Кривая титрования сильной кислоты (НС1) сильным основанием

Для построения кривой в коническую колбу наливают 20 мл 0,1 н. раствора соляной кислоты и из бюретки добавляют постепенно 20 мл 0,1 н. раствора натрия гидроксида. Рассчитывают величины рН, получающиеся в зависимости от прилитого количества миллилитров гидроксида, и по точкам строят кривую.

Сначала находят начальную (исходную) точку кривой, затем определяют конечную точку кривой (точку эквивалентности).

По кривой титрования (рис. 1) видно, что к концу этого титрования происходит сильное изменение величины рН раствора и наблюдается резкий скачок. Если за время нейтрализации 99,9% кислоты рН изменяется постепенно от 1,0 до 4,0, то при добавлении весьма небольшого количества раствора натрия гидроксида рН повышается с 4,0 до 10,0. Последняя капля добавленной щелочи вызывает изменение рН на 6 единиц, а [Н⁺] в 1.000.000 раз, поэтому кривая на этом отрезке занимает вертикальное положение – этот вертикальный участок кривой называют скачком рН на кривой титрования. Если после достижения точки эквивалентности продолжать добавлять раствор гидроксида NaOH, то [Н⁺] будет уменьшаться и кривая во второй половине будет такой же пологой, как и в первой.

45. Окислительно-восстановительные реакции, применяемые в объёмном анализе. Сущность методов оксидиметрии. Классификация редокс-методов, способы установления точки эквивалентности в оксидиметрии.

Данная группа методов основана на окислительно-восстановительных реакциях, которые протекают между рабочим раствором и определяемым веществом. Обычно их классифицируют следующим образом.

Классификация по характеру титранта. В этом случае методы ОВ титрования подразделяют на две группы:

оксидиметрия — методы определения восстановителей с применением титранта-окислителя;

редуктометрия — методы определения окислителей с применением титранта-восстановителя.

Классификация по природе реагента, взаимодействующею с определяемым веществом. Ниже после названия соответствующего метода в скобках указано основное действующее вещество этого метода: броматометрия (бромат калия КВrО₃), бромометрия (бром Вr₂), дихроматометрия (дихромат калия K₂Cr₂О₃), иодатометрия (иодат калия KIО₃), иодиметрия (иод I₂), иодометрия (иодид калия KI, тиосульфат натрия Na₂S₂О₃), нитритометрия (нитрит натрия NaNO₂), перманганатометрия (перманганат калия КМnО₄), хлориодиметрия (хлорид иода ICl), периметрия (сульфат церия(IV)).

При редоксиметрическом титровании изменяются концентрации участвующих в реакции веществ или ионов, а, следовательно, и окислительно-восстановительный потенциал раствора (Е). Если величины ОВП, соответствующие различным моментам титрования, то получаются кривые титрования, аналогичные кривым, получаемым по методу кислотно-основного титрования.

Особенный интерес представляют те точки на кривой титрования, которые соответствуют 0,1 мл недостатка и 0,1 мл избытка КМnО4, так как они определяют собой величину скачка потенциала около точки эквивалентности.

Вблизи точки эквивалентности здесь тоже наблюдается резкий скачок потенциалов. Наоборот, другие участки кривой идут полого, т. е. величина Е изменяется при титровании очень медленно. Наличием скачка на кривой титрования можно воспользоваться для точного фиксирования точки эквивалентности с помощью индикаторов.

Окислительно-восстановительными называются реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов. Для составления уравнений ОВ реакций используют два метода:

1) метод электронного баланса;

2) электронно-ионный метод (метод полуреакций).

Метод электронного баланса рекомендуется использовать для реакций, протекающих в газовой или твердой фазах.

Электронно-ионный метод применяется для составления уравнений ОВ реакций, протекающих в водных растворах. Этот метод основан на составлении двух полуреакций: для окисления восстановителя и восстановления окислителя, а затем суммирование их в общее ионное уравнение. При использовании этого метода степени окисления атомов элементов в составе реагирующих веществ не определяют, а в полуреакциях записывают ионы или молекулы сопряженных окисленной и восстановленной форм в том виде, как они существуют в растворе в условиях проведения реакций. Метод полуреакций учитывает реально существующие ионы в растворе, а слабые электролиты, газы, малорастворимые вещества записывают в молекулярном виде.

Метод полуреакций учитывает роль среды. Если реакция протекает в кислой среде, то в полуреакции могут быть включены только молекулы H₂O и ионы водорода Н⁺. На каждый недостающий атом кислорода в одной из частей полуреакции нужно добавить по одной молекуле воды, тогда во вторую часть полуреакции пойдет удвоенное число ионов водорода.

Составим уравнение реакции окисления сульфита натрия перманганатом калия в кислой среде:

5 Na₂SO₃ + 2 KМnO₄ + 3 H₂SO₄ → 5 Na₂SO₄ + 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + 3 H₂O

SO₃²ˉ + H₂O – 2 ē → SO₄²ˉ + 2 H⁺                                                                     5

MnO₄ˉ + 8 H⁺  + 5 ē → Mn²⁺ + 4 H₂O                                     2

5SO₃²ˉ + 5H₂O + 2MnO₄ˉ + 16H⁺ → 5SO₄²ˉ + 10H⁺ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

После приведения подобных членов получим ионное уравнение реакции в сокращенной форме:

5 SO₃²ˉ + 2 MnO₄ˉ + 6 H⁺ → 5 SO₄²ˉ + 2 Mn²⁺ + 3 H₂O

По ионному уравнению расставляют коэффициенты в молекулярном.

Если реакция протекает в щелочной среде, то в полуреакции могут быть включены только молекулы воды и ионы ОНˉ. На каждый недостающий в одной из частей полуреакции атом кислорода нужно добавить по два иона ОНˉ, тогда во второй части реакции пойдет уменьшенное в два раза число молекул воды.

Na₂SO₄ + 2 KМnO₄ + 2 KOH → Na₂SO₄ + 2 K₂MnO₄ + H₂O

SO₃²ˉ + 2 OHˉ – 2 ē → SO₄²ˉ + H₂O                                             1

MnO₄^‾ + 1 ē → MnO₄²ˉ                                                                  2

SO₃²ˉ + 2 OHˉ + 2 MnO₄ˉ → SO₄²ˉ + H₂O + 2 MnO₄²ˉ

Таким образом, при составлении уравнений ОВ реакций методом полуреакций следует придерживаться такого порядка:

1) составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов и молекул;

2) уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций;

3) уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции, для этого прибавить к левой и правой частям полуреакций необходимое число электронов;

4) подобрать множители для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении;

5) сложить уравнения полуреакций и написать сокращенное ионное уравнение;

6) расставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции.

Общая характеристика и классификации методов оксидиметрии

В основе классификации методов оксидиметрии лежит тип используемого титранта (рабочего раствора). Наибольшее распространение получили следующие методы оксидиметрии:

– перманганатометрия: основным титрантом служит раствор KМnO₄;

– иодометрия: титранты – растворы иода и тиосульфата натрия Na₂S₂O₃·5Н₂O;

– броматометрия: титрант – раствор бромата калия KВrO₃.

46. Метод перманганатометрии, его сущность.Условия проведения перманганатометрического титрования. Титрант, его приготовление и стандартизация. Определение солей железа (II) в растворах.

Метод перманганатометрии основан на реакциях окисления различных веществ перманганатом калия. Окисление проводят в сильнокислой среде, в которой MnO₄ˉ проявляет сильные окислительные свойства. Продуктом восстановления KМnO₄ в кислой среде является почти бесцветный ион Mn²⁺:

MnO₄‾ + 8 H⁺ + 5 ē → Mn²⁺ + 4 H₂O,

что удобно для фиксирования точки эквивалентности. При титровании розовая окраска иона MnO₄ˉ становится заметной от одной избыточной капли рабочего раствора KMnO₄, поэтому никакого специального индикатора не требуется (безиндикаторное титрование).

Для создания сильнокислой среды пользуются растворами H₂SO₄. Рабочий раствор KМnO₄ готовят заранее, оставляют его на несколько дней до полного осаждения Mn²⁺. В качестве стандартных веществ для установления титра раствора KМnO₄ используют дигидрат щавелевой кислоты Н₂С₂О₄·2Н₂О или безводный оксалат натрия Nа₂С₂О₄.

Калия перманганат в сильнокислой среде количественно восстанавливается щавелевой кислотой:

2 KМnO₄ + 5 H₂C₂O₄ + 3 H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + K₂SO₄ + 10 CO₂ + 8 H₂O

MnO₄ˉ + 8 H⁺ + 5 ē → Mn²⁺ + 4 H₂O                                              2

Н₂C₂O₄  – 2 ē → 2 CO₂ + 2 H⁺                                                                                         5

 

2 MnO₄ˉ + 6 H⁺ + 5 H₂C₂O₄ → 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 8 H₂O

Чтобы ускорить обесцвечивание первых порций KМnO₄, реакционную смесь в колбе для титрования нагревают до 80-90^оС (кипятить нельзя во избежание разложения щавелевой кислоты). После появления в реакционной смеси катализатора – ионов Mn²⁺, реакция протекает с большей скоростью, так что последующие порции раствора KМnO₄ в ходе титрования обесцвечиваются сразу же.

В качестве примера рассчитаем и построим кривую титрования соли железа (II) перманганатом в кислой среде. Ионное уравнение этой реакции таково: (Свириденко – 138)

 

Особенности метода иодометрии. Основные рабочие растворы в иодометрии, их стандартизация. Определение окислителей методом косвенного титрования. Определение восстановителей методом прямого и обратного титрования.

Иодометрией называется метод титрометрического анализа, при котором о количестве определяемого вещества судят по количеству поглощенного или выделенного иода.

Метод иодометрии основан на окислительно-восстановительных реакциях, связанных с превращением I₂ в ионы I‾ и обратно:

I₂ + 2 ē ↔ 2 I‾

Свободный йод является окислителем, а иодид-ион является восстановителем. Поэтому йодометрические методы применяются как для определения окислителей, так и для определения восстановителей.

Основными рабочими растворами в иодометрии являются растворы йода I₂ для прямого титрования восстановителей и раствор натрия тиосульфата Na₂S₂O₃·5H₂O для определения окислителей и для обратного титрования восстановителей.

Основной титриметрической реакцией в методе иодометрии является взаимодействие раствора иода с рабочим раствором тиосульфата натрия:

I₂ + 2 Na₂S₂O₃ → 2 NaI + Na₂S₄O₆

^{(тетратионат Na)}

I₂ + 2 ē → 2 I‾                                     1

2 S₂О₃²ˉ – 2 ē → S₄О₆²ˉ          1

I₂ + 2 S₂О₃²ˉ → 2 I‾ + S₄О₆²‾

Из полуреакции 2S₂О₃²ˉ/S₄О₆²ˉ видно, что f_экв.(Na₂S₂О₃) = 1.

Следовательно, M (Na₂S₂O₃) = M_Э (Na₂S₂O₃) и С_н(Na₂S₂O₃) = C_М (Na₂S₂O₃).

В качестве индикатора в иодометрии используется водный раствор крахмала, который образует с молекулярным йодом йодкрахмальное соединение синего цвета. При титровании восстановителей рабочим раствором йода точка эквивалентности определяется по появлению интенсивно-синего окрашивания. При титровании I₂ рабочим раствором тиосульфата натрия конец реакции определяется по исчезновению синей окраски от одной капли раствора натрия тиосульфата. Крахмал необходимо добавлять в самом конце титрования, когда йода в растворе становится мало и раствор приобретает соломенно-желтый цвет.

Количественное определение окислителей методом иодометрии производят следующим образом: к подкисленному раствору окислителя прибавляют избыток раствора KI. В результате реакции выделяется эквивалентное количество I₂, который оттитровывают в присутствии крахмала рабочим раствором соответствующего восстановителя и по объему восстановителя, израсходованного на титрование, определяют количество окислителя.

Дихромат калия в кислой среде стехиометрично реагирует с растворимыми иодидами с образованием эквивалентного количества молекулярного йода:

K₂Cr₂O₇ + 6 KI + 7 H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3 I₂ + 7 H₂O + 4 К₂SO₄

Cr₂O₇²ˉ + 14 H⁺ + 6 ē → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O                                          1

2 I‾ – 2 ē → I₂                                                                                                                                    3

Cr₂O₇²‾ + 6 I‾ + 14 H⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 I₂ + 7 H₂O

Образовавшийся молекулярный йод оттитровывают раствором тиосульфата натрия, точную концентрацию которого следует установить.

Согласно принципу эквивалентности, количество I₂, образовавшегося в реакции, эквивалентно количеству K₂Cr₂O₇ и количеству Na₂S₂O₃: n_э(К₂Cr₂O₇) = n_э(I₂) = n_э(Na₂S₂O₃)

Обратное йодометрическое титрование. К раствору определяемого вещества (S²- иона) добавляют избыточное количество стандартного раствора йода и остаток не вступившего в реакцию с восстановителем раствора I₂ оттитровывают рабочим раствором тиосульфата натрия.

48. Иодометрическое определение меди в растворах. Применение иодометрии в медицине. Определение солей меди (II) в растворах.

Аналогично определяют медь(II). Для этого к анализируемому раствору, содержащему медь(II), прибавляют серную кислоту (чтобы предотвратить образование основных солей меди(II)), избыток раствора иодида калия и оставляют смесь примерно на 10 минут в темном месте (колбу обязательно накрывают стеклом во избежание потерь паров иода). При этом протекает реакция

Иод, образовавшийся в количестве, эквивалентном количеству прореагировавшей меди(II) в анализируемом растворе, титруют стандартным раствором тиосульфата натрия до бледно-желтой окраски раствора и прибавляют к нему несколько капель раствора крахмала. Титруемый раствор немедленно окрашивается в синий цвет. Продолжают титрование до исчезновения синей окраски титруемого раствора. Концентрация меди(II) рассчитывается аналогично тому, как было описано выше:

В этой реакции образуется осадок иодида меди(I) CuI, вследствие чего концентрация [Сu⁺] понижается, реальный ОВ потенциал редокс-пары Cu²⁺|Cu⁺ возрастает , равновесие смещается вправо — в сторону образования меди(I). Титрование становится возможным.

Применяется в лабораторной диагностике, используют для определения кофеина.

В фармации комплексонометрическое титрование используют для определения препаратов Са: хлорида, глюконата, лактата кальция; препаратов Zn: оксида и сульфата цинка; сульфата магния, основного нитрата висмута и др.

Широко применяют комплексонометрию при анализе воды для определения жесткости, а также при анализе различных сплавов и минералов. Методами окислительно-восстановительного титрования в клинических и биохимических исследованиях определяют содержание ферментов каталазы, пероксидазы, аскорбиновой кислоты, сахара в крови, мочевой кислоты в моче, ионов Са²⁺ в сыворотке крови.

Перманганатометрию и иодометрию используют для анализа ряда химических и лекарственных препаратов. Перманганатометрия – один из лучших способов определения железа в различных объектах. Этим методом пользуются для определения общей окисляемости воды или почвы.

 

49. Теоретические основы комплексонометрического титрования. Условия проведения комплексонометрического определения содержания металлов в растворе. Комплексоны, их особенности.

Комплексометрия — титрование вещества раствором такого соединения, которое образует с титруемым веществом слабо диссоциирующий (т.е. устойчивый) растворимый комплекс. Метод чаще всего применяется для определения катионов металлов-комплексообразователей. Реакцию комплексообразования, лежащую в основе метода, можно представить в виде (без указания зарядов реагентов):

где М — катион металла-комплексообразователя — обычно (но не всегда) определяемый компонент X анализируемого раствора; L — лиганд, находящийся в растворе титранта Т; ML_n — продукт реакции, представляющий собой комплекс.

Окончание титрования фиксируют либо визуально с помощью индикаторов, либо потенциометрически.

Реакции, используемые в комплексиметрии, должны отвечать основным требованиям.

1) Стехиометричность. В реакции должен образовываться один продукт точно определенного состава. Побочные реакции должны отсутствовать.

2) Полнота протекания реакции. Реакция, лежащая в основе титрования, должна протекать практически до конца, т.е. не менее чем на 99,99%.

3) Реакция комплексообразования должна протекать быстро; равновесие должно устанавливаться практически мгновенно.

4) Реакция должна обеспечивать отчетливую фиксацию КТТ (конечной точки титрования).

Изменение окраски раствора в конечной точке титровании должно быть контрастным. Согласно учению о цвете, предельные цвета, т.е. исходные (окраска чистого МеInd) и конечные (окраска чистого Ind) должны быть по возможности дополнительными – взаимно дополнять друг друга до белого цвета.

Дополнительными цветами, например, являются: красный – сине-зеленый; оранжевый – синий; желтый – синий; желто-зеленый – фиолетовый и т.д. Индикатор, окраска которого изменяется от одного дополнительного цвета к другому, в промежуточной точке становится бесцветным (или серым), т.к. цветовые тона взаимно погашают друг друга. Поэтому такую точку особенно легко заметить. Большинство применяемых металлоиндикаторов лишь в редких случаях изменяют свой цвет на дополнительный. Чтобы достичь максимального цветового эффекта, используют смешанные индикаторы, т.е. к металлоиндикатору добавляют индифферентный краситель, создающий цветовой фон, вследствие чего предельные окраски до и после конечной точки титрования становятся дополнительными. Например, для титрования ионов Ca предложена смесь мурексида и нафтолового зеленого В: переход окраски от оливково-зеленой через красновато-серую к чисто синей.

В последнее время в медико-биологических лабораториях широко применяют методы анализа, основанные на использовании реакций, которые сопровождаются образованием комплексных соединений катионов с органическими реактивами – комплексонами. Образующиеся соединения называют внутрикомплексными (клешневидными, хелатными) солями.

Комплексонами обычно называют органические соединения, представляющие собой производные аминополикарбоновых кислот. Простейший комплексон – нитрилотриуксусная кислота (НТА, комплексон I, сокращенно Н₃У):

Наибольшее значение имеет четырехосновная этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТУ, комплексон II, сокращенно Н₄У):

Комплексоны наряду с карбоксильными группами (–СООН) содержат аминный азот (–N). Благодаря такому строению эти соединения отличаются мульти-(поли)дентантностью, т.е. способностью образовывать сразу несколько координационных связей с ионами металлов-комплексообразователей. На практике обычно применяют двунатриевую соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА, Nа-ЭДТА, комплексон III или трилон Б, сокращенно Nа₂Н₂У):

Ион этилендиаминтетрауксусной кислоты с ионом металла образует до шести связей через атомы кислорода карбоксильных групп и атомы азота. Структурную формулу внутрикомплексной соли катиона кальция с Nа-ЭДТА можно представить следующим образом:

Один ион комплексона заменяет несколько монодентантных лигандов. При титровании ЭДТА солей металлов-комплексообразователей протекают следующие реакции:

Nа₂Н₂Y → 2 Nа⁺ + Н₂Y²‾

Ме²⁺ + Н₂Y²‾ ↔ МеY²‾ + 2 Н⁺

Ме³⁺ + Н₂Y²‾ ↔ МеY‾ + 2 Н⁺

Ме⁴⁺ + Н₂Y²‾ ↔ МеY + 2 Н⁺

Согласно приведенным уравнениям, 1 моль реагирующих с NаЭДТА катионов, независимо от их степени окисления, связывает 1 моль Nа-ЭДТА. Равновесия данных превращений смещены вправо, т.к. получаемые комплексные соединения являются очень прочными. Кроме того, в соответствии с принципом Ле Шателье-Брауна полнота протекания этих реакций увеличивается при повышении рН раствора, т.е. при связывании ионов водорода щелочью. Однако следует иметь в виду, что при повышении рН раствора в осадок может выпадать гидроксид металла. Поэтому при использовании комплексонов в аналитических целях требуется создание оптимального значения рН раствора, зависящего от прочности комплекса и растворимости соответствующего гидроксида. Например, ион железа (III) образует как прочный комплекс с Nа-ЭДТА, так и очень малорастворимый гидроксид. Поэтому реакция комплексообразования может протекать при рН не выше 3. Катион Са²⁺ образует менее прочный комплекс и сравнительно хорошо растворимый гидроксид. Он наиболее полно реагирует с Nа-ЭДТА при рН 9-10. Определенное значение рН раствора достигается при помощи буферных растворов. Точку эквивалентности в комплексонометрии устанавливают с помощью индикаторов, представляющих собой органические красители, образующие с катионами окрашенные комплексные соединения (металл-индикаторы). Получаемые при этом комплексные соединения менее устойчивы, чем внутрикомплексные соли, образуемые определяемыми катионами с комплексонами.

Поэтому в процессе титрования комплексоном раствора, содержащего окрашенное комплексное соединение, образуемое катионами с индикатором, в точке эквивалентности наблюдается изменение окраски раствора. Это объясняется тем, что комплексное соединение индикатора разрушается и индикатор выделяется в свободном виде. Так как окраска комплексного соединения индикатора отличается от окраски свободного индикатора, то происходит изменение окраски титруемого раствора. Схематично это можно представить следующим образом:

Ме²⁺ + НInd²‾ ↔ МеInd‾ + H⁺

бесцвет. окрашен окрашен в другой цвет

МеInd‾ + H₂У²‾ ↔ МеУ²‾ + HInd²‾ + Н⁺

                                                 окрашен                       бесцвет.    окрашен

Таким образом, металл-индикатор реагирует на изменение концентрации катиона аналогично тому, как кислотно-основной индикатор ведет себя при изменении рН титруемого раствора.

Индикатором на ионы магния, меди, цинка, марганца, алюминия и др. является эриохром черный Т, который схематично можно представить как (Н₃Ind).

Н₃Ind ↔ HInd²‾ + 2H⁺

                                                                                +H⁺                      –H⁺

H₂Ind‾ ↔ HInd²‾ ↔ Ind³‾

                                                                       красный      синий

Сам индикатор окрашен в синий цвет, а его комплексы с металлами имеют красное окрашивание. Уравнение реакции можно представить в следующем виде:

Ме²⁺+ НInd²‾ ↔ МеInd‾ + Н⁺

                                                                                                                                синий            красный

МеInd‾ + Na₂H₂Y + OH‾ ↔ Na₂MeY + HInd²‾ + H₂O

Другим широко распространенным металл-индикатором является мурексид (пурпурат аммония), образующий устойчивые комплексные соединения с катионами кальция, никеля, кобальта, меди и др.

Мурексид представляет собой темно-красный порошок, водный раствор которого окрашен в фиолетовый цвет, изменяющийся в зависимости от среды: рН < 9 – красно-фиолетовый, рН > 11 – сине-фиолетовый. В процессе титрования солей кальция и других металлов в присутствии мурексида в точке эквивалентности наблюдается изменение красного цвета раствора в сине-фиолетовый цвет.

В настоящее время разработаны комплексонометрические методы определения более 80 химических элементов.

50. Металлохромные индикаторы. Этилендиаминтетрауксуная кислота и ее динатриевая соль (ЭДТА) как реагенты в хелатометрии. Хелатометрическое определение кальция, магния и жесткости воды. Применение методов комплексонометрии в медико-биологических исследованиях.

В комплексонометрическом титровании конечную точку титрования устанавливают как визуально, так и с использованием инструментальных методов анализа.

При визуальном способе установлении конечной точки применяют металлоиндикаторы (это индикаторы, изменяющие окраску в зависимости от концентрации иона Ме). Металлоиндикаторы – обычно органические соединения, которые с ионами титруемого металла образуют окрашенные комплексы. Их обычно делят на 2 группы:

индикаторы, которые сами не имеют окраски, но образуют с ионами Ме окрашенные комплексы (например, при комплексонометрическом титровании Fe(III) в качестве индикатора используют салициловую или сульфосалициловую кислоту, тайрон; при определении Bi(III) – тиомочевину). Комплексы Fe(III) с салициловой кислотой (с молярным соотношением 1:1) окрашены в красный цвет, с тайроном – в зеленый. Тиомочевинные комплексы с Bi (III) окрашены в желтый цвет. Интенсивность окраски образующихся комплексов обычно невысока. Поэтому, чтобы наблюдать окраску комплекса, концентрация индикатора должна быть ≈ в 10 раз больше концентрации титруемого Ме.

органические соединения, содержащие в своих молекулах хромофорные группы, следовательно, окрашенные и образующие с ионами Ме внутрикомплексные соединения, по цвету отличающиеся от самих индикаторов. Эти индикаторы называются металлохромные.

Рингбом предложил делить индикаторы на 3 группы:

а) индикаторы, содержащие азогруппу – N = N – . Например, эриохромовый черный Т (при рН 9-10 используется для определения Mg²⁺, Ba²⁺, Cd²⁺, Pb²⁺, Zn²⁺, Mn²⁺, Sr²⁺); и кислотный хромовый темно-синий (Mn²⁺, Mg²⁺, Zn²⁺, Pb²⁺, Ca²⁺);

б) индикаторы, относящиеся к классу трифенилметановых красителей. Например, ксиленоловый оранжевый (при рН 1,5-3: Bi³⁺, Fe³⁺; при рН 5-7: Cd²⁺, Co²⁺, Cu²⁺, Hg²⁺, Zn²⁺); пирокатехиновый фиолетовый ( при рН 2-4:Bi³⁺, Ti⁴⁺; рН 5-6: Cu²⁺, Fe³⁺, Pb²⁺);

в) прочие индикаторы – мурексид (при рН 8-9: Co²⁺, Ca²⁺, Zn²⁺, Ni²⁺), дитизон, ализарин.

Определение катионов кальция Са²⁺. Катионы кальция определяют титрованием анализируемого раствора, содержащего Са²⁺, стандартным раствором ЭДТА в присутствии различных индикаторов: хромового темно-синего (в аммиачном буфере) — в ТЭ вишнево-красная окраска раствора переходит в сине-фиолетовую; мурексида (в щелочной среде при рН >12) — в ТЭ красная окраска раствора переходит в фиолетовую.

Титрование в присутствии мурексида проводят следующим образом. К анализируемому раствору, содержащему катионы Са²⁺, прибавляют 10%-ный раствор NaOH до рН > 12, небольшое количество индикаторной смеси мурексида до появления розовой окраски раствора и титруют стандартным раствором ЭДТА до изменения розового цвета титруемого раствора в сине-фиолетовый.

Определение катионов магния и кальция при их совместном присутствии. Вначале в отдельной пробе анализируемого раствора определяют сумму катионов Mg²⁺ и Са²⁺ титрованием анализируемого раствора в аммиачном буфере (рН ~ 10) стандартным раствором ЭДТА в присутствии индикатора эриохрома черного Т до перехода красной окраски титруемого раствора в фиолетово-синюю вследствие разрушения комплекса магния с индикатором.

Затем в другой пробе анализируемого раствора определяют кальций. К раствору прибавляют щелочь для осаждения магния в виде гидроксида Mg(OH)₂. Катионы кальция остаются в растворе. Их определяют титрованием стандартным раствором ЭДТА в присутствии индикатора мурек сида до перехода красной окраски титруемого раствора в сине-фиолетовую вследствие разрушения комплекса кальция с индикатором.

Широкое распространение получила комплексонометрия в медико-биологических работах. Этот метод необходим для определения в живых организмах кальция, магния и многих микроэлементов. Комплексонометрию применяют также при анализе лекарственного сырья и воды.

В биологии и медицине комплексоны применяют не только в аналитических целях. Их используют как стабилизаторы при хранении крови, так как они связывают ионы металлов, катализирующие реакции окисления. При профессиональных заболеваниях с помощью комплексонов из организма выводят ионы токсичных металлов, радиоактивные изотопы и продукты их распада. Имеются сведения об успешном применении комплексонов для растворения камней, образующихся в почках, печени и желчном пузыре.

51. Общая характеристика физико-химических методов анализа, их классификация. Теоретические основы оптических и электрохимических методов анализа. Использование инструментальных методов при исследовании биологических систем и процессов.

Физико-химическими называют методы количественного анализа, основанные на измерении физико-химических и физических свойств данного вещества. Их вместе с физическими методами анализа называют инструментальными, т.к. они требуют применения приборов и измерительных устройств.

В основе физико-химических методов количественного анализа лежит химическая реакция или физико-химический процесс.

Характерная особенность физических методов заключается в том, что в них измеряют физические параметры без предварительного проведения химической реакции.

⇐ Предыдущая9101112131415161718Следующая ⇒

Поделиться: