Вычисления в титриметрическом анализе

Аналитическая химия

 

Методические указания по изучению дисциплины

и задание для контрольной работы

для студентов заочной формы обучения

Института сельского хозяйства и природных ресурсов НовГУ

 

Составитель:

Анисимова Г.И.,

к.с.-х.н., доцент каф. ХЭ

 

Великий Новгород

ВВЕДЕНИЕ

Аналитическая химия, являясь одной из общеобразовательных дисциплин, закладывает теоретические основы изучения специальных дисциплин, важнейших в системе образования специалиста естественно-научного и сельскохозяйственного профиля.

Курс аналитической химии дает теоретическую и практическую подготовку студента, предполагает получение им знаний и навыков, необходимых для решения задач по установке качественного, количественного состава веществ. Аналитическая химия как наука в последнее время претерпела существенные изменения. Значительно расширился круг объектов исследования, среди которых особая роль принадлежит многочисленным органическим соединениям. Развитие биологии, биохимии, химии природных и синтетических биологически активных веществ потребовало совершенствования методов разделения и анализа сложных смесей. Все более актуальным становится исследование структуры и межмолекулярной взаимосвязи веществ. В связи с этим преподавание аналитической химии изменяется в сторону теоретизации, повышения удельного веса инструментальных методов анализа и анализа органических соединений.

Цель преподавания дисциплины заключается в обучении студентов теоретическим основам аналитической химии и приобретению ими навыков практического применения методов качественного и количественного анализа для определения соединений неорганической и органической природы, правильной оценке полученных результатов. Изучение курса "Аналитическая химия" основывается на базе курса "Общая и неорганическая химия". Предполагается, что студент умеет выполнять частные реакции открытия катионов и анионов, может рассчитать концентрации Н⁺, ОН^--ионов имеет представление о гидролизе солей различного типа, о комплексных соединениях, о малорастворимых соединениях и может на основании ПР вычислить концентрации ионов в растворе (и наоборот); умеет уравнивать окислительно-восстановительные реакции и т. д.

В процессе изучения аналитической химии должны быть поставлены и успешно решены конкретные задачи по усвоению студентами дисциплины.

Студент должен знать:

1. Теоретические основы аналитической химии.

2. Принципы и методы химического качественного анализа (дробный и систематический)

3. Принципы и методы химического количественного анализа (гравиметрия и титриметрия).

4. Теоретические основы физико-химических (инструментальных) методов анализа, их применение для определения качественного и количественного состава анализируемых объектов.

Студент должен уметь:

1. Самостоятельно работать с учебной, справочной и методической литературой по аналитической химии.

2. Правильно выбирать метод анализа в соответствии с поставленной аналитической задачей и заданной точностью определения.

3. Владеть техникой и осуществлять различные гравиметрические и титриметрические определения.

4. Правильно выполнять расчеты результатов анализа и оценивать их с помощью методов математической обработки.

5. Работать с приборами - аналитическими весами, рН-метрами, иономерами, установками для электрохимических методов анализа, фотоэлектроколориметрами и спектрофотометрами.

6. Применять полученные знания для анализа соединений неорганической и органической природы.

В лекционный курс включены три основные раздела - введение и теоретические основы аналитической химии, качественный химический анализ и количественный анализ, включая физико-химические (инструментальные) методы анализа. Лабораторный практикум включает работы по качественному анализу смесей ионов, количественному определению веществ химическими титриметрическими и физико-химическими методами анализа. Лабораторные работы выполняются студентами индивидуально и самостоятельно под контролем преподавателя.

Основной вид работы студента заочного отделения - самостоятельное изучение курса аналитической химии по указанной литературе. Помощь в изучении курса могут оказать методические указания к темам курса, где отражены основные вопросы и даны примеры решения задач.

Студент делает одну контрольную работу. Работа должна быть представлена в установленный срок.

ЛИТЕРАТУРА

 

1 Цитович И.К. Курс аналит. химии: Учебник. - 7-е изд. СПб.: Лань, 2004. - 496с.

2 Цитович И.К. Курс аналит. химии: Учебник для с.-х. вузов. - 6-е изд. испр. и доп. М.: Высшая школа, 1994. - 495с.

3 Цитович И.К. Курс аналит. химии: Учебник для с.-х. вузов. - 5-е изд. испр. и доп. М.: Высшая школа, 1985. - 400с.

 

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫАНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ
И КАЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

Основные понятия и термины

 

А н а л и т и ч е с к а я х и м и я – наука, развивающая теоретические основы химического анализа и разрабатывающая методы определения химического состава веществ и химического строения соединений.

Х и м и ч е с к и й а н а л и з – совокупность готовых приемов анализа, в результате применения которых устанавливается химический состав.

О б н а р у ж е н и е – установление факта присутствия или отсутствия вещества или его компонента в образце.

О п р е д е л е н и е – установление содержания (количества, концентрации) какого-либо компонента в изучаемом образце.

Х и м и ч е с к и е м е т о д ы о б н а р у ж е н и я – методы, основанные на использовании аналитических реакций; аналитический сигнал наблюдают главным образом визуально.

Ф и з и ч е с к и е и ф и з и к о – х и м и ч е с к и е м е т о д ы о б н а- р у ж е н и я – методы, основанные на изучении физических свойств исследуемых веществ (оптические, электрохимические, магнитные и др.); аналитический сигнал получают и регистрируют с помощью специальной аппаратуры.

Р е а г е н т с п е ц и ф и ч е с к и й – реагент для обнаружения искомых ионов в присутствии других ионов. Применяется при проведении дробного метода анализа.

Р е а г е н т и з б и р а т е л ь н ы й (с е л е к т и в н ы й) – реагент, который реагирует с ограниченным числом ионов. Используют как в дробном, так и в систематическом анализе.

Р е а г е н т г р у п п о в о й – реагент на группу ионов с образованием одного и того же аналитического сигнала (чаще всего осадка). Используется в систематическом анализе.

Д р о б н ы й а н а л и з – анализ, при котором искомые ионы можно обнаружить в отдельной порции исследуемого раствора, не прибегая к определенной схеме обнаружения ионов.

С и с т е м а т и ч е с к и й а н а л и з – определенная последовательность обнаружения ионов – после того, как мешающие обнаружению ионы удалены или замаскированы.

М а с к и р о в а н и е – подавление мешающего влияния посторонних ионов путем действия на них окислителей, восстановителей или комплексообразующих веществ.

М и к р о а н а л и з – количество исследуемого вещества составляет 1 г или 10 мл раствора.

П о л у м и к р о а н а л и з – количество исследуемого вещества составляет 0,1 – 0,01 г или 1,0 – 0,1 мл раствора.

У л ь т р а м и к р о а н а л и з – количество исследуемого вещества < 10^‑4 г или 10^-3 – 10^-6 мл раствора.

А н а л и т и ч е с к и й с и г н а л – среднее значение результатов измерения физической величины в заключительной стадии анализа, функционально связанное с содержанием определяемых компонентов.

Г р а д у и р о в о ч н а я х а р а к т е р и с т и к а – зависимость аналитического сигнала от содержания определяемого компонента, устанавливаемая опытным или расчетным путем и выраженная в виде формул (градуировочная функция), таблиц, графиков. Градуировочный график может представлять зависимость между преобразованными величинами аналитического сигнала и определяемого содержания.

К о э ф ф и ц и е н т ч у в с т в и т е л ь н о с т и (S) – значение первой производной градуировочной функции при данном определяемом содержании. Для градуировочных графиков, построенных без преобразования аналитического сигнала и определяемого содержания, коэффициент чувствительности (S) равен угловому коэффициенту градуировочного графика: S = (dy/dc)c_i.

Д и а п а з о н о п р е д е л я е м ы х к о н ц е н т р а ц и й – предусмотренная данной методикой область значений определяемых содержаний.

А к т и в н о с т ь (a) – эффективная, кажущаяся концентрация вещества (иона), соответственно которой оно действует в химической реакции. Выражается в тех же единицах, что и концентрация раствора (моль/л).

К о э ф ф и ц и е н т а к т и в н о с т и (f) – отношение активности к действительной концентрации иона (c): f = a/c.

И о н н а я с и л а р а с т в о р а (м) – полусумма произведений концентраций всех присутствующих в растворе ионов на квадрат заряда данного иона: м = .

П р е д е л о б н а р у ж е н и я (C_{min, p}, мкг/мл) – минимальная концентрация или минимальное количество вещества, которое может быть обнаружено или идентифицировано данным методом с какой-то допустимой погрешностью (р – доверительная вероятность).

П р е д е л ь н о е р а з б а в л е н и е (V_пред., мл/г) – величина, обратная предельной концентрации, которая показывает, в какой массе растворителя содержится 1 г определяемого иона: V_пред. = 1:V·10⁶/C_{min, p}.

Тема 1 Качественный анализ – дробный и систематический

При выполнении задания по этой теме необходимо знать сероводородную (сульфидную) и кислотно-основную классификации катионов на аналитические группы и групповые реагенты, уметь писать уравнения реакций в ионном виде катионов металлов соответствующих групп с этими реагентами. При написании реакций обнаружения катионов обратить особое внимание на условия их выполнения и мешающее действие других ионов.

В данных методических указаниях и методических указаниях кафедры " Качественный анализ катионов", изучение свойств катионов основано на сульфидной классификации катионов, согласно которой необходимо выполнять задание по составлению хода анализа.

Таблица 1 – Сульфидная классификация катионов

Группа	Катионы	Групповой реагент	Растворимость соединений
I	K+, Na+, NH4+, Mg2+	нет	Сульфиды, карбонаты, хлориды растворимы в воде
II	Ba2+, Sr2+, Ca2+	(NH4)2CO3, рH = 9,2	Карбонаты не растворимы в воде

Пример: Смесь сухих солей: карбонат натрия (избыток), хлорид бария, хлорид хрома(III), нитрат никеля, нитрат серебра, арсенат натрия, нитрат меди, хлорид калия растворили в воде. Какие соединения будут в осадке, какие ионы будут в растворе? Составьте схему анализа.

Решение.

Рассмотрим, какие ионы находятся в растворе при диссоциации взятых солей:

Рассмотрим возможные взаимодействия между ионами, приводящие к образованию осадков:

Выпадение в осадок Ag₂CO₃ маловероятно, так как растворимость AgCl меньше (см. пример к теме 3).

В осадке могут быть также NiCO₃ и (CuOH)₂CO₃ После составления схемы анализа необходимо написать реакции разделения, реакции перевода осадков в раствор и реакции обнаружения в ионном виде присутствующих в смеси катионов. Окислительно-восстановительные реакции необходимо составлять электронно-ионным методом.

Тема 2 Гомогенные равновесия. Теория электролитической диссоциации. Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований. Химическое равновесие Закон действующих масс. Буферные растворы, расчет рН в буферных растворах

При выполнении задания по этой теме важно правильно применять основные положения теории электролитической диссоциации для написания уравнений диссоциации сильных и слабых электролитов. Используя константы кислотности (Ка) и основности (Кв) необходимо уметь выводить формулы для расчета [H+], [OH-] и рН, рОН в растворах слабых кислот и оснований, а также в присутствии их солей. Следует изучить механизм действия буферных растворов и использование их в систематическом ходе анализа.

 

Пример 1. Рассчитать рН в 0,025 М растворе хлороводородной кислоты.

Решение:

Пример 2. Рассчитать рН 0,015 М раствора муравьиной кислоты. Как изменится рН, если к 20 мл этого раствора прибавить 25 мл 0,01 М раствора формиата натрия?

Решение: HCOOH^- > НСОО^- + Н⁺

Рассчитаем концентрации муравьиной кислоты и формиата натрия после смешивания растворов

При добавлении формиата натрия диссоциация муравьиной кислоты подавлена, следовательно [HCOO-] = c(HCOONa) = 0,0055 моль/л

 

рН = 3,67

При добавлении формиата натрия рН раствора повышается за счет подавления диссоциации муравьиной кислоты в присутствии одноименного иона.

 

Тема 3 Протолитические равновесия в растворах солей. Степень и константа гидролиза. Расчет рН в растворах гидролизующихся солей.

В водных растворах соли, содержащие катионы слабых оснований, и анионы слабых кислот подвергаются гидролизу, то есть взаимодействуют с протонами или гидроксильными группами нейтральных молекул воды. В растворах устанавливается гидролитическое равновесие, которое характеризуется константой гидролиза (Кh). При изучении этой темы необходимо обратить внимание на правильное написание уравнений реакций гидролиза в ионном виде и выражение константы гидролиза. Уметь выводить расчетные формулы степени гидролиза (h) и рН растворов гидролизующихся солей, знать факторы, влияющие на гидролиз. Особое внимание обратить на реакции гидролиза карбоната аммония и сульфида аммония, которые являются групповыми реагентами и используются для отделения катионов II и III аналитических групп.

Пример 1.

Рассчитать константу гидролиза, степень гидролиза и рН 0,05 М раствора цианида калия ().

Решение:

 

 

Если степень гидролиза соли меньше 10%, то можно принять, что
[CN^-]=c(KCN). Подставим значения равновесных концентраций в уравнение константы гидролиза:

Степень гидролиза меньше 10%, следовательно, наше допущение справедливо.

Тема 4 Гетерогенные равновесия в аналитической химии. Произведение растворимости (константа растворимости). Условия образования осадков. Влияние на полноту осаждения одноименного иона, рН раствора, постороннего электролита ("солевой эффект")

Гетерогенные равновесия устанавливаются на границе раздела фаз (осадок - насыщенный раствор над осадком). Данное равновесие характеризует константа растворимости (Ks) или произведение растворимости (ПР). Используя значения ПР (Ks) необходимо уметь рассчитывать молярные (моль/л) и массовые (г/л) концентрации ионов в растворе малорастворимого соединения в воде и в присутствии одноименных ионов. Следует знать условие образования осадков и уметь решать вопрос о возможности их образования при смешивании растворов.

 

Пример 1.

Рассчитать молярную (моль/л) и массовую (г/л) растворимость сульфата кальция, если ПР(CaSO₄)=2,5∙10^-5.

Решение:

Запишем равновесие в рассматриваемой системе

CaSO₄ -> Ca²⁺ + SO₄^2-

Обозначим молярную концентрацию соли в насыщенном растворе (растворимость) - s (моль/л), тогда [Ca²⁺] = [SO₄^2-] = s

Запишем выражение ПР

Массовая растворимость сульфата кальция будет равна:

S(г/л)=s(моль/л)∙М(СаSO₄)=5∙10^-3∙136 = 0,68 г/л

 

Пример 2.

Смешали 500 мл 0,002 М раствора хлорида бария и 500 мл 0,001 М раствора сульфата калия. Выпадет ли в этих условиях осадок сульфата бария?

ПР(ВаSO₄)=1,1∙10^-10.

Решение:

Условие образования осадков: произведение концентрации ионов должно быть больше произведения растворимости

ПКИ > ПР

ПКИ = с(Ва²⁺)∙с(SO₄^2-)

При смешивании равных объемов растворов, концентрации ионов уменьшаются в 2 раза, следовательно:

[Ba²⁺] = c(BaCl₂) = 0.001 моль/л

[SO₄^2-] = c(K₂SO₄) = 0.0005 моль/л

ПКИ = 0,001∙0,0005 = 5∙10^-5

ПКИ > ПР, осадок выпадает.

Пример 3.

Рассчитать растворимость фосфата серебра в 0,02 М растворе фосфата натрия.

ПР(Ag₃PO₄)=1,3∙10^-20.

 

Решение:

Запишем уравнения равновесий для данной системы

Обозначим растворимость фосфата серебра в насыщенном растворе через s, тогда [Ag⁺]=3s, в присутствии одноименного иона растворимость фосфата серебра понижается, поэтому равновесная концентрация фосфат-иона будет определяться концентрацией фосфата натрия [PO₄^3-]=c(Na₃PO₄)=0,02 моль/л. Подставим эти обозначения в выражение ПР

 

Тема 5 Равновесия в растворах комплексных соединений. Константы устойчивости и нестойкости. Влияние избытка лиганда, разрушение комплексных соединений

В водных растворах комплексных соединений устанавливается равновесие, которое характеризуется константой устойчивости (К_уст) или величиной обратной ей, константой нестойкости (K_н). Пользуясь величиной соответствующей константы необходимо уметь рассчитывать равновесные концентрации ионов в растворе комплексных соединений в присутствии избытка лиганда и без избытка лиганда. Следует знать способы разрушения комплексов и уметь проводить расчеты, связанные с разрушением комплексов за счет образования малорастворимых соединений.

Пример 1.

Рассчитать равновесную концентрацию ионов Zn²⁺ в 1 М растворе [Zn(NH₃)₄]Cl₂. lg K_уст = 8,7.

 

Решение:

Обозначим [Zn²⁺]=x моль/л, тогда [NH₃]=4x моль/л Величина х<<1, ею можно пренебречь, поэтому равновесная концентрация [Zn(NH₃)₄]²⁺=c([Zn(NH₃)₄]²⁺)=1 моль/л Подставим равновесные концентрации ионов в выражение константы устойчивости

 

Пример 2.

Будет ли выпадать осадок оксалата цинка при добавлении к 0,001 М раствору [Zn(NH₃)₄]₂₊ 0,1 моль/л оксалата натрия, если равновесная концентрация аммиака в растворе составляет 0,1 моль/л?

Решение:

Осадок будет образовываться, если выполняется условие: ПКИ > ПР

 

Равновесную концентрацию ионов цинка рассчитаем из константы устойчивости аммиакатного комплекса цинка

 

 

В растворе присутствует избыток аммиака, следовательно, равновесие сдвинуто в сторону образования комплекса, диссоциация комплекса подавлена [NH3]=0,1 моль/л.

ПКИ < ПР, осадок в данных условиях не образуется.

 

Тема 6 Окислительно-восстановительные системы. Стандартный и реальный окислительно-восстановительные потенциалы. Уравнение Нернста. Влияние рН. Комплексообразования и осаждения на величину окислительно-восстановительного потенциала. Направление, последовательность протекания и константа равновесия окислительно-восстановительных реакций

Количественной характеристикой окислительно-восстановительной способности редокс-пары являются значения стандартного и реального окислительно-восстановительного потенциала. Реальный окислительно-восстановительный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста. При изучении этой темы следует обратить внимание на правильное написание уравнения Нернста для различных случаев окислительно-восстановительных систем: с участием твердых веществ, с участием ионов водорода и гидроксид-ионов и т. д., а также на расчет потенциала с учетом равновесных концентраций. Уравнения окислительно-восстановительных реакций необходимо составлять электронно-ионным методом. Молекулярные уравнения составлять не следует. На основании стандартных окислительно-восстановительных потенциалов уметь определять направление протекания реакций. Обратить особое внимание как меняется величина потенциала системы при образовании комплексного и малорастворимого соединения.

 

Пример 1.

Составить уравнение реакции между перманганат-ионом и пероксидом водорода в кислой среде электронно-ионным методом и записать уравнения Нернста для окислительно-восстановительных систем.

 

 

Решение:

Составляем уравнения Нернста для окислительно-восстановительных систем:

Пример 2.

Можно ли в кислой среде действием дихромата калия окислить: а) Fe²⁺ до Fe³⁺; б) Mn²⁺ до MnO₄^-?

 

Решение:

Для решения вопроса необходимо сравнить стандартные окислительно-восстановительные потенциалы окислительно-восстановительных систем. Более сильным окислителем будет окисленная форма той системы стандартный окислительно-восстановительный потенциал, которой больше.

Потенциал системы Cr₂O₇^2-/Cr³⁺, больше, чем потенциал системы Fe³⁺/Fe²⁺ и меньше, чем потенциал системы MnO₄^-/Mn²⁺, следовательно, Fe²⁺ можно окислить до Fe³⁺ действием дихромата калия, а Mn²⁺ до MnO₄^- не окисляется.

 

КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

Основные понятия и термины

Титриметрический анализ

 

Т и т р о в а н и е – процесс определения содержания вещества по количеству израсходованного стандартного реагента. При титровании расходуется количество реагента, эквивалентное количеству титруемого вещества, в соответствии со стехиометрией реакции между ними при условии, что эта реакция практически необратима. Конечную точку титрования фиксируют по изменению окраски титруемого раствора или индикатора, который добавляют в ходе реакции, или устанавливают по излому или скачку на кривой титрования. По типу реакции, используемой при титровании, различают кислотно-основное, окислительно-восстановительное, осадительное и комплексонометрическое титрование; по способу индикации конечной точки титрования – визуальное, потенциометрическое, фотометрическое, кондуктометрическое, амперометрическое титрование. Титрование проводят двумя способами: пипетирования и отдельных навесок.

С т а н д а р т н ы й р а с т в о р (т и т р а н т) – раствор с точно известной концентрацией.

И с х о д н о е в е щ е с т в о – химическое соединение, используемое для приготовления раствора с точно известной концентрацией (первичный стандарт), удовлетворяющее ряду требований: 1) вещество должно быть химически чистым; 2) состав вещества должен точно соответствовать формуле; 3) вещество должно быть устойчивым при хранении; 4) должно иметь возможно большую молярную массу эквивалента. Лишь немногие вещества удовлетворяют этим требованиям.

П е р в и ч н ы й с т а н д а р т – раствор, концентрация которого точно известна, приготовленный из исходного вещества. Первичные стандарты используют как для обычных титриметрических определений, так и для установления точной концентрации растворов вторичных стандартов.

Ф и к с а н а л – запаянная ампула, в которой находится определенное количество соответствующего вещества. Фиксаналы используют для приготовления растворов первичных стандартов.

В т о р и ч н ы е с т а н д а р т ы – растворы, приготовленные с примерно известной концентрацией, а затем их точную концентрацию устанавливают (стандартизируют) по раствору первичного стандарта.

Т и т р (Т) стандартного (рабочего) раствора – масса вещества (в граммах), содержащаяся в одном миллилитре данного раствора, г/мл.

Т и т р п о о п р е д е л я е м о м у в е щ е с т в у (Т_А/В) – масса определяемого вещества (А), с которой реагирует один миллилитр данного раствора (В).

Э к в и в а л е н т – реальная или условная частица вещества, которая в кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или (в окислительно-восстановительной реакции) одному электрону.

Ф а к т о р э к в и в а л е н т н о с т и [f_{эквив.(А)}] – число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества А эквивалентна одному иону водорода или одному электрону.

М о л я р н а я м а с с а э к в и в а л е н т а [М(А)Чf_{эквив.(А)}] – масса моля эквивалента, численно равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества.

П р а в и л о э к в и в а л е н т о в – вещества реагируют в объемах, обратно пропорциональных молярным концентрациям их эквивалентов:

C₁ Ч V₁ = C₂ ЧV₂.

М о л я р н а я к о н ц е н т р а ц и я э к в и в а л е н т а [С(А)Чf_эквив.] – число молей эквивалентов в 1 л раствора, моль/л.

П р я м о е т и т р о в а н и е – определяемое вещество в процессе титрования непосредственно реагирует с раствором титранта:

А + В ® продукты реакции,

где А – раствор определяемого вещества; В – раствор титранта.

О б р а т н о е т и т р о в а н и е – к раствору определяемого вещества добавляют точно известное количество другого вещества в избытке (титрант 1); не вступившее в реакцию количество титранта 1 оттитровывают титрантом 2:

А + В₁ ® продукты реакции + остаток В₁,

В₁ + В₂ ® продукты реакции.

Т и т р о в а н и е з а м е с т и т е л я (косвенное титрование) – к раствору определяемого вещества добавляют вспомогательный раствор реагента (заведомо в избытке, для смещения равновесия реакции вправо). Продукт реакции (заместитель), количество эквивалентов которого в точности равно количеству эквивалентов определяемого вещества, оттитровывают раствором титранта:

А + Д ® продукты реакции + С,

С + В ® продукты реакции,

где Д – раствор вспомогательного реагента; С – заместитель; В – раствор титранта.

Т о ч к а э к в и в а л е н т н о с т и (т. эк.) – момент, когда определяемое вещество полностью прореагировало с раствором титранта. Т. эк. – понятие теоретическое.

Т о ч к а к о н ц а т и т р о в а н и я (т. к. т.) – момент изменения физического свойства (изменение окраски) титруемого раствора, связанный с эквивалентностью. Чаще всего это изменение фиксируется индикаторным или инструментальным способом. Следовательно, т. к. т. – понятие практическое. Разность объемов титранта в т. эк. и т. к. т. мала, но она существует из-за неадекватности изменения физического свойства и нашей способности наблюдать его. V (т. эк.) № V(т. к. т.). Этим обусловливается наличие индикаторной ошибки титрования.

И н д и к а т о р ы – химические вещества, изменяющие окраску, люминесценцию или образующие осадок при изменении концентрации того или иного компонента в растворе. Существуют кислотно-основные, окислительно-восстановительные, адсорбционные и комплексонометрические (металл индикаторы) индикаторы.

Вычисления в титриметрическом анализе

Количество определяемого вещества в титриметрическом анализе рассчитывают несколькими способами:

1. По нормальности раствора титранта [ Н(В)].

2. По титру раствора титранта [Т(В)] или по титру, выраженному по определяемому веществу [Т(В/А) ].

3. С помощью поправочного коэффициента [К].

При вычислениях в титриметрическом анализе приняты следующие обозначения:

m(нав) – масса навески образца анализируемого вещества, г;

ЭМ – эквивалентная масса, г/моль;

Н(А) – нормальность раствора определяемого вещества, моль/л;

Т(А) – титр раствора определяемого вещества, г/мл;

V(А) – аликвотная часть раствора определяемого вещества, мл;

m(А) – содержание определяемого вещества в анализируемом образце, г;

V(К) – общий объем анализируемого раствора, мл;

Н(В) – нормальность раствора титранта, моль/л;

Т(В) – титр раствора титранта, г/мл;

Т(В/А) – титр раствора титранта по определяемому веществу, выраженный в граммах определяемого вещества А, эквивалентного количеству вещества В, содержащегося в 1 мл раствора титранта В, г/мл;

К(В) – поправочный коэффициент раствора титранта;

m(В) – масса вещества в растворе титранта, г;

V(В) – объем раствора титранта, мл.