Методы титрования

Министерство  труда, занятости  и социальной защиты РТ

Государственное автономноетобразовательное учреждение среднего

профессионального образования «Международный колледж сервиса»

(ГАОУ  СПО МКС) 
 
 
 
 
 
 
 

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

Для заочной формы  обучения

по дисцеплине Аналетическая химия

на тему: «Методы титрования» 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Выполнил(а) студент(ка) группы №349021

                                                          Бирмухаметовой Ч.М.

                                                                             Шифр 36 специальность технолог

                                                             общественного питания

                                                                       Преподаватель: Камилова Г.Т. 
 
 

Казань 2011

ТИТРОВАНИЕ. (от франц. titre – качество, характеристика) – один из методов количественного  анализа, основанный на измерении количества реагента, который полностью реагирует  с анализируемым веществом. Например, если точно известно, какое количество гидроксида калия (в граммах или  молях) израсходовано в реакции  с соляной кислотой, то по уравнению  реакции KOH + HCl = KCl + H2O легко рассчитать, сколько граммов (или молей) хлороводорода  было в анализируемом растворе.

Подобные расчеты  можно проводить только для стехиометрических  реакций (см. СТЕХИОМЕТРИЯ). Этот термин ввел в употребление в 1792 немецкий химик  Иеремия Рихтер. Он произвел его  от греческих слов, означающих «невидимый»  и «измерение», что должно было означать соотношение «невидимых» химических элементов в реакциях. Рихтер впервые  в истории химии начала использовать количественные уравнения реакций. Например, по его данным, из 2400 гранов CaCO3 при сильном прокаливании получается 1342 грана CaO, т. е. реакция разложения CaCO3 = CaO + CO2 характеризуется соотношением CaCO3:CaO = 2400:1342 = 1,788, что удивительно  хорошо согласуется с современным  расчетом, который дает отношение 1,785.

Все реакции, которые  используются в количественном анализе, обязательно должны быть стехиометрическими. Для этих реакций коэффициенты, стоящие  перед формулами реагентов, показывают, в каких количественных соотношениях находятся реагенты и продукты. Например, соотношение реагентов в реакции  окисления щавелевой кислоты  перманганатом калия в кислой среде в точности соответствует  уравнению 

5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O. 

Поэтому эту  реакцию можно использовать для  точного определения концентрации перманганата в растворе, если известно количество израсходованной щавелевой  кислоты (и наоборот). А вот рассчитать точно количество прореагировавшего  с перманганатом калия алкена невозможно, так как эта реакция  нестехиометрическая: при окислении  из алкена образуется диол: R-CH=CH-R + 2[O] ® R-CH(OH)-CH(OH)-R, который может окисляться далее с разрывом углерод-углеродной связи и образованием двух молекул  с карбонильной группой (кислоты  или кетона). При этом разные опыты, даже проведенные в одинаковых условиях, дадут немного разное количество продуктов и их соотношение; в  органической химии выход реакции  очень редко бывает в точности равным 100,00%.

Чтобы анализ был  точным, необходимо, помимо полного  протекания реакции, чтобы реагент  добавлялся к анализируемому веществу малыми порциями (например, по одной  капле разбавленного раствора), а  также чтобы можно было надежно  определить момент, когда реакция закончилась. Для выполнения второго условия применяют различные индикаторы.

Индикаторы бывают самые разные. Рассмотрим реакцию  питьевой соды с уксусом: NaHCO3 + CH3COOH = CH3COONa + CO2 + H2O. Из этого уравнения следует, что 1 моль соды (84 г) полностью реагируют  с 60 г уксусной кислоты. При этом выделяются пузырьки углекислого газа, которые и могут служить индикатором. Если к гидрокарбонату натрия известной  массы добавлять по каплям уксус, пока не перестанет выделяться газ, то, измерив объем добавленного раствора и зная его плотность, легко рассчитать количество чистой уксусной кислоты  в добавленном растворе и, следовательно, концентрацию уксуса. Например, если для  полной реакции с 1,00 г соды потребовалось 10,5 г уксуса, то это значит, что  в уксусе было 60/84 = 0,714 г чистой уксусной кислоты, а его крепость составляет (0,714/10,5)100% = 6,8%. При очень точных расчетах химики используют уточненные значения атомных масс элементов (в данном случае 84,01 для гидрокарбоната натрия и 60,05 для уксусной кислоты).

Конечно, описанный  опыт по титрованию рассмотрен только для примера. Ведь газ выделяется далеко не во всех химических реакциях, да и заметить последний пузырек  газа непросто, особенно если газ частично растворяется, а раствор имеет  темную окраску. Поэтому обычно используют специальные индикаторы, изменение  цвета которых свидетельствует  о достижении конца реакции –  так называемой точки эквивалентности.

Одни из самых  распространенных индикаторов –  кислотно-щелочные. Они применяются  в тех случаях, когда в ходе титрования, т.е. постепенного добавления реагента к анализируемому раствору изменяется рН среды. Это происходит, например, если к анализируемому раствору щелочи добавляют раствор кислоты (или наоборот). Анализируемый раствор  готовят по объему или по навеске (ее взвешивают на точных аналитических  весах обычно до 0,1 мг), которую растворяют в мерной колбе точно известного объема (такие колбы могут иметь  объем 10, 25, 50, 100, 200, 250, 500 или 1000 мл). Небольшой  объем анализируемого раствора отбирают из мерной колбы с помощью специальных  мерных пипеток (их объем также определен  с высокой точностью и составляет обычно 10, 20, 25 и 50 мл) и помещают в  коническую колбочку для титрования. В эту колбочку по каплям при непрерывном  перемешивании добавляют раствор  реагента из бюретки до достижения точки эквивалентности.

Объем израсходованного раствора реагента измеряют по делениям бюретки; ее объем может быть равен 10, 25 или 50 мл, а цена деления – 0,1 мл. Существуют и микробюретки емкостью от 1 до 5 мл с ценой деления 0,01 мл. Раствор из бюретки с помощью  краника добавляют по каплям к  раствору анализируемого вещества. При  этом титрование всегда повторяют несколько раз и берут усредненный результат – это повышает точность и надежность анализа. Если концентрацию растворов измерять в единицах моль/л, то по объему растворов анализируемого вещества и реагента можно сразу определить неизвестную концентрацию вещества. Например, если на титрование 25,00 мл раствора KOH пошло 12,55 мл раствора HCl с концентрацией 0,0865 моль/л (ее определяют заранее), то концентрация щелочи равна 0,0865(12,55/25,00) = 0,0432 моль/л. Понятно, что если для титрования использовали раствор серной кислоты, то необходимо учитывать стехиометрический коэффициент 2 в уравнении реакции 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O. Химики-аналитики, чтобы учесть стехиометрические коэффициенты, обычно используют вместо молярности нормальность раствора. Так, 1 н. раствор H2SO4 соответствует молярной концентрации 0,05 моль/л. Тогда произведение объема на нормальность раствора всегда будет одинаковым и для анализируемого вещества, и для реагента.

Кислотно-основных индикаторов известно множество (около 100), и каждый из них имеет свою область применения. Это можно  показать на следующих примерах. При  титровании сильной кислоты (HCl) сильной  щелочью (NaOH) полная нейтрализация достигается, когда раствор, содержащий NaCl, нейтрален (рН = 7). В этом случае можно пользоваться такими индикаторами как нитразиновый желтый (окраска изменяется от желтой до сине-фиолетовой в интервале рН 6,0 – 7,0) или бромтимоловый синий, имеющий сходные характеристики. При титровании сильной кислоты  сильной щелочью (или наоборот) изменение  рН в точке эквивалентности бывает настолько резким, что можно использовать и многие другие индикаторы. Например, в указанном примере при концентрациях  реагентов 0,1 моль/л после добавления 99,9% всей щелочи рН раствора равен 4, а  после добавления 0,1% избытка щелочи рН = 10. Такое резкое изменение рН при титровании может быть вызвано  всего 1–2 каплями реактива. Поэтому  не будет ошибкой в данном случае воспользоваться и такими индикаторами как метиловый оранжевый (окраска  изменяется от красной при рН 3,1 до оранжево-желтой при рН 4) или хорошо известным фенолфталеином (окраска  изменяется от бесцветной при рН 8,2 до малиново-красной при рН 10,0).

Если же титровать  раствором NaOH слабую кислоту, например, уксусную, то в конце титрования после полной нейтрализации кислоты  раствор содержит ацетат натрия CH3COONa, который, вследствие гидролиза, имеет  щелочную реакцию (рН около 9). В этом случае уже нельзя пользоваться метиловым  оранжевым, но можно – фенолфталеином. С другой стороны, при титровании слабой щелочи (например, раствора аммиака) сильной кислотой (HCl) в точке эквивалентности  в растворе присутствует NH4Cl, который из-за гидролиза имеет кислую реакцию (рН около 5), и здесь можно использовать метиловый оранжевый и нельзя – фенолфталеин.

Особый случай – выбор индикатора при титровании многоосновных кислот (например, Н3РО4), а также смесей веществ. Так, растворы NaOH обычно содержат примесь карбоната  из-за реакции с углекислым газом  воздуха. Если титровать раствор NaOH, содержащий Na2CO3, сильной кислотой в  присутствии фенолфталеина, то раствор  обесцветится, когда будет нейтрализована вся щелочь и частично – карбонат (это произойдет при рН около 8,5) в  соответствии с уравнением 

NaOH + Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + NaHCO3 + H2O. 

Если к такому раствору добавить метиловый оранжевый  и продолжать титрование, то желтая окраска перейдет в розовую, когда  прореагирует весь гидрокарбонат (этому  соответствует рН около 3,5): NaHCO3 + HCl = NaCl + H2CO3.

Таким образом, используя два кислотно-основных индикатора, можно рассчитать по отдельности  содержание щелочи и карбоната в  образце.

Если в ходе титрования протекает реакция окисления  – восстановления, используются специальные  индикаторы, изменяющие свой цвет в  зависимости от окислительно-восстановительного потенциала раствора. Часто окрашенный реагент сам может служить  индикатором. например, при количественном анализе восстановителей путем  их титрования раствором KMnO4, точка  эквивалентности определяется по исчезновению розовой окраски перманганата. Таким  образом можно, например, определить содержание в растворе железа(II) в  соответствии с уравнением 10FeSO4+ 2KMnO4+ 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O. Пока в растворе присутствуют ионы Fe2+, добавляемый KMnO4 обесцвечивается. Как только появится малейший избыток перманганата, раствор  приобретает розовую окраску. Так  можно анализировать различные  восстановители.

Более того, с  помощью перманганатометрии можно  проводить анализ и окислителей! Для этого используют так называемое обратное титрование. Для этого к  известному объему окислителя (например, дихромата калия) добавляют в  избытке известное количество восстановителя – железа(II). Реакция K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O проходит очень  быстро. Затем с помощью титрования перманганатом определяют, сколько  осталось железа(II) и простым вычитанием рассчитывают, сколько его израсходовалось  в первой реакции с дихроматом.

Другой распространенный метод с использованием окислительно-восстановительных  реакций – иодометрия (см. ИОД) Он применяют, например, для определения  окислителей, которые, реагируя с иодидом  калия, окисляют его до свободного иода, например: 10KI + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O. Здесь также используют принцип  обратного титрования: количество выделившегося  в первой реакции иода можно определяют, используя его реакцию с тиосульфатом натрия: I2 + 2Na2S2O3 = Na2S4O6 + 2NaI. Конец этой реакции определяют по исчезновению окраски иода. Однако когда иода в растворе остается мало, его бледно-желтая окраска почти не видна и трудно заметить момент, когда раствор обесцвечивается  полностью. Чтобы повысить точность титрования, ближе к его концу  к раствору добавляют немного  крахмального раствора: малейшие следы  иода окрашивают его в синий цвет. Следовательно, исчезновение синей  окраски свидетельствует о том, что реакция прошла полностью. Химики обычно используют очень разбавленные растворы тиосульфата (например, 0,01 моль/л), что значительно повышает точность анализа, поскольку большие объемы раствора измеряются более точно.

Иод очень легко  и быстро окисляет аскорбиновую кислоту (витамин С). Поэтому с помощью  иодометрического анализа можно  даже в домашних условиях определить (конечно, без особой точности) содержание этого витамина, например, в апельсиновом соке. (Применять здесь кислотно-основное титрование нельзя, так как в соке в значительно бoльших количествах  содержатся другие органические кислоты  – лимонная, яблочная, винная и другие.) Анализ основан на том, что 1 моль аскорбиновой кислоты (176 г) реагирует с 1 моль иода (254 г). Для титрования можно использовать аптечную иодную настойку, считая, что  иод не выдохся и она точно 5%-ная (это соответствует концентрации около 0,2 моль/л). Количество израсходованного иода можно оценить с помощью  обычной пипетки – по числу  капель настойки, использованной в  реакции. Так как аскорбиновой кислоты  в соке обычно не очень много, на титрование его порции (например, 20 мл) может пойти всего 1–2 капли  настойки, что приведет к очень  большой ошибке анализа. Чтобы результат  был более точным, надо либо взять  много сока, либо разбавить иодную настойку; в обоих случаях число  капель иода, израсходованных на титрование, увеличится, что и сделает анализ точнее. Химики предпочитают второй путь.

Если настойку разбавить кипяченой водой (химики пользуются дистиллированной) в 40 раз, то концентрация такого раствора будет  около 0,005 моль/л; 1,0 мл такого раствора соответствует 0,88 мг аскорбиновой кислоты. Необходимо также определить объем  капли (он зависит от типа пипетки, а  также от конкретного раствора). Для этого надо с помощью медицинского шприца на 1 или 2 мл отмерить 1 мл разбавленного  раствора иода, а затем посчитать, сколько в этом объеме содержится капель (это займет всего несколько  минут). Методику желательно отработать вначале на стандартном растворе аскорбиновой кислоты. Его можно приготовить из таблетки с известным содержанием аскорбиновой кислоты – например, 0,1 или 0,5 г. Таблетку надо растворить в 0,5 л кипяченой воды и отобрать с помощью аптечной мензурки 25 мл этого раствора (витамина в нем будет в 20 раз меньше, чем в таблетке). К этому раствору и добавляют разбавленную иодную настойку, не забывая в конце добавить немного жидкого крахмального клейстера. И если, например, на титрование 25 мл раствора пошло 6,0 мл раствора иода, то аскорбиновой кислоты в растворе было 0,88.6 = 5,28 мг, а в исходной таблетке – в 20 раз больше, т.е. 105,6 мг. Такая небольшая ошибка свидетельствует о правильности «домашнего» анализа.