Прямое, обратное и титрование по замещению и их примеры.
В титриметрическом анализе применяют прямое титрование, обратное титрование и титрование по заместителю.
Прямое титрование– это такое титрование, когда определяемое вещество непосредственно титруется стандартным раствором титранта или наоборот. Расчет результатов прямого титрования проводится следующим образом.
где n(Х),n(Т) – количество титруемого вещества и тиранта,
с(X), с(Т) – нормальная концентрация титруемого вещества и титранта,
V(X),V(T) – объемы соответственно титруемого вещества и титранта,
М(Х) – молярная масса титруемого вещества Х,
Vk– объем мерной колбы в литрах,
Т(Х) – титр вещества Х.
Примеромпрямого титрования может служить метод определения изменения концентрации магния, используемый в практической части данной работы.
Обратное титрование (титрование по остатку)– титрование непрореагировавшего вещества, которое прибавлено в избытке к анализируемому раствору в виде стандартного раствора.
К аликвотной доле анализируемого раствора объемом V(X) прибавляют в избытке точно известный объемV(T1) стандартного вещества Т1с молярной концентрацией эквивалента с(Т1). Определяемое вещество Х реагирует с Т1нацело. Затем непрореагировавший избыток вещества Т1оттитровывают стандартным раствором тиранта Т2. Схема реакции при обратном титровании выглядит следующим образом.
Х + Т1= Продукты реакции
Т1(избыток) + Т2= Продукты реакции
Расчет концентрации с(Х) определяемого вещества Х :
Вещество Т1реагирует с Х и Т2, поэтому:
где n(Х),n(Т1),n(T2) – количество титруемого вещества, добавленного вещества и тиранта,
с(X), с(Т1),c(T2) – нормальная концентрация титруемого вещества, добавленного вещества и титранта,
V(X),V(T1),V(T2) – объемы соответственно титруемого вещества, добавленного вещества и титранта.
Пример.Определение кальция в карбонате кальция методом обратного титрования.
Пусть требуется определить содержание кальция в анализируемом образце карбоната кальция. Для этого образец растворяют в хлороводородной кислоте (вещество Т1) с точно известным содержанием НСl:
Избыток непрореагирававшей НСlоттитровывают стандартным растворомNaОН (вещество Т2) с известной концентрацией:
В соответствии с законом эквивалентов можно записать:
n(1/2Ca 2+ ) = c(HCl)*V(HСl) — с(NaОН)*V(NaОН).
Зная эквивалентное количество катионов кальция n(1/2Ca 2+ ) , можно рассчитать массу кальцияm(1/2Ca 2+ ) в анализируемом образце:
где М(1/2Ca 2+ ) – молярная массаCa 2+ .
Косвенное титрование (титрование по замещению)– титрование, при котором определяемое вещество не реагирует с титрантом непосредственно, а определяется косвенно в результате использования стехиометрически протекающей реакции с образованием другого вещества, реагирующего с титрантом.
К анализируемому раствору, содержащему определенный компонент Х, прибавляют реагент А в избытке (для обеспечения полноты протекания реакции) по сравнению со стехиометрическим количеством. При этом образуется вещество В – заместитель в количестве, эквивалентном прореагировавшему компоненту Х:
Образовавшийся заместитель В оттитровывают стандартным раствором титранта Т:
По результатам титрования рассчитывают молярную концентрацию эквивалента с(Х), титр Т(Х) и массу m(Х) определяемого компонента Х в анализируемом растворе, исходя из закона эквивалентов:
c(X) = c(T)*V(T) / V(X), T(X) = c(X)*M(X) / 1000,
где n(Х),n(Т),n(B) – количество титруемого вещества, тиранта и заместителя,
с(X), с(Т) – нормальная концентрация титруемого вещества и титранта,
V(X),V(T) – объемы соответственно титруемого вещества и титранта,
М(Х) – молярная масса титруемого вещества Х,
Vk– объем мерной колбы в литрах,
Т(Х) – титр вещества Х,
m(X) – масса титруемого вещества Х.
Таким образом, расчеты результатов анализа в методе косвенного титрования аналогичны таковым при прямом титровании.
Пример. Определение нитратов методом заместительного титрования. Навеску анализируемого нитрата, например нитрата натрия, растворяют в воде и получают раствор объемомVк. к аликвотной части раствора прибавляют металлический цинк в небольшом избытке по сравнению со стехиометрическим количеством и щелочь. При этом протекает реакция
Образовавшийся аммиак отгоняют в приемник со стандартным раствором НСlобъемомV(НСl), где он связывается в катион аммония:
Все величины в правой части последнего уравнения известны, поэтому можно найти концентрацию нитрата натрия. Зная объем Vкисходного анализируемого раствора, рассчитывают массу нитрата натрия в этом растворе:
Источник
Титрование по заместителю
Этот метод считается косвенным, его применяют тогда, когда по какой либо причине трудно определить точку эквивалентности, например, при работе с неустойчивыми веществами, либо определяемый ион не взаимодействует непосредственно с рабочим (титрантом) раствором, либо реагирует с ним в нестехиометрических соотношениях и т.п.
В этом методе используют исследуемое вещество, титрант и нестандартный раствор вспомогательного вещества.
К определяемому веществу добавляют вспомогательное вещество (в избытке), вступающего с ним в реакцию, один из выделившихся продуктов реакции (заместитель) в количестве, эквивалентном исследуемому, оттитровывают рабочим раствором
Например, при йодометрическом определении меди к анализируемому раствору добавляют заведомый избыток КI (вспомогательное вещество). Происходит реакция:
2Cu 2+ + 4I — = 2CuI + I2
Выделившийся иод (заместитель) оттитровывают тиосульфатом натрия.
Расчеты в заместительном титровании ведутся как при прямом титровании.
Обратное титрование (титрование по остатку)
Применяют в тех случаях, когда основная реакция протекает не очень быстро и процесс обратимый или нет подходящего индикатора. В этом случае используются два титранта:
основной и вспомогательный.
К исследуемому раствору добавляют заведомо в избытке определенный объем основного рабочего раствора, реагирующего с исследуемым веществом в эквивалентном количестве.
Остаток основного титранта, не всупивщего в реакцию с исследуемым веществом, оттитровывают вспомогательным титрантом.
Например, широко применяют обратное титрование хлорид ионов в кислых растворах при тиоцианатометрическом осадительном титровании.
К анализируемому раствору хлорида сначала добавляют заведомый избыток основного рабочего раствора нитрата серебра.
При этом происходит реакция образования малорастворимого хлорида серебра:
Не вступившее в реакцию избыточное (остаток) количество вещества AgNO3 оттитровывают раствором тиоцианата аммония или калия (вспомогательного рабочего раствора):
Содержание хлорида легко рассчитать, так как известно общее количество вещества серебра, введенное в раствор, и количество вещества AgNO3, не вступившее в реакцию с хлоридом
Для расчётов используют закон эквивалентов, исходя из которого:
С1(fэкв) V1 = С2(fэкв) V2 , где
С1(fэкв)-молярная концентрация эквивалента рабочего ра-ра;
V1-объём рабочего ра-ра;
С2(fэкв)- молярная концентрация эквивалента исследуемого ра-ра;
V2-объём исследуемого ра-ра
Применение титриметрических методов анализа в медико-биологических исследованиях:
· Данный метод может быть использован для:
· определения рН биологических жидкостей;
· определения концентрации катионов и анионов в биологических средах;
· количественного определения свободного хлора в воде;
· определения примесей органических веществ в воде и др.
36.
Нейтрализации метод — это объемный (титриметрический) метод определения концентрации кислот (ацидиметрия) и щелочей (алкалиметрия) в растворах.
При определении концентрации кислоты к точно отмеренному пипеткой объему исследуемого раствора постепенно приливают из бюретки рабочий раствор щелочи (обычно NaOH) известной концентрации, пока не изменится окраска индикатора, предварительно добавленного к титруемому раствору. Объем рабочего раствора, пошедший на взаимодействие с кислотой, отсчитывают по шкале бюретки. Определение концентрации щелочи производят аналогичным путем, только в качестве рабочего раствора в этом случае используют раствор кислоты (обычно HCl).
При титровании слабой кислоты сильной щелочью в качестве индикатора применяют обычно фенолфталеин, а при титровании слабой щелочи сильной кислотой — метиловый оранжевый. При титровании сильной кислоты сильной щелочью можно применять любой из названных индикаторов. При
выборе индикатора руководствуются правилом: значение рН в точке эквивалентности (рНэ) должно попадать в зону перехода цвета индикатора (т.е. рНэ ∋рТ±1)
37.
Индикаторы, применяемые в методах оксидиметрии, различны. Часто это органические вещества, которые сами являются окислителями или восстановителями. Иногда это специфические реактивы, например, крахмал в иодометрии. Перманганатометрические определения производят без индикатора.
Перманганатометрией называется такой вид оксидиметрии, в котором в качестве рабочего раствора применяют перманганат калия KMnO4. Он является сильным окислителем, особенно в кислой среде. В зависимости от кислотности среды при восстановлении KMnO4 получаются различные конечные продукты
38.
39.
Поддержанию на постоянном уровне концентрации ионов водорода способствуют буферные растворы – растворы, рН которых не меняется при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот, щелочей, а также при разведении.
Простейший буферный раствор- это смесь слабой кислоты и соли, имеющей с этой кислотой общий анион, либо смесь слабого основания и соли с общим катионом.
1 тип буферных растворов:
¢ Ацетатный — СН3СООН и СН3СООNa
¢ Белковый – РtCOOH и PtCOONa
¢ Гемоглобиновый – HHb и KHb
¢ Оксигемоглобиновый -HHbO2 и KHbO2.
2 тип буферных растворов:
По более современной классификации БР делят на следующие группы :
1. БР, состоящие из слабой кислоты и её аниона — НА/A — (CH3COOH / CH3COO — )
2. БР, состоящие из слабого основания и его катиона – В/BH + ( NH4OH / NH4 + )
3. БР, состоящие из аниона кислой и средней соли, или из анионов двух кислых солей, например, фосфатная буферная система – Н2РО4 — /HPO4 2-
4. БР, состоящие из ионов и молекул амфолитов. К ним относятся белковые БС, гемоглобиновая и оксигемоглобиновая БС.
Так как любой БР содержит слабый электролит, к процессу его диссоциации можно применить закон действующих масс, например, для ацетатного БР:
Так как концентрация ионов СН3СОО — велика из-за диссоциации соли, процесс диссоциации СН3СООН по принципу Ле -Шателье сдвинут влево, поэтому концентрация недиссоциированных молекул СН3СООН практически равна общей концентрации кислоты в БР, а концентрация ионов СН3СОО — равна концентрации соли в БР, поэтому:
40.
Если к буферному раствору добавить сильную кислоту, то ионы водорода будут соединяться с анионами с образованием слабого электролита и реакция среды при этом не меняется:
СН3СООNa + HCl = CH3COOH + NaCl
СН3СОО- + H+ = CH3COOH
Если к буферному раствору прибавить сильное основание, то ионы ОН- будут взаимодействовать с ионами Н+, которые содержатся в небольшом количестве, вследствие небольшой диссоциации кислоты. В результате образуется Н2О. Способность буферного раствора сохранять рН при добавлении сильных кислот или щелочей не беспредельна и ограничена величиной, называемой буферной ёмкостью.
В(к.) = ( рН0 –рН1) V(б.р.)
Буферная ёмкость зависит от:
· природы и общих концентраций компонентов буферного раствора, а также от соотношения их концентраций:
· чем больше концентрация компонентов и
· чем ближе отношение кислота/ соль к 1, тем больше буферная ёмкость.
Буферные системы в живых организмах поддерживают постоянство рН в крови и тканях. Исследования показали, что в процессе обмена веществ в организме образуется большое количество кислых продуктов. Так, в организме человека за сутки образуется такое количество различных кислот, которое эквивалентно 20-30 л I н. сильной кислоты. Сохранение постоянства рН среды в организме обеспечивается наличием в нем мощных буферных систем.
Большую роль при этом играют белковый, бикарбонатный и фосфатный буферы. Буферной системой крови являются бикарбонатный и фосфатный буферы: Н2С03 + NaHCO3; NaH2P04 + Na2НРО4 соответственно.
Однако наиболее мощной буферной системой крови является гемоглобиновый буфер (75% всей буферной ёмкости крови), который удаляет из организма большое количество углекислоты
41.
Водородкарбонатная(гидрокарбонатная): СО2 + Н2О = Н2СО3 Фосфатная буферная система: состоит из слабой кислоты Н2РО4- и сопряжённого основания НРО42-. В основе её действия лежит равновесие:
Н2РО4- = НРО42- + Н+
Белковые буферные системы— состоят из остатков аминокислот, которые содержат -NH2 группы, имеющие слабый основный характер, и –СООН группы, со слабыми кислотными свойствами.
Гемоглобиновая/оксигемоглобиновая БС, на долю которой приходится 75% буферной ёмкости крови.
Гемоглобиновый буфер является разновидностью белковой БС и состоит из 2х форм гемоглобина:
Нарушение в любой буферной системе сказывается на концентрациях составляющих гидрокарбонатной БС, поэтому изменение её параметров может достаточно точно характеризовать состояние дыхательных или метаболических нарушений, т.е. кислотно-основного состояния. Таким образом, благодаря буферному действию буферных систем происходит лишь небольшое снижение рН крови, т.е. сохраняется кислотно-основное состояние, несмотря на поступление в кровь значительных количеств кислот, т.к. в процессе усвоения пищи в организме генерируются значительное количество диоксида углерода (550- 775 г/cут), при взаимодействии которого с с влагой образуется угольная кислота в количестве, эквивалентном поступлению в кровь от 25 до 35 ммоль/ сут ионов Н+.
Кислотно- основное состояние организма – неотъемлемая часть гомеостаза внутренней среды организма
Смещение кислотно- основного равновесия крови в сторону повышения концентрации ионов Н+ (снижения рН) и уменьшения резервной щёлочности называется ацидозом, смещение его в сторону снижения концентрации ионов водорода ( повышение рН) и увеличение резервной щёлочности- алкалозом.
· -метаболический ацидоз и алкалоз.
Метаболический ацидоз характеризуется нарушением метаболизма и может наступить в результате следующих причин:
— избыточное введение или образование в организме стойких кислот (поступление кетокислот при голодании и диабете, повышенное образование молочной кислоты при шоке; поступление кислот с пищей, питьём, медикаментами, в результате вдыхания загрязнённого воздуха и т.д.);
— неполное удаление кислот( при почечной недостаточности);
— избыточные потери НСО3- иона ( в результате поноса, колита, язвы кишечника)
Метаболический алкалоз наступает вследствие:
потери ионов Н+ (рвоте, кишечной непроходимости и др.);
Увеличения концентрации НСО3- иона (при потере воды, введение солей органических кислот- молочной, уксусной ,лимонной, катаболизирующихся с поглощением ионов Н+ ).
Источник
