Расчет результата в методах обратного титрования

Рассмотрим расчет результата на примере обратного титрования хлорид-иона. В этом случае к анализируемому раствору хлорид-иона добавляется заведомый избыток титрованного раствора AgNO₃, и не вступившее в реакцию с хлоридом количество AgNO₃ оттитровывается раствором NH₄SCN. Если n(AgNO₃) – количество вещества AgNO₃, добавленное к анализируемому раствору хлорида, n(AgCl) – количество вещества эквивалента AgNO₃, израсходованное на реакцию с хлорид-ионом, а n(AgSCN) – на реакцию с тиоцианатом, то, очевидно,

n(AgNO₃) = n(AgCl) + n(AgSCN).

Величина n(AgNO₃) определяется молярной концентрацией эквивалента основного рабочего раствора AgNO₃ и его объемом

.

Молярная концентрация эквивалента вспомогательного рабочего раствора NH₄SCN и его объем, затраченный на реакцию с избытком AgNO₃ после осаждения хлорид-иона, точно известны, поэтому:

.

Количество эквивалента хлорид-иона в растворе находим из уравнения

n(AgCl) = n(AgNO₃) – n(AgSCN).

Подставим в эту формулу выражения для количества вещества эквивалента

.

Масса хлорида в анализируемом растворе будет равна:

.

Таким образом, результат обратного титрования всегда рассчитывается по разности между взятым количеством вещества эквивалента основного рабочего вещества и оставшимся после его реакции с определяемым компонентом.

2.2.4. Кривые титрования

Важной характеристикой титриметрических методов являются кривые титрования. Они показывают графическую зависимость концентрации участника реакции, протекающей при титровании (либо логарифма концентрации или какой-то характеристики раствора) от объема добавленного титранта (либо от степени оттитрованности). Например, для реакций кислотно-основного взаимодействия такой характеристикой раствора служит его pH.

Различают рассчитанные теоретически и экспериментальные кривые титрования. Теоретический расчет кривых титрования обычно проводится по данным о константе равновесия реакции, протекающей при титровании, и исходным концентрациям реагирующих веществ. Если нормальные концентрации титруемого раствора и титранта одинаковы и для титрования взяли 100,0 мл раствора, то число миллилитров добавленного титранта будет равно степени протекания реакции между титрантом и определяемым веществом (степени оттитрованности). Такие кривые служат главным образом для обоснованного выбора индикатора в данном титровании, который обеспечил бы необходимую точность определения.

Экспериментальные кривые титрования получают, измеряя какое-либо свойство системы в ходе титрования (оптическую плотность, диффузионный ток и т.д.) в зависимости от объема добавленного титранта, и строят соответствующий график. Такие кривые служат для определения точки эквивалентности.

2.2.5. Основные методы титриметрического анализа

В титриметрическом анализе используют реакции различного типа – кислотно-основное взаимодействие, комплексообразование и т.д., – удовлетворяющие требованиям, которые предъявляются к титриметрическим реакциям. Отдельные титриметрические методы получили название по типу основной реакции, протекающей при титровании, или по названию титранта (например, в аргентометрических методах титрантом является AgNO₃, в перманганатометрических – раствор KMnO₄ и т.д.). По способу фиксирования точки эквивалентности выделяют методы титрования с цветными индикаторами, методы потенциометрического титрования, фотометрического, кондуктометрического и т.д.

При классификации по типу реакции, протекающей при титровании, обычно выделяют следующие методы титриметрического анализа.

1.  Методы кислотно-основного титрования (ацидиметрия, алкалиметрия) основаны на процессах передачи протона, например:

H⁺ + OH^- → H₂O,

CH₃COOH + OH^- → CH₃COO^- + H₂O.

2.   В методах комплексообразования используют реакции образования координационных соединений, например:

Hg²⁺ + 2Cl^- → HgCl₂  (меркуриметрия),

Mg²⁺ + H₂Y^2- → MgY^2- + 2H⁺  (комплексонометрия).

3.   Методы осаждения основаны на реакциях образования малорастворимых соединений:

Ag⁺ + Cl^- → AgCl  (аргентометрия),

Hg₂²⁺ + 2Cl^- → Hg₂Cl₂  (меркуриметрия).

4.  Методы окисления-восстановления объединяют многочисленную группу окислительно-восстановительных реакций, например:

MnO₄^-+5Fe²⁺+8H⁺ → Mn²⁺+5Fe³⁺+4H₂O   (перманганатометрия),

2S₂O₃^2- + I₂ → S₄O₆^2- + 2I^-  (иодометрия).

Характеристика каждого метода включает наиболее существенные его особенности: приготовление и свойства рабочих растворов, виды кривых титрования, погрешности определения, способы индикации точки эквивалентности и практическое применение.