Метод окислення – відновлення, який в свою чергу

підрозділяється на метод перманганатометрії та йодометрії;

3. Метод осадження;

4. Метод комплексонометрії.

 

Метод нейтралізації.

 

В основі методу лежить реакція взаємодії між іонами Н⁺ (що зумовлюють кисле середовище) та ОН^- (що зумовлюють лужне середовище). Метод застосовується для визначення кислот, основ та солей, (які взаємодіють з основами або кислотами, такі як Na₂CO₃, NH₄Cℓ, Na₂B₂О₇ та інші.). Для визначення кислот використовують титровані розчини лугів – NaOH або КОН, для визначення основ – розчини кислот - НСℓ; H₂SO₄; H₂C₂O₄;

Любе об’ємно-аналітичне визначення складається з слідуючих операцій:

1. Приготування стандартного розчину;

2. Вибір індикатора;

3. Встановлення титру та нормальності стандартного розчину;

4. Титрування досліджуваного розчину стандартним розчином;

5. Розрахунки результатів аналізу.

В методі нейтралізації в якості індикаторів використовують:

1. Фенолфталеїн;

2. Метиловий оранжевий;

Таблиця 1.

 

1.Фенолфталеїн	Кисле середовище	Нейтральне середовище	Лужне середовище
Безбарвний	Безбарвний	Від рожевого до малинового
2. Метиловий-оранжевий	Рожевий	Оранжевий	Жовтий
3.Лакмус	Рожевий	Фіолетовий	Синій

 

 

Методи оксидиметрії.

а). перманганатометрія – це метод об'ємного аналізу, в якому в якості стандартного розчину використовують розчин КМnО_4. Перманганат калію являється сильним окислювачем, особливо в кислому середовищі і здатен окислювати багато речовин. Для того, щоб зрозуміти чому це так, необхідно згадати будову атому мангану та пояснити, що з ним відбувається, коли він знаходиться в складі КМnО₄ в різних середовищах розчинів.

Найкраще це йому вдається в кислому середовищі, він збирає найбільшу кількість електронів аж 5.

Mn^º +25)))) 1S²2S²2P⁶3S²3P⁶4S²3d⁵

2 8 13 2

1S² 2S² 2Р⁶ 3S² 3Р⁶ 3d⁵ 4Р⁶

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 4S² ↑↓

 

В період хімічного збудження відбувається розпарювання 4S² електронів, так як є вільні орбіталі Р, d, ƒ, таким чином манган має 7 неспарених електронів на 3 –ому та 4-ому рівнях, які він легко може віддати іншим елементам, відновлюючи їх, а сам окислюється до останньої межі:

+7

Наприклад в сполуці КМnО₄ де манган має окислювальне число +7.

Схаменувшись, що віддав всі свої неспарені електрони, манган стає

сильним агресором, тобто окислювачем і намагається повернути їх собі.

Наприклад:

-2 +7 +2

5Н₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄→5S^º+2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O;

+7

Mn + 5е^- = Mn⁺² 2 окислювач

S^-2 – 2e^- = S⁰ 10 5 відновник

 

В нейтральному середовищі манган приєднує 3 електрони.

+7 +4 +4 +6

2KMnO₄ + 3К₂SO₃ + 5Н₂O→2Mn(OH)₄+3К₂SO₄ + 2КОН

Mn⁺⁷ + 3 е^- = Mn⁺⁴ 2 окислювач

S⁺⁴ – 2e^- = S⁺⁶ 6 3 відновник

 

В лужному середовищі манган приєднує лише 1 електрон.

+4 +7 +6 +6

Na₂SO₃+2KMnO₄+2KOH→Na₂SO₄ + 2К₂MnO₄ + Н₂О;

Mn⁺⁷ + е^- = Mn⁺⁶ 2 окислювач

S⁺⁴ – 2e^- = S ⁺⁶ 2 1 відновник

Це дуже важливо знати, тому що є такі задачі, в яких еквівалент KMnO₄ треба визначити залежно від середовища, в якому відбувається реакція.

 

Наприклад:

 

Задача. ТKMnO₄= 0,002980. Знайти нормальну концентрацію розчину для реакцій, в яких перманганат калію перетворюється:

а). в МnO₂; б).MnSO₄;

 

Дано:

ТKMnO₄= 0,002980.

Знайти Сn KMnO₄ в реакціях:

а) перетворюється на МnO₂;

б).перетворюється на МnSO_4;

_{+7 +3е +4}

а). KMnO₄ → MnO_{2 +7}

процес відновлення, але Mn являється окислювачем.

Знаходимо молярну масу KMnO₄.

М (KMnO₄) = 158 г.

Еквівалент окислювача дорівнює молярній масі поділеній на кількість прийнятих електронів.

 

Екв. KMnO₄ =

 

Так як в умові задачі дається титр, а його формула

 

Т =

 

_{+7 +5e}^- ₊₂

б). KMnO₄ MnSO₄;

В цьому випадку еквівалент перманганату буде іншим.

 

Екв. KMnO₄

(в кислому

середовищі).

Cn KMnO₄=

 

В методі перманганатометрії розчин KMnO₄ виконує 2 функції - (досліджуваного або стандартного розчину та індикатору). Так як він має рожево-фіолетове забарвлення, то коли його титрують – до обезбарвлення, а коли ним титрують, то аж доки не з’явиться блідо-рожеве забарвлення досліджуваного розчину, яке не зникне на протязі 1 хвилини.

 

 

В нашому курсі ми вивчаємо дві роботи.

1. “Приготування розчину КMnO₄ та визначення його Cn і Т”.

2. “Визначення заліза в солі Мора”.

Хімізм методу перманганатометрії:

а).для першої роботи: “Приготування стандартного розчину KMnO₄ та визначення його Cn за щавелевою кислотою”.

+7 -2 +2

2 KMnO₄ + 5 Н₂С₂О₄ +3Н₂SO₄ = 2MnSO₄ + 10CO⁰₂ + K₂SO₄ + 8H₂O

Mn⁷⁺ + 5e^- = Mn²⁺ 2 окислювач

C₂O^2-₄ – 2e^- = 2CO⁰₂ 10 5 відновник

 

б). для другої роботи: “Визначення вмісту заліза в солі Мору “.

2 KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8Н₂SO₄ = 5Fe₂(SO₄)₃ + 2MnSO₄ + К₂SO₄ + 8H₂O;

Fe²⁺ - 1e^- = Fe³⁺ 5 відновник

Mn⁷⁺ + 5e^- = Mn²⁺ 1 окислювач

 

 

Метод йодометрії.

 

Йодометрія – один з методів оксидиметрії, в основі якого лежать реакції:

I⁰₂ + 2е^- = 2I^-; 2I^-I – 2е^- = I⁰₂;

Цим методом визначають окислювачі та відновники. При цьому використовують два стандартних розчини – для визначення відновників – розчин йоду (окислювач), для визначення окислювачів – розчин тіосульфату натрію Na₂S₂O₃ – (відновник).

Окислювачі визначають методом заміщення, суть якого в тому, що до досліджуваного розчину додають надлишок розчину КІ в кислому середовищі.

Окислювач виділяє з КІ еквівалентну кількість йоду, який відтитровують розчином Na₂S₂O₃. В якості прикладу розберемо реакцію з К₂Сч₂О₇

(окислювач).

К₂Сч₂О₇ + 6КІ + 7Н₂SO₄ = 3І⁰₂ + Сч₂(SO₄)₃ +K₂SO₄ + 7H₂O;

 

2Cг⁶⁺ + 6е^-= 2Сч³⁺ 1 окислювач

2І^- - 2е^- = І⁰₂ 3 відновник

 

І₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

Тетратіонат натрію

I⁰₂ + 2e^- = 2I^-

2S₂O^2-₃ – 2e^- = S₄O^3-₆

тетратіонат натрію

 

Дихромат калію виділяє еквівалентну кількість йоду. За об’ємом розчину тіосульфату натрію, який пішов на титрування йоду, можна розрахувати нормальну концентрацію розчину К₂Сч₂О_7, а потім його титр та масу в грамах.

Вміст відновників в розчинах знаходять прямим титруванням стандартним розчином І₂. Йодомитричний метод широко використовують в харчових лабораторіях для дослідження жирів на вміст ненасичених жирних кислот_.

 

 

 

 

Метод осадження.

 

В основі методу осадження лежать реакції, що відбуваються з випадінням осаду, до якого пред’являються певні вимоги:

1. Осад повинен бути практично нерозчинним;

2. Взаємодія між стандартним розчином та досліджуваним

повинна відбуватися відповідно рівнянню реакції;

3. Випадіння осаду повинно відбуватися швидко.

4. Повинна чітко визначатися точка еквівалентності.

Найчастіше методом осадження визначають вміст іонів І^-, Вч^-; Сℓ; в

вигляді срібних солей: АgI; AgBr; AgCℓ. Метод застосовують для визначення вмісту кухонної солі в окремих продуктах харчування, напівфабрикатів або росолах.

Для визначення іонів І^-, Вч^-; Сℓ; в якості стандартного розчину використовують розчин AgNO₃, тому метод називають аргентометричним.

Але найчастіше використовується спосіб Мора, який нескладний в використані та має достатню точність визначення. В нашій практиці використовується для визначення кількості хлориду натрію в I та II стравах, рублених м’ясних н/ф, солоній рибі до та після вимочування.

 

Спосіб Мора. В якості стандартного розчину використовується 0,05 н розчин АgNO₃ титр та нормальність якого встановлюють за розчином NaCℓ, індикатором являється 5% - ний розчин К₂СчО₄. Визначення хлориду натрію відбувається за хімізмом.

 

NaCℓ+AgNO₃ = NaNO₃ +AgCℓ↓

Білий

К₂СчО₄ + 2AgNO₃ = 2KNO₃ + Ag₂CrO₄ ↓

Червоно-бурий.

 

Титрування за методом Мора необхідно проводити в нейтральному середовищі, тому що в кислому середовищі розчиняється хромат срібла, а в лужному утворюється бурий оксид срібла Ag₂O, який заважає визначенню

точки еквівалентності; в аміачному середовищі і хлорид і хромат срібла розчиняються з утворенням комплексного аміакату срібла.

 

Метод комплексонометрії

Комплексонометрія – метод об’ємного аналізу, в основі якого лежить реакція утворення комплексної сполуки при взаємодії катіонів з комплексонами.

В якості індикатора при титруванні комплексонами застосовують речовини (металіндикатори), які також дають комплексні сполуки з цими ж іонами металів, але менш стійкі та характерно забарвлені.

Ми в своїй практиці цим методом визначаємо загальну жорсткість води, що зумовлюється в основному катіонами Сa²⁺ та Mg²⁺ у вигляді різних солей – хлоридів, сульфатів, карбонатів та інших.

Для проведення багатьох технологічних процесів необхідна м’яка вода, а тому технологи повинні знати як, та вміти визначати жорсткість води.

В останній час, для визначення загальної жорсткості стали використовувати комплексонометрію, так як цей метод досить чутливий, вимагає невеликих затрат часу та дає добрі результати. Для визначення загальної жорсткості води (яка складається з тимчасової та постійної), в якості стандартного розчину використовують розчин трилону Б, в якості індикатора еріохром чорний Т, ну, а в якості досліджуваного розчину – звичайна водопровідна вода. Реакція найкраще відбувається в лужному середовищі, при рН =10, тому таке середовище підтримується аміачним буферним розчином, який додають до води при її титрувані.

Якщо умовно позначити еріохром чорний через Н₂Э, а комплексон через Na₂H₂X, то процес можна відобразити схематично:

Н₂Э 2Н⁺ + Э^2-

Синій синій

 

Са²⁺ + Э^2- [CaЭ]

Синій червоний

 

[CaЭ] + Na₂H₂Х = Νa₂[CaХ^- ]+Э²⁺ + 2Н⁺

червоний безбарвний безбарвний синій

 

В точці еквівалентності відбувається перехід забарвлення з червоного в синьо-голубий. Шляхом титрування визначається об’єм стандартного розчину трилону Б, який пішов на взаємодію з певним об’ємом досліджуваної води і визначається загальна жорсткість досліджуваної води за формулою:

Заг. ЖН₂О =

 

В об’ємному аналізі використовуються для вимірювання об’ємів розчинів – бюретки (мірний посуд на 25 мл.), піпетки Мора (від 1 до 50 мл.), мірні колби (від 100 мл. до 1000 мл.) та мірні циліндри різних об’ємів.

Стандартні розчини готують декількома способами:

1. Найпростіший і найточніший це із готових фіксаналів що являють собою скляні запаяні ампули, в яких міститься 1 г- екв. певної речовини. Якщо цю речовину перенести в мірну колбу на 1000 мл і долити дистильованою водою, то добре перемішавши одержимо 0,1 н. розчин даної речовини.

2. Другий спосіб – за точно розрахованою та відваженою на аналітичних терезах наважкою. Наважка розраховується за формулою маси в любому об’ємі

 

Сn – нормальна концентрація розчину;

Екв. – еквівалент розчиненої речовини,

V – об’єм, в якому розчиняється наважка.

Наприклад: приготували 250 мл. 0,1 н. розчину NaOH

 

Дано:

V NaOH = 250,0 мл. ;

Сn NaOH = 0,1 н M(NaOH) = 40 г.

M – молярна маса 40 г

m NaOH -? Екв. NaOH = n – к-ть гідрооксогруп = 1 г = 40 Г/моль

 

m NaOH =

Відважують 1 г NaOH переносять в мірну колбу на 250 мл., додають дистильовану воду і розчин готовий. Але не всі речовини можна приготувати таким способом і мати точну концентрацію, тому що деякі, як наприклад і NaOH адсорбують з повітря вуглекислий газ та водяні пари і утворюють на своїй поверхні карбонати. А деякі окислюють органічні рештки, що містяться навіть у дистильованій воді, і на протязі 8-10 діб зменшують свою концентрацію, наприклад розчин перманганату калію. Тому приготовані розчини відтитровують розчинами встановлюючи речовин, наприклад: щавелева кислота, розраховують точну концентрацію їх і використовують уже, як стандартні.

До встановлюючи речовин ставляться певні вимоги:

1). речовина повинна бути хімічно чиста;

2). склад її повинен строго відповідати формулі;