Классификация титриметрических методов анализа.

Классификация титриметрических методов анализа основана на типе реакции, лежащей в основе определения и названии титранта.

1. Кислотно-основное титрование – основано на реакции переноса ионов водорода от одной реагирующей частицы к другой в растворе:

НА + В ↔ ВН⁺ + А^-

Различают:

– ацидиметрию (ацидиметрическое титрование) – определе-ние веществ титрованием стандартным раствором кислоты (Н₃О⁺);

– алкалиметрию (алкалиметрическое титрование) – определе-ние веществ титрованием стандартным раствором сильного основания (ОН^-);

– протолитометрию (титрование в неводных средах).

2. Окислительно-восстановительное титрование (редокс-метрия) – основано на реакции переноса электронов от восстановителя к окислителю:

Ох₁ + Red₂ ↔ Red₁ + Ox₂

Различают:

– оксидиметрические методы: перманганатометрия, иодимет-рия, дихроматометрия, бромо- и броматометрия, цериметрия, нитритометрия, йодхлорметрия и др.;

– редуктометрические методы: аскорбинометрия, титаномет-рия, феррометрия и др.

3. Осадительное титрование – основано на реакции образования малорастворимых соединений:

Ktⁿ⁺ + An^m- ↔ Kt_mAn_n

Различают: аргентометрию, меркурометрию, тиоцианато-метрию и др.

4. Комплексиметрическое титрование – основано на реакции образования слабодиссоциирующего растворимого комплекса:

М + nL ↔ M(L)_n

Различают: комплексонометрию, меркуриметрию, фториметрию и др.

Закон эквивалентности.

Взаимодействие между веществами должно проходить в строго определенных соотношениях, т.е. согласно закону эквивалентов, в соответствии с которым вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах n₁ = n₂. Поскольку

n = С_Мэ ∙ V, где

С_Мэ – молярная концентрация эквивалента;

V – объем;

то для двух стехиометрически реагирующих веществ, справедливо соотношение:

С_Мэ1 ∙ V₁ = С_Мэ2 ∙ V₂

Следовательно, можно найти неизвестную концентрацию одного из веществ (например, С_Мэ2), если известны объем его раствора и объем и концентрация прореагировавшего с ним вещества, поскольку вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах.

Эквивалентом соединения называется реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Число, показывающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному катиону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции, называют фактором эквивалентности fэ.

Это безразмерная величина, которая рассчитывается на основании стехеометрических коэффициентов конкретной реакции.

Например, в реакции:

2NaOH + H₂SO₄ ↔ Na₂SO₄ + 2H₂O

в точке эквивалентности каждая реагирующая частица H₂SO₄ будет эквивалентна двум частицам NaOH. Это же уравнение реакции можно записать в виде:

NaOH + ½ H₂SO₄ ↔ ½ Na₂SO₄ + H₂O

Видно, что fэ(H₂SO₄) = ½, т.е. количества реагирующих веществ будут эквивалентны, когда n(NaOH) = n(½ H₂SO₄).

В окислительно-восстановительной реакции

MnO₄^- + 8H⁺ + 5ē ↔ Mn²⁺ + 4H₂O

молекула KMnO₄ принимает 5 электронов, т.е. одному электрону эквивалентна условная частица 1/5 молекулы KMnO₄, fэ = 1/5.

Фактор эквивалентности и эквивалент данного вещества являются не постоянными величинами, а зависят от стехиометрии реакции, в которой они принимают участие.

Фактор эквивалентности является безразмерной величиной, равной или меньше единицы.

Важное значение в титриметрическом анализе имеют понятие о молярной массе эквивалента.

Молярной массой эквивалента вещества называют массу одного моля эквивалента этого вещества, равную произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества.

Мэ = fэ ∙ М

В наших примерах:

Мэ(H₂SO₄) = fэ(H₂SO₄) ∙ М(H₂SO₄) = 1/2 ∙ 98,08 = 49,04 г/моль;

Мэ(KMnO₄) = fэ(KMnO₄) ∙ М(KMnO₄) = 1/5 ∙ 158 = 31,6 г/моль.