طرق المعايرة في الكيمياء التحليلية باختصار. طرق التحليل بالمعايرة. كيفية العمل مع السحاحة
جوهر الطريقة ومزاياها
يعتمد التحليل بالمعايرة على القياس الدقيق لأحجام المواد التي تدخل في تفاعل كيميائي ؛ هي إحدى طرق التحليل الكمي.
تسمى عملية إضافة المعاير ببطء إلى محلول تحليل لتحديد نقطة التكافؤ المعايرة. معاير- محلول بتركيز معروف بدقة.
نقطة التعادلهي لحظة المعايرة عندما يتم الوصول إلى النسبة المكافئة للمواد المتفاعلة.
يتم تحديد نقطة التكافؤ (أي) بالتغير في لون المؤشر (المؤشر الكيميائي) أو بمساعدة المؤشرات الآلية ، وهي الأجهزة التي تسجل تغييرًا في بعض خصائص الوسيط أثناء عملية المعايرة.
المؤشرات- هذه هي المواد التي تغير تركيبها وخصائصها الفيزيائية عندما تتغير البيئة. في منطقة نقطة التكافؤ ، يغير المؤشر لونه ، ويشكل راسبًا ، أو يتسبب في بعض التأثيرات الأخرى التي يمكن ملاحظتها. يمكن استخدام المؤشرات لضبط نقطة نهاية المعايرة(k.t.t.) - لحظة المعايرة ، عند ملاحظة تغيير في لون المؤشر. في الحالة المثالية ، أي و kt.t. تتطابق ، ولكن في الممارسة العملية هناك بعض الاختلاف بينهما. كلما زاد هذا الاختلاف ، زاد خطأ المعايرة ، وتساوي جميع الأشياء الأخرى ، لذلك يجب اختيار مؤشر بحيث يكون الفرق بين t.e. و t.k.t. كان ضئيلاً.
بعد الوصول إلى نقطة التكافؤ ، تكتمل المعايرة ويلاحظ حجم المحلول المستخدم لهذا التفاعل. لذلك ، في طريقة التحليل بالمعايرة ، يكون التحديد الدقيق لنقطة التكافؤ ذا أهمية قصوى.
يعتبر التحديد الكمي باستخدام طريقة التحليل بالمعايرة سريعًا جدًا ، مما يسمح لك بتنفيذ العديد من التحديدات المتوازية والحصول على متوسط حسابي أكثر دقة. تستند جميع حسابات طريقة التحليل بالمعايرة إلى قانون المكافئات.
ل تفاعلاتالمستخدمة في التحليل الحجمي الكمي ، اعرض ما يلي متطلبات:
1. يجب أن يستمر التفاعل وفقًا لمعادلة التفاعل المتكافئ ويجب أن يكون لا رجوع فيه عمليًا. يجب أن تعكس نتيجة التفاعل كمية التحليل. يجب أن يكون ثابت التوازن للتفاعل أكبر من 10 8.
2. يجب أن يستمر رد الفعل دون ردود فعل جانبية.
3. يجب أن يستمر التفاعل بمعدل مرتفع بدرجة كافية.
4. يجب أن تكون هناك طريقة لإصلاح نقطة التكافؤ. يجب تحديد نهاية التفاعل بسهولة وبساطة.
مزايا التحليل بالمعايرة:
1) سرعة التحديد.
2) بساطة المعدات ؛
3) إمكانية الأتمتة ؛
4) الدقة - الخطأ النسبي 0.1 - 0.01٪.
تستخدم طريقة التحليل بالمعايرة لتحديد المواد العضوية وغير العضوية. يمكن إجراء المعايرة في وسط مائي وغير مائي.
عند إجراء التحليل الكمي ، من الضروري:
يجب تنفيذ جميع إجراءات التحليل بدقة ودقة خاصتين ؛
يتم قياس حجم المحاليل بدقة 0.01 - 0.02 سم 3 ؛
أستخدم معايرًا بتركيز 0.1 نيوتن ؛
يتم أخذ عينات من المواد بدقة من الرقم الرابع ولا تقل عن 0.2 جم ؛
من الضروري معايرة الأدوات وضبطها ؛
تخضع نتائج التحليل للمعالجة الرياضية.
قواعد المعايرة
1. اضبط عيار الحل القياسي واستخدم نفس الحل في وجود نفس المؤشر.
2. بالنسبة للمعايرة ، خذ دائمًا نفس المقدار من المؤشر وكرر معايرة التحليل عدة مرات حتى يتم الحصول على ثلاث نتائج مطابقة بشكل وثيق.
3. من الضروري ، كقاعدة عامة ، ألا تزيد عن نقطتين أو نقطتين من المؤشر ، دون أن ننسى أن المؤشرات المستخدمة في طريقة التحييد هي نفسها أحماض أو قواعد. يتم أيضًا استهلاك جزء من محلول المعايرة لتحييدها.
4. قم دائمًا بالمعايرة إلى نفس لون الظل للمحلول ، باستخدام قدر الإمكان نفس حجم المحلول المراد معايرته.
5. من الضروري اختيار مؤشر يغير لونه بالقرب من نقطة التكافؤ.
طرق المعايرة
في طريقة التحليل بالمعايرة ، يتم استخدام أنواع مختلفة من التفاعلات الكيميائية. اعتمادًا على طبيعة التفاعل الكيميائي المستخدم ، يتم تمييز الطرق التالية للتحليل بالمعايرة:
معايرة حمض القاعدة(قياس بروتوليثومي) - تعتمد الطريقة على تفاعل التعادل (H + + OH - = H 2 O) ؛ يتم تحديد نقطة التكافؤ باستخدام مؤشرات تغير لونها اعتمادًا على رد فعل البيئة. اعتمادًا على طبيعة المعاير ، تنقسم الطريقة إلى:
المعايرة بالقياس الحمضي (حمض المعايرة - HC1 أو H 2 SO 4) ؛
المعايرة القلوية (المعايرة - القلوية - NaOH أو Ba (OH) 2) ؛
معايرة الترسيب(قياس الرواسب) - استنادًا إلى تفاعلات التبادل التي يمر فيها الأيون (العنصر) الذي يتم تحديده إلى راسب:
اعتمادًا على حل العمل (المعاير) ، تنقسم الطريقة إلى:
المعايرة الأرجنتينية (المعايرة - AgNO 3) ؛
معايرة رودانومترية (المعايرة NH 4 SCN أو KSCN) ؛
معايرة الزئبق (المعايرة HgNO 3).
المعايرة المعقدةأو القياس المعقد - يستخدم لتحديد الكاتيونات والأنيونات القادرة على تكوين أيونات معقدة منفصلة قليلاً:
الأكسدة والاختزالالمعايرة أو قياس الأكسدة والاختزال - تعتمد الطريقة على تفاعل الأكسدة والاختزال بين محلول العمل والتحليل:
تشمل هذه المجموعة:
المعايرة الدائمة (محلول معايرة - KMnO 4) ؛
المعايرة الكروماتومترية (المعايرة - K 2 Cr 2 O 7) ؛
معايرة اليودومترية (المعايرة I 2 أو KI)
معايرة البروماتومترية (IBrO 3 titrant)
معايرة فاناداتومترية (NH 4 VO 3 معاير) ، إلخ.
معمل رقم 8
التحليل المعاير
الغرض من العمل: التعرف على أساسيات التحليل بالمعايرة ، ودراسة الأساليب والتقنيات الرئيسية للمعايرة.
الجزء النظري
1. جوهر التحليل بالمعايرة. مفاهيم أساسية.
يعد التحليل بالمعايرة (الحجمي) أحد أهم أنواع التحليل الكمي. تتمثل مزاياه الرئيسية في الدقة وسرعة التنفيذ وإمكانية استخدامه لتحديد مجموعة متنوعة من المواد. يتم تحديد محتوى المادة في التحليل بالمعايرة نتيجة تفاعل كمية معروفة بدقة من مادة مع كمية غير معروفة من مادة أخرى ، متبوعًا بحساب كمية المادة التي سيتم تحديدها وفقًا لمعادلة التفاعل. يجب أن يكون التفاعل الذي يحدث في هذه الحالة متكافئًا ، أي يجب أن تتفاعل المواد بشكل كمي صارم ، وفقًا للمعاملات في المعادلة. فقط في ظل هذه الحالة يمكن استخدام التفاعل للتحليل الكمي.
العملية الرئيسية لتحليل المعايرة هي المعايرة- الخلط التدريجي للمواد حتى اكتمال التفاعل. عادة ، يتم استخدام محاليل المواد في التحليل بالمعايرة. أثناء المعايرة ، يُضاف محلول من مادة تدريجيًا إلى محلول مادة أخرى حتى تتفاعل المواد تمامًا. الحل الذي يسكب يسمى معاير، الحل الذي يضاف إليه المعاير يسمى حل معاير.يسمى حجم المحلول المراد معايرته جزء قسامةأو حجم قسامة.
نقطة التعادلتسمى اللحظة التي تحدث أثناء المعايرة ، عندما تتفاعل المواد المتفاعلة تمامًا. في هذه المرحلة هم بكميات متكافئة , أي يكفي للتفاعل الكامل ، بدون بقايا.
للمعايرة ، يتم استخدام الحلول ذات التركيزات المعروفة بدقة ، والتي تسمى معيارأو معاير. هناك عدة أنواع من الحلول القياسية.
المعيار الأساسييسمى محلولًا بتركيز معروف بدقة ، ويتم تحضيره بواسطة عينة دقيقة من المادة. يجب أن تحتوي المادة المستخدمة في إعداد المعيار الأساسي على تركيبة معينة وأن تكون على درجة معينة من النقاء. يجب ألا يتجاوز محتوى الشوائب فيه القواعد المعمول بها. في كثير من الأحيان ، تخضع المادة لتنقية إضافية لإعداد الحلول القياسية. قبل الوزن ، تُجفف المادة في مجفف فوق عامل تجفيف أو تُحفظ في درجة حرارة مرتفعة. يتم وزن العينة على ميزان تحليلي ويتم إذابتها في حجم معين من المذيب. يجب ألا يغير الحل القياسي الناتج خصائصه أثناء التخزين. قم بتخزين الحلول القياسية في حاويات مغلقة بإحكام. إذا لزم الأمر ، فهي محمية من أشعة الشمس المباشرة والتعرض لدرجات الحرارة المرتفعة. يمكن تخزين المحاليل القياسية للعديد من المواد (HCl ، H2SO4 ، Na2B4O7 ، إلخ) لسنوات دون تغيير التركيز.
نظرًا لحقيقة أن تحضير مادة لتحضير محلول قياسي هو عملية طويلة وشاقة ، فإن الصناعة الكيميائية تنتج ما يسمى. القنوات الثابتة. Fixanal عبارة عن أمبولة زجاجية يتم فيها غلق كمية معينة من مادة ما. يتم تكسير الأمبولة ، ويتم نقل المادة كميًا إلى دورق حجمي ، ثم يتم نقل حجم السائل إلى العلامة. يؤدي استخدام المثبتات إلى تبسيط العملية إلى حد كبير وتقليل وقت التحضير للحل القياسي.
يصعب الحصول على بعض المواد في صورة نقية كيميائيًا (على سبيل المثال ، KMnO4). نظرًا لمحتوى الشوائب ، غالبًا ما يكون من المستحيل أخذ عينة دقيقة من مادة ما. بالإضافة إلى ذلك ، تغير حلول العديد من المواد خصائصها أثناء التخزين. على سبيل المثال ، المحاليل القلوية قادرة على امتصاص ثاني أكسيد الكربون من الهواء ، ونتيجة لذلك يتغير تركيزها بمرور الوقت. في هذه الحالات ، يتم استخدام المعايير الثانوية.
المعيار الثانوييسمى محلول مادة بتركيز معروف بدقة ، والذي يتم تحديده وفقًا للمعيار الأساسي. يتم تخزين المعايير الثانوية (مثل محاليل KMnO4 و NaOH وما إلى ذلك) في نفس الظروف مثل المعايير الأولية ، ولكن يتم فحص تركيزها بشكل دوري مقابل الحلول القياسية لما يسمى بالمواد المرجعية.
2. طرق وأنواع المعايرة.
أثناء عملية المعايرة ، يتم عادةً أخذ جزء من المحلول في القارورة ، ثم يُسكب محلول المعايرة فيه من السحاحة في أجزاء صغيرة حتى الوصول إلى نقطة التكافؤ. عند نقطة التكافؤ ، يتم قياس حجم المعاير المستخدم لمعايرة المحلول. يمكن إجراء المعايرة بعدة طرق.
المعايرة المباشرةهو أن حل الحليلة أمعاير بمحلول معاير قياسي في. تُستخدم طريقة المعايرة المباشرة لمعايرة محاليل الأحماض والقواعد والكربونات وما إلى ذلك.
في يعكسالمعايرة قسامة من الحل القياسي فيمعاير بمحلول من الحليلة أ. يتم استخدام المعايرة العكسية عندما يكون التحليل غير مستقر في ظل الظروف التي يتم فيها إجراء المعايرة بالتحليل الحجمي. على سبيل المثال ، تحدث أكسدة النتريت مع برمنجنات البوتاسيوم في بيئة حمضية.
NO2- + MnO2- + 6H + ® NO3- + Mn2 + + 3H2O
لكن النتريت نفسها غير مستقرة في بيئة حمضية.
2NaNO2 + H2SO4 ® Na2SO4 + 2HNO2
لذلك ، يتم معايرة محلول قياسي من البرمنجنات ، المحمض بحمض الكبريتيك ، بمحلول من النتريت ، يتم تحديد تركيزه.
معايرة الظهرتُستخدم في الحالات التي لا يمكن فيها تطبيق المعايرة بالتحليل الحجمي المباشر: على سبيل المثال ، بسبب المحتوى المنخفض جدًا من المادة التحليلية ، وعدم القدرة على تحديد نقطة التكافؤ ، مع رد فعل بطيء ، وما إلى ذلك. أإضافة حجم مُقاس بدقة لمحلول معياري لمادة ما فيتؤخذ في الزائدة. فائض مادة ما غير متفاعل فييتم تحديده بالمعايرة باستخدام محلول قياسي للسواغ مع. بالاختلاف في الكمية الأولية للمادة فيوكميته المتبقية بعد التفاعل ، حدد كمية المادة فيالتي تفاعلت مع مادة أ، على أساسه يتم حساب محتوى المادة أ.
المعايرة غير المباشرةأو معايرة الاستبدال.يعتمد على حقيقة أنه لا يتم معايرة المادة نفسها ، ولكن نتيجة تفاعلها مع مادة مساعدة مع.
مادة ديجب أن يتم تشكيلها من الناحية الكمية بشكل صارم فيما يتعلق بالمادة أ. تحديد محتوى منتج التفاعل دمعايرة بمحلول قياسي لمادة في،وفقًا لمعادلة التفاعل ، يتم حساب محتوى التحليل أ.
يجب أن تكون التفاعلات المستخدمة في التحليل بالمعايرة متكافئة بدقة ، وأن تستمر بسرعة كافية ، وإذا أمكن ، في درجة حرارة الغرفة. اعتمادًا على نوع التفاعل الذي يحدث ، هناك:
معايرة حمض القاعدة ،بناءً على تفاعل التحييد.
معايرة الأكسدة والاختزال ،على أساس تفاعلات الأكسدة والاختزال.
المعايرة المعقدة ،على أساس تفاعلات التكوين المعقدة.
3. معايرة حمض القاعدة.
تعتمد معايرة الحمض القاعدي على تفاعل معادلة بين حمض وقاعدة. نتيجة لتفاعل التحييد ، يتكون الملح والماء.
HAn + KtOH ® KtAn + H2O
يستمر تفاعل المعادلة بشكل فوري تقريبًا عند درجة حرارة الغرفة. تُستخدم معايرة الأحماض والقاعدة لتحديد الأحماض والقواعد والعديد من أملاح الأحماض الضعيفة: الكربونات والبورات والكبريتات وما إلى ذلك باستخدام هذه الطريقة ، يمكن معايرة خليط من الأحماض أو القواعد المختلفة ، وتحديد محتوى كل مكون على حدة.
عندما تتم معايرة الحمض بقاعدة أو العكس ، يحدث تغير تدريجي في حموضة الوسط ، والتي يتم التعبير عنها بقيمة الأس الهيدروجيني. الماء هو إلكتروليت ضعيف ينفصل وفقًا للمعادلة.
H2O ® H + + OH-
ناتج تركيز أيونات الهيدروجين وتركيز أيونات الهيدروكسيل هو قيمة ثابتة ، ويسمى المنتج الأيوني للماء.
https://pandia.ru/text/78/441/images/image002_110.gif "width =" 165 "height =" 25 src = "> (1)
في وسط محايد ، تكون تركيزات أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد متساوية وتبلغ 10-7 م / لتر. يبقى المنتج الأيوني للماء ثابتًا عند إضافة حمض أو قاعدة إلى الماء. عند إضافة حمض ، يزداد تركيز أيونات الهيدروجين ، مما يؤدي إلى حدوث تحول في توازن تفكك الماء إلى اليسار ، مما يؤدي إلى انخفاض تركيز أيونات الهيدروكسيد. على سبيل المثال ، إذا كانت = 10-3 م / لتر ، إذن = 10-11 م / لتر. سيبقى المنتج الأيوني للماء ثابتًا.
إذا قمت بزيادة تركيز القلويات ، فسوف يزداد تركيز أيونات الهيدروكسيد ، وسيقل تركيز أيونات الهيدروجين ، وسيظل منتج أيون الماء ثابتًا أيضًا. على سبيل المثال ، = 10-2 ، = 10-12
الرقم الهيدروجيني pHيسمى اللوغاريتم العشري السالب لتركيز أيونات الهيدروجين.
الرقم الهيدروجيني \ u003d - lg. (2)
بناءً على المعادلة (1) ، يمكننا أن نستنتج أنه في وسط محايد ، الرقم الهيدروجيني = 7.
الرقم الهيدروجيني \ u003d - lg 10-7 = 7.
في درجة الحموضة الحمضية< 7, в щелочной рН >7. وبالمثل ، يتم اشتقاق صيغة pOH من المعادلة (1).
pOH = - lg = 14 - الرقم الهيدروجيني. (3)
في سياق المعايرة الحمضية القاعدية ، يتغير الرقم الهيدروجيني للمحلول مع كل جزء من المعاير المضاف. عند نقطة التكافؤ ، يصل الرقم الهيدروجيني إلى قيمة معينة. في هذا الوقت ، يجب إيقاف المعايرة ويجب قياس حجم المعايرة المستخدمة في المعايرة. لتحديد الرقم الهيدروجيني عند نقطة التكافؤ ، قم بالبناء منحنى المعايرة- رسم بياني لاعتماد الرقم الهيدروجيني للمحلول على حجم المعاير المضاف. يمكن بناء منحنى المعايرة بشكل تجريبي عن طريق قياس الأس الهيدروجيني عند نقاط مختلفة في المعايرة ، أو حسابه نظريًا باستخدام الصيغ (2) أو (3). كمثال ، ضع في اعتبارك معايرة حمض الهيدروكلوريك القوي مع القاعدة القوية NaOH.
الجدول 1. معايرة 100 مل من محلول 0.1M حمض الهيدروكلوريك مع 0.1M محلول هيدروكسيد الصوديوم.
nNaOH (مول) | تفاعل nHCl (مول). | nHCl المتبقي في المحلول (مول) | |||
1,00 10-2 | 1,00 10-2 | ||||
عند إضافة القلويات إلى محلول حمضي ، تقل كمية الحمض ويزداد الرقم الهيدروجيني للمحلول. عند نقطة التكافؤ ، يتم تحييد الحمض تمامًا بواسطة القلويات ودرجة الحموضة = 7. يكون تفاعل المحلول متعادلًا. مع إضافة المزيد من القلويات ، يتم تحديد الرقم الهيدروجيني للمحلول بواسطة الكمية الزائدة من هيدروكسيد الصوديوم. عند إضافة 101 و 110 مل. محلول هيدروكسيد الصوديوم ، فائض القلويات هو 1 و 10 مل على التوالي. كمية NaOH عند هاتين النقطتين ، بناءً على صيغة التركيز المولي للمحلول ، هي مول و 1 10-3 مول ، على التوالي
بناءً على الصيغة (3) لمحلول معاير يحتوي على فائض من القلويات 1 و 10 مل. لدينا قيم أس هيدروجيني 10 و 11. على التوالي بناءً على قيم الأس الهيدروجيني المحسوبة ، نقوم ببناء منحنى معايرة.
يوضح منحنى المعايرة أنه في بداية المعايرة ، يتم تحديد الرقم الهيدروجيني للمحلول من خلال وجود حمض الهيدروكلوريك في المحلول ويتغير قليلاً عند إضافة محلول قلوي. بالقرب من نقطة التكافؤ ، تحدث قفزة حادة في الأس الهيدروجيني عند إضافة كمية صغيرة جدًا من القلويات. عند نقطة التكافؤ ، يوجد الملح والماء فقط في المحلول. لا يخضع ملح القاعدة القوية والحمض القوي للتحلل المائي ، وبالتالي فإن تفاعل المحلول يكون درجة حموضة متعادلة = 7. تؤدي إضافة القلويات إلى زيادة الرقم الهيدروجيني للمحلول ، والذي يتغير أيضًا بشكل طفيف عن حجم محلول المعايرة المضافة ، كما هو الحال في بداية المعايرة. في حالة معايرة الأحماض القوية ذات القواعد القوية والعكس صحيح ، تتطابق نقطة التكافؤ مع النقطة المحايدة للمحلول.
عندما يتم معايرة حمض ضعيف بقاعدة قوية ، يتم ملاحظة صورة مختلفة قليلاً. لا تنفصل الأحماض الضعيفة في المحاليل تمامًا ويتم إنشاء التوازن في المحلول.
HAn ® H + An-.
يسمى ثابت هذا التوازن بثابت تفكك الحمض.
(4)
نظرًا لأن الحمض الضعيف لا ينفصل تمامًا ، لا يمكن تقليل تركيز أيونات الهيدروجين إلى التركيز الكلي للحمض في المحلول ، كما كان الحال في حالة معايرة الحمض القوية. (6)
عندما يضاف محلول قلوي إلى محلول حمض ضعيف ، يتشكل ملح حمض ضعيف في المحلول. تسمى المحاليل التي تحتوي على إلكتروليت ضعيف وملحها حلول عازلة. لا تعتمد حموضتها على تركيز إلكتروليت ضعيف فحسب ، بل تعتمد أيضًا على تركيز الملح. يمكن استخدام الصيغة (5) لحساب الرقم الهيدروجيني للمحاليل العازلة.
KtAn هو تركيز الملح في المحلول المنظم.
KD هو ثابت تفكك إلكتروليت ضعيف
CHAn هو تركيز إلكتروليت ضعيف في المحلول.
تتميز المحاليل العازلة بخاصية الحفاظ على قيمة pH معينة عند إضافة حمض أو قاعدة (ومن هنا جاء اسمها). تؤدي إضافة حمض قوي إلى محلول منظم إلى إزاحة الحمض الضعيف من الملح ، وبالتالي إلى ارتباط أيونات الهيدروجين:
KtAn + H + ® Kt + + HAn
عند إضافة قاعدة قوية ، يتم تحييد الأخير على الفور بواسطة الحمض الضعيف الموجود في المحلول لتكوين ملح ،
HAn + OH-® HOH + An-
مما يؤدي أيضًا إلى استقرار درجة الحموضة في محلول المخزن المؤقت. تُستخدم المحاليل العازلة على نطاق واسع في الممارسة المختبرية في الحالات التي تتطلب إنشاء بيئة ذات قيمة ثابتة للأس الهيدروجيني.
كمثال ، ضع في اعتبارك معايرة 100 مل. 0.1 م. محلول حمض الخليك CH3COOH ، 0.1M. محلول هيدروكسيد الصوديوم.
عند إضافة القلويات إلى محلول حمض الأسيتيك ، يحدث تفاعل.
CH3COOH + NaOH ® CH3COOHa + H2O
يمكن أن نرى من معادلة التفاعل أن CH3COOH و NaOH يتفاعلان بنسبة 1: 1 ، وبالتالي ، فإن كمية الحمض المتفاعل تساوي كمية القلويات الموجودة في محلول المعايرة المصبوب. كمية أسيتات الصوديوم CH3COOHa المتكونة تساوي أيضًا كمية القلويات التي دخلت المحلول أثناء المعايرة.
عند نقطة التكافؤ ، يتم تحييد حمض الأسيتيك تمامًا ويوجد أسيتات الصوديوم في المحلول. ومع ذلك ، فإن تفاعل المحلول عند نقطة التكافؤ ليس محايدًا لأن أسيتات الصوديوم ، كملح لحمض ضعيف ، يخضع للتحلل المائي عند الأنيون.
CH3COOH - + H + OH- ® CH3COOH + OH-.
يمكن إثبات أن تركيز أيونات الهيدروجين في محلول ملح حمض ضعيف وقاعدة قوية يمكن حسابه من الصيغة.
0 "style =" border-collapse: collapse؛ border: none ">
تفاعل CH3COOH.
يبقى CH3COOH في المحلول
1,00 10-2
1,00 10-2
0 ,100
بناءً على البيانات التي تم الحصول عليها ، نقوم ببناء منحنى معايرة لحمض ضعيف بقاعدة قوية.
 |
يمكن أن نرى من منحنى المعايرة أن نقطة التكافؤ في معايرة حمض ضعيف بقاعدة قوية لا تتطابق مع النقطة المحايدة وتقع في منطقة التفاعل القلوي للمحلول.
تسمح لك منحنيات المعايرة بالتحديد الدقيق للرقم الهيدروجيني للمحلول عند نقطة التكافؤ ، وهو أمر مهم لتحديد نقطة نهاية المعايرة. يمكن تحديد نقطة التكافؤ بالطريقة الآلية ، والتي تقيس مباشرة الرقم الهيدروجيني للمحلول باستخدام مقياس الأس الهيدروجيني ، ولكن في كثير من الأحيان تستخدم المؤشرات الحمضية القاعدية لهذه الأغراض. المؤشرات بطبيعتها هي مواد عضوية تغير لونها اعتمادًا على درجة الحموضة في الوسط. المؤشرات في حد ذاتها هي أحماض أو قواعد ضعيفة تنفصل بشكل عكسي وفقًا للمعادلة:
HInd ® H + + Ind-
الأشكال الجزيئية والأيونية للمؤشر لها ألوان مختلفة وتتغير في بعضها البعض عند قيمة pH معينة. نطاق الأس الهيدروجيني الذي يتغير لون المؤشر فيه يسمى نطاق انتقال المؤشر. لكل مؤشر ، يكون الفاصل الزمني الانتقالي فرديًا تمامًا. على سبيل المثال ، يتغير لون مؤشر الميثيل الأحمر في نطاق الأس الهيدروجيني = 4.4 - 6.2. في درجة الحموضة< 4,4 индикатор окрашен в красный цвет, при рН >6.2 ، باللون الأصفر. الفينول فثالين عديم اللون في البيئة الحمضية ؛ في نطاق الأس الهيدروجيني = 8-10 ، يكتسب لون قرمزي. من أجل اختيار المؤشر الصحيح ، من الضروري مقارنة الفترة الانتقالية مع قفزة الأس الهيدروجيني على منحنى المعايرة. يجب أن تتزامن الفترة الانتقالية للمؤشر ، إن أمكن ، مع قفزة الأس الهيدروجيني. على سبيل المثال ، عندما يتم معايرة حمض قوي بقاعدة قوية ، يتم ملاحظة قفزة في درجة الحموضة في النطاق من 4 إلى 10. يتضمن هذا الفاصل فترات انتقالية لمؤشرات مثل أحمر الميثيل (4.4 - 6.2) ، الفينول فثالين (8 - 10) ، عباد الشمس (5 - 8). كل هذه المؤشرات مناسبة لتحديد نقطة التكافؤ في هذا النوع من المعايرة بالتحليل الحجمي. مؤشرات مثل الأصفر الإيزارين (10-12) ، الأزرق الثيمول (1.2 - 2.8) غير مناسبة تمامًا في هذه الحالة. سيعطي استخدامها نتائج تحليل غير صحيحة تمامًا.
عند اختيار مؤشر ، من المستحسن أن يكون تغيير اللون هو الأكثر تباينًا وحادة. لهذا الغرض ، يتم استخدام مخاليط من المؤشرات المختلفة أو مزيج من المؤشرات مع الأصباغ في بعض الأحيان.
3. معايرة الأكسدة والاختزال.
(قياس الأكسدة ، قياس الأكسدة.)
تتضمن طرق الأكسدة والاختزال مجموعة واسعة من طرق التحليل بالمعايرة بناءً على حدوث تفاعلات الأكسدة والاختزال. تستخدم معايرة الأكسدة والاختزال مجموعة متنوعة من عوامل الأكسدة والاختزال. في هذه الحالة ، من الممكن تحديد عوامل الاختزال بالمعايرة باستخدام المحاليل القياسية للعوامل المؤكسدة والعكس بالعكس ، تحديد العوامل المؤكسدة باستخدام الحلول القياسية لعوامل الاختزال. نظرًا للتنوع الكبير في تفاعلات الأكسدة والاختزال ، تتيح هذه الطريقة تحديد عدد كبير من مجموعة متنوعة من المواد ، بما في ذلك تلك التي لا تعرض خصائص الأكسدة والاختزال مباشرة. في الحالة الأخيرة ، يتم استخدام معايرة الظهر. على سبيل المثال ، عند تحديد الكالسيوم ، تترسب أيوناته أكسالات - أيون
Ca2 + C2O42- ® CaC2O4¯
ثم تتم معايرة الأكسالات الزائدة ببرمنجنات البوتاسيوم.
لمعايرة الأكسدة والاختزال عدد من المزايا الأخرى. تفاعلات الأكسدة والاختزال سريعة بما يكفي للسماح بإجراء المعايرة في بضع دقائق فقط. يعمل العديد منهم في بيئات حمضية ومحايدة وقلوية ، مما يوسع بشكل كبير من إمكانيات استخدام هذه الطريقة. في كثير من الحالات ، يكون تثبيت نقطة التكافؤ ممكنًا بدون استخدام المؤشرات ، نظرًا لأن حلول المعايرة المستخدمة ملونة (KMnO4 ، K2Cr2O7) وعند نقطة التكافؤ يتغير لون المحلول المعاير من نقطة واحدة من المعاير. تتميز الأنواع الرئيسية لمعايرات الأكسدة والاختزال بالعامل المؤكسد المستخدم في التفاعل.
قياس البرمنجان.
في طريقة معايرة الأكسدة والاختزال هذه ، يكون العامل المؤكسد هو برمنجنات البوتاسيوم KMnO4. برمنجنات البوتاسيوم عامل مؤكسد قوي. إنه قادر على التفاعل في البيئات الحمضية والمحايدة والقلوية. بالنسبة للبيئات المختلفة ، فإن القدرة المؤكسدة لبرمنجنات البوتاسيوم ليست هي نفسها. هو أكثر وضوحا في بيئة حمضية.
MnO4- + 8H + + 5e ® Mn + + 4H2O
MnO4- + 2H2O + 3e ® MnO2¯ + 4OH-
MnO4- + e ® MnO42-
يمكن استخدام طريقة قياس البرمنجان لتحديد مجموعة متنوعة من المواد: Fe2 + ، Cr2 + ، Mn2 + ، Cl- ، Br- ، SO32- ، S2O32- ، NO2 ، - Fe3 + ، Ce4 + ، Cr2O72 + ، MnO2 ، NO3- ، ClO3- ، إلخ.
يتميز قياس البرمنجان بالعديد من المزايا.
1. برمنجنات البوتاسيوم مادة رخيصة ومتوفرة بسهولة.
2. محاليل برمنغنات قرمزية ملونة ، لذلك يمكن تعيين نقطة التكافؤ بدون استخدام المؤشرات.
3. برمنجنات البوتاسيوم عامل مؤكسد قوي وبالتالي فهو مناسب لتحديد العديد من المواد التي لا تتأكسد بواسطة عوامل مؤكسدة أخرى.
4. يمكن إجراء المعايرة بالبرمنجنات بتفاعلات مختلفة من الوسط.
كما أن قياس البرمنجان له بعض العيوب.
1. يصعب الحصول على برمنجنات البوتاسيوم في صورة نقية كيميائيًا. لذلك ، من الصعب تحضير محلول معياري لعينة دقيقة من مادة ما. للمعايرة ، يتم استخدام معايير برمنجنات ثانوية ، يتم تحديد تركيزها وفقًا للحلول القياسية للمواد الأخرى: (NH4) 2C2O4 ، K4 ، H2C2O4 ، وما إلى ذلك ، والتي تسمى مواد الإعداد.
2. محاليل البرمنجنات غير مستقرة وتغير تركيزها أثناء التخزين طويل الأمد ، والتي يجب فحصها بشكل دوري باستخدام محاليل ضبط المواد.
3. الأكسدة مع برمنجنات العديد من المواد في درجة حرارة الغرفة تتم ببطء ، وتسخين المحلول مطلوب لإجراء التفاعل.
قياس اليود.
في معايرة اليود ، اليود هو عامل مؤكسد. يؤكسد اليود العديد من عوامل الاختزال: SO32- ، S2O32- ، S2- ، N2O4 ، Cr2 + ، إلخ. لكن قوة أكسدة اليود أقل بكثير من قوة البرمنجنات. اليود ضعيف الذوبان في الماء ، لذلك يذوب عادة في محلول KI. يتم ضبط تركيز محلول اليود القياسي بمحلول قياسي من ثيوسلفات الصوديوم Na2S2O3.
2S2O32- + I2 ® S4O62- + 2I-
في تحديد قياس اليود ، يتم استخدام طرق معايرة مختلفة. يتم معايرة المواد التي تتأكسد بسهولة مع اليود مباشرة بمحلول اليود القياسي. هذه هي الطريقة التي يحددون بها: CN- ، SO32- ، S2O32- ، إلخ.
يتم معايرة المواد الأكثر صعوبة في التأكسد باستخدام اليود باستخدام طريقة المعايرة الخلفية: يضاف فائض من محلول اليود إلى محلول التحليل. بعد الانتهاء من التفاعل ، تتم معايرة اليود الزائد بمحلول قياسي من ثيوسلفات. عادة ما يكون المؤشر في معايرة اليود هو النشا ، والذي يعطي لونًا أزرقًا مميزًا مع اليود ، ويمكن استخدام مظهره للحكم على وجود اليود الحر في المحلول.
يتم تحديد العديد من العوامل المؤكسدة عن طريق معايرة اليودومترية غير المباشرة: يضاف حجم معين من محلول معياري من يوديد البوتاسيوم إلى محلول العامل المؤكسد ، ويتم تحرير اليود الحر ، والذي يتم معايرته بعد ذلك بمحلول قياسي من ثيوسلفات. يتم تحديد Cl2 و Br2 و O3 KMnO4 و BrO32- وما إلى ذلك عن طريق المعايرة غير المباشرة.
مزايا طريقة قياس اليود.
1. طريقة قياس اليود دقيقة للغاية وتتفوق على طرق معايرة الأكسدة والاختزال الأخرى من حيث الدقة.
2. محاليل اليود ملونة ، مما يسمح في بعض الحالات بتحديد نقطة التكافؤ دون استخدام المؤشرات.
3. اليود قابل للذوبان بدرجة عالية في المذيبات العضوية ، مما يجعل من الممكن استخدامه لمعايرة المحاليل غير المائية.
قياس اليود أيضا له بعض العيوب.
1. اليود مادة متطايرة وأثناء المعايرة تكون خسائرها بسبب التبخر ممكنة. لذلك ، يجب إجراء المعايرة اليودومترية بسرعة ، وإذا أمكن ، في البرد.
2. تتأكسد أيونات اليوديد بواسطة الأكسجين الجوي ، ولهذا السبب ، يجب إجراء المعايرة اليودومترية بسرعة.
3. تحديد المفاهيم: المعيار الأساسي ، المعيار الثانوي ، المعايرة ، حجم القسمة ، المعايرة.
4. ما هي أنواع التحليل بالمعايرة الموجودة ، ما هو تصنيفها؟
5. ضع قائمة بالأنواع الرئيسية لمعايرة الأكسدة والاختزال. قدم وصفًا موجزًا لقياس البرمنجان وقياس اليود.
6. ما يسمى نقطة التكافؤ؟ ما هي طرق إنشائه ، وأي منها تم استخدامه في هذا العمل المخبري؟
7. ما هي منحنيات المعايرة بالتحليل الحجمي؟ ما هي مبادئ بنائها في معايرة الحمض القاعدي والاختزال؟
إرسال عملك الجيد في قاعدة المعرفة أمر بسيط. استخدم النموذج أدناه
سيكون الطلاب وطلاب الدراسات العليا والعلماء الشباب الذين يستخدمون قاعدة المعرفة في دراساتهم وعملهم ممتنين جدًا لك.
نشر على http://www.allbest.ru/
مقدمة
المعايرة هي الإضافة التدريجية لمحلول كاشف معاير (معاير) إلى المحلول الذي تم تحليله لتحديد نقطة التكافؤ. تعتمد طريقة التحليل بالمعايرة على قياس حجم كاشف بتركيز معروف تمامًا ، يتم إنفاقه على تفاعل التفاعل مع التحليل. نقطة التكافؤ هي لحظة المعايرة عندما يتم الوصول إلى نسبة مكافئة من المواد المتفاعلة.
تنطبق المتطلبات التالية على التفاعلات المستخدمة في التحليل الحجمي الكمي:
1. يجب أن يستمر التفاعل وفقًا لمعادلة التفاعل المتكافئ ويجب أن يكون لا رجوع فيه عمليًا. يجب أن تعكس نتيجة التفاعل كمية التحليل. يجب أن يكون ثابت التوازن للتفاعل كبيرًا بدرجة كافية.
2. يجب أن يستمر التفاعل بدون ردود فعل جانبية ، وإلا فلا يمكن تطبيق قانون المكافئات.
3. يجب أن يستمر التفاعل بمعدل مرتفع بما فيه الكفاية ، أي في 1-3 ثوانٍ. هذه هي الميزة الرئيسية لتحليل المعايرة.
4. يجب أن تكون هناك طريقة لإصلاح نقطة التكافؤ. يجب تحديد نهاية التفاعل بسهولة وبساطة.
إذا كان التفاعل لا يلبي واحدًا على الأقل من هذه المتطلبات ، فلا يمكن استخدامه في التحليل بالمعايرة.
1. الأنظمة
السمة المميزة لتفاعلات الأكسدة والاختزال هي انتقال الإلكترونات بين الجسيمات المتفاعلة - الأيونات والذرات والجزيئات والمركبات ، ونتيجة لذلك تتغير حالة أكسدة هذه الجسيمات ، على سبيل المثال
نظرًا لأن الإلكترونات لا يمكن أن تتراكم في محلول ، يجب أن تتم عمليتان في وقت واحد - الخسائر والمكاسب ، أي عملية أكسدة بعض الجسيمات وتقليل الجسيمات الأخرى. وبالتالي ، يمكن دائمًا تمثيل أي تفاعل الأكسدة والاختزال على أنهما أنصاف تفاعلات:
aOx1 + bRed2 = أحمر 1 + bOx2
يشكل جسيم البداية ومنتج كل نصف تفاعل زوج أو نظام الأكسدة والاختزال. في نصف التفاعلات أعلاه ، يتم تصريف Red1 إلى Ox1 و Ox2 مترافق مع Red1.
يُطلق على إمكانات أي نظام الأكسدة والاختزال ، التي يتم قياسها في ظل ظروف قياسية مقابل قطب هيدروجين ، الإمكانات القياسية (E0) لهذا النظام. تعتبر الإمكانات القياسية موجبة إذا كان النظام يعمل كعامل مؤكسد ويحدث تفاعل نصف أكسدة على قطب الهيدروجين:
أو سالب إذا كان النظام يلعب دور عامل الاختزال ، ويحدث نصف تفاعل اختزال على قطب الهيدروجين:
تميز القيمة المطلقة للإمكانات القياسية "قوة" العامل المؤكسد أو العامل المختزل.
الإمكانية القياسية - قيمة معيارية للديناميكا الحرارية - هي معلمة فيزيائية وكيميائية وتحليلية مهمة للغاية تجعل من الممكن تقييم اتجاه التفاعل المقابل وحساب أنشطة الجسيمات المتفاعلة في ظل ظروف التوازن.
لتوصيف نظام الأكسدة والاختزال في ظل ظروف محددة ، يتم استخدام مفهوم الإمكانات الحقيقية (الرسمية) E0 "، والتي تتوافق مع الإمكانات المحددة في القطب في هذا المحلول المحدد عندما تكون التركيزات الأولية للأشكال المؤكسدة والمخفضة للأيونات المحددة المحتملة مساوية لـ 1 مول / لتر والتركيز الثابت لجميع المكونات الأخرى للمحلول.
من وجهة نظر تحليلية ، تعد الإمكانات الحقيقية أكثر قيمة من الإمكانات القياسية ، نظرًا لأن السلوك الحقيقي للنظام لا يتحدد بالمعيار ، ولكن من خلال الإمكانات الحقيقية ، وهذا الأخير هو الذي يجعل من الممكن التنبؤ بحدوث تفاعل الأكسدة والاختزال في ظل ظروف محددة. تعتمد الإمكانات الحقيقية للنظام على الحموضة ووجود الأيونات الأجنبية في المحلول ويمكن أن تختلف على نطاق واسع.
2. منحنياتالمعايرة
في طرق القياس بالمعايرة ، فإن حساب ورسم منحنى المعايرة يجعل من الممكن تقييم مدى نجاح المعايرة والسماح باختيار المؤشر. عند إنشاء منحنى معايرة الأكسدة والاختزال ، يتم رسم إمكانات النظام على طول المحور الإحداثي ، ويتم رسم حجم المعايرة أو النسبة المئوية للمعايرة على طول محور الإحداثي.
2.1 تأثيرشروطالمعايرةعلىيتحركالمنحنيات
تم بناء منحنى المعايرة بناءً على قيم إمكانات الأكسدة والاختزال ، وبالتالي ، فإن جميع العوامل التي تؤثر على الإمكانات ستؤثر على شكل منحنى المعايرة والقفز عليه. تتضمن هذه العوامل قيم الإمكانات القياسية لأنظمة التحليل والمعايرة ، وعدد الإلكترونات المشاركة في التفاعلات النصفية ، ودرجة الحموضة للمحلول ، ووجود الكواشف المعقدة أو المرسبات ، وطبيعة الحمض. كلما زاد عدد الإلكترونات المشاركة في تفاعل الأكسدة والاختزال ، كلما كان المنحنى أكثر انبساطًا يميز هذه المعايرة. تكون القفزة في المعايرة أكبر ، وكلما زاد الاختلاف في إمكانات الأكسدة والاختزال لعامل الأكسدة والعامل المختزل. مع وجود اختلاف بسيط جدًا في إمكانات الأكسدة والاختزال ، فإن المعايرة أمر مستحيل. لذا فإن معايرة الأيونات (E = 1.36V) بالبرمنجنات (E = 1.51) أمر مستحيل عمليًا. غالبًا ما يكون من الضروري توسيع الفاصل الزمني المحتمل الذي توجد فيه القفزة إذا كانت صغيرة. في مثل هذه الحالات ، يتم اللجوء إلى التحكم في القفز.
يؤثر انخفاض تركيز أحد مكونات زوج الأكسدة والاختزال بشكل كبير على حجم القفزة (على سبيل المثال ، بمساعدة كاشف معقد). لنفترض أن حمض الفوسفوريك ، أو الفلوريدات ، أو الأكسالات ، التي تشكل معقدات مع الحديد (III) ولا تتفاعل مع الحديد (II) ، يتم إدخالها في المحلول ، بينما تقل إمكانات زوج Fe3 + / Fe2 +. إذا ، على سبيل المثال ، بسبب تفاعل المركب المتنافس ، انخفض تركيز أيونات Fe3 + في المحلول بعامل 10000 ، فإن القفزة المحتملة على منحنى المعايرة لن تبدأ عند E = 0.95V ، ولكن عند E = 0.71V. سينتهي ، كما كان من قبل ، عند E = 1.48V. وبالتالي ، سيتم توسيع منطقة القفزة على منحنى المعايرة بشكل كبير.
تؤدي زيادة درجة الحرارة ، على التوالي ، إلى زيادة إمكانات نظام المعاير والتحليل.
لذلك ، عند اختيار الظروف المثلى لمعايرة الأكسدة والاختزال ، ينبغي للمرء أولاً وقبل كل شيء أن يأخذ في الاعتبار تأثيرها على حالة نظام الأكسدة والاختزال ، وبالتالي على إمكانات الأكسدة الحقيقية.
2.2 تعريفنقاطالتكافؤ
في طرق معايرة الأكسدة والاختزال ، وكذلك في طرق التفاعل الحمضي القاعدي ، هناك طرق مختلفة للإشارة إلى نقطة التكافؤ.
1. طرق غير المؤشر قابلة للتطبيق عند استخدام المعايرة الملونة (حلول KMnO4 ، I2) ، والتي تعطي زيادة طفيفة للحل لونًا قابلاً للتثبيت بصريًا.
2. يمكن أن تكون طرق المؤشر كيميائية إذا تم استخدام المركبات الكيميائية كمؤشرات تغير لونها بشكل حاد بالقرب من نقطة التكافؤ (داخل القفزة على منحنى المعايرة).
تُستخدم أحيانًا مؤشرات القاعدة الحمضية في طرق معايرة الأكسدة والاختزال: برتقالي الميثيل ، وأحمر الميثيل ، وأحمر الكونغو ، إلخ. تتأكسد هذه المؤشرات في نقطة نهاية المعايرة بشكل لا رجعة فيه بفعل زيادة عامل الأكسدة وفي نفس الوقت تغير لونها.
من الممكن استخدام مؤشرات الفلورسنت والتوهج الكيميائي عند معايرة عوامل الاختزال بعوامل مؤكسدة قوية. تشتمل مؤشرات الفلورسنت على العديد من المواد (أكريدين ، يوكريسين ، إلخ) التي تنبعث في المنطقة المرئية عند قيم أس هيدروجيني معينة للمحلول بعد التشعيع بالأشعة فوق البنفسجية. مؤشرات اللمعان الكيميائي هي مواد (لومينول ، لوسيجينين ، سيلوكسين ، إلخ) تنبعث في المنطقة المرئية من الطيف عند نقطة نهاية المعايرة بسبب العمليات الكيميائية الطاردة للحرارة. لوحظ التلألؤ الكيميائي بشكل رئيسي خلال تفاعلات الأكسدة مع بيروكسيد الهيدروجين ، هيبوكلوريت وبعض العوامل المؤكسدة الأخرى. تتمثل ميزة مؤشرات الفلورسنت والإضاءة الكيميائية في أنه يمكن استخدامها لمعايرة ليس فقط الحلول الشفافة وعديمة اللون ، ولكن أيضًا الحلول الغائمة أو الملونة ، والتي تكون مؤشرات الأكسدة والاختزال التقليدية فيها غير مناسبة للمعايرة.
يمكن أن تكون طرق المؤشر أيضًا فيزيائية كيميائية: قياس الجهد ، قياس التيار ، قياس الموصلية ، إلخ.
2.3 الأكسدة والاختزالالمؤشرات
لتحديد نقطة التكافؤ في قياس الأكسدة والاختزال ، يتم استخدام مؤشرات مختلفة:
1. مؤشرات الأكسدة والاختزال (مؤشرات الأكسدة والاختزال) التي تغير اللون عندما تتغير احتمالية الأكسدة والاختزال للنظام.
2. مؤشرات محددة تغير لونها عند ظهور فائض من المعاير أو اختفاء المادة التحليلية. يتم استخدام مؤشرات محددة في بعض الحالات. لذا فإن النشا مؤشر على وجود اليود الحر ، أو بالأحرى أيونات ثلاثية اليود. في وجود النشا ، يتحول إلى اللون الأزرق في درجة حرارة الغرفة. يرتبط ظهور اللون الأزرق للنشا بالامتزاز على الأميليز ، وهو جزء من النشا.
في بعض الأحيان يتم استخدام ثيوسيانات الأمونيوم كمؤشر عند معايرة أملاح الحديد (III) ؛ الكاتيونات التي تحتوي على أيونات تشكل مركبًا أحمر. عند نقطة التكافؤ ، يتم تقليل جميع الأيونات إلى المحلول المعاير ويتحول من اللون الأحمر إلى عديم اللون.
عند معايرته بمحلول برمنجنات البوتاسيوم ، يلعب المعاير نفسه دور المؤشر. عند أدنى فائض من KMnO4 ، يتحول المحلول إلى اللون الوردي.
تنقسم مؤشرات الأكسدة والاختزال إلى: قابلة للعكس ولا رجعة فيها.
المؤشرات القابلة للعكس - قم بتغيير لونها بشكل عكسي عندما يتغير النظام المحتمل. مؤشرات لا رجعة فيها - تخضع لأكسدة أو اختزال لا رجعة فيه ، ونتيجة لذلك يتغير لون المؤشر بشكل لا رجعة فيه.
توجد مؤشرات الأكسدة والاختزال في شكلين ، مؤكسد ومختصر ، مع اختلاف لون أحدهما عن لون الآخر.
يحدث انتقال المؤشر من شكل إلى آخر والتغير في لونه عند إمكانات معينة للنظام (إمكانية الانتقال). يتم تحديد إمكانات المؤشر بواسطة معادلة Nernst:
عندما تكون تركيزات المؤشر المؤكسد والمختزل متساوية. في الوقت نفسه ، يوجد نصف جزيئات المؤشر في الشكل المؤكسد ، والنصف الآخر في الشكل المختزل. تقع الفترة الانتقالية للمؤشر (IT) ضمن نسب التركيز لكلا شكلي المؤشر من 1/10 إلى 10/1.
عند إجراء معايرة الأكسدة والاختزال ، من الضروري تحديد المؤشر بطريقة تجعل احتمالية المؤشر ضمن القفزة المحتملة على منحنى المعايرة. العديد من مؤشرات معايرة الأكسدة والاختزال حمضية أو أساسية ويمكن أن تغير سلوكها اعتمادًا على الرقم الهيدروجيني للوسط.
يعد ثنائي فينيل أمين أحد أشهر مؤشرات الأكسدة والاختزال المستخدمة:
شكل المؤشر المستعاد عديم اللون. تحت تأثير العوامل المؤكسدة ، يتم أولاً تحويل ديفينيل أمين بشكل لا رجعة فيه إلى ثنائي فينيل بنزيدين عديم اللون ، والذي يتأكسد بعد ذلك بشكل عكسي إلى بنفسجي أزرق بنفسجي ثنائي فينيل بنزيدين.
المؤشر ثنائي اللون هو ferroin ، وهو مركب Fe2 + مع o-phenanthroline
المعايرة بواسطة طريقة المؤشر ممكنة إذا كانت EMF لتفاعل معين؟ 0.4 فولت. عند EMF = 0.4-0.2V ، يتم استخدام مؤشرات مفيدة.
3. تصنيفطُرقالأكسدة والاختزالالمعايرة
إذا استمر تفاعل الأكسدة والاختزال بطريقة غير متكافئة أو ليس بالسرعة الكافية ، يتم استخدام طرق المعايرة غير المباشرة: المعايرة الخلفية ومعايرة الاستبدال. على سبيل المثال ، في التحديد القطعي لـ Fe3 + ، يتم استخدام طريقة معايرة الاستبدال:
Fe3 + + Ti3 + = TiIV + Fe2 + + + CeIV = Fe3 + + Ce3 + .3 + لا يتداخل مع المعايرة.
يمكن إجراء معايرة الأكسدة والاختزال في حالة وجود حالة أكسدة مناسبة واحدة من المادة التحليلية في المحلول. بخلاف ذلك ، قبل بدء المعايرة ، من الضروري إجراء اختزال أولي (أكسدة) إلى حالة أكسدة مناسبة ، كما يحدث ، على سبيل المثال ، عند تحليل خليط من Fe2 + و Fe3 + بواسطة قياس البرمنجنات. يجب أن يوفر الاختزال الأولي (الأكسدة) نقلًا كميًا للعنصر الذي يتم تحديده إلى حالة الأكسدة المطلوبة.
يجب أن يكون الكاشف الذي يتم إدخاله لهذا الغرض مثل هذا المركب ، والذي من السهل التخلص منه قبل بدء المعايرة (عن طريق الغليان ، والترشيح ، وما إلى ذلك). في بعض الحالات ، يتم استخدام مقياس الأكسدة والاختزال لتحديد المركبات التي لا تغير حالة الأكسدة الخاصة بها.
لذلك ، من خلال معايرة الاستبدال ، يتم تحديد الكالسيوم والزنك والنيكل والكوبالت وأيونات الرصاص في قياس البرمنجنات والأحماض القوية في قياس اليود.
الجدول 1
طرق معايرة الأكسدة والاختزال
|
اسم الطريقة |
محلول قياسي (معاير) |
معادلات نصف تفاعلات نظام المعايرة |
ميزات الطريقة |
||
|
محلول قياسي - مؤكسد |
|||||
|
قياس البرمنجان |
MnO4؟ + 8H + + 5e؟ = Mn2 ++ 4H2O MnO4؟ + 4H + + 3e؟ = MnO2 + 2H2O MnO4؟ + 2H2O + 3e؟ = MnO2 + 4OH؟ |
طريقة غير مؤشر ، تستخدم في نطاق واسع من الأس الهيدروجيني |
|||
|
قياس البرومات |
BrO3؟ + 6H + + 6e؟ = Br؟ + 3H2O |
المؤشر برتقالي الميثيل. الأربعاء - شديد الحموضة |
|||
|
سيريميتري |
Ce4 + + البريد؟ = Ce3 + |
المؤشر هو فيروين. الأربعاء - شديد الحموضة |
|||
|
الكروماتومتر |
Cr2O72؟ + 14 H + + 6e؟ = 2Cr3 ++ 2H2O |
المؤشر هو ديفينيل أمين. الأربعاء؟ بقوة حامضية |
|||
|
قياس النترات |
NO2- + 2H + + البريد؟ = لا + H2O |
المؤشر الخارجي هو ورق اليوديد النشا. الأربعاء؟ تحت الحموضة |
|||
|
اليود |
المؤشر - النشا |
||||
|
الحل القياسي - عامل الاختزال |
|||||
|
أسكوربينو متر |
С6H6O6 + 2H + +2 e؟ = С6H8O6 |
المؤشرات - فاريامين أزرق أو ثيوسيانات البوتاسيوم لتقدير أيونات Fe3 +. الأربعاء - تعكر |
|||
|
تيتانومتري |
TiO2 + + 2H + + البريد؟ = Ti3 + + H2O |
المؤشر أزرق الميثيلين. الأربعاء - تعكر |
|||
|
قياس اليود |
S4O62؟ + 2e؟ = 2S2O32؟ |
المؤشر صغير النشا. كاشف مساعد - KI. متوسطة - حمضية قليلاً أو محايدة |
4. قياس البرمنجنات
يعد قياس البرمنجان أحد أكثر طرق معايرة الأكسدة والاختزال شيوعًا. كمعاير ، يتم استخدام محلول برمنجنات البوتاسيوم ، ويمكن التحكم في خصائصه المؤكسدة اعتمادًا على حموضة المحلول.
4.1 الخصائصطريقة
الأكثر استخدامًا في الممارسة التحليلية هي طريقة قياس البرمنجان في التحديد في الوسط الحمضي: يكون تقليل MnO4- إلى Mn2 + سريعًا وقياسًا متكافئًا:
تتمثل إحدى سمات الطريقة في التأثير القوي لتركيز أيونات الهيدروجين على الإمكانات القياسية لنظام MnO4- / Mn2 +. غالبًا ما يستخدم حمض الكبريتيك في المعايرة في وسط شديد الحموضة. لا ينبغي استخدام أحماض الهيدروكلوريك والنتريك ، حيث يمكن أن تحدث تفاعلات الأكسدة والاختزال المتنافسة في وجودها. يستمر اختزال أيون البرمنجنات في وسط قلوي بالتتابع: أولاً إلى أيون المنغنيز MnO42- ، ثم إلى ثاني أكسيد المنغنيز MnO2:
من الناحية الكمية ، يتم تقليل البرمنجنات في وسط قلوي إلى المنغنات في وجود ملح الباريوم. Ba (MnO4) 2 قابل للذوبان في الماء ، بينما BaMnO4 غير قابل للذوبان ؛ لذلك ، لا يحدث مزيد من تقليل MnVI من الراسب.
قياس دائم في وسط قلوي ، كقاعدة عامة ، يتم تحديد المركبات العضوية: فورمات ، فورمالديهايد ، فورميك ، سيناميك ، طرطريك ، أحماض الستريك ، هيدرازين ، أسيتون ، إلخ.
مؤشر نهاية المعايرة هو اللون الوردي الباهت لمعايرة KMnO4 الزائدة (قطرة واحدة من محلول المعايرة 0.004 M يعطي لونًا ملحوظًا إلى 100 مل من المحلول). لذلك ، إذا كان المحلول المُعاير عديم اللون ، فيمكن الحكم على تحقيق نقطة التكافؤ من خلال ظهور لون وردي باهت يزيد عن محلول KMnO4 في المعايرة المباشرة أو من خلال اختفاء اللون في المعايرة العكسية. عند تحليل المحاليل الملونة ، يوصى باستخدام مؤشر ferroin.
تشمل مزايا طريقة قياس البرمنجان ما يلي:
1. إمكانية المعايرة بمحلول KMnO4 في أي وسط (حمضي ، محايد ، قلوي).
2. قابلية تطبيق محلول برمنجنات البوتاسيوم في وسط حمضي لتقدير العديد من المواد التي لا تتفاعل مع عوامل مؤكسدة أضعف.
إلى جانب المزايا المذكورة ، فإن طريقة قياس البرمنجان لها عدد من العيوب:
1. يتم تحضير محلول معايرة KMnO4 كمعيار ثانوي ، حيث يصعب الحصول على الكاشف الأولي ، برمنجنات البوتاسيوم ، في حالة نقية كيميائيًا.
2. ردود الفعل التي تنطوي على MnO4- ممكنة في ظل ظروف محددة بدقة (درجة الحموضة ، ودرجة الحرارة ، وما إلى ذلك).
4.2 طلبطريقة
1. تعريف عوامل الاختزال. إذا استمر تفاعل الأكسدة والاختزال بين عامل الاختزال المحدد و MnO4- بسرعة ، فسيتم إجراء المعايرة بطريقة مباشرة. هذه هي الطريقة التي يتم بها تحديد الأكسالات والنتريت وبيروكسيد الهيدروجين والحديد (II) والفيروسيانيدات وحمض الزرنيخ وما إلى ذلك:
Н2О2 + 2MnO4- + 6Н + = 5О2 + 2Мn2 + + 8Н2О
54- + MnO4- + 8H + = 53- + 2Mn2 + + 4H2O
AsIII + 2MnO4- + 16H + = 5AsV + 2Mn2 + + 8H2O
5Fe2 + + MnO4- + 8H + = 5Fe3 + + 2Mn2 + + 4H2O
2. تحديد العوامل المؤكسدة. أضف فائضًا من محلول الاختزال القياسي ثم عاير بقاياه بمحلول KMnO4 (طريقة المعايرة الخلفية). على سبيل المثال ، يمكن تحديد الكرومات ، والكبريتات ، والكلورات ، والكلورات والعوامل المؤكسدة الأخرى من خلال طريقة قياس البرمنجان ، حيث تعمل أولاً مع فائض من محلول Fe2 + القياسي ، ثم معايرة الكمية غير المتفاعلة من Fe2 + بمحلول KMnO4:
Cr2O72- + 6Fe2 + + 14H + = 2Cr3 + + 6Fe3 + + 7H2O + (Fe2 +) - فائض-
Fe2 + + MnO4- + 8H + = 5Fe3 + + Mn2 + + 4H2O - بقايا
3. يتم تحديد المواد التي لا تحتوي على خصائص الأكسدة والاختزال بشكل غير مباشر ، على سبيل المثال ، عن طريق معايرة الاستبدال. للقيام بذلك ، يتم تحويل المكون المحدد إلى شكل مركب بخصائص مختزلة أو مؤكسدة ، ثم يتم إجراء المعايرة. على سبيل المثال ، تترسب أيونات الكالسيوم والزنك والكادميوم والنيكل والكوبالت في شكل أكسالات قليلة الذوبان:
M2 + + C2O4- = vMC2O4
يُفصل الراسب عن المحلول ، ويُغسل ويُذاب في H2SO4:
MC2O4 + H2SO4 = H2C2O4 + MSO4
ثم يتم معايرة H2C2O4 (البديل) بمحلول KMnO4:
2MnO4- + 5C2O42- + 16H + = 2Mn2 + + 10CO2 + 8H2O
4. تحديد المركبات العضوية. السمة المميزة لتفاعلات المركبات العضوية مع MnO4- هي انخفاض معدلها. يكون التحديد ممكنًا إذا تم استخدام طريقة غير مباشرة: تتم معالجة المركب الذي تم تحليله مسبقًا باستخدام فائض من محلول دائم قلوي قوي ويسمح للتفاعل بالاستمرار خلال الفترة الزمنية المطلوبة. تتم معايرة بقايا برمنجنات بمحلول أكسالات الصوديوم:
C3H5 (OH) 3 + 14MnO4- + 20OH- = 3CO32- + 14MnO42- + 14H2O +
(MnO4-) ، بقايا زائدة
2MnO4- + 5C2O42- + 16H + = 2Mn2 + + 10CO2 + 8H2O بقايا
معايرة الأكسدة والاختزال
5. جوهروتصنيفتساقططُرق
طرق معايرة الترسيب هي طرق تحليل بالمعايرة تستخدم المعايرة التي تشكل رواسب مع التحليلات.
متطلبات التفاعلات والتحليلات:
1. المادة المراد تحديدها يجب أن تكون عالية الذوبان في الماء ويجب أن تشكل أيونات تكون نشطة في تفاعلات الترسيب.
2. يجب أن يكون الراسب الناتج عن التفاعل غير قابل للذوبان عمليًا (PR< 10 -8 ? - 10 , S < 10 -5).
3. يجب عدم تشويه نتائج المعايرة بظاهرة الامتزاز (التساقط المشترك).
4. يجب أن يحدث الترسيب بسرعة كافية (أي يجب ألا تتشكل حلول مفرطة التشبع).
5. ينبغي أن يكون من الممكن تثبيت نقطة التكافؤ.
تصنيف طرق معايرة الترسيب اعتمادًا على المعايرة المستخدمة:
قياس الأرجنتيني (معاير AgNO 3) ؛
قياس الزئبق (المعايرة Hg 2 (NO 3) 2) ؛
قياس الثيوسيانات (معاير NH 4 SCN) ؛
قياس الكبريتات (معايرات H 2 SO 4 ، BaCl 2) ؛
قياس الكروماتومتر (المعايرة K 2 CrO 4) ؛
قياس سداسي فراتومي (معاير K 4).
6. منحنياتالمعايرةوهُمتحليل
يتم إنشاء منحنيات المعايرة على أساس الحسابات وفقًا لقاعدة منتج القابلية للذوبان وعلى التوالي.
تم بناء منحنى المعايرة بالتحليل الحجمي في إحداثيات توضح التغيير في تركيز الأيون الذي يتم تحديده اعتمادًا على حجم المعاير المضاف.
كلما زادت القفزة في المعايرة على المنحنى ، زادت فرص اختيار المؤشر المناسب.
العوامل التي تؤثر على حجم القفزة على منحنيات معايرة الهطول:
1. تركيز محلول المعايرة والأيونات المستهدفة كلما زاد التركيز ، زادت القفزة على منحنى المعايرة بالتحليل الحجمي.
2. قابلية الذوبان في المادة المترسبة التي تتشكل أثناء المعايرة (كلما قلت قابلية الذوبان ، زادت قفزة المعايرة).
يقفز اعتماد المعايرة على قابلية ذوبان المنحل بالكهرباء قليل الذوبان.
3. درجة الحرارة
كلما ارتفعت درجة الحرارة ، زادت قابلية الذوبان للترسبات وصغر حجم القفزة في منحنى المعايرة بالتحليل الحجمي. يتم إجراء المعايرة في درجة حرارة الغرفة.
4. قوة الحل الأيوني
التأثير ضئيل نسبيًا ، لأن القوة الأيونية للمحلول ، مقارنة بالعوامل الأخرى ، لا تغير من قابلية الذوبان في الراسب كثيرًا ؛ ومع ذلك ، كلما زادت القوة الأيونية للمحلول ، زادت قابلية الذوبان وصغر حجم قفزة المعايرة.
7. قياس الأرجنتيني
قياس الأرجنتيني هو طريقة لمعايرة الترسيب ، والتي تعتمد على تكوين أملاح الأرجنتوم غير القابلة للذوبان:
X - + Ag + \ u003d AgX ،
حيث X - = Cl - ، Br - ، I - ، CN - ، SCN - إلخ.
المعايرة: AgNO 3 - الحل القياسي الثانوي.
التوحيد القياسي: للمحلول القياسي الأساسي لكلوريد الصوديوم NaCl:
مؤشر التوحيد هو 5٪ كرومات البوتاسيوم K 2 CrO 4. يتم إجراء المعايرة حتى يظهر ترسب بني-أحمر من كرومات الأرجنتوم:
اعتمادًا على طريقة المعايرة بالتحليل الحجمي والمؤشر المستخدم ، يتم تصنيف طرق القياس العكسي إلى:
غير مؤشر: - طريقة Gay-Lussac (طريقة ضباب متساوية)
منهج إلى حد التنوير
المؤشر: - طريقة موهر
طريقة Faience-Fischer-Khodakov
طريقة فولجارد
المزيد من الأسلوب
المعاير: AgNO 3 - ثانية. الأمراض المنقولة جنسيا. حل.
AgNO 3 + NaCl \ u003d AgCl؟ + نانو 3
المؤشر هو 5٪ كرومات البوتاسيوم K 2 CrO 4 (حتى يظهر كرومات الأرجنتوم البني والأحمر):
2AgNO 3 + K 2 CrО 4 = Ag 2 CrО 4؟ + 2KNO 3
المواد المحددة: كلوريدات Cl- ، بروميدات Br-.
متوسط: درجة الحموضة ~ 6.5-10.3.
التطبيق: التحديد الكمي لكلوريد الصوديوم ، كلوريد البوتاسيوم ، بروميد الصوديوم ، بروميد البوتاسيوم في مادة المواد الطبية.
قيود التطبيق:
1. لا تقم بمعايرة المحاليل الحمضية:
2 كر 4 2- + 2H + = Cr 2 O 7 2- + H 2 O
2. من المستحيل إجراء المعايرة في وجود الأمونيا والأيونات الأخرى ، وهي جزيئات يمكن أن تعمل كروابط فيما يتعلق بأيونات أرجنتوم في تفاعلات التكوين المعقدة.
3. من المستحيل إجراء المعايرة في وجود العديد من الكاتيونات (Ba 2+ ، Pb 2+ ، إلخ) ، والتي تشكل رواسب ملونة مع أيونات الكرومات CrO 4 2-.
4. لا تقم بالمعايرة في وجود عوامل الاختزال التي تتفاعل مع أيونات الكروم CrO 4 2- وتحويلها إلى أيونات Cr 3+.
5. من المستحيل إجراء المعايرة في وجود العديد من الأنيونات (PO 4 3- ، AsO 4 3- ، AsO 3 3- ، S 2- ، إلخ) ، والتي تشكل رواسب ملونة من الأرجنتوم مع أيونات الأرجنتوم.
طريقة Faience-Fischer-Khodakov
المعاير: AgNO 3 - ثانية. الأمراض المنقولة جنسيا. حل
التوحيد لأول. الأمراض المنقولة جنسيا. بمحلول من كلوريد الصوديوم كلوريد الصوديوم عن طريق الماصات:
AgNO 3 + NaCl \ u003d AgCl؟ + نانو 3
مؤشر التوحيد هو محلول 5٪ من كرومات البوتاسيوم K 2 CrO 4 (حتى يظهر ترسب بني-أحمر من كرومات الأرجنتوم):
2AgNO 3 + K 2 CrО 4 = Ag 2 CrО 4؟ + 2KNO 3
متوسط: الأس الهيدروجيني ~ 6.5-10.3 عند تحديد الكلوريدات والأس الهيدروجيني ~ 2.0-10.3 عند تحديد البروميدات واليوديد.
مؤشرات الأسلوب:
الفلورسين في تحديد الكلوريدات.
يوزين في تحديد البروميدات واليوديد.
آلية عمل المؤشرات: الامتزاز. مؤشرات الامتزاز هي مؤشرات يكون امتزازها أو امتصاصها بواسطة راسب مصحوبًا بتغيير اللون في T.E. أو بالقرب منه.
AgNO 3 + NaCl \ u003d AgCl؟ + نانو 3
HInd x H + + Ind -.
شروط المعايرة:
1. حموضة المحاليل
2. تركيز المحاليل المتفاعلة
3. المحاسبة عن قدرة الامتزاز للمؤشرات والأيونات الموجودة في الحل.
4. المعايرة قرب te يجب أن يتم ببطء
5. يتم إجراء المعايرة باستخدام مؤشرات الامتصاص في الضوء المتناثر.
التطبيق: التحديد الكمي للكلوريدات ، البروميدات ، اليود ، الثيوسيانات ، السيانيد.
طريقة فولجارد
المعايرة: AgNO 3 ، الأمونيوم أو ثيوسيانات البوتاسيوم NH 4 SCN ، KSCN - الحلول القياسية الثانوية.
توحيد AgNO 3 لأول مرة. الأمراض المنقولة جنسيا. محلول كلوريد الصوديوم عن طريق الماصات:
AgNO 3 + NaCl \ u003d AgCl؟ + نانو 3
مؤشر توحيد AgNO 3 هو محلول 5٪ من كرومات البوتاسيوم K 2 CrO 4 (حتى يظهر ترسب بني-أحمر من كرومات الأرجنتوم):
2AgNO 3 + K 2 CrО 4 = Ag 2 CrО 4 + 2KNO 3
توحيد NH 4 SCN و KSCN لحل AgNO 3 القياسي:
AgNO 3 + NH 4 SCN = AgSCN + NH 4 NO 3
مؤشر توحيد ثيوسيانات الأمونيوم أو البوتاسيوم هو أملاح الحديد (ІІІ) (على سبيل المثال ، NH 4 Fe (SO 4) 2 12H 2 O في وجود حمض النترات):
Fe 3+ + SCN - \ u003d 2+
عاير حتى يظهر لون وردي باهت.
الأربعاء: النترات.
مؤشرات الطريقة: أملاح الحديد (ІІІ) NH 4 Fe (SO 4) 2 - 12H 2 O في وجود حمض النترات.
المواد المحددة: أيونات الهاليد ، السيانيد ، الثيوسيانات ، الكبريتيدات ، الكربونات ، الكرومات ، الأكسالات ، الزرنيخات ، إلخ.
هال - + حج + (فائض) = أغلال
Ag + (بقايا) + SCN - = AgSCN ،
وبعد نقطة التكافؤ:
Fe 3+ + SCN - \ u003d 2+
(تلوين أحمر وردي)
عند تحديد اليود ، يُضاف المؤشر في نهاية المعايرة لتفادي التفاعل الموازي:
2Fe 3+ + 2I - = 2Fe 2+ + I 2
فوائد طريقة فولهارد - إمكانية المعايرة بالتحليل الحجمي:
في المحاليل الحمضية جدا
في ظل وجود العديد من الكاتيونات التي تعارضت مع التحديد بطريقة موهر (الباريوم ، البرقوق ، إلخ. الكاتيونات التي شكلت رواسب ملونة من الكرومات).
8. قياس الزئبق
قياس الزئبق هو طريقة لمعايرة الترسيب ، والتي تعتمد على استخدام تفاعلات تكوين أملاح الزئبق (I) Hg 2 2+ ، بالكاد قابلة للذوبان عن طريق الترسيب:
2Cl - + Hg 2 2+ \ u003d Hg 2 Cl 2 Ї PR \ u003d 1.3 × 10 -18
2I - + Hg 2 2+ \ u003d Hg 2 I 2 Ї PR \ u003d 4.5 H10 -29
المعاير: ثانية. الأمراض المنقولة جنسيا. محلول Hg 2 (NO 3) 2.
التوحيد القياسي: لمحلول كلوريد الصوديوم القياسي:
Hg 2 (NO 3) 2 + 2NaCl \ u003d Hg 2 Cl 2 Ї + 2NaNO 3
المؤشرات: 1) محلول الحديد (ІІІ) ثيوسيانات (من الأحمر إلى تغير اللون)
2Fe (SCN) 2+ + Hg 2 2+ = Hg 2 (SCN) 2 Ї + 2Fe 3+ ؛
1-2٪ محلول كحول من ثنائي فينيل كاربازون (حتى يظهر لون أزرق).
لحساب حجم المعاير الذي تم استخدامه لمعايرة المؤشر ، قم بمعايرة "عينة عمياء":
2) يُضاف المؤشر قبل نهاية المعايرة بالتحليل الحجمي ، لأنه إذا تمت إضافته أولاً ، فقد يمر وقت طويل قبل نهاية المعايرة بالتحليل الحجمي. يتشكل ثنائي فينيل كاربازيد من الزئبق (II) ويعطي لونًا أزرق في وقت أقرب من معايرة الهاليد.
المواد المحددة: الكلوريدات واليود.
البيئة: حمضية للغاية (يمكن أن تصل إلى 5 مول / لتر H + أيونات).
العيب: أملاح الزئبق (I) شديدة السمية.
9. قياس الكبريت
قياس الكبريتات هو طريقة لمعايرة الترسيب ، والتي تعتمد على استخدام تفاعلات تكوين أملاح قليلة الذوبان - كبريتات.
في بعض الأحيان يتم تمييز barymetry - طريقة معايرة الترسيب ، والتي تعتمد على استخدام التفاعلات لتشكيل أملاح الباريوم غير القابلة للذوبان.
تعتمد الطريقة على تفاعل تكوين ترسيب كبريتات الباريوم:
Ba 2+ + SO 4 2- \ u003d BaSO 4 Ї
def. مادة المعايرة
Titrants: ثانية. الأمراض المنقولة جنسيا. المحاليل H 2 SO 4 ، Ba (NO 3) 2 ، BaCl 2.
التوحيد القياسي: محلول H 2 SO 4 مع Na 2 B 4 O 7 أو Na 2 CO 3 مع برتقال الميثيل ؛ Ba (NO 3) 2 و BaCl 2 لـ H 2 SO 4 مع nitrochromazo أو orthonyl A.
المؤشرات: يتم استخدام المؤشرات المعدنية (تغير لونها في وجود أيونات المعادن) - nitrchromazo (orthanilic C) ، ortanyl A. هذه المؤشرات باللون الوردي في المحلول ، والأرجواني في وجود كاتيونات الباريوم.
المواد المحددة في المعايرة المباشرة:
حمض الكبريتات - محتوى الباريوم.
كلوريد الباريوم أو نترات الباريوم - محتوى الكبريتات.
خاتمة
من بين طرق التحليل بالمعايرة ، تُستخدم معايرة الأكسدة والاختزال على نطاق واسع ، وتكون حدود تطبيق هذه الطريقة أوسع من تلك الخاصة بالطرق الحمضية القاعدية أو الطرق المعقدة. نظرًا للتنوع الكبير في تفاعلات الأكسدة والاختزال ، تتيح هذه الطريقة تحديد عدد كبير من مجموعة متنوعة من المواد ، بما في ذلك تلك التي لا تعرض خصائص الأكسدة والاختزال مباشرة.
يستخدم قياس البرمنجنات لتحديد قابلية أكسدة الماء والتربة بشكل عام. في الوقت نفسه ، تتفاعل جميع المكونات العضوية (بما في ذلك الأحماض الدبالية للتربة والمياه الطبيعية) مع MnO4 - أيون في وسط حمضي. عدد معادلات المليمول من KMnO4 المستخدمة في المعايرة هو خاصية الأكسدة (بالبرمنجنات).
يستخدم قياس البرمنجنات أيضًا لتحليل المركبات العضوية التي تتأكسد بسهولة (الألدهيدات ، الكيتونات ، الكحولات ، الأحماض الكربوكسيلية: مجموعات الأكساليك ، الطرطريك ، الستريك ، الماليك ، وكذلك مجموعات الهيدرازو). في صناعة المواد الغذائية ، يمكن استخدام قياس البرمنجنات لتحديد محتوى السكر في المنتجات الغذائية والمواد الخام ، ومحتوى النتريت في النقانق.
في الصناعة المعدنية ، يتم تحديد محتوى الحديد في الأملاح والسبائك والمعادن والخامات والسيليكات عن طريق قياس البرمنجنات.
قائمةالأدب
1. الكيمياء التحليلية. طرق التحليل الكيميائي / محرر. م. بتروخين. موسكو: الكيمياء ، 1992 ، 400 ص.
2. فاسيليف ف. الكيمياء التحليلية. الساعة 2 بعد الظهر الجزء الأول. طرق التحليل الوزنية والمعايرة. م: المدرسة العليا ، 1989 ، 320 ص.
3. أساسيات الكيمياء التحليلية. في 2 كتب. كتاب. 2. طرق التحليل الكيميائي / محرر. يو. زولوتوفا. موسكو: المدرسة العليا ، 2000 ، 494 ص.
استضافت على Allbest.ru
...وثائق مماثلة
السمات المميزة لتفاعلات الأكسدة والاختزال. مخطط قطب هيدروجين قياسي. معادلة نرنست. منحنيات المعايرة النظرية. تعريف نقطة التكافؤ. مؤشرات الأكسدة والاختزال ، قياس البرمنجنات.
ورقة مصطلح ، تمت الإضافة في 05/06/2011
تصنيف طرق معايرة الأكسدة والاختزال. مؤشرات معايرة الأكسدة والاختزال. قياس الزمن ، وقياس اليود ، وقياس اللوني. تلوين الشكل المؤكسد والمختصر. تحديد نقطة التكافؤ.
الملخص ، تمت الإضافة في 02/23/2011
ميزات طرق معايرة الأكسدة والاختزال. المتطلبات الأساسية للتفاعلات ، ثابت التوازن. خصائص أنواع معايرة الأكسدة والاختزال ومؤشراتها ومنحنياتها. إعداد الحلول وتوحيدها.
ورقة مصطلح ، تمت إضافة 12/25/2014
تصنيف طرق التحليل بالمعايرة. جوهر طريقة "التحييد". إعداد حلول العمل. حساب النقاط وبناء منحنيات للمعايرة الحمضية القاعدية والاختزال. مزايا وعيوب قياس اليود.
ورقة مصطلح ، تمت إضافتها في 11/17/2013
تصنيف طرق معايرة الأكسدة والاختزال. العوامل المؤثرة على معدل التفاعل. مؤشرات محددة والاختزال. جوهر قياس البرمنجنات ، وقياس اليود ، وقياس اللوني. تحضير محلول ثنائي كرومات البوتاسيوم.
عرض تقديمي ، تمت إضافة 2015/03/19
طريقة معايرة القاعدة الحمضية: المفهوم والمحتوى ، المراحل الرئيسية ومبادئ التنفيذ ، المتطلبات ، الشروط الرئيسية وإمكانيات التطبيق. حساب حلول الأس الهيدروجيني. بناء منحنيات المعايرة. اختيار المؤشر ومبرراته.
عرض تقديمي ، تمت إضافة 2014/05/16
مفهوم التحليل بالمعايرة. معايرة الأكسدة والاختزال وأنواعها وظروف التفاعل. حساب نقاط منحنى المعايرة ، والإمكانات ، وبناء منحنى معايرة. اختيار المؤشر وحساب أخطاء معايرة المؤشر.
ورقة مصطلح ، تمت الإضافة 06/10/2012
طريقة التحليل بالمعايرة. نظرية طريقة قياس البرومات. تقنية المعايرة. مزايا وعيوب طريقة قياس البرومات. الفينولات. تقدير الفينول. التفاعلات الكيميائية المستخدمة في طرق المعايرة.
ورقة مصطلح ، تمت الإضافة في 03/26/2007
تصنيف معايرة الأكسدة والاختزال. استخدامه في التحليل الصيدلاني ، في تحديد أكسدة الماء والمركبات العضوية. النظر في معايرة الأكسدة والاختزال في مثال القياس. معايرة ملح الحديد بكبريتات السيريوم.
ورقة مصطلح ، تمت الإضافة 09/12/2012
تقدير ماء التبلور في كلوريد الباريوم. ضبط عيار محلول حمض الهيدروكلوريك. طريقة معايرة الحمض القاعدي والاختزال. تحديد محتوى الأيونات في المحلول بطريقة التحليل النوعي.
الهدف من العمل : اكتساب المهارات في تطبيق إحدى طرق التحليل الكمي - القياس بالمعايرة ، والتدريب على الطرق الأولية للمعالجة الإحصائية لنتائج القياس.
الجزء النظري
التحليل بالمعايرة هو طريقة للتحليل الكيميائي الكمي تعتمد على قياس حجم محلول الكاشف بتركيز معروف بدقة ، ويتم استهلاكه للتفاعل مع المادة التحليلية.
يتم إجراء تحديد القياس بالمعايرة عن طريق المعايرة - إضافة أحد الحلول إلى آخر في أجزاء صغيرة وقطرات منفصلة مع التثبيت المستمر (التحكم) للنتيجة.
يحتوي أحد الحلين على مادة بتركيز غير معروف وهو المحلول الذي تم تحليله.
يحتوي المحلول الثاني على تركيز معروف بدقة للكاشف ويسمى محلول العمل أو المحلول القياسي أو المعاير.
متطلبات التفاعلات المستخدمة في التحليل بالمعايرة:
1. القدرة على تثبيت نقطة التكافؤ ، وأكثرها استخدامًا هي ملاحظة لونها ، والتي يمكن أن تتغير في ظل الظروف التالية:
يكون أحد المتفاعلات ملونًا ، ويتغير لون المادة المتفاعلة الملونة أثناء التفاعل ؛
المواد المستخدمة - المؤشرات - تغير اللون حسب خصائص المحلول (على سبيل المثال ، اعتمادًا على تفاعل الوسط).
2. المسار الكمي للتفاعل ، حتى التوازن ، يتميز بالقيمة المقابلة لثابت التوازن
3. كفاية معدل التفاعل الكيميائي ، tk. من الصعب للغاية تحديد نقطة التكافؤ للتفاعلات البطيئة.
4. عدم وجود تفاعلات جانبية لا يمكن فيها إجراء حسابات دقيقة.
يمكن تصنيف طرق التحليل بالمعايرة وفقًا لطبيعة التفاعل الكيميائي الكامن وراء تحديد المواد: معايرة القاعدة الحمضية (التعادل) ، الترسيب ، التكوين المعقد ، تقليل الأكسدة.
العمل مع الحلول.
قوارير حجميةمصممة لقياس الحجم الدقيق للسائل. وهي عبارة عن أواني مستديرة مسطحة القاع ذات رقبة طويلة ضيقة وعليها علامة يجب ملء القارورة بها (الشكل 1).
الشكل 1 قوارير حجمية
تقنية لتحضير الحلول في القوارير الحجمية من المثبتات.
لتحضير محلول من فيكسانال ، يتم تكسير الأمبولة على قمع يتم إدخاله في دورق حجمي ، ويتم غسل محتويات الأمبولة بالماء المقطر ؛ ثم تذوب في دورق حجمي. يتم ضبط المحلول الموجود في الدورق الحجمي حسب العلامة. بعد رفع مستوى السائل إلى العلامة ، يخلط المحلول الموجود في القارورة جيدًا.
Burettesعبارة عن أنابيب زجاجية رفيعة متدرجة بالملليلتر (الشكل 2). يتم لحام حنفية زجاجية في الطرف السفلي الضيق قليلاً من السحاحة ، أو يتم توصيل خرطوم مطاطي به صمام كروي وصنبور زجاجي. للعمل ، اختر السحاحة حسب حجم المحلول المستخدم في التحليل.
الصورة 2. Burettes
كيفية العمل مع السحاحة
1. اشطف السحاحة بالماء المقطر.
2. يتم تثبيت السحاحة المعدة للعمل عموديًا في حامل ثلاثي القوائم ، بمساعدة قمع يتم سكب المحلول في السحاحة بحيث يكون مستواه أعلى من علامة الصفر.
3. يتم إزالة فقاعات الهواء من الطرف السفلي المسحوب للسحاحة. للقيام بذلك ، قم بثنيها وأطلق السائل حتى يتم إزالة كل الهواء. ثم خفض الشعيرات الدموية لأسفل.
4. تم ضبط مستوى السائل في السحاحة على الصفر.
5. أثناء المعايرة ، اضغط على الأنبوب المطاطي على جانب الكرة وصرف السائل من السحاحة إلى القارورة ، وقم بتدوير الأخير. أولاً ، يُسكب المُعاير الموجود في السحاحة في مجرى رقيق. عندما يبدأ لون المؤشر في النقطة التي يسقط فيها المعاير في التغيير ، يُضاف المحلول بعناية ، قطرة بعد قطرة. يتم إيقاف المعايرة عند حدوث تغيير حاد في لون المؤشر من إضافة قطرة واحدة من المعايرة ، ويتم تسجيل حجم المحلول المستهلك.
6. في نهاية العمل ، يتم تفريغ السحاحة من السحاحة ، ويتم غسل السحاحة بالماء المقطر.
طريقة معايرة القاعدة الحمضية (تحييد)
تعتمد طريقة معايرة القاعدة الحمضية على تفاعل تفاعل الأحماض والقواعد ، أي حول رد فعل التحييد:
H + + OH¯ \ u003d H 2 O
عند تنفيذ هذه المهمة ، يتم استخدام طريقة معايرة القاعدة الحمضية ، بناءً على استخدام تفاعل التعادل:
2NaOH + H 2 SO 4 \ u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O
تتكون الطريقة من حقيقة أن محلول حمض الكبريتيك بتركيز معروف يضاف تدريجياً إلى محلول التحليلي - هيدروكسيد الصوديوم. تستمر إضافة المحلول الحمضي حتى تصبح كميته معادلة لكمية هيدروكسيد الصوديوم المتفاعلة معه ، أي. حتى يتم تحييد القلويات. يتم تحديد لحظة التعادل من خلال التغيير في لون المؤشر المضاف إلى الحل المعاير. وفقًا لقانون المكافئات وفقًا للمعادلة:
C n (لك) V (لك) \ u003d C n (قلوي) V (قلوي)
C n (لك) و C n (القلويات) - التركيزات المولية لمكافئات المحاليل المتفاعلة ، مول / لتر ؛
V (k-you) و V (القلويات) - كميات من المحاليل المتفاعلة ، l (مل).
C (هيدروكسيد الصوديوم) و 
- تركيزات مولارية مكافئة لـ NaOH و H 2 SO 4 في المحاليل المتفاعلة ، مول / لتر ؛
الخامس (هيدروكسيد الصوديوم) و 
) - كميات من المحاليل المتفاعلة من القلويات والحمض ، مل.
أمثلة على حل المشكلات.
1. لتحييد 0.05 لتر من محلول حامض ، تم استخدام 20 سم 3 من 0.5 ن محلول قلوي. ما هي الحالة الطبيعية للحمض؟
2. ما هي الكمية وما هي المادة التي ستبقى زائدة إذا تمت إضافة 120 سم 3 من محلول 0.3 ن من هيدروكسيد البوتاسيوم إلى 60 سم 3 من محلول 0.4 ن من حمض الكبريتيك؟
يتم تقديم حل مشاكل تحديد الرقم الهيدروجيني للمحلول ، وتركيزات من أنواع مختلفة في دليل منهجي.
الجزء التجريبي
احصل على قارورة بمحلول قلوي بتركيز غير معروف من مساعد المختبر. قس عينات من المحلول الذي تم تحليله باستخدام أسطوانة متدرجة سعة 10 مل في ثلاث قوارير معايرة مخروطية. أضف 2-3 قطرات من مؤشر برتقال الميثيل لكل منهم. سيتحول المحلول إلى اللون الأصفر (أصفر برتقالي الميثيل في وسط قلوي وأحمر برتقالي في وسط حمضي).
قم بإعداد التركيب للمعايرة (الشكل 3) اشطف السحاحة بالماء المقطر ، ثم املأها بمحلول حمض الكبريتيك بتركيز معروف تمامًا (يشار إلى التركيز المولي لما يعادل H 2 SO 4 على الزجاجة) فوق الانقسام الصفري. قم بثني الأنبوب المطاطي برأس زجاجي لأعلى ، واسحب المطاط من الزيتون الزجاجي الذي يغلق مخرج السحاحة ، ثم حرر السائل ببطء حتى لا تترك فقاعات هواء بداخله بعد ملء الحافة. حرر محلول الحمض الزائد من السحاحة إلى زجاج بديل ، بينما يجب ضبط الغضروف المفصلي السفلي للسائل في السحاحة على الصفر.
ضع إحدى قوارير المحلول القلوي أسفل طرف السحاحة على ورقة بيضاء وانتقل مباشرةً إلى المعايرة: بيد واحدة ، قم بتغذية الحمض ببطء من السحاحة ، وباستمرار تحريك المحلول بحركة دائرية للقارورة في مستوى أفقي. في نهاية المعايرة ، يجب إضافة المحلول الحمضي من السحاحة بالتقطير حتى يأخذ المحلول لونًا برتقاليًا دائمًا من نقطة واحدة.
حدد حجم الحمض المستخدم للمعايرة لأقرب 0.01 مل. اقرأ تقسيم السحاحة على طول الغضروف المفصلي السفلي ، بينما يجب أن تكون العين على مستوى الغضروف المفصلي.
كرر المعايرة مرتين أخريين ، بدءًا من كل مرة بقسمة السحاحة الصفرية. سجل نتائج المعايرة في الجدول 1.
احسب تركيز المحلول القلوي باستخدام الصيغة:
الجدول 1
نتائج معايرة محلول هيدروكسيد الصوديوم
قم بإجراء معالجة إحصائية لنتائج المعايرة بالتحليل الحجمي وفقًا للطريقة الموضحة في الملحق. يتم تلخيص نتائج المعالجة الإحصائية للبيانات التجريبية في الجدول 2.
الجدول 2
نتائج المعالجة الإحصائية للبيانات التجريبية لمعايرة محلول هيدروكسيد الصوديوم. احتمال الثقة α = 0.95.
| ن | س س |  |
||
سجل نتيجة تحديد التركيز المولي لمكافئ NaOH في المحلول الذي تم تحليله كفاصل ثقة.
أسئلة للتدقيق الذاتي
1. يحتوي محلول هيدروكسيد البوتاسيوم على درجة حموضة = 12. تركيز القاعدة في المحلول عند تفكك 100٪ هو ... مول / لتر.
1) 0.005 ؛ 2) 0.01 ؛ 3) 0.001 ؛ 4) 1 10-12 ؛ 5) 0.05.
2. لتحييد 0.05 لتر من محلول حامض ، تم استخدام 20 سم 3 من 0.5 ن محلول قلوي. ما هي الحالة الطبيعية للحمض؟
1) 0.2 ن ؛ 2) 0.5 ن ؛ 3) 1.0 ن ؛ 4) 0.02 ن ؛ 5) 1.25 ن.
3. ما هي الكمية وما هي المادة التي ستبقى زائدة إذا تمت إضافة 125 سم 3 من 0.2 ن محلول هيدروكسيد البوتاسيوم إلى 75 سم 3 من محلول 0.3 ن من حمض الكبريتيك؟
1) 0.0025 جم من القلويات ؛ 2) 0.0025 جم من الحمض ؛ 3) 0.28 غرام من القلويات ؛ 4) 0.14 غرام من القلويات ؛ 5) 0.28 جم حمض.
4. تسمى طريقة التحليل القائمة على تحديد الزيادة في درجة الغليان ...
1) قياس الطيف الضوئي. 2) قياس الجهد. 3) إيبوليوسكوبي. 4) قياس الإشعاع. 5) قياس الموصلية.
5. حدد النسبة المئوية للتركيز والمولارية والطبيعية لمحلول حامض الكبريتيك الناتج عن إذابة 36 جم من الحمض في 114 جم من الماء ، إذا كانت كثافة المحلول 1.031 جم / سم 3.
1) 31,6 ; 3,77; 7,54 ; 2) 31,6; 0,00377; 0,00377 ;
3) 24,0 ; 2,87; 2,87 ; 4) 24,0 ; 0,00287; 0,00287;
5) 24,0; 2,87; 5,74.
التحليل بالمعايرة هو طريقة لتحديد كمية المادة عن طريق قياس دقيق لحجم محاليل المواد التي تتفاعل مع بعضها البعض.
عيار- كمية المادة الموجودة في 1 مل. محلول أو ما يعادله. على سبيل المثال ، إذا كان عيار H 2 SO 4 هو 0.0049 جم / مل ، فهذا يعني أن كل مل من المحلول يحتوي على 0.0049 جم من حمض الكبريتيك.
يسمى الحل الذي يُعرف عياره بالمعايرة. المعايرة- عملية الإضافة إلى محلول الاختبار أو قسمة كمية مكافئة من محلول معاير. في هذه الحالة ، يتم استخدام الحلول القياسية - القنوات الثابتة- المحاليل ذات التركيز الدقيق للمادة (Na 2 CO 3، HCl).
يجب أن يفي رد فعل المعايرة بالمتطلبات التالية:
معدل رد فعل مرتفع
يجب أن يستمر رد الفعل حتى الانتهاء ؛
يجب أن يكون رد الفعل متكافئًا بدرجة عالية ؛
لديك طريقة ملائمة لتحديد نهاية التفاعل.
HCl + NaOH → NaCl + H 2 O
لا تتمثل المهمة الرئيسية لتحليل المعايرة في استخدام محلول ذي تركيز معروف تمامًا (fixanal) فحسب ، بل أيضًا لتحديد نقطة التكافؤ بشكل صحيح.
هناك عدة طرق لإصلاح نقطة التكافؤ:
وفقًا للون الجوهري لأيونات العنصر الذي يتم تحديده ، على سبيل المثال ، المنجنيز في شكل أنيونMNO 4 -
بمضمون الشاهد
مثال: Ag + + Cl - "AgCl $
Ag + + CrO 4 "Ag 2 CrO 4 دولارات (لون برتقالي ساطع)
يتم إضافة كمية صغيرة من الملح K 2 CrO 4 إلى القارورة حيث يلزم تحديد أيون الكلور (شاهد). بعد ذلك ، تُضاف مادة الاختبار تدريجياً من السحاحة ، بينما تكون أيونات الكلوريد هي أول من يتفاعل ويتشكل راسب أبيض (AgCl) ، أي PR AgCl<< ПР Ag2Cr O4.
وبالتالي ، فإن قطرة إضافية من نترات الفضة ستعطي لونًا برتقاليًا ساطعًا ، لأن الكلور قد تفاعل بالفعل.
ثالثا. باستخدام المؤشرات: على سبيل المثال ، تُستخدم مؤشرات القاعدة الحمضية في تفاعل المعادلة: عباد الشمس ، الفينول فثالين ، برتقال الميثيل - مركبات عضوية تغير لونها عند الانتقال من بيئة حمضية إلى بيئة قلوية.
المؤشرات- الأصباغ العضوية التي تغير لونها عندما تتغير حموضة الوسط.
من الناحية التخطيطية (مع حذف الأشكال الوسيطة) ، يمكن تمثيل توازن المؤشر كتفاعل حمضي قاعدي
Hin + H 2 O In - + H 3 O +
H2O 
H ++ أوه-
H + + H 2 O 
H3O +
تتأثر منطقة انتقال لون المؤشر (الموضع والفاصل الزمني) بجميع العوامل التي تحدد ثابت التوازن (القوة الأيونية ، ودرجة الحرارة ، والمواد الغريبة ، والمذيب) ، وكذلك المؤشر.
تصنيف طرق التحليل بالمعايرة.
معايرة القاعدة الحمضية (التعادل): تحدد هذه الطريقة كمية الحمض أو القلوي في المحلول الذي تم تحليله ؛
الترسيب والتعقيد (قياس التساقط)
Ag + + Cl - "AgCl $
معايرة الأكسدة والاختزال (قياس الأكسدة والاختزال):
أ) قياس البرمنجنات (KMnO 4) ؛
ب) قياس اليود (Y 2) ؛
ج) قياس البرومات (KBrO 3) ؛
د) قياس ثنائي اللون (K 2 Cr 2 O 7) ؛
ه) القياس (Ce (SO 4) 2) ؛
و) قياس الفانادوميتري (NH 4 VO 3) ؛
ز) قياس التيتانيوم (TiCl 3) ، إلخ.
