Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

ODMĚRNÁ ANALÝZA Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "ODMĚRNÁ ANALÝZA Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003."— Transkript prezentace:

1 ODMĚRNÁ ANALÝZA Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003

2 Odměrná analýza.2 SRÁŽECÍ TITRACE Princip: iontové reakce => málo rozpustné látky stanovení je ovlivněno u adsorpcí určovaných iontů => nižší výsledek u spolusrážení srážedla => vyšší výsledek

3 Odměrná analýza.3 ARGENTOMETRIE Odměrné roztoky AgNO 3, NaCl, NH 4 SCN, (KSCN) AgXXAg   Princip: Metodou lze stanovit 1)Cl , Br , I  SCN  (CN  ) 2)Ag + 3)S 2 , organické látky (S) NH 4 SCN, KSCN (zpětná titrace) NaCl AgNO 3 odměrné činidlo

4 Odměrná analýza.4 STANDARDIZACE Standardizace AgNO 3 (světlocitlivý) u na navážku u na roztok Příklad: standardizace na roztok NaCl základní látka je NaCl AgClNOAg   Na   Cl   3  Na   NO  3 spotřeba 25,7 ml roztoku AgNO 3 25,0 ml roztoku 0,1 M NaCl

5 Odměrná analýza.5 BOD EKVIVALENCE Titrační křivka bod ekvivalence V [ml AgNO 3 ] p Cl - 2,5 7,5 5,0 10,0 p Cl - = −log [Cl - ] 0,0 délka strmé části závisí na součinu rozpustnosti K S vzniklé sraženiny

6 Odměrná analýza.6 URČENÍ BODU EKVIVALENCE 1) podle Mohra Cl , Br , SCN  roztok AgNO 3 indikátor K 2 CrO 4, v bodu ekvivalence vzniká Ag 2 CrO 4 (hnědočervená) (Ag 2 CrO 4 je rozpustnější než AgCl, AgBr, AgSCN) titrační roztok musí být neutrální (+ NaHCO 3 ) Ag 2 Cr 2 O 7 je podstatně rozpustnější než Ag 2 CrO 4 (vyšší spotřeba)

7 Odměrná analýza.7 URČENÍ BODU EKVIVALENCE 2) podle Volharda (zpětná titrace přebytku AgNO 3 thiokyanatanem) indikátor Fe 3+  NH 4 Fe(SO 4 ) 2 Fe(SCN) 3 je červený 3) podle Fajanse adsorpční indikátor eosin, fluorescein před BE AgCl/Cl  po BE AgCl/Ag + při pH = 6  10 (při pH < 6 je disociace potlačena) Ind  (adsorpce v BE, růžovofialový roztok)

8 Odměrná analýza.8 PŘÍKLAD ARGENTOMETRICKÉHO STANOVENÍ Stanovení % chloridů ve vzorku navážka: 0,4982 g vzorku titrace roztokem 0,1M AgNO 3, spotřeba V = 8,6 ml AgClAgNO 3 Cl    NO  3 0,0305 g chloridů x % 0,4982 g chloridů % x = 6,12 % chloridů

9 Odměrná analýza.9 MERKUROMETRIE Odměrný roztok Hg 2 (NO 3 ) 2 Lze stanovitCl , Br , I  CN  SCN  Princip: Hg 2 X 2 2 XHg  22  2 Indikátorjako v argentometrii

10 Odměrná analýza.10 KOMPLEXOTVORNÉ TITRACE Princip: vznik rozpustných, ale málo disociovaných sloučenin (komplexů) Chelatometrie komplexotvorné (chelatační) činidlo stanovovaná látka Me 2+ − Me 4+ vznik chelátu − centrální atom vázán na polydonorový ligand Odměrné činidlo: Chelaton 2 (EDTA), Chelaton 3 6 center

11 Odměrná analýza.11 KOMPLEXOTVORNÉ TITRACE lze stanovit dvojmocné až čtyřmocné kationty kovů Zn 2+   YHNa2YH

12 Odměrná analýza.12 KOMPLEXOTVORNÉ TITRACE stálost chelátu lze ovlivnit hodnotou pH Konstanty stability Me + + Mg 2+ + alkalické zeminy< 10 Me 2+ ~ 10 − 20 Me3+Me3+ ~ 20 Me 4+ > 20 Me 2+ + EDTAslabě kyselé prostředí ionty alkalických zemin + EDTAalkalické prostředí Me 3+, Me 4+ + EDTAkyselé prostředí

13 Odměrná analýza.13 TITRAČNÍ KŘIVKY Fe 3+ Zn 2+ Cu 2+ Ba 2+ V [ml] p Me = −log [Me] výška skoku odpovídá stabilitě chelátu

14 Odměrná analýza.14 KOMPLEXOTVORNÉ TITRACE indikátory 1.azobarviva (−N=N−) 2.trifenylmethanová barviva (C 6 H 5 ) 3 −CH− metalochromní indikátory − chelátotvorná organická barviva tvořící s ionty kovů barevné cheláty, která mají odlišné zbarvení než volné molekuly nebo anionty činidla barva indikátoru závisí na hodnotě pH volný indikátor při titraci

15 Odměrná analýza.15 TYPY INDIKÁTORŮ Eriochromčerň T (azobarvivo) pH< 66 − 11> 11 barva indikátoruvínově červenýmodrýoranžový formaH 2 Ind  HInd 2  Ind 3  analytCa 2+ Mg 2+ Sr 2+ Zn 2+ modrývínově červený pH ~ 10přidává se NH 4 OH + NH 4 Cl (Cu 2+, Co 2+, Ni 2+ ruší stanovení)

16 Odměrná analýza.16 TYPY INDIKÁTORŮ Murexid pH< 6> 6 barva indikátorumodrofialovýčervenofialový analytNi 2+ Ca 2+ Co 2+ Cu 2+ komplexy [Murexid − Me] jsou žluté Me = Co, Ni, Cu Jednobarevné indikátory po skončení titrace barva vymizí, barevný je pouze komplex [kov − Ind] červenýčervenofialový

17 Odměrná analýza.17 STANDARDIZACE Standardizace odměrných roztoků Chelaton 2 a Chelaton 3 V případě, že není vhodný indikátor, využívají se vytěsňovací reakce v chelatometrii typické titrace kovový Zn roztoky ZnSO 4, MgSO 4, Pb(NO 3 ) 2 při zpětných titracích také odměrné činidlo

18 Odměrná analýza.18 ZPĚTNÉ TITRACE 1)reakce probíhá pomalu stanovení Al 3+ 2)stanovení ve vodě nerozpustných sloučenin olovo v PbSO 4 nebo Ca ve šťavelanu (CaC 2 O 4 ) k analytu se přidá nadbytek Chelatonu a pak se provede zpětná titrace roztokem MgSO 4

19 Odměrná analýza.19 TVRDOST VODY Tvrdost vody stálá MgSO 4 a CaSO 4 jsou částečně rozpustné (odstraní se přídavkem Na 2 CO 3 ) Tvrdost vody přechodná Ca(HCO 3 ) 2 a Mg(HCO 3 ) 2 lze odstranit varem Tvrdost vody − chelatometrické stanovení vlastnost vody daná součtem koncentrací Mg 2+ a Ca 2+ [mmol.l -1 ] Ca + Mgeriochromčerň TpH = 10vínově červenámodrá CamurexidpH 12 − 14červenáfialová Mg[Ca + Mg] − [Ca] Mg 2+ nelze samostatně ve směsi Mg 2+ a Ca 2+ stanovit

20 Odměrná analýza.20 MERKURIMETRIE Další metoda − merkurimetrie odměrný roztok Hg(NO 3 ) 2 lze stanovitCl , Br , I  CN  SCN  [HgX 2 ]2 XHg  22 

21 Odměrná analýza.21 OXIDAČNĚ REDUKČNÍ TITRACE princip: založeny na redox ději dochází k výměně elektronů mezi analytem a odměrným činidlem

22 Odměrná analýza.22 OXIDAČNĚ REDUKČNÍ TITRACE redox potenciál − Nernstova rovnice reakce probíhá kvantitativně, liší-li se potenciály E 0 obou dílčích reakcí alespoň o 0,4 V  E 0 lze ovlivnit změnou koncentrace inertních látek (H +, OH  ) => nutno přesně dodržet podmínky v bodě ekvivalence je rozdíl potenciálů obou dílčích reakcí nulový

23 Odměrná analýza.23 TITRAČNÍ KŘIVKA Titrační křivka V [ml] E [mV] bod ekvivalence ECEC Fe 3+ / Fe 2+ Ce 4+ / Ce 3+ délka strmé části závisí na rozdílu hodnot E 0 (mění se poměr ox/red formy analytu => mění se E n = m pak EC je v polovině titrační křivky

24 Odměrná analýza podléhají redox dějům => změna barvy, rozmezí např. methylenová modř přechází z modré do bezbarvé E 0 = +0,53 V INDIKACE BODU EKVIVALENCE redox indikátory [ox][red] 2. barevné produkty vznikají pouze reakcí indikátoru s ox nebo s red formou analytu nebo odměrného činidla 3. některá organická barviva (methylčerveň) se při určité hodnotě E rozloží na bezbarvé produkty

25 Odměrná analýza.25 indikace bodu ekvivalence vlastním zbarvením odměrného roztoku (manganometrie) INDIKACE BODU EKVIVALENCE jiný způsob indikace specifické indikátory jodometrie − škrobový indikátor jod + škrob dávají modré zabarvení (roztok musí být studený, pH < 7) jodidy + škrob roztok je bezbarvý

26 Odměrná analýza.26 kritérium je povaha odměrného činidla metody oxidimetrické (odměrné činidlo má oxidační účinky) manganometrie bichromatometrie bromatometrie cerimetriejodometrie ROZDĚLENÍ REDOX TITRACÍ

27 Odměrná analýza.27 metody reduktometrické (odměrné činidlo má redukční účinky) titanometrie ROZDĚLENÍ REDOX TITRACÍ jodometrie

28 Odměrná analýza.28 MANGANOMETRIE odměrné roztoky (standardizace !) kyselina šťavelová(COOH) 2. 2 H 2 O Mohrova sůl(NH 4 ) 2 Fe(SO 4 ) 2. 6 H 2 O As 2 O 3 Princip: indikátor − není potřeba, přebytek KMnO 4 se projeví růžovým zbarvením !! v zásaditém prostředí

29 Odměrná analýza.29 MANGANOMETRIE Manganometricky lze stanovit látky redukující (schopné oxidace)  E 0 > 0,4 V 1. soli Fe 2+, Sn 2+, As NO 2   SO 3 2 , H 2 O 2 3. organické látky (alkoholy, kyselina šťavelová) 4. chemická spotřeba kyslíku CHSK Mn míra kontaminace vody organickými látkami (hyg. limit 3 mg/l) obdoba CHSK Cr (stanovuje se bichromatometricky) indikátor − není potřeba, přebytek KMnO 4 se projeví růžovým zbarvením

30 Odměrná analýza.30 PŘÍKLAD STANOVENÍ Standardizace odměrného roztoku KMnO 4 Standard: kyselina šťavelová (COOH) 2. 2 H 2 O, M r = 126,069, na navážku OH8CO10SOKMnSO2SOH3OCH5KMnO  Kolik gramů kyseliny šťavelové se má navážit? Roztok KMnO 4  0,02 M

31 Odměrná analýza.31 PŘÍKLAD STANOVENÍ Provedení Spotřeba: 24,2 ml odměrný roztok KMnO 4 navážka kyseliny šťavelové (COOH) 2. 2 H 2 O = 0,1579 g Výpočet

32 Odměrná analýza.32 MANGANOMETRICKÉ STANOVENÍ ŽELEZA Princip: OH4MnFe5H8MnOFe   Provedení Spotřeba: 11,2 ml odměrný roztok KMnO 4 (c M = 0,0207 mol l -1 ) navážka vzorku Fe = 0,7928 g Výpočet n Fe = 5. 0,0112.0,0207 = 0,0016 mol m Fe = 0, ,85 = 0,0648 g 0,0648 g Fe x % 0,7928 g Fe % x = 8,17 % Fe

33 Odměrná analýza.33 JODOMETRIE Oxidimetrické stanovení  lze stanovit látky redukující (schopné oxidace) Princip: přidává se nadbytek I 2, po skončení reakce se roztok okyselí a provede se zpětná titrace jódu thiosíranem Na 2 S 2 O 3 E 0 = +0,54 V, blízko 0, proto může probíhat reakce oběma směry pouze v kyselém nebo ve slabě alkalickém prostředí pH = 0  8 při pH > 8 dochází k disproporcionaci jódu

34 Odměrná analýza.34 JODOMETRIE Reduktometrické stanovení  stanovení látek s oxidačními vlastnostmi pH = 7  8 Standardizace odměrného roztoku I 2 (záleží na hodnotě pH) pH < 7na standardizovaný thiosíran Na 2 S 2 O 3

35 Odměrná analýza.35 STANDARDIZACE THIOSÍRANU vyloučený jód I 2 se titruje thiosíranem Na 2 S 2 O 3 přesná navážka standardu

36 Odměrná analýza.36 INDIKACE BODU EKVIVALENCE výhradně škrobový indikátor jod + škrob dávají tmavě modré zabarvení škrob se přidává na začátku titrace (při titraci I 2 ) těsně před bodem ekvivalence (při titraci Na 2 S 2 O 3 ) Využití jodometrie rozšířená volumetrická metoda stanovení redukujících cukrů (Cu 2+ na Cu + )


Stáhnout ppt "ODMĚRNÁ ANALÝZA Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003."

Podobné prezentace


Reklamy Google