Основное уравнение кислотно основных индикаторов

Видео:Кривые титрования и кислотно-основные индикаторы (видео 14) | Титриметрический анализ | ХимияСкачать

Теории кислотно-основных индикаторов

Кроме использования органических соединений для образования металлокомплексов, образования окрашенных соединений органические реагенты используются очень широко в аналитической химии в качестве индикаторов методов кислотно-основного титрования. Индикатор – это вещество, которое проявляет видимое изменение в точке эквивалентности или вблизи её. Кислотно-основные индикаторы в кислых и щелочных растворах имеют различную окраску. Иак, лакмус в кислой среде (рН 7) – в синий; фенолфталеин в кислой – бесцветен, в щелочной – имеет красную или малиновую окраску.

Для объяснения природы изменения окраски индикаторов было предложено несколько теорий. Ионная теория кислотно-основных индикаторов предполагает наличие в растворе двух форм молекулы индикатора – кислой формы, имеющей один цвет, и основной формы, имеющей другой цвет. В зависимости от рН раствора и соответственно от преобладания той или иной формы, происходит окрашивание раствора в соответствующий форме молекулы индикатора цвет.

Хромофорная теория кислотно-основных индикаторов объясняет наличие окраски индикаторов, являющихся органическими соединениями, присутствием в молекулах индикаторов хромофорных групп. В роли хромофорных групп могут выступать такие группировки атомов и связей, как

хиноидные структуры и некоторые другие.

Далее предполагается, что индикаторы в растворе могут присутствовать в разных таутомерных формах, находящихся в равновесии. В кислой среде доминирует одна таутомерная форма индикатора с какой-то, а в щелочной – другая таутомерная форма с иной хромофорной группой. Примером сказанного может послужить индикатор фенолфталеин, который в кислой среде бесцветен, а в щелочной окрашен в красный цвет. Согласно хромофорной теории предполагается, что в водном растворе фенолфталеина устанавливается равновесие:

Таутомерная форма I не имеет хромофорной группы и поэтому бесцветна, а форма II обладает хиноидным хромофором и поэтому окрашена в красный цвет. Другой пример виден у индикатора метиловый оранжевый, который является натриевой солью диметиламиноазобензол-сульфокислоты (CH₃ ) ₂ N – C₆H₄– N=N – C₆H₄ – SO₃Na. В водном растворе анион этой кислоты присоединяет протон и переходит в кислоту, которая подвергается превращению по схеме:

Таутомерная форма I имеет хромофор ─N=N─, придающий индикатору жёлтый цвет, а таутомерная форма II имеет другую хромофорную группу, придающую индикатору красный цвет.

Ионно-хромофорная теория, которая объединила представление ионной и хромофорной теорий.

В рамках этой теории принимается, что кислотно-основные индикаторы представляют собой слабые кислоты и основания, причём нейтральная молекула индикатора и её ионизированная форма содержат разные хромофорные группы.

Допустим, индикатор представляет собой слабую одноосновную кислоту HInd. В соответствии с ионно-хромофорной теорией в водном растворе индикатора устанавливается равновесии:

HInd = H + + Indˉ = H + + Indˉ_B

кислая форма I основная форма II

Кислая форма представляет собой нейтральную молекулу слабой кислоты HInd в какой-то таутомерной форме, основная форма Indˉ_B – это анион кислотной формы, которая является слабой кислотой в другой таутомерной форме. Хромофорные группы обеих таутомерных форм HInd и Indˉ_B неодинаковы, поэтому и окраска этих двух форм различна.

При изменении рН растворов, а именно при подкислении равновесие смещается влево – в сторону кислой формы и после понижения рН до такого значения рН1, когда в растворе доминирует эта форма, раствор принимает окраску формы I. При уменьшении концентрации ионов водорода равновесие смещается вправо – в сторону основной формы II. В случае индикатора фенолфталеина схему можно упрощённо представить следующим образом:

Кислотно-основные индикаторы, как правило, — обратимые индика-торы, способные обратимо изменять окраску в зависимости рН раствора. Предложено более 200 органических соединений в качестве кислотно-основных индикаторов, относящихся к различным структурным типам.

Видео:Что такое ИНДИКАТОРЫ и как их ЗАПОМНИТЬ?Скачать

Кислотно-основное титрование. Индикаторы, техника титрования

» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>

Кислотно-основное титрование

Основные понятия кислотно-основного титрования
Индикаторы метода кислотно-основного титрования. Теории индикаторов
Техника титрования

Основные понятия кислотно-основного титрования

Метод кислотно-основное титрование базируется на реакциях взаимодействия между кислотами и основаниями, т. е. на реакции нейтрализации:

Рабочими растворами метода являются растворы сильных кислот (HCl, H2S, НNО3 и др.) или сильных оснований (NaOH, КОН, Ва(ОН)2 и др.). В зависимости от титрованного раствора (титранта) кислотно-основное титрование подразделяют на ацидиметрию, если титрантом является раствор кислоты, и алкалиметрию, если используют в качестве титранта раствор основания.

Согласно правилу эквивалентности титрование необходимо продолжать до тех пор, пока количество прибавленного реагента не станет эквивалентным содержанию определяемого вещества. Наступающий в процессе титрования момент, когда количecтвo вещества в растворе титранта становится строго эквивалентным количеству определяемого вещества согласно уравнению химической реакции, называют точкой эквивалентности.

Точку эквивалентности устанавливают различными способами. В методах ручного анализа преимущественно используют изменение окраски индикатора, добавляемого в титруемый раствор. Момент, при котором происходит наблюдаемое изменение цвета индикатора, называют конечной точкой титрования. Очень часто конечная точка титрования не совсем совпадает с точкой эквивалентности. Как правило, они отличаются друг от друга не более чем на 0,04 мл (2 капли) титранта. Это то количество вещества в растворе титранта, которое необходимо для взаимодейcтвия его с индикатором.

Если для приготовления растворов используют вещества, которые не являются стандартными, то проводят их стандартизацию. Например растворы кислот можно стандартизовать по стандартным веществам — натрия тетраборат Na2B4О7 ∙10Н2О, натрия карбонат Nа2СО3 ·10Н2О или по стандартным растворам NaOH, КОН; а растворы оснований — по щавелевой кислоте Н2С2О4 ∙2Н2О, янтарной кислоте Н2С4Н4О4 или по стандартным растворам HCl, H2SO4 , НNО3 .

Кривые кислотно-основного титрования выражают зависимость изменения рН раствора от объема добавленного титранта (рис. 3.4).

Рис. 3.4. Кривая кислотно-щелочного титрования

При расчете рН необходимо знать состав титриметрической смеси. Для упрощения вычислений (что не приводит к заметным ошибкам) не учитывают разбавление раствора в процессе титрования и используют понятие «концентрация», а не «активность». Кривые титрования представляют в виде графика зависимости рН от объема добавленного титранта или объема избытка определяемого вещества и избытка титранта.

В начале титрования рН изменяется очень медленно. Кривая (см. рис. 3.4) показывает, в частности, что если оттитровать половину имеющегося количества кислоты (50 мл), рН раствора изменится незначительно по сравнению с исходным, если оттитровать 90 % (90 мл), то и тогда уменьшение рН составит лишь одну единицу. С уменьшением концентрации оставшейся кислоты изменение рН при титровании становится более резким. Оттитровывание кислоты от 90 до 99 % вызывает изменение рН на три единицы. Также на единицу возрастает рН при оттитровывании от 99 до 99,9 %, т. е. на 0,9 %. Титрование остатка кислоты (0,1%) приводит к изменению рН на целых 3 единицы. Введение избытка в 0,1 % NaOH по сравнению с эквивалентным количеством вызывает изменение рН также на 3 единицы, и рН раствора становится равным 13,0.

Кривая титрования сильного основания сильной кислотой представляет собой зеркальное отображение кривой титрования сильной кислоты сильным основанием. При титровании сильной кислотой сильного основания и наоборот до точки эквивалентности рН раствора определяется концентрацией неоттитрованной щелочи или кислоты, а после точки эквивалентности — концентрацией добавленной кислоты или щелочи. В точке эквивалентности раствор нейтрален.

Скачок титрования — это резкое изменение рН в области точки эквивалентности. Факторы, влияющие на величину и положение скачка титрования (на величину скачка титрования влияют все факторы, от которых зависят значения рН):

• ● константа диссоциации титруемого вещества;
• ● концентрация титруемого вещества;
• ● концентрация титранта;
• ● температура;
• ● ионная сила.

Чем меньше концентрация титруемого вещества и титранта, тем меньше скачок. Практически невозможно оттитровать сильные протолиты концентрацией 10 –4 М, а слабые — концентрацией 10 –2 М. При изменении температуры сильно изменяется константа автопротолиза воды, входящая во многие формулы расчета рН. В результате при увеличении температуры скачок уменьшается и смещается в более кислую область. Ионная сила влияет незначительно.

В рассматриваемом случае расчет рН проводят по следующим формулам:

● Для сильной кислоты, например HCl, рН определяется концентрацией ионов водорода: [H+] = M кислоты.

● Для сильного основания, например КОН [H+] = 10 –14 / Mщелочи. Часто проводят титрование с использованием слабых электролитов.

При титровании слабой кислоты сильным основанием чем слабее кислота, тем больше значение рН в начале титрования. Следовательно, ветвь кривой титрования (рис. 3.5) до точки эквивалентности смещается в щелочную область. После достижения точки эквивалентности образуется сильное основание, следовательно, значение рН резко смещается в щелочную область. При дальнейшем титровании кривая изменяется незначительно.

В ходе титрования раствора уксусной кислоты сильным основанием значение pH все время остается выше, чем при тех же концентрациях соляной кислоты. В результате этого скачок на кривой начинается с более высокого значения рН. Заканчивается он, как и в первом случае, при рН = 10, так как титрование производят тем же раствором 0,1 моль/л NaOH.

Рис. 3.5. Ход титрования слабой кислоты сильным основанием

При титровании слабой кислоты сильным основанием pH раствора кислоты вычисляют с учетом ее константы диссоциации:

Интервал скачка рН на кривой титрования 0,1 мольл уксусной кислоты раствором 0,1 мольл NaOH значительно уже предыдущего случая. Он простирается от рН = 7,8 до рН = 10.

При титровании слабого основания сильной кислотой интервал скачка уменьшается в щелочной области рН. Рассчитывается рН в этом случае следующим образом:

При титрование слабой кислоты слабым основанием (или наоборот) сужение интервала скачка рН происходит и в кислотной, и в щелочной областях рН. Вследствие этого интервал скачка рН на кривой вовсе исчезает. Пример — нейтрализация раствора 0,1 моль/л СН3СООН раствором 0,1 моль/л NН4ОН. Кривая титрования не имеет скачка рН. Поэтому нельзя ожидать и резкого изменения окраски индикаторов. Титрование слабой кислоты слабым основанием вообще невозможно.

Индикаторы метода кислотно-основного титрования. Теории индикаторов

Индикаторы — вещества, которые резко реагируют на изменение концентрации определяемого компонента или титранта вблизи точки эквивалентности. В методах кислотно-основного титрования для определения конечной точки титрования используют кислотноосновные индикаторы (табл. 3.1). Это органические вещества, способные видимо и обратимо изменять свою окраску в растворе при изменении рН среды.

Кислотно-основные индикаторы изменяют свою окраску в области интервала перехода независимо от того, достигнута ли точка эквивалентности. Правильно выбранный индикатор изменяет окраску в области скачка титрования. У неправильно выбранного индикатора изменение окраски может происходить задолго до наступления точки эквивалентности или после нее.

Таблица 3.1 Характеристики кислотно-основных индикаторов

Выбирают индикатор с помощью кривой титрования. Для этого на график наносят интервал перехода индикатора. У правильно выбранного индикатора интервал перехода полностью или частично перекрывается скачком титрования. Если такого перекрывания нет, то индикатор для данного титрования не подходит. Значение рН, при котором заканчивается титрование с данным индикатором, называют показателем титрования и обозначают рТ. Показатель титрования находится обычно в середине интервала перехода индикатора. Существуют различные теории индикаторов, каждая из которых по-своему объясняет поведение кислотно-основных индикаторов в кислых и щелочных средах.

Ионная теория индикаторов. В связи с тем, что кислотно-основные индикаторы представляют собой слабые кислоты или слабые основания, любой индикатор диссоциирует в растворе согласно уравнению:

HInd = Н+ + Ind — (бесцветный — малиновый).

Окраска раствора, в котором индикатор находится в молекулярной форме (HInd), отличается от окраски раствора, в котором индикатор находится в ионной форме (Ind − ). Молекулы фенолфталеина HInd бесцветны, а его анионы Ind − окрашены в малиновый цвет. Достаточно к раствору, содержащему фенолфталеин, прибавить 1−2 капли щелочи, как введенные ОН – ионы станут связывать катионы Н+ с образованием слабого электролита — молекул воды. При этом равновесие диссоциации индикатора сместится вправо, и накопление анионов Ind − вызовет окрашивание раствора в малиновый цвет. То есть переход одной окраски, присущей молекулярной форме кислотно-основного индикатора, в другую, свойственную его ионной форме, происходит под влиянием Н+ или ОН − -ионов, т. е. зависит от рН раствора.

Хромофорная теория индикаторов. Поведение индикаторов, объясняемое ионной теорией индикаторов, дополняется хромофорной теорией, согласно которой изменение окраски индикаторов связано с изменением структуры их молекул, внутримолекулярной перегруппировкой, вызываемой действием Н+ или ОН − -ионов. По хромофорной теории в процессе изменения рН раствора меняется строение молекул кислотно-основных индикаторов. Это явление обусловливается бензоидно-хиноидной таутомерией. При изменении рН среды раствора или при диссоциации хромофоры могут перегруппировываться. Перемена окраски у индикаторов является результатом изменений в их внутреннем строении. У одноцветных индикаторов окраска изменяется в связи с появлением или исчезновением хромофоров. У двухцветных индикаторов эти изменения обусловлены превращением одних хромофоров в другие. Типичным одноцветным индикатором является фенолфталеин. При рН –4 , у лакмуса Кд = 10 –8 , а у фенолфталеина Кд = 10 –9 . Следовательно, фенолфталеин является наиболее слабой органической кислотой из этих индикаторов.

Изменение окраски индикаторов происходит при прибавлении к любому раствору любой кислоты или щелочи влечет за собой изменение концентрации ионов Н+ в нем, а следовательно, и величины рН. Перемена окраски у индикаторов также связана с изменением рН раствора. Однако каждый индикатор изменяет окраску только в определенном, характерном для него интервале значений рН. Объясняется это тем, что окраска индикатора зависит от соотношения концентраций его диссоциированной и недиссоциированной форм, т. е.

При рН = 7, [Н+] = 1 –7 , а [HInd] / [Ind−] = 10 –7 / 10 –9 , т. е. при рН = 7 на каждые 100 бесцветных молекул фенолфталеина приходится лишь один окрашенный ион, следовательно, раствор бесцветный.

Если к раствору фенолфталеина прибавить щелочь и довести рН раствора до 8, то соотношение [HInd] / [Ind−] = 10 –8 /10 –9 уменьшится в 10 раз и раствор станет бледно-розовым. При рН = 9 соотношение [HInd] / [Ind−] = 10 –9 /10 –9 = 1,0, т. е. в растворе присутствуют равные количества бесцветных молекул индикатора и окрашенных в красный цвет ионов, при этом раствор приобретает розовую окраску. Следовательно, цвет водного раствора индикатора определяется соотношением концентрации его молекулярной и ионной форм, отличающихся различной окраской, и зависит от [Н+].

Техника титрования

Правильное определение точки эквивалентности при титровании зависит не только от выбора индикатора, но и от порядка титрования. По методу нейтрализации титруют растворы кислот растворами оснований или наоборот. Этот порядок следует учитывать при выборе индикатора. Например, если титруют кислоту основанием и в качестве индикатора используют метиловый оранжевый (или метиловый красный), то розовая окраска индикатора от избыточной капли щелочи должна перейти в желтую.

Такое изменение окраски гораздо хуже улавливается глазом, чем переход ее из желтой в розовую. Поэтому с метиловым оранжевым (или метиловым красным) рекомендуют титровать растворы оснований растворами кислот. С фенолфталeином удобнее титровать растворы кислот растворами оснований, так как при этом бесцветный раствор становится малиновым.

Следует заметить, что при использовании индикаторов для фиксирования конечной точки титрования возможно появление индикаторной ошибки. Она образуется в случае несовпадения рН раствора в точке эквивалентности и рТ индикатора. Если такое несовпадение имеет место, то раствор обычно либо несколько перетитровывают, либо, наоборот, недотитровывают. Для уменьшения индикаторной ошибки титрование проводят с так называемым свидетелем. В запасную коническую колбу (или стакан) наливают дистиллированную воду в количестве, приблизительно равном объему жидкости, получающейся в конце титрования. Прибавляют к воде столько же капель индикатора, например метилового оранжевого, сколько и к титруемому раствору, и приливают из бюретки 1−2 капли кислоты, вызывающей слабое порозовение раствора. Приготовленный таким образом свидетель используют в качестве образца при титровании, добиваясь, чтобы окраска анализируемого раствора и свидетель была одинакова. С помощью свидетель вводят также поправку в результаты титрования на прибавленный избыток кислоты, т. е. из затраченного ее объема вычитают объем двух капель (0,04 мл), использованных на окрашивание индикатора в свидетель.

Правильное определение точки эквивалентности зависит от количества прибавленного индикатора. Иногда стараются прилить побольше индикатора, полагая, что большая интенсивность окраски раствора облегчит определение точки эквивалентности. Но чем больше прибавлено индикатора, тем труднее заметить изменение окраски, так как оно будет происходить медленнее. Для установления конечной точки титрования имеет значение не столько яркость окраски раствора, сколько четкость ее изменения. Опытным путем найдено, что на 10–15 мл анализируемого раствора следует брать одну каплю раствора индикатора, а на 25 мл — не более двух капель.

Таким образом, результат объемного определения зависит не только от выбора индикатора, но также от его взятого количества и от принятого порядка титрования.

Видео:Кислотно-основные индикаторы. Часть1Скачать

КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ ТИТРОВАНИЕ

Метод основан на протолитической реакции в водном растворе:

Реакция протекает между веществами с кислотными и основными свойствами. В соответствии с природой титранта методы протолитометрии делятся на ацидиметрию (титрант – кислота, от латинского слова «acid») и алкалиметрию (титрант – щелочь, от латинского слова «alkaly»). Краткая характеристика методов представлена в табл. 5.

Характеристика методов протолитометрии

Растворы, применяемые в протолитометрии, не имеют окраски, поэтому для визуального фиксирования конечной точки титрования (точки эквивалентности) применяют кислотно-основные индикаторы.

Кислотно-основные индикаторы (рН-индикаторы) – органические кислоты и основания, изменение окраски которых зависит от рН среды. Молекулярная и ионная формы индикаторов имеют различную окраску. Кроме того, изменение окраски связано с таутомерией молекул индикатора. Существуют одноцветные индикаторы, бесцветные в кислой среде и окрашенные в щелочной (например, фенолфталеин), и двухцветные (например, метиловый оранжевый), характеризующиеся различной окраской в кислых и щелочных растворах (табл. 6).

Некоторые кислотно-основные индикаторы

С точки зрения ионной теории индикаторов окраска молекулярной и ионной форм рН-индикатора существенно отличается. В зависимости от рН среды преобладает одна из форм индикатора. Например, фенолфталеин в молекулярной форме бесцветен, его ионная форма окрашена в малиновый цвет:

При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону образования молекул индикатора, которые не имеют окраски. При добавлении к раствору щелочи равновесие смещается в сторону образования ионов индикатора, которые окрашены в малиновый цвет.

Каждый индикатор характеризуется интервалом перехода окраски – интервалом значений рН, внутри которого индикатор изменяет окраску, за его пределами преобладает одна из форм индикатора. Интервал перехода окраски (∆pH) рассчитывают по формуле:

где рК_i = – lg К_i; К_i – константа ионизации индикатора.

Интервал перехода окраски зависит от природы индикатора и его свойств. Чем меньше интервал перехода окраски, тем ценнее индикатор. Значение рН, при котором заканчивается титрование в присутствии данного индикатора, называется показателем титрования (рТ). Изменение окраски происходит, как правило, при равных значениях концентраций молекулярной и ионной форм индикатора, поэтому во многих системах рТ= рК_i.

Требования к кислотно-основным индикаторам:

¨ резко различная окраска индикатора при близких значениях рН;

¨ минимальный интервал изменения окраски;

¨ контрастный переход окраски;

¨ стабильность окраски индикатора;

¨ обратимость изменения окраски.

Принцип выбора индикатора: интервал перехода окраски индикатора должен совпадать с точкой эквивалентности. Так, при титровании раствора уксусной кислоты раствором NaOH протекает реакция:

или в ионном виде:

СН₃СООН + OH – СН₃СОО – + H₂O.

В точке эквивалентности вся кислота оттитрована, но за счет смещения равновесия влево, рН раствора определяется наличием сопряженного основания (ионов ОН – ).

Титрование заканчивается в щелочной среде, поэтому для фиксирования точки эквивалентности необходим индикатор, имеющий интервал перехода окраски ∆рН > 7 (например, фенолфталеин).

Для точного выбора индикатора рассчитывают кривые титрования.

Кривая титрования раствора сильной кислоты сильным основанием (или наоборот).

Титрование раствора NаOH раствором соляной кислоты:

NаOH + HCl→ NаCl + Н₂О

С(NаOH)=С(HCl)=0,1 моль/дм 3 ; объем раствора V=100 см 3

Расчет равновесных концентраций основания и кислоты рассчитываем по закону эквивалентов: .

рН

По результатам расчета строим кривую титрования в координатах рН – V титранта. Скачок на кривой титрования равен 10–4= 6 ед.

Индикатор для фиксирования точки эквивалентности выбирают таким образом, чтобы интервал перехода его окраски совпадал со скачком на кривой титрования. Из наиболее распространенных индикаторов здесь подойдет метиловый красный (интервал перехода окраски равен ∆рН=4–6) и фенолфталеин (интервал перехода окраски ∆рН= 8–10).

Кривая титрования раствора слабой кислоты сильным основанием.

Уксусная кислота может быть оттитрована раствором гидроксида натрия:

В справочной таблице находим значение рК= 4,76. Расчет равновесных концентраций кислоты, соли и основания рассчитываем по закону эквивалентов: .

По результатам расчета строим кривую титрования в координатах рН – V титранта. Скачок на кривой титрования равен 10 – 7,76= 2,24 ед.

Индикатор для фиксирования точки эквивалентности выбирают таким образом, чтобы интервал перехода его окраски совпадал со скачком на кривой титрования. Из наиболее распространенных индикаторов здесь подойдет фенолфталеин. Интервал перехода окраски равен ∆рН= 8–10. Переход окраски от бесцветного к малиновому.

рН

10

9 фенолфталеин т.э. скачок

0 50 90 100 110 V,см 3

Кривая титрования раствора слабого основания сильной кислотой .

Раствор NН₄OH можно оттитровать раствором соляной кислоты:

В справочной таблице находим значение рК(NН₄OH)=4,75.

Расчет равновесных концентраций основания, соли и кислоты рассчитываем по закону эквивалентов: .

По результатам расчета строим кривую титрования в координатах рН – V титранта. Скачок на кривой титрования мал и равен 6,25–4= 2,25 ед.

Индикатор для фиксирования точки эквивалентности выбирают таким образом, чтобы интервал перехода его окраски совпадал со скачком на кривой титрования. Из наиболее распространенных индикаторов здесь подойдет метиловый красный. Интервал перехода окраски равен ∆рН= 4–6. Переход окраски от желтого в щелочной среде к красному – в кислой.

рН

7

0 50 90 100 110 V,см 3

Редоксиметрия – группа титриметрических методов анализа, в основе которых находятся реакции, протекающие с изменением степеней окисления реагирующих веществ. Окисление одного вещества неразрывно связано с восстановлением другого, поэтому реакции такого типа называются окислительно-восстановительными. Вещество может существовать в двух формах – окисленной (Ох) и восстановленной (Red), которые образуют сопряженную редокс — пару.

Термин «редокс» произошел в результате сочетания латинских слов reductio – восстановление и oxydatio – окисление.

В растворе протекает окислительно-восстановительная реакция:

восстановление Ох₁ + ne → Red₁,

Количественной характеристикой способности веществ окисляться или восстанавливаться является стандартный электродный потенциал (Е О ).Для нахождения Е О измеряют электродвижущую силу гальванического элемента, одним из полуэлементов которого является стандартный водородный электрод, другим – электрод, на котором протекает полуреакция с участием данной редокс-парой.

Стандартный электродный потенциал – равновесный потенциал, измеренный относительно водородного электрода при активностях всех участников полуреакции, равных 1 моль/дм 3 и при условии, что система находится в стандартных условиях (Р = 1,013 ·10 5 Па (1 атм); Т = 297 К); Е О зависит от температуры, давления и природы растворителя.

В реальных системах электродный потенциал отличается от стандартного, так как изменяются условия измерения. Реальный редокс-потенциал (Е)зависит от природы редокс-пары, активности ионов, температуры. Количественно эта зависимость описывается уравнением Нернста:

,

где – стандартный электродный потенциал, В; – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/моль·К; Т – абсолютная температура, К; – постоянная Фарадея, 9,65·10 4 Кл; – число электронов, принимающих участие в электродной реакции; и – активности окисленной и восстановленной форм вещества соответственно.

Если в реакции компоненты находятся в стандартном состоянии (твердые вещества, газы), их активность а= 1. Активности компонентов следует возвести в степени, равные стехиометрическим коэффициентам.

При подстановке всех констант, переходе от натурального логарифма к десятичному и 25 О С уравнение Нернста принимает вид, в котором применяется для расчета реальных потенциалов окислительно-восстановительных систем:

.

Методы редоксиметрии классифицируются в зависимости от названия титрантов (табл. 7).

Характеристика методов редоксиметрии

Для установления точки эквивалентности применяется несколько способов:

Окислительно-восстановительные (редокс) индикаторы – органические соединения, способные к окислению или восстановлению, причем окисленная и восстановленная формы имеют различную окраску, которая зависит от потенциала системы.

Характеристика важнейших редокс-индикаторов приведена в табл. 8.

Индикатор	, В (при аН =1)	Окраска
Ох-формы	Red-формы
Ферроин	1,06	Голубая	Красная
Фенилантраниловая кислота	1,02	Красная	Бесцветная
Дипиридил	0,97	Голубая	Красная
Дифениламин	0,76	Фиолетовая	Бесцветная
Метиленовый синий	0,53	Голубая	Бесцветная
Нейтральный красный	0,24	Красная	Бесцветная

Для сопряженной редокс-пары индикатора

Ind(Ox) + ne → Ind(Red)

по уравнению Нернста вычисляют потенциал индикаторной системы:

,

где – стандартный потенциал индикатора, зависит от рН среды, ионной силы раствора.

Интервал изменения окраски редокс-индикатора (∆Е) – интервал потенциалов, внутри которого индикатор изменяет окраску, за его пределами преобладает окраска окисленной или восстановленной форм; ∆Е рассчитывают по уравнению:

.

Редокс-индикатор выбирают по кривой титрования.

Требования к редокс-индикаторам:

¨ окраска окисленной и восстановленной форм индикатора должна резко различаться и быть интенсивной;

¨ окраска индикатора должна изменяться в узком интервале потенциалов от одной избыточной капли окислителя или восстановителя;

¨ индикатор должен быть химически устойчив во внешней среде.

ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ

Метод основан на полуреакции восстановления перманганат-иона в кислой среде:

MnO₄ – + 8H + + 5e → Mn 2+ + 4Н₂O.

Перманганат калия не является стандартным веществом (препарат содержит примеси MnO₂). Готовят рабочий раствор КMnO₄, выдерживают его в склянке из темного стекла в течение 7–10 сут, после чего отделяют раствор от осадка MnO₂ (фильтрование). Хранят раствор в склянке из темного стекла с пришлифованной пробкой. Раствор стандартизируют по щавелевой кислоте или оксалату натрия.

Условия перманганатометрического титрования.

¨ Реакция восстановления перманганат-иона может протекать в любых условиях (табл. 9), но титрование проводят преимущественно в кислой среде.

Влияние рН на реакцию восстановления перманганат-иона

Реакция среды	Реакция титрования	,В	Мэкв (КMnO4), г/моль
рН – + 8H + + 5e→ Mn 2+ + 4Н2O	1,51	М(1/5КMnO4)= 31,6
7 ≤ рН ≤ 9	MnO4 – + 2Н2O + 3e→ MnО2 + 4ОH –	0,60	М(1/3КMnO4)=52,7
рН > 9	MnO4 – + e→ MnO4 2–	0,56	М(1/1КMnO4)=158

В кислой среде в реакции участвует редокс-пара MnO₄ – /Mn 2+ , стандартный потенциал которой имеет наибольшее значение, следовательно, скорость реакции в этих условиях максимальна. В кислой среде КMnO₄ проявляет себя как более сильный окислитель, что расширяет ассортимент определяемых веществ. Кроме того, продукты восстановления перманганата калия в нейтральной и щелочной средах (аморфные осадки бурого цвета) затрудняют фиксирование точки эквивалентности.

¨ Безиндикаторное фиксирование точки эквивалентности: титрант КMnO₄ имеет собственную фиолетовую окраску, которая исчезает при титровании (образуются бесцветные ионы Mn 2+ ). В точке эквивалентности, когда весь восстановитель полностью окислен, избыточная капля титранта окрашивает титруемый раствор в розовый цвет. Чувствительность реакции соответствует концентрации перманганата калия 1·10 –5 моль/дм 3 .

Перманганатометрия применяется для определения восстановителей (прямое титрование) и окислителей с предварительным восстановлением (обратное титрование).

Концентрация раствора перманганата калия при хранении изменяется вследствие окислительно-восстановительной реакции с водой, катализируемой диоксидом марганца на свету:

Титр раствора KMnO₄ еженедельно устанавливают по стандартному раствору щавелевой кислоты.

Реакция между перманганатом калия и щавелевой кислотой автокаталитична (продукт реакции Mn 2+ – катализатор), поэтому, несмотря на значительную разность стандартных потенциалов редокс-пар MnO₄ – /Mn 2+ и СО₂/С₂О₄ 2– , для ускорения реакции раствор нагревают.

MnO₄ – + 8H + + 5e → Mn 2+ + 4Н₂O 2

Титрование проводят без индикатора. Для установления точки эквивалентности фиксируют момент, когда очередная капля титранта окрасит раствор в неисчезающий в течение 1–2 мин бледно-розовый цвет. В начале титрования титрант обесцвечивается медленно, затем, когда в растворе образуется большое количество Mn 2+ , обесцвечивание происходит практически мгновенно (Mn 2+ – катализатор реакции окисления щавелевой кислоты).

ИОДОМЕТРИЯ

Метод основан на полуреакции:

I₂ + 2e→ 2I¯ ( В).

Реакция обратима, ее направление зависит от условий. Иод плохо растворим в воде, но в присутствии иодид-ионов образуется комплекс I₃¯, поэтому при титровании протекает реакция:

I₃¯ + 2e→ 3I¯ ( В).

I₂ – окислитель средней силы, I¯ – средней силы восстановитель, поэтому в иодометрии применяют окислительные свойства иода и восстановительные свойства иодидов. Иодометрия является универсальным методом и применяется для определения и восстановителей, и окислителей.

Условия иодометрического титрования.

¨ Титруют в нейтральной, кислой или слабощелочной средах; рН ≤ 9, так как в щелочной среде образуется гипоиодид:

Гипоиодид – сильный окислитель, окисление титранта приводит к завышенным результатам титрования. Поэтому анализируемый раствор подкисляют серной кислотой.

¨ Титрование проводят на холоде, так как I₂ – летучее соединение; кроме того, при повышенной температуре понижается чувствительность индикатора.

¨ Реакция между определяемым веществом и иодидом калия протекает во времени, поэтому выделившийся в результате реакции иод титруют спустя 5–7 мин.

¨ Вследствие плохой растворимости I₂ в воде при определении окислителей добавляют избыток КI. Выделившийся в результате реакции замещения иод хорошо растворяется в растворе КI. Кроме того, избыток иодида калия способствует ускорению реакции в требуемом направлении.

¨ Реакция замещения протекает в затемненном месте, без доступа воздуха, так как свет ускоряет окисление I¯ кислородом воздуха до I₂, это приводит к завышенным результатам титрования.

¨ Высокая точность титрования обусловлена применением специфического чувствительного индикатора – крахмала; раствор крахмала должен быть свежеприготовленным.

Амилоза, входящая в состав крахмала, образует с иодом адсорбционно-комплексное соединение, окрашенное в синий цвет. Прочность комплекса зависит от концентрации иода в растворе: чем она выше, тем устойчивее комплекс.

Особенность применения крахмала как индикатора заключается в том, что его добавляют в конце титрования, когда концентрация иода в пробе мала, и раствор имеет соломенно-желтую окраску. В присутствии крахмала раствор приобретает синюю окраску, титрование продолжают до обесцвечивания раствора.

Если крахмал добавить в начале титрования, когда концентрация иода в растворе высока, образуется прочный комплекс, для разрушения которого требуется избыток титранта, при этом пробу перетитровывают.

Иодометрическое определение восстановителей выполняют методом прямого титрования. Титрант – раствор иода, который готовят растворением точной навески смеси I₂ с КI (I₂ + КI → КI₃) в дистиллированной воде высокой степени очистки. Приготовленный раствор хранят в склянке из темного стекла во избежание окисления иодида и улетучивания иода.

Прямым иодометрическим титрованием определяют As 3+ , As 5+ (после предварительного восстановления), Sn 2+ , Hg 2+ и другие металлы.

Индикатор – крахмал, который добавляют в начале титрования, точку эквивалентности фиксируют по появлению синего окрашивания раствора от избыточной капли раствора иода.

Иодометрическое определение окислителей выполняют методом замещения по следующей схеме.

1. В колбу для титрования помещают избыток раствора КI, раствор подкисляют серной кислотой и добавляют анализируемый раствор окислителя.

Колбу с реакционной смесью накрывают часовым стеклом и помещают на 5 мин в затемненное место. При этом протекает реакция замещения, в результате образуется эквивалентное количество I₂.

2. Окрашенный в бурый цвет раствор иода титруют раствором тиосульфата натрия; индикатор – крахмал, который добавляют в конце титрования.

Препарат Na₂S₂O₃·5Н₂О не относится к стандартным веществам, так как может не соответствовать своей химической формуле (кристаллизационная вода при хранении выветривается) и разрушаться ферментными тиобактериями. Кроме того, раствор тиосульфата натрия неустойчив при хранении, подвержен автоокислению. Поэтому готовят рабочий раствор, точную концентрацию которого устанавливают при титровании стандартного раствора дихромата калия.

Титр рабочего раствора тиосульфата натрия устанавливают методом замещения, так как прямое титрование невозможно вследствие нестехиометричности реакции тиосульфата натрия с дихроматом калия. Определение проводят в присутствии серной кислоты и избытка иодида калия. При этом известное количество К₂Cr₂O₇ замещается на эквивалентное количество иода:

Выделившийся в результате реакции иод оттитровывают раствором тиосульфата натрия:

I₂ + 2e → 2I¯ 1

Молярная концентрация эквивалента:

;

Комплексометрия – титриметрический метод анализа, основанный на взаимодействии металлов с моно- или полидентатными лигандами с образованием комплексных соединений. Для решения аналитических задач в комплексометрии в качестве титрантов применяют, как правило, полидентатные органические реагенты, так как только при этом можно получить четкий скачок на кривой титрования и зафиксировать точку эквивалентности.

Метод титрования с применением полидентатных органических реагентов (комплексонов) называется комплексонометрией.

Начало применению комплексонов как аналитических реагентов положил швейцарский химик Г.Шварценбах (1945 г.). Комплексоны относятся к классу полиаминополикарбоновых кислот. Эти соединения называются «хелатоны» (США), «трилоны» (Германия), «комплексоны» (Россия).

Наибольшее распространение и применение в анализе среди комплексонов получили комплексон II (ЭДТУ) – этилендиаминтетрауксусная кислота

N–СН₂ –СН₂– N

и хорошо растворимая в воде двунатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты – комплексон III (ЭДТА)

НООС–Н₂С СН₂ –СООNa

Лиганд комплексонов обычно обозначают Y (с соответствующим зарядом и степенью протонирования):

Н₆Y 2+ Н₅Y + Н₃Y – Н₂Y 2– НY 3– Y 4–

рН: 0 1 2 3 – 6 6 –10 10–14

ЭДТУ (Н₄Y) – белое кристаллическое вещество, малорастворимое в воде (2 г/дм 3 , 22 О С), раствор бесцветен. Дигидрат Na₂Н₂Y ·2Н₂О (ЭДТА) – белый кристаллический препарат, относительно хорошо растворим в воде (108 г/дм 3 , 22 О С).

Особенности строения комплексонов:

¨ Наличие в молекулах комплексонов нескольких групп кислотного характера (–СООН), атомы водорода которых способны замещаться на металл. При этом образуется валентная связь.

¨ Присутствие двух атомов азота, имеющих неподеленную пару электронов и, следовательно, способных образовывать координационные связи с металлом.

¨ Шесть функциональных групп с донорными атомами азота и кислорода позволяют комплексонам реагировать со всеми металлами, кроме металлов со степенью окисления 1, образуя комплексные соединения – комплексонаты.

Реакция комплексообразования протекает мгновенно, практически необратима.

НООС–Н₂С СН₂ –СООNa

Мe 3+ + N–СН₂ –СН₂– N →

ООС–Н₂С СН₂ –СОО

¨ Комплексонаты – прочные соединения, слабые электролиты. Их прочность обусловлена наличием в молекуле двух видов связи (валентной и координационной) и замкнутых циклов, разветвленных в пространстве. Состояние комплексонатов в растворе характеризуется константой устойчивости (β).

МеY 2– Ме 2+ + Н₂Y 2–

¨ Чем выше степень окисления металла, тем устойчивее комплексонат и, следовательно, выше константа устойчивости.

¨ Независимо от степени окисления металла, комплексонаты характеризуются одинаковым составом 1:1. Ступенчатое комплексообразование отсутствует. Поэтому эквиваленты металлов, как и комплексонов, равны 1.

¨ Комплексонаты хорошо растворимы в воде, растворы их бесцветны.

Условия комплексонометрического титрования.

1. Реакция комплексообразования сопровождается изменением рН вследствие накопления протонов:

Ме 2+ + Н₂Y 2– МеY 2– + 2Н + .

Изменение рН влияет на устойчивость комплексонатов: с увеличением рН устойчивость комплексонатов повышается. Поэтому Ме 2+ определяют в щелочной или нейтральной среде, Ме 3+ и Ме 4+ – в кислой среде. При выборе условий титрования раствора соли определенного металла необходимо учитывать константу β, которая прямо зависит от рН.

Растворы, содержащие Mg 2+ , Са 2+ , Ва 2+ , титруют при рН = 9 – 10 в присутствии аммонийной буферной смеси.

Особенность комплексонометрического титрования состоит в том, что в одной пробе без предварительного разделения можно раздельно определять катионы различных металлов, варьируя условия с помощью буферных растворов. Несколько металлов в растворе можно определять при условии, если константы устойчивости их комплексонатов отличаются более, чем на четыре порядка (β₁/ β₂≥10 4 ). При этом для титрования раствора соли каждого катиона должен быть свой индикатор.

2. Фиксирование точки эквивалентности. Для визуального фиксирования точки эквивалентности в комплексонометрии применяются металлоиндикаторы – органические соединения, изменение окраски которых зависит от концентрации ионов металла в растворе. Металлоиндикаторы с ионами титруемого металла образуют окрашенные комплексы.

Требования к металлоиндикаторам.

¨ Индикатор должен образовывать достаточно устойчивый комплекс с ионами металла в соотношении Ме n+ : Ind = 1:1.

¨ Комплексное соединение металла с индикатором должно быть менее прочным, чем комплексонат данного металла:

¨ Комплекс МеInd должен быть кинетически подвижным и быстро разрушаться при действии комплексона III.

¨ Окраска комплекса МеInd должна отличаться от собственной окраски металлоиндикатора. Переход окраски должен быть контрастным.

Металлоиндикаторы, как правило, являются многоосновными кислотами и в зависимости от рН могут существовать в различных формах, окраска которых зависит от реакции среды. Интервал перехода окраски индикатора рассчитывают по уравнению:

∆pMe = lg β(МеInd) ± 1.

Наибольшее применение в анализе среди металлоиндикаторов получил эриохромовый черный Т. Он образует комплексные соединения с ионами Са 2+ , Mg 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ и другими красного или фиолетового цвета.

Индикатор в зависимости от рН изменяет форму и окраску:

Н₃Ind Н₂Ind – Н Ind 2– Ind 3–

винно-красная синяя оранжевая

рН 0 – 6 6 –11 11–14

Механизм изменения окраски эриохромового черного Т в слабощелочной среде состоит в следующем.

📹 Видео

Действие кислот на индикаторыСкачать

Кислотно-основное титрование. Алкалиметрия. Ацидиметрия.Скачать

Водородный показатель (pH). Кислотно-основные индикаторы | Химия ЕГЭ, ЦТСкачать

Кислотно- основное титрование. Ацидиметрия и алкалиметрия. Индикаторы. 1 курс. ТФП.Скачать

ИндикаторыСкачать

Антоцианы как кислотно-основные индикаторыСкачать

Переходные процессы | Классический метод расчета переходных процессов. Теория и задачаСкачать

Химия 11 класс. Индикаторы. Фенолфталеин, метилоранж, лакмусСкачать

Лабораторный опыт 3. Действие кислот на индикаторы | Курс химии | 7 классСкачать

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Кислотно-основное титрование. 11 класс.Скачать

Природные кислоты и щелочи. Индикаторы. 7 класс.Скачать

Кислотно-основное титрование сильных и слабых кислот.Скачать

САМОЕ ПРОСТО объяснение — Индикаторы в химии #shorts #youtubeshortsСкачать

Полный гайд по титрованию с Игнатом Тарабриным | AllesСкачать

Кислотно-основное титрованиеСкачать

Индикаторы: ФенолфталеинСкачать