1 / 32

Tiitrimise eriliigid

Tiitrimise eriliigid. Leiavad oma nimetuse enamasti kasutatava reagendi järgi: jodomeetria, permanganomeetria, jne. Nimetus võib olla antud ka toimuva reaktsiooni iseloomu järgi: redokstiitrimine, hape-alus tiitrimine, jne.

noelle
Download Presentation

Tiitrimise eriliigid

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Tiitrimise eriliigid • Leiavad oma nimetuse enamasti kasutatava reagendi järgi: jodomeetria, permanganomeetria, jne. • Nimetus võib olla antud ka toimuva reaktsiooni iseloomu järgi: redokstiitrimine, hape-alus tiitrimine, jne. • Samuti võib nimetus tuleneda lõpp-punkti mõõtmise metoodikast: amperomeetriline tiitrimine, potentsiomeetriline tiitrimine.

  2. REDOKSTIITRIMINE Aluseks on redoksreaktsioonidtitrandi ja analüüdi vahel. Jälgitavaks signaaliksonelektroodide vahelise redokspotentsiaali ehk elektromotoorjõu muutumine sõltuvalt analüüdi kontsentratsioonist. EMJ = ΔEred/oks =f(c)

  3. Redoksreaktsioon • Redoks on lühend reduktsioonist/oksüdatsioonist ning kirjeldab kõiki keemilisi rekatsioone, millede puhul muutub (mõnede või kõigi) reaktsioonis osalevate ainete oksüdatsiooniaste. • Tegemist võib olla lihtsa reaktsiooniga: näiteks lihtaine oksüdeerumine või redutseerumine. • See võib ka olla väga keerukas protsess: näiteks suhkrute oksüdeerumine inimese kehas. • Oksüdatsioon kirjeldab elektronide kadu või loovutamist aatomi või iooni või molekuli poolt • Reduktsioon kirjeldab elektronide juurdesaamist aatomi või iooni või molekuli poolt • Korrektseim viis on siiski rääkida oksüdatsiooniastme kasvust või vähenemisest.

  4. Redoksreaktsioonide näiteid • Näide: H2+F2=2HF • Oksüdatsiooni reaktsioon H2=2H+ + 2e- • Reduktsiooni reaktsioon F2 + 2 e- = 2F- • Äraantavate elektronide arv ja vastuvõetavate elektronide arv peavad alalti olema tasakaalus (aitab reaktsioonivõrrandeid tasakaalustada) • Lihtainete oksüdatsiooniaste on alati 0, vesinikul enamasti +1 ning hapnikul enamasti -2, metallide o.-a. on seotud nende rühma numbriga elementide perioodilisuse tabelis.

  5. Redutseerijad • Redutseerijad on ained, mis on võimelised teisi aineid redutseerima, oksüdeerudes sealjuures ise. • Teiste sõnadega: redutseerija annab elektrone ära (tema o.a. kasvab). • Neid aineid nimetatakse ka elektroni doonoriks. • Redutseerijaid on erinevaid: • metallid (Li, Na, Mg, Fe, Zn, Al), • hüdriidi ülekande reagendid (NaBH4, LiAlH4), • ning gaasiline vesinik koostöös metalliliste katalüsaatoritega.

  6. Oksüdeerijad • Oksüdeerijad on ained, mis oksüdeerivad teisi ise sealjuures redutseerudes. • Oksüdeerijad võtavad teistelt ainetelt elektrone ära, seetõttu nimetatakse neid ka elektroni aktseptoriteks. • Reaktsiooni käigus nende o.a. väheneb. • Oksüdeerijatel on tavaliselt kõrge o.a. (näiteks H2O2, MnO4−, CrO3, Cr2O72−, OsO4) või nad on väga suure elektronegatiivsusega lihtained (O, F, Cl, Br).

  7. Redokstiitrimise näide • Üheks redokstiitrimise näiteks on jodomeetria: joodi lahusele redutseerija lisamine kasutades tärklist indikaatorina. • Jood moodustab tärklisega intensiivse sinise kompleksi. • Joodi saab näiteks tiosulfaadi (S2O32-) abil jodiidiks redutseerida. Kui kogu jood on reageerinud, siis kaob ka lahuse sinine värv. • Tavaliselt on joodi muutumine jodiidiks viimane aste reaktsioonide jadas. • Esimeste reaktsioonide käigus viiakse uuritava aine (tundmatu) kogus vastavusse joodi teadaoleva kogusega.

  8. 2,303 RT E = Eo - log Q, zF Tiitrimise lõpp-punkti määramiseks kasutatakse redoksindikaatorit, mille värvimuutus toimub Eredoks juures, mis asub tiitrimiskõvera Lp läheduses Tiitrimiskõvera arvutamisealuseks on Nernsti võrrand. Tuletust vt. õpik lk.124

  9. Permanganomeetriline tiitrimine Permanganomeetria Mõõtelahuseks on kaaliumpermanganaadi lahus KMnO4. Tiitritakse tavaliselt happelises lahuses: MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O Eo = 1,51V lilla värvitu

  10. Indikaatoriks on KMnO4 lilla värv Värvus skaala piirkonnas 0,5 ...100 ppm 0,5 ppm = 0,5g KMnO4:1 000 000 g H2O ehk 0,0003M ppm on miljondik osa

  11. KMnO4 lahusega saab tiitrida H2O2 , Fe2+, (COO)22-, kaudselt Ca2+, looduslikus vees redutseerijate sisaldust s.o.hapniku tarvet jt.

  12. Potentsiomeetriline tiitrimine • Mõõdetakse uuritavas lahuses titrandi lisamise toimel toimuvat elektrilise potentsiaali muutust. • Tiitrimise lõpp-punktis toimub potentsiaali hüpe. • Mõõteriistaks on sageli pH-meeter, mis võimaldab mõõta elektroodide potentsiaalide vahet e. süsteemi elektromotoorjõudu. • Potentsiomeetrilist tiitrimist on võimalik rakendada enamike mahtanalüütiliste meetodite puhul eeldusel, et leidub uuritavale süsteemile tundlik indikaatorelektrood.

  13. pH – meeter I • Selgitused • Elektroodi tundlik osa – õhukeseseinaline klaaskuul • Mõnikord sisaldab elektrood väikest kogust AgCl sadet • Sisemine lahus, tavaliselt 0.1M HCl • Sisemine elektrood, tavaliselt hõbekloriid-elektrood või kalomelelektrood (Hg/Hg2Cl2 ) • Elektroodi korpus, tehakse mittejuhtivast klaasist või plastikust • Võrdluselektrood • Ühenduskoht uuritava lahusega

  14. pH – meeter II • pH meetri n.ö. mõõtmises osalev osa on pH meetri alumises otsas olev habras klaaskuul, mille sise ja välispinda katab ~10nm paksune geelikiht. • Klaasi (atomaarne) struktuur lubab Na-ioonidel difundeeruda klaasist lahusesse. • H-ioonid ei läbi klaasmemraani– see on Na- ioon, mis läbib geelmembraani ja võimaldab energiamuutust. • Kui ioon difundeerub ühest tegevuspiirkonnast teise, siis muutub süsteemi vaba energia ning just viimast mõõdab tegelikult pH – meeter. • Elektroodi klaasi välis- ja sisesein laaduvad vastavalt sellele, milline on ioonide kontsentratsioon uuritavas lahuses.

  15. Mahtanalüüsi sadestus- ja kompleksmeetodid Sadestusmeetodi aluseks on sademe teke tiitrimise käigus Näiteks: Ag+ + Cl- = AgCl(t) Lõpp-punkti määramiseks võib kasutada värvilise sademe teket: Meetod “Kloriid Mohri järgi” Kloriidi määramiseks kasutatakse AgNO3 lahust ja indikaatorina CrO42- -ioone. Hõbeioonide liig Lp-s annab punakaspruuni sademe. Ag+ + Cl- = AgCl(t) 2Ag+liig + CrO42- = AgCrO4(t)

  16. Sademe tekke kriteeriumiks on selle lahustuvuskorrutis. Sade tekib kui ioonide kontsentratsioonide korrutis on lahustuvuskorrutisest suurem. Ks,AgCl = cAg+ ∙ cCl- = 1,6∙10-10 Ks,Ag2CrO4 = c2Ag+ ∙ cCrO4(2-) = 1,2 ∙ 10-12

  17. Indikaatorsade Ag2CrO4 Punakaspruun sade Sadestusmeetodi rakendusi: Cl-, Br-, I-, Ag+, PO43-,SO42- jt. Sadestusmeetodi tiitrimiskõveraid võib saada, kui kasutada ioonselektiivseid elektroode kas analüüdi või titrandi ioonide kontsentratsiooni jälgimiseks.

  18. Mahtanalüüsi kompleksmeetod Aluseks on kompleksühendite moodustumine analüüdi ja titrandi vahel. Levinuim kompleksmeetod kasutab titrandina kompleksooni ja kannab nimetust kompleksonomeetria. Kompleksühendis on ioonid ja molekulid seotud lisaks tavasidemetele ka doonor-aktseptor-sidemetega. Selles sidemes üks osapooltest annab terve elektronpaari ja on doonoriks ning teine annab selle sidumiseks vaba orbitaali ja on aktseptoriks Mz+ + :L = M:Lz+

  19. Titrandina kasutatakse kompleksoonidest enim EDTA , eteendiamiintetraetaanhappe lahust Ühendit tuntakse ka triloon B või mõne teise kaubandusliku nimetuse all. Na2C10H14O8N2∙2H2O ehk lihtsustatult Na2H2A∙2H2O EDTA moodustab metalliioonidega ühendeid suhtes 1:1 sõltumata nende oksüdatsiooniastmest : Mg2+ + H2A2- = MgA2- + 2H+ Bi3+ + H2A2- = BiA- + 2H+

  20. EDTA eteendiamiintetraetaanhape Kompleksonomeetrilise tiitrimise loojaks oli 1945.a. G.Schwarzenbach. Tähtsamad kasutusalad: vee kareduse määramine, metalli-ioonide kontsentratsiooni määramine.

  21. Indikaator ET 00 – eriokroommust Valmistatakse tahke seguna 1 osa ET00 : 100 osa NaCl Indikaator moodustabLõpp-punktis onanalüütmetalli ioonidegaanalüüdi ioonid vabanenudja lahus onpunase kompleksisinine

  22. 4. Kaalanalüüs

  23. Kaalanalüüsi aluseks on analüüdi muutmine rasklahustuvaks kindla koostisega ühendiks, mida on võimalik süsteemist eraldada ja kaaluda. Lahustuvuse kriteeriumid: lahustuvuskorrutis Ks ja molaarne lahustuvus S.

  24. Lahustuvuskorrutis Ks tuletatakse reaktsiooni tasakaalukonstandist AgNO3 + NaCl = AgCl(t) + NaNO3 AgCl (t) = Ag+ + Cl- cAg+∙ cCl- K = = K∙cAgCl = Ks,AgCl cAgCl = const Ks on AgCl lahustuvuskorrutis Ühendame kaks const.suurust Molaarne lahustuvus S: analüüdi maksimaalne lahustuv kogus moolides liitri kohta

  25. Klassikalised sadestusmeetodid Sadestatav ioon Sadestuskuju Kaalumiskuju Mg2+, PO43- Mg(NH4)PO4∙ 6H2O Mg2P2O7 Ca2+ CaC2O4∙ H2O CaCO3 või CaO Ba2+, SO42- BaSO4 BaSO4 Fe3+ Fe(OH)3 Fe2O3 Cl-, Br-, I-, AgCl, AgBr, AgI AgCl, AgBr, AgI

  26. Kaalanalüüsi töövahendid ajaloolises tagasivaates Sartorius, 1888

  27. Muhvelahjud sademete kuumutamiseks 200oC >>>> 1500oC Automatiseeritud ahi

  28. Sademete filtrimine a)läbi filterpaberi b)läbi klaasfiltertiigli Filtrime mööda klaaspulka veejoapump katteklaas Lahti rebitav nurk imipudel Filterpaberi kokkumurdmine Lehtri saba olgu vastu klaasi seina

  29. Membraanfilter

  30. Orgaanilised sadestajad: Dimetüülglüoksiim sadestab nikli roosa sademena [Ni(NH3)6]2+(aq) + 2(CH3CNOH)2(alc) <==> Ni[ONC(CH3)C(CH3)NOH]2(s) + 2NH4+(aq) + 4NH3(aq) Sade filtritakse klaasfiltertiiglisse ja kuivatatakse 120oC

  31. Termogravimeetria Kaalukadu Kaalukaotus: 700-900o MnO2 >Mn2O3 950-1100o Mn2O3>Mn3O4 .

  32. Vase sadestamine vaskelektroodile Cu(NO3)2 lahusest galvaanielemendis - siseelektrolüüs. Katoodina kasutatud vaskplaat kaalutakse enne ja peale analüüsi saades sadenenud vase massi

More Related