når den reduserte formen endres til den oksiderte formen, eller omvendt.
Hvis vi betegner den oksiderte formen av indikatoren Indoksidert. gjenopprettet form Indrest., og antall overførte elektroner er n, så kan transformasjonen av en form av en slik indikator til en annen representeres av et diagram;
Indoksyd ↔ Ind gjenoppretting -ne-
Hver redoksindikator er preget av et visst redokspotensial. For defenylamin er det +0,76 V. Den oksiderte formen av difenylamin er farget blå, og den reduserte formen er fargeløs.
I tillegg til difenylamin inkluderer redoksindikatorer ferroin, natriumdifenylaminosulfonat, fenylantranilsyre, etc.
Fe2+-ioner bestemmes dikromatometrisk i HCl-løsninger eller i svovelsyreløsninger. Kloridioner forstyrrer ikke bestemmelsen hvis konsentrasjonen ikke overstiger 1 mol/L.
Men når Fe2+-salter titreres med dikromat, akkumuleres Fe3+-kationer i løsningen, redokspotensialet til Fe3+↔Fe2+-systemet øker, og difenylamin oksideres. Derfor kan en blå farge vises når ekvivalenspunktet ennå ikke er nådd.
For å senke redokspotensialet til Fe2+ ↔ Fe3+-systemet tilsettes ortofosforsyre til løsningen i tillegg til difenylamin og saltsyre. Sistnevnte maskerer de forstyrrende Fe3+-ionene ved å binde dem til et sterkt fargeløst Fe(HP04)+-kompleks.
Fremstilling av kaliumdikromat-standardløsningen
En standardløsning tilberedes ved å løse opp en nøyaktig vekt av kaliumdikromat (kjemisk rent) i en målekolbe. Kaliumdikromat må først rekrystalliseres fra en vandig løsning og tørkes ved 150°C.
Tilbered 100 ml av ca. 0,1 N kaliumdikromat-standardløsning. Det ble bemerket ovenfor at når det interagerer med reduksjonsmidler i et surt medium, får dikromationet Cr2O72- seks elektroner. Derfor er molmassen til ekvivalenten til K2Cr207 294,20:6 = 49,03 g / mol, og for å fremstille 0,1 l av en 0,1 N løsning, vil det være nødvendig med 49,03 * 0,1 * 0,1 = 0,4903 g kaliumdikromat.
Ta ca. 0,5 g nykrystallisert kaliumdikromat i et lite reagensrør og vei det på en analytisk vekt. Overfør innholdet i reagensrøret med en trakt til en 100 ml målekolbe. Vei reagensrøret igjen og finn massen til prøven ved å bruke differansen
Løs opp en veid porsjon kaliumdikromat i destillert vann, fjern trakten og bring volumet av løsningen i kolben til merket med en pipette. Beregn titer og normal konsentrasjon av kaliumdikromatløsningen.
La oss anta at prøven av kaliumdikromat var 0,4916 g. Deretter titeren til løsningen
T \u003d m / V \u003d 0,4916 / 100 \u003d 0,004916 g / ml,
og normal konsentrasjon (molar ekvivalent konsentrasjon)
c \u003d 0,004916 * 1000 / 49,03 \u003d 0,1003.
Bestemmelse av jern (II) innhold i løsning
Dikromatometrisk bestemmes jern hovedsakelig i malmer, legeringer, slagger og andre materialer. Ved oppløsning omdannes imidlertid jernet deres delvis til Fe3+ ioner. Derfor, før bestemmelsen, er det nødvendig å redusere Fe3+ til Fe2+. Dette oppnås ved virkningen av metaller (eller deres amalgamer), for eksempel ved virkningen av metallisk sink:
2Fe3++ Zn = 2Fe2+ + Zn2+
Overflødig sink fjernes fra løsningen ved filtrering (for eksempel gjennom bomullsull). Essensen av reaksjonen brukt for den dikromatometriske bestemmelsen av Fe2+ kan uttrykkes ved ligningen
6Fe2++ Сr2О72- + 14Н+ → 6Fe3+ + 2Сr3+ + 7Н20
Bestemmelsen består i direkte titrering av den analyserte løsningen med en standardløsning av kaliumdikromat i nærvær av difenylamin:
6FeS04 + K2Cr207 + 7H2S04 = 3Fe 2 (S04)3 + Cr2 (S04)3 + K2S04 + 7H20
1 Cr2O72- + 14H+ + 6e = 2Cr3+ + 7H20
6 Fe 2+ - e \u003d Fe3 +
Svovelsyre tilsettes testløsningen for å opprettholde en høy surhet av mediet og fosforsyre for å binde de akkumulerte Fe3+-ionene, som for tidlig kan omdanne difenylamin til en oksidert (farget) form.
oksidasjonstilstander
For eksempel:
For eksempel:
Metoder for å etablere T.E.
For å bestemme ekvivalenspunktet i en redokstitrering, bruk:
a) ikke-indikatormetoder. I tilfellet når løsningen av det titrerte stoffet eller titranten har en farge, kan TE bestemmes ved henholdsvis forsvinningen eller utseendet til denne fargen;
b) spesifikke indikatorer - endre farge når en titrant vises eller analytten forsvinner. For eksempel, for J 2 /2J - systemet, er den spesifikke indikatoren stivelse, som farger løsninger som inneholder J 2 blått, og for Fe 3+ ioner er den spesifikke indikatoren SCN - ioner (tiocyanationer), det resulterende komplekset er farget blodrød;
c) RH (redoks-) indikatorer - skifter farge når RF på systempotensialet endres. Enfargede indikatorer - difenylamin, tofarget - ferroin.
Redoksindikatorer finnes i to former - oksidert (Ind ok) og redusert (Ind voss), og fargen på den ene formen er forskjellig fra den andre. Overgangen til indikatoren fra en form til en annen og endringen i fargen skjer ved et visst overgangspotensial, som observeres når konsentrasjonene av de oksiderte og reduserte formene til indikatoren er like og i henhold til Nernst-Peters-ligningen:
Overgangsintervallet for redoksindikatorer er veldig kort, i motsetning til syre-base-indikatorer.
RH titreringskurver
RH-kurvene for RH-titreringen viser endringen i RH-potensialet til systemet når titrantløsningen tilsettes.
Reduktometri, når oksidasjonsmiddelløsningen titreres med en standard reduksjonsmiddelløsning
I reduktometri beregnes titreringskurver:
2) 
3) 
Oksidimetri, når en reduksjonsmiddelløsning titreres med en standard oksidasjonsløsning
 |
I oksidimetri beregnes titreringskurver:
2)
3) 
Eksempel. Vi beregner titreringskurven for 100 cm 3 løsning av FeSO 4 med en molar konsentrasjon tilsvarende 0,1 mol / dm 3 med en løsning av KMnO 4 av samme konsentrasjon.
Reaksjonsligning:
Likevektskonstanten til denne reaksjonen er
En stor numerisk verdi av likevektskonstanten indikerer at likevekten til reaksjonen er nesten helt forskjøvet til høyre. Etter tilsetning av de første dråpene av titranten, dannes to OB-par i løsningen: , potensialet til hver av dem kan beregnes ved å bruke Nernst-ligningen:
I dette tilfellet titreres reduksjonsmiddelløsningen med oksidasjonsmiddelløsningen, dvs. titrering refererer til metoden for oksidimetri, beregningen av titreringskurven utføres i henhold til passende skjema.
3) Etter T.E.
Beregnede data for plotting av titreringskurven
| nr. p / s | τ | Beregningsformel | E, V |
| 0,10 |  | 0,71 | |
| 0,50 | 0,77 | ||
| 0,90 | 0,83 | ||
| 0,99 | 0,89 | ||
| 0,999 | 0,95 | ||
 | 1,39 | ||
| 1,001 |  | 1,47 | |
| 1,01 | 1,49 | ||
| 1,10 | 1,50 | ||
| 1,50 | 1,505 |
I henhold til tabellen bygger vi en titreringskurve:
For titreringsfeil ± 0,1 % titreringstrinn
∆E \u003d E τ \u003d 1,001 - E τ \u003d 0,999 \u003d 1,47 - 0,95 \u003d 0,52.
For titreringsfeil ± 1,0 % titreringstrinn
∆E \u003d E τ \u003d 1,01 - E τ \u003d 0,99 \u003d 1,49 - 0,89 \u003d 0,60.
I TE-regionen, når man går fra en løsning som er undertitrert med 0,1 % til en løsning overtitrert med 0,1 %, endres potensialet med mer enn 0,5 V. potensialendring. I tillegg, i dette tilfellet, brukes en farget løsning som titrant, derfor T.E. kan identifiseres ved utseendet til en svak rosa farge fra en overflødig dråpe kaliumpermanganat.
PERMANGANATOMETRI
Metoden er basert på oksidasjon av løsninger av reduksjonsmidler med KMnO 4 kaliumpermanganat. Oksydasjonen av reduksjonsmidler kan utføres i ulike medier, og mangan (VII) reduseres i surt medium til Mn 2+ ioner, i nøytralt til mangan (IV) og i alkalisk medium til mangan (VI). Vanligvis, i metoden for permanganatometry, utføres reaksjonen i et surt medium. I dette tilfellet oppstår en halvreaksjon
Det er umulig å tilberede en titrert løsning i henhold til en eksakt prøve, fordi den inneholder i sammensetningen. Forbered derfor først en løsning med omtrent ønsket konsentrasjon, la den stå i en mørk flaske i 7-10 dager, filtrer ut det utfelte, og still inn den nøyaktige konsentrasjonen av den resulterende løsningen. Standardisering av løsningen utføres i henhold til en titrert løsning av oksalsyre ( 
) eller natriumoksalat ().
Indikatoren er selve permanganatet, farget rødfiolett. Slutten av reaksjonen bestemmes lett av fargeendringen fra en overflødig dråpe permanganat. I et surt miljø blir den titrerte løsningen rosa på grunn av overflødig MnO 4 - ioner. En stor ulempe med redoksreaksjoner er deres lave hastighet, noe som kompliserer titreringsprosessen. Varme brukes til å fremskynde langsomme reaksjoner. Som regel, for hver 10°C temperaturøkning, øker reaksjonshastigheten med en faktor på 2-3. Oksydasjonsreaksjonen med oksalsyrepermanganat utføres ved en temperatur på 70-80 °C. Under disse forholdene fortsetter titreringen normalt, siden reaksjonshastigheten øker betydelig.
Hvis oppvarming ikke kan brukes (fordampning av et av stoffene, nedbrytning osv.), økes konsentrasjonene av reaktantene for å fremskynde reaksjonen. Reaksjonshastigheten kan påvirkes ved innføring av en katalysator i løsningen.
Oksydasjonsreaksjonen med oksalsyrepermanganat kan katalytisk akselereres ved tilsetning av MnSO 4 , hvis rolle er som følger:
Det resulterende mangandioksidet oksiderer oksalsyre, og reduseres til mangan (III):
Mangan (II) tilsatt til løsningen blir således fullstendig regenerert og forbrukes ikke i reaksjonen, men akselererer reaksjonen kraftig. I permanganatometry er et av produktene fra oksidasjonsreaksjonen til oksalsyre Mn 2+ ioner, som, når de dannes i løsning, akselererer reaksjonsprosessen. Slike reaksjoner kalles autokatalytisk. De første dråpene permanganat under titrering av en varm surgjort løsning av oksalsyre blir sakte fargeløse. Ettersom en liten mengde Mn 2+ -ioner dannes, oppstår ytterligere misfarging av permanganatet nesten øyeblikkelig, siden de dannede Mn 2+ -ionene spiller rollen som katalysator.
Redokstitrering
Redoksprosesser inkluderer kjemiske prosesser som er ledsaget av en endring oksidasjonstilstander atomene til stoffene som er involvert i reaksjonen.
Stoffer hvis atomer under reaksjonen senker oksidasjonstilstanden på grunn av tilsetning av elektroner, kalles oksidasjonsmidler, dvs. de er elektronakseptorer. I dette tilfellet blir selve oksidantene gjenopprettet. Reduksjonsmidler, som er elektrondonorer, oksideres.
Reduksjonsproduktet til et oksidasjonsmiddel kalles den reduserte formen, og oksidasjonsproduktet til reduksjonsmidlet kalles dets oksiderte form. Oksydasjonsmidlet med sin reduserte form utgjør et halvt par av redokssystemet, og det andre halvparet er reduksjonsmidlet med sin oksiderte form. Således utgjør et reduksjonsmiddel med en oksidert form og et oksidasjonsmiddel med sin reduserte form to halvpar (redokspar) av redokssystemet.
Alle OM-prosesser (redoksreaksjoner) kan deles inn i tre typer
a) intermolekylær, når under reaksjonen av OB skjer overføring av elektroner mellom partikler av forskjellige stoffer. For eksempel
I denne reaksjonen spilles rollen til et oksidasjonsmiddel i nærvær av H 3 O + av ioner, og ioner fungerer som et reduksjonsmiddel
b) dismutasjon (disproporsjonering), der overgangen av elektroner skjer mellom partikler av samme stoff. Som et resultat av disproporsjonering avtar oksidasjonstilstanden til en del av atomene på bekostning av en annen del av de samme atomene, hvis oksidasjonstilstand blir høyere.
For eksempel:
c) intramolekylær, der overføring av elektroner skjer mellom to atomer som er en del av samme partikkel av et stoff, noe som fører til nedbrytning av stoffet til enklere.
Onkel Vanya handlingen i stykket. "Onkel Ivan. Holdning til andres professor
Lille Tsakhes, med kallenavnet Zinnober
Maikov, Apollon Nikolaevich - kort biografi