Azok az anyagok, amelyek színt változtatnak, ha a környezet reakciója megváltozik, indikátorok - leggyakrabban összetett szerves vegyületek - gyenge savak vagy gyenge bázisok. Sematikusan az indikátorok összetételét a HInd vagy IndOH képletekkel fejezhetjük ki, ahol az Ind egy komplex szerves anion vagy indikátorkation.
A gyakorlatban már régóta használnak indikátorokat, de az első kísérletet 1894-ben Ostwald tette, aki megalkotta az úgynevezett ionelméletet. Ezen elmélet szerint a nem disszociált indikátormolekulák és Ind-ionjai oldatban különböző színűek, és az oldat színe az indikátor disszociációs egyensúlyi helyzetétől függően változik. Például a fenolftalein (savindikátor) színtelen molekulákkal és karmazsin anionokkal rendelkezik; metilnarancs (fő indikátor) – sárga molekulák és vörös kationok.
fenolftalein metilnarancs
HIndH + + Ind – IndOH 
Ind + + OH –
színtelen Malinov sárga piros
A Le Chatelier-elvnek megfelelő változás az egyensúly jobbra vagy balra történő eltolódásához vezet.
A később megjelent kromoforelmélet (Hanch) szerint az indikátorok színének megváltozása a szerves vegyület molekulájában az atomok reverzibilis átrendeződésével függ össze. Ez a visszafordítható átrendeződés a szerves kémia tautomerizmusnak nevezik. Ha a tautomer szerkezetváltozás következtében egy szerves vegyület molekulájában speciális csoportok, úgynevezett kromoforok jelennek meg, akkor a szerves anyag színt kap. A kromoforok olyan atomcsoportok, amelyek egy vagy több többszörös kötést tartalmaznak, amelyek az elektromágneses rezgések szelektív elnyelését okozzák az UV tartományban. Atomcsoportok és kötések, mint például −N=N−, =C=S, −N=O, kinoid szerkezetek stb., kromoforcsoportként működhetnek.
Amikor a tautomer átalakulás a kromofor szerkezetének megváltozásához vezet, a szín megváltozik; ha az átrendeződés után a molekula már nem tartalmaz kromofort, akkor a szín eltűnik.
A modern elképzelések az ionos-kromoforikus elméleten alapulnak, amely szerint az indikátorok színének változását az ionos formából molekulárisba való átmenet okozza, és fordítva, az indikátorok szerkezetének megváltozásával együtt. Így ugyanaz az indikátor két, eltérő molekulaszerkezetű formában létezhet, és ezek a formák egymásba átalakulhatnak, és oldatban egyensúly jön létre közöttük.
Példaként tekinthetjük a tipikus sav-bázis indikátorok - fenolftalein és metilnarancs - molekuláinak szerkezeti változásait lúgok és savak oldatának hatására (különböző pH-értékeken).
Az a reakció, amelynek eredményeként a fenolftalein molekula szerkezetének tautomer átrendeződése következtében egy kromoforcsoport jelenik meg benne, szín megjelenését okozva, a következő egyenlet szerint megy végbe:
színtelen színtelen színtelen
karmazsinvörös
Az indikátorok, mint a gyenge elektrolitok, kis disszociációs állandókkal rendelkeznek. Például a fenolftalein Kd-értéke 2∙10 -10, és semleges közegben túlnyomórészt molekulái formájában található meg a nagyon alacsony ionkoncentráció miatt, ezért színtelen marad. Lúg hozzáadásakor a fenolftalein H + ionjai megkötődnek, „összehúzódnak” a lúg OH – ionjaival, vízmolekulákat képezve, és az indikátor disszociációs egyensúlyi helyzete jobbra tolódik el – a koncentráció növekedése felé. Ind – ionok. Lúgos környezetben dinátriumsó képződik, amely kinoid szerkezetű, ami az indikátor színét okozza. A tautomer formák közötti egyensúly eltolódása fokozatosan megy végbe. Ezért az indikátor színe nem változik azonnal, hanem kevert színen át az anionok színére. Ha ugyanahhoz az oldathoz a lúg semlegesítésével egyidejűleg savat adunk - megfelelő H + ion koncentráció mellett - az indikátor disszociációs egyensúlyi helyzete balra, a molarizáció felé tolódik el, és az oldat ismét elszíneződik.
Hasonló módon változik a metilnarancs színe is: a metilnarancs semleges molekulái sárga színt adnak az oldatnak, amely protonálódás következtében a kinoid szerkezetnek megfelelően vörösre változik. Ez az átmenet a 4,4–3,1 pH-tartományban figyelhető meg:
sárga piros
Így az indikátorok színe a pH-környezettől függ. Az ilyen indikátorok színintenzitása meglehetősen magas és jól látható még kis mennyiségű indikátor bevezetésével is, amely nem tudja jelentősen befolyásolni az oldat pH-ját.
Az indikátort tartalmazó oldat a pH változásával folyamatosan változtatja a színét. Az emberi szem azonban nem túl érzékeny az ilyen változásokra. Azt a tartományt, amelyen belül az indikátor színének változása megfigyelhető, az emberi szem színérzékelésének fiziológiai határai határozzák meg. Normál látás mellett a szem csak akkor képes megkülönböztetni az egyik szín jelenlétét egy másik színnel keverve, ha az első színnek legalább egy bizonyos küszöbsűrűsége van: az indikátor színének változása csak a területen észlelhető. ahol az egyik forma 5-10-szeres feleslege van a másikhoz képest. Példaként HInd és az egyensúlyi állapot jellemzése
Hátsó 
H + + Ind –
megfelelő állandó
,
azt írhatjuk, hogy az indikátor a megfigyelő által általában észlelt tisztán savas színét akkor mutatja meg, amikor
,
és tisztán lúgos színezés at
Az ezen értékek által meghatározott intervallumon belül az indikátor vegyes színe jelenik meg.
Így a megfigyelő szeme csak akkor különbözteti meg a színváltozást, ha a közeg reakciója körülbelül 2 pH-egység tartományban változik. Például a fenolftalein esetében ez a pH-tartomány 8,2 és 10,5 között van: pH = 8,2 mellett a szem a rózsaszín szín megjelenésének kezdetét figyeli, amely egyre inkább felerősödik pH = 10,5 értékre, pH = 10,5 esetén pedig a vörös szín erősödését. már nem észrevehető. Ezt a pH-értéktartományt, amelyben a szem az indikátor színének változását észleli, indikátor színátmeneti intervallumnak nevezzük. A metilnarancs esetében KD = 1,65 × 10 -4 és pK = 3,8. Ez azt jelenti, hogy pH = 3,8 mellett a semleges és a disszociált forma megközelítőleg egyenlő koncentrációban van egyensúlyban.
A különböző indikátorokra megadott körülbelül 2 egység pH-tartomány nem esik a pH-skála ugyanabba a tartományába, mivel helyzete az egyes indikátorok disszociációs állandójának fajlagos értékétől függ: minél erősebb a sav HInd, annál savasabb az átmenet a mutató intervalluma a régióban van. táblázatban A 18. ábra a leggyakoribb sav-bázis indikátorok átmeneti intervallumait és színeit mutatja.
Az oldatok pH-értékének pontosabb meghatározásához használja a szűrőpapírra felvitt több indikátor összetett keverékét (ún. „Universal Colthoff indikátor”). Egy indikátorpapír csíkot mártunk a tesztoldatba, fehér, vízálló hordozóra helyezzük, és a csík színét gyorsan összehasonlítjuk egy referencia pH-skálával.
18. táblázat.
Átmeneti intervallumok és színezés különböző környezetekbenÓ
leggyakoribb sav-bázis indikátorok
|
Név |
A jelző színe különböző környezetekben |
||
|
fenolftalein |
színtelen |
karmazsinvörös 8.0 < pH < 9.8 |
karmazsinvörös |
|
ibolya 5 < рН < 8 | |||
|
Metil narancs |
narancs | ||
|
3.1< рН < 4.4 | |||
|
Metil ibolya |
ibolya | ||
|
Brómkrezol | |||
|
Bromotimol | |||
|
Thymol |
2,5 < pH < 7,9 | ||
Vezetéskor kémiai folyamat Rendkívül fontos a reakció körülményeinek figyelemmel kísérése vagy annak meghatározása, hogy a reakció elérte-e a végét. Néha ez megfigyelhető egyesektől külső jelek: a gázbuborékok felszabadulásának megszűnése, az oldat színének megváltozása, csapadék képződése vagy éppen ellenkezőleg, a reakció egyik komponensének átmenete az oldatba stb. A legtöbb esetben a vég meghatározására A reakcióhoz segédreagenseket, úgynevezett indikátorokat használnak, amelyeket általában kis mennyiségben visznek be a vizsgált anyag oldatába.
Mutatók olyan kémiai vegyületek, amelyek a környezeti feltételektől függően megváltoztathatják az oldat színét anélkül, hogy közvetlenül befolyásolnák a vizsgálati oldatot vagy a reakció irányát. Így a sav-bázis indikátorok a környezet pH-értékétől függően változtatják a színüket; redox mutatók - a környezet potenciáljából; adszorpciós mutatók - az adszorpció fokáról stb.
Az indikátorokat különösen széles körben használják az analitikai gyakorlatban a titrimetriás elemzéshez. A technológiai folyamatok nyomon követésének legfontosabb eszközeiként szolgálnak a vegyiparban, kohászatban, textil-, élelmiszer- és egyéb iparágakban. IN mezőgazdaság Indikátorok segítségével a talajokat elemzik és osztályozzák, meghatározzák a műtrágyák jellegét és a talajba juttatandó mennyiséget.
Megkülönböztetni sav-bázis, fluoreszcens, redox, adszorpciós és kemilumineszcens indikátorok.
SAV-BÁZIS (PH) INDIKÁTOROK
Mint az elméletből ismeretes elektrolitikus disszociáció, a vízben oldott kémiai vegyületek pozitív töltésű ionokká - kationokká és negatív töltésűekké - anionokká disszociálnak. A víz nagyon kis mértékben disszociál hidrogénionokra is, amelyek pozitív töltésűek, és hidroxilionokra, amelyek negatív töltésűek:
A hidrogénionok koncentrációját az oldatban a szimbólum jelzi.
Ha az oldatban a hidrogén és a hidroxil ionok koncentrációja azonos, akkor az ilyen oldatok semlegesek és pH = 7. 7 és 0 közötti pH-nak megfelelő hidrogénion-koncentráció esetén az oldat savas, de ha a hidroxil koncentrációja ionok magasabbak (pH = 7-14), az oldat lúgos.
A pH-érték mérésére különféle módszereket alkalmaznak. Minőségileg az oldat reakciója speciális indikátorokkal határozható meg, amelyek a hidrogénionok koncentrációjától függően változtatják színüket. Az ilyen indikátorok sav-bázis indikátorok, amelyek reagálnak a környezet pH-értékének változásaira.
A sav-bázis indikátorok túlnyomó többsége színezék vagy más szerves vegyület, amelyek molekulái a környezet reakciójától függően szerkezeti változásokon mennek keresztül. Titrimetriás elemzésben használják semlegesítési reakciókhoz, valamint a pH kolorimetriás meghatározásához.
| Indikátor | Színátmeneti pH-tartomány | Színváltozás |
|---|---|---|
| Metil-ibolya | 0,13-3,2 | Sárga - lila |
| Timol kék | 1,2-2,8 | Piros - sárga |
| Tropeolin 00 | 1,4-3,2 | Piros - sárga |
| - Dinitrofenol | 2,4-4,0 | Színtelen - sárga |
| Metil narancs | 3,1-4,4 | Piros - sárga |
| Naftilvörös | 4,0-5,0 | Piros - narancs |
| Metilvörös | 4,2-6,2 | Piros - sárga |
| Bromotimol kék | 6,0-7,6 | Sárga - kék |
| Fenol vörös | 6,8-8,4 | Sárga - piros |
| Metakrezol lila | 7,4-9,0 | Sárga - lila |
| Timol kék | 8,0-9,6 | Sárga - kék |
| fenolftalein | 8,2-10,0 | Színtelen - piros |
| timolftalein | 9,4-10,6 | Színtelen - kék |
| Alizarin sárga P | 10,0-12,0 | Halványsárga - vörös-narancs |
| Tropeolin 0 | 11,0-13,0 | Sárga - közepes |
| Malachit zöld | 11,6-13,6 | Zöldeskék - színtelen |
Ha növelni kell a pH-mérés pontosságát, akkor vegyes indikátorokat használnak. Ehhez válasszon ki két olyan indikátort, amelyek közeli pH-intervallumokkal rendelkeznek a színátmenetre vonatkozóan, és ebben az intervallumban további színek vannak. Ilyen vegyes indikátor használatával 0,2 pH-egység pontossággal lehet meghatározni.
Szintén széles körben használják az univerzális indikátorokat, amelyek többszörösen megváltoztathatják a színt a pH-értékek széles tartományában. Bár az ilyen indikátorokkal történő meghatározás pontossága nem haladja meg az 1,0 pH-egységet, széles pH-tartományban lehetővé teszik a meghatározást: 1,0 és 10,0 között. Az univerzális indikátorok általában négy-hét kétszínű vagy egyszínű indikátor kombinációja, amelyek különböző pH-színátmeneti intervallumokkal rendelkeznek, és úgy vannak megtervezve, hogy a közeg pH-jának megváltozásakor észrevehető színváltozás következzen be.
Például az iparilag előállított PKS univerzális indikátor hét indikátor keveréke: brómkrezollila, brómkrezolzöld, metilnarancs, tropeolin 00, fenolftalein, timolkék és brómtimolkék.
Ennek az indikátornak a pH-tól függően a következő színe van: pH = 1 esetén - bíbor, pH = 2 - rózsaszínes-narancs, pH = 3 - narancs, pH = 4 - sárga-narancs, pH = 5 sárga, pH = 6 - zöldessárga, pH = 7 - sárga-zöld. pH = 8 - zöld, pH = 9 - kék-zöld, pH = 10 - szürkéskék.
Az egyedi, kevert és univerzális sav-bázis indikátorokat általában feloldják etilalkoholés adjunk hozzá néhány cseppet a tesztoldathoz. A pH-értéket az oldat színének változása határozza meg. Az alkoholban oldódó indikátorok mellett vízben oldódó formákat is állítanak elő, amelyek ezen indikátorok ammónium- vagy nátriumsói.
Sok esetben kényelmesebb indikátorpapírokat használni, mint indikátormegoldásokat. Utóbbiakat a következőképpen készítjük: szűrőpapírt átengedünk standard indikátoroldaton, a felesleges oldatot kinyomjuk a papírból, megszárítjuk, keskeny csíkokra vágjuk és füzetekbe kötjük. A vizsgálat elvégzéséhez az indikátorpapírt a vizsgálati oldatba mártjuk, vagy az oldat egy cseppjét indikátorpapírcsíkra helyezzük, és megfigyeljük a színváltozást.
FLUORESZCENCIÓS KIJELZŐK
Egyes kémiai vegyületek, ha ultraibolya sugárzásnak vannak kitéve, bizonyos pH-érték mellett képesek az oldat fluoreszcenciáját okozni, vagy megváltoztatni annak színét vagy árnyalatát.
Ezt a tulajdonságot olajok, zavaros és erősen színes oldatok sav-bázis titrálására használják, mivel a hagyományos indikátorok nem alkalmasak erre a célra.
A fluoreszcens indikátorokkal végzett munka a vizsgálati oldat ultraibolya fénnyel történő megvilágításával történik.
| Indikátor | A fluoreszcencia változásának pH-tartománya (ibolyántúli fényben) | Fluoreszcencia színváltozás |
| 4-etoxiakridon | 1,4-3,2 | Zöld - kék |
| 2-naftil-amin | 2,8-4,4 | Az ibolya fluoreszcencia növekedése |
| Dimetnlnafteyrodin | 3,2-3,8 | Lila - narancs |
| 1-Naftilamnn | 3,4-4,8 | A kék fluoreszcencia növekedése |
| Akridin | 4,8-6,6 | Zöld - lila |
| 3,6-Dioxiftálimid | 6,0-8,0 | Sárga-zöld - sárga |
| 2,3-Dicianhidrokinon | 6,8-8,8 | Kék - zöld |
| Euchrysin | 8,4-10,4 | Narancs - zöld |
| 1,5-naftil-amin-szulfonamid | 9,5-13,0 | Sárga - zöld |
| CC-sav (1,8-amino-naftol-2,4-diszulfonsav) | 10,0-12,0 | Lila - zöld |
REDOX INDIKÁTOROK
Redox mutatók- kémiai vegyületek, amelyek a redoxpotenciál értékétől függően megváltoztatják az oldat színét. Használják titrimetriás elemzési módszerekben, valamint a biológiai kutatás redoxpotenciál kolorimetriás meghatározásához.
| Indikátor | Normál redoxpotenciál (pH=7 mellett), V | Az oldat színezése | |
| oxidatív forma | helyreállított formája | ||
| Semleges piros | -0,330 | Vörös-ibolya | Színtelen |
| Safranin T | -0,289 | Barna | Színtelen |
| Kálium-indigomonoszulfonát | -0,160 | Kék | Színtelen |
| Kálium-indigodiszulfonát | -0,125 | Kék | Színtelen |
| Kálium-indigotriszulfonát | -0,081 | Kék | Színtelen |
| Kálium-indigó-tetraszulfonát | -0,046 | Kék | Színtelen |
| Toluidin kék | +0,007 | Kék | Színtelen |
| Tnonin | +0,06 | Lila | Színtelen |
| Nátrium-o-krezolindofenolát | +0,195 | Vöröses kék | Színtelen |
| Nátrium-2,6-Dnklór-fenolindofenolát | +0,217 | Vöröses kék | Színtelen |
| Nátrium-m-bróm-fenolindofenolát | +0,248 | Vöröses kék | Színtelen |
| Difenilbenzidin | +0,76 (savas oldat) | Lila | Színtelen |
ADSZORPCIÓS INDIKÁTOROK
Adszorpciós mutatók- olyan anyagok, amelyek jelenlétében a kicsapással történő titrálás során képződő csapadék színe megváltozik. Számos sav-bázis indikátor, egyes színezékek és egyéb kémiai vegyületek képesek a csapadék színének megváltoztatására egy bizonyos pH-érték mellett, ami alkalmassá teszi őket adszorpciós indikátorként való felhasználásra.
| Indikátor | Kimutatandó ion | Kicsapó ion | Színváltozás |
| Alizarin vörös C | Sárga - rózsaszín-piros | ||
| Brómfenol kék | Sárga - zöld | ||
| Lila - sárga | |||
| Lila - kék-zöld | |||
| Difenilkarbazid | , , | Színtelen - lila | |
| Kongói vörös | , , | Piros - kék | |
| Kék - piros | |||
| Fluoreszcein | , | Sárga-zöld - rózsaszín | |
| Eozin | , | Sárga-piros - vörös-ibolya | |
| Eritrozin | Vörös-sárga - sötétvörös |
KEMILUMISZCENCIÓS INDIKÁTOROK
Az indikátorok ebbe a csoportjába olyan anyagok tartoznak, amelyek bizonyos pH-értékek mellett látható fényt bocsátanak ki. A kemilumineszcens indikátorok kényelmesen használhatók sötét folyadékokkal végzett munka során, mivel ebben az esetben a titrálás végpontján fény jelenik meg.
A hidrogénionok koncentrációjának (pontosabban aktivitásának) (és ennek megfelelően a hidroxidionok koncentrációjának) meghatározására különféle módszerek léteznek. Az egyik legegyszerűbb (kolorimetriás) a felhasználáson alapul sav-bázis indikátorok. Számos olyan szerves sav és bázis szolgálhat ilyen indikátorként, amelyek megváltoztatják a színüket egy bizonyos szűk pH-tartományban.
A mutatók azt mutatják gyenge savak vagy olyan bázisok, amelyek nem disszociált és disszociált (ionos) formájukban különböző színűek.
Példa.
1.A fenolftalein olyan sav, amely molekuláris formában (HJnd) színtelen pH-nál8,1. A fenolftalein anionok (Jnd -) pH = 9,6-nál vörös-lila színűek:
H Jnd H + + Jnd -
Színtelen vörös-ibolya
pH8,1 pH9,6
A H + ionok koncentrációjának csökkenésével és az OH - ionok koncentrációjának növekedésével a fenolftalein molekuláris formája anionossá válik a hidrogénion molekulákból való elvonatkoztatása és a hidroxidionnal vízbe való kötődése miatt. Ezért pH9,6-nál az oldat fenolftalein jelenlétében vörös-lila színt kap. Éppen ellenkezőleg, savas oldatokban pH = 8,1-nél az egyensúly az indikátor molekuláris formája felé tolódik el, amelynek nincs színe.
2. A metilnarancs egy gyenge bázis JndOH , amely molekuláris formában 4.4 pH mellett sárga. Jnd + kationok pH = 3,0-nál pirosra színezik az oldatot:
JndOH Jnd + +OH -
sárga piros
pH4,4 pH3,0
Savas forma indikátor a savas oldatokban túlsúlyban lévő forma, ill alapvető alak – az alapvető (lúgos) oldatokban létező. Egy oldat pH-értékének bizonyos tartományában az indikátor mindkét formája egyidejűleg egyensúlyban lehet, aminek következtében az indikátor átmeneti színe következik be - ez a színátmenet pH-intervalluma a mutatóról, vagy egyszerűen indikátor átmeneti intervallum.
Az 1. táblázat néhány általánosan használt indikátor átmeneti intervallumát mutatja.
1. táblázat
Sav-bázis mutatók
|
Indikátor |
pH érték |
|||||||||||||
|
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 |
||||||||||||||
|
Timol kék | ||||||||||||||
|
Metil narancs |
sárga-narancs |
|||||||||||||
|
Brómfenol kék | ||||||||||||||
|
Alizarin vörös |
lila |
|||||||||||||
|
Metilvörös | ||||||||||||||
|
Fenol vörös | ||||||||||||||
|
fenolftalein |
színtelen |
piros (rózsaszín) |
||||||||||||
|
Alizarin sárga |
halványsárga |
sárga-barna |
||||||||||||
|
Indigó kármin |
11,6-14,0 14 - sárga |
|||||||||||||
A pH gyors meghatározásához célszerű egy univerzális indikátoroldatot is használni, amely különféle indikátorok keveréke, és nagy átmeneti intervallumú (pH-értékek 1-10). Egy univerzális indikátor alapján az ipar speciális papírszalagokat állít elő az oldatok pH-értékének meghatározására, összehasonlítva egy speciális skálával, amely a tesztoldat hatására változik színükben.
A kolorimetriás módszerben a pH pontos meghatározásához standard pufferoldatokat használnak, amelyek pH-értéke pontosan ismert és állandó.
A pufferek gyenge savak vagy bázisok és sóik keverékei. Az ilyen keverékek egy bizonyos pH-értéket megtartanak mind hígításkor, mind kis mennyiségű erős savak vagy lúgok hozzáadásakor.
Minden iskolás ismeri a lakmuszot - a környezet savasságának meghatározására használják. Ez az anyag sav-bázis indikátor, azaz képes reverzibilisen megváltoztatni a színét az oldat savasságától függően: in savas környezet A lakkhab pirosra, a lúgos hab kékre színeződik. IN semleges környezet A lila lakmusz szín egyenlő mennyiségű kék és vörös kombinációja. Bár a lakmusz évszázadok óta hűségesen szolgálja az embereket, összetételét még nem vizsgálták teljesen. Ez nem meglepő: végül is a lac mousse természetes vegyületek összetett keveréke. Már ben ismerték Az ókori Egyiptomés be Ókori Róma, ahol lila festékként használták - a drága lila helyettesítőjeként. Aztán a lakmusz készítésének receptje elveszett. Csak ben eleje XIV V. Firenzében újra felfedezték a lakmusszal azonos Orseille lila festéket, amelynek elkészítési módját hosszú évekig titokban tartották.
Amikor savas környezetből lúgosra váltunk, a lakmusz színe vörösről kékre változik.
A lakmusz speciális típusú zuzmókból készült. Az összetört zuzmókat megnedvesítettük, majd ehhez a keverékhez hamut és szódát adtunk. Az így elkészített sűrű masszát fahordókba helyezték, vizeletet adtak hozzá és tartották hosszú ideig. Fokozatosan az oldat sötétkék színt kapott. Elpárologtatták, és ebben a formában szövetfestésre használták. IN század XVII Az Orseili termelést Flandriában és Hollandiában hozták létre, alapanyagként pedig a Kanári-szigetekről származó zuzmókat használtak fel.
Az orseilhez hasonló színezőanyagot a 17. században izoláltak. heliotropból - illatos kerti növény sötétlila virágokkal.
A 17. század híres fizikusa és kémikusa. Robert Boyle így írt a heliotrópról: „Ennek a növénynek a termései olyan levet hoznak, amely papírra vagy anyagra kenve először friss, élénkzöld színt kap, de hirtelen lilára változik. Ha az anyagot vízbe áztatják és kinyomják, a víz borszínűvé válik; Az ilyen típusú festékek (általában „tournezolnak” nevezik) beszerezhetők gyógyszerészekben, élelmiszerboltokban és más helyeken, amelyeket tetszés szerint zselé vagy egyéb anyagok színezésére használnak. Azóta az orseil-t és a heliotropot használják a kémiai laboratóriumokban. És csak 1704-ben a német tudós, M. Valentin lakmusznak nevezte ezt a festéket.
Ma lakmusz előállításához a zúzott zuzmókat hamuzsír (kálium-karbonát) és ammónia oldatokban erjesztik, majd krétát vagy gipszet adnak a kapott keverékhez. Úgy gondolják, hogy a lakmusz színezőanyagai az indofenolok, amelyek savas környezetben kationos, lúgos környezetben pedig anionos formában léteznek, például:
Egyes országokban a lakmuszhoz hasonló festéket más növényekből is nyerték. A legegyszerűbb példa a répalé, amely a közeg savasságától függően színét is változtatja.
Erősen savas környezetben a metilnarancs indikátor piros, gyengén savas és semleges környezetben narancssárga, lúgos környezetben sárga.
Metilnarancs lúgos közegben.
A 19. században A lakmusz helyébe erősebb és olcsóbb szintetikus festékek kerültek, így a lakmusz használata csak a közeg savasságának durva meghatározására korlátozódik. Erre a célra lakmuszoldattal átitatott szűrőpapírcsíkokat használnak. Az analitikai gyakorlatban a lakmusz használatát korlátozza, hogy félsavasodása során fokozatosan változtatja a színét, és nem szűk pH-tartományban, mint sok modern indikátor. A lakmuszt az analitikai kémiában a lakmoid - rezorcinkék festék - váltotta fel, amely szerkezetében különbözik a természetes lakmusztól, de színében hasonló: savas környezetben piros, lúgos környezetben kék.
Ahogy a pH 8-8,5-re emelkedik, a fenolftalein színe színtelenről bíborvörösre változik.
Napjainkban több száz, azóta mesterségesen szintetizált sav-bázis indikátor ismeretes 19 közepe V. Néhányukkal az iskolai kémia laborban lehet megismerkedni. A metilnarancs indikátor (metilnarancs) savas környezetben piros, semleges környezetben narancssárga, lúgos környezetben sárga. A timolkék indikátorra élénkebb színtartomány jellemző: savas környezetben bíborvörös, semleges környezetben sárga, lúgos környezetben kék. A fenolftalein indikátor (a gyógyszertárakban „purgen” néven kerül forgalomba) savas és semleges környezetben színtelen, lúgos környezetben bíbor színű. Ezért a fenol-ftaleint csak a lúgos környezet meghatározására használják. A közeg savasságától függően a ragyogó zöld festék színe is megváltozik (fertőtlenítőként száz alkoholos oldatot használnak - „zöld”). Ennek ellenőrzésére higított briliánzöld oldatot kell készíteni: öntsön néhány milliliter vizet egy kémcsőbe, és adjon hozzá egy vagy két csepp gyógyszerkészítményt. Az oldat gyönyörű zöld-kék színt kap. Erősen savas környezetben a színe sárgára változik, erősen lúgos oldatban pedig elszíneződik.
4. előadás Sav-bázis indikátorok. Titrálás nem vizes közegben. Savbázis elmélet.
Ostwald 1894-ben létrehozta az ún ionindikátor elmélet. Ezen elmélet szerint a sav-bázis indikátorok összetett szerves anyagok (gyenge szerves savak vagy bázisok: HInd vagy IndOH), amelyek az oldat pH-jától függően változtathatják színüket. Körülbelül 200 különböző osztályokhoz tartozó sav-bázis indikátor ismeretes szerves vegyületek. A titráláshoz az egyedi indikátorokon kívül vegyes indikátorokat is használnak, amelyek 2, 3 vagy több indikátor keverékei, amelyek tisztább színátmeneteket adnak az oldat pH-jának megváltozásakor.
Az oldatokban az indikátorok molekuláris és ionos formában létezhetnek. Ezek a formák eltérő színűek és egyensúlyban vannak, ami a környezet pH-jától függ.
Például a savas indikátor metilnarancs molekuláris formában vörös, de semleges és lúgos környezetben sárga. Az oldat savasságának változása a disszociációs egyensúly jobbra vagy balra történő eltolódásához vezet, ami az oldat színének megváltozásával jár.
Később javasolták kromofor elmélet az indikátorok színének változását az intramolekuláris átrendeződés következtében az indikátorok szerkezetének megváltozásával köti össze. Ez az elmélet azért kapta a nevét, mert a szerves vegyületek színét a kromoforoknak nevezett speciális csoportok jelenlétének tulajdonítják. A kromoforok a következő csoportokat tartalmazzák: , azocsoport –N=N-, =N-NH- csoporttá átalakulva, =C=0 csoport. A vegyület kromoforok által okozott színét fokozza az auxokrómoknak nevezett csoportok jelenléte a vegyület molekulájában. A legfontosabb auxokrómok az –OH és –NH 2 csoportok, valamint ezek származékai, például –N(CH 3) 2, -N(C 2 H 5) 2 stb. Az auxokrómok önmagukban nem képesek színt adni egy vegyületnek, de ha kromoforokkal vannak jelen, akkor fokozzák az utóbbi hatását. Ha egy intramolekuláris átrendeződés eredményeként a színt befolyásoló kromoforos vagy auxokróm csoportok jelennek meg vagy tűnnek el az indikátorban, akkor a színváltozások Az ionos és kromofor elméletek nem zárják ki, hanem kiegészítik egymást. Az indikátormolekulák ionizációja általában intramolekuláris átrendeződéshez és színváltozáshoz vezet. Amikor az oldat pH-ja megváltozik, minden sav-bázis indikátor nem hirtelen, hanem egyenletesen változtatja meg a színét, azaz. egy bizonyos pH-tartományban. Ezt az intervallumot indikátor átmeneti intervallumnak nevezzük. Minden indikátornak megvan a maga átmeneti intervalluma, amely az indikátor szerkezetének jellemzőitől függ. Az indikátor színátmeneti intervallumát a pT titrálási index jellemzi. A titrálási index az a pH-érték, amelynél az indikátor színének legdrámaibb változása figyelhető meg.
A pH-értékek tartományát, amelyben az indikátor színe megváltozik, a következők jelzik:
ahol Kind a mutató disszociációs állandója
A K-érték, a szín és a kémiai kézikönyvekben találhatók.
1. táblázat - Az indikátor színei
Az indikátorokat vagy megoldások, vagy indikátorpapírok formájában használják.
4. 2 Savak és bázisok elmélete
A „sav” és „bázis” fogalmának tartalma jelentősen megváltozott a kémiai tudomány fejlődési folyamatában, továbbra is a kémia egyik fő kérdése maradt. A savak és bázisok egyik első elmélete az Arrhenius elmélet. Az Arrhenius-Ostwald definíció szerint a savak olyan anyagok, amelyek a vízben disszociálva H + hidrogéniont képeznek, a bázisok pedig az OH - hidroxil-aniont termelő anyagok. Az adatok felhalmozódása és az oldatelmélet fejlődése során kiderült, hogy sok olyan anyag, amely nem tartalmaz H+-t vagy OH-t, rendelkezik savakkal vagy bázisokkal. Bebizonyosodott, hogy a H+ egyáltalán nem létezik szabad formában. Vizes oldatokban ezek az ionok hidratáltak, nem vizes oldatokban pedig szolvatálódnak. Tehát például:
A kutatások kimutatták, hogy egyes sók nemvizes oldószerekben savként vagy bázisként viselkednek. Például az ammóniaoldatban lévő KNH 2 úgy viselkedik, mint a vízben a KOH, azaz. erős alap. Színezi a fenolftaleint, elektromosan vezető, semlegesíti a savakat. Egy másik só, az NH 4 Cl úgy viselkedik száraz ammóniában, mint a HCl, azaz. erős sav. Következésképpen a bázikus és savas tulajdonságok nemcsak a hidrogénionokat és hidroxilcsoportokat tartalmazó vegyületek velejárói. Ezért a savak és bázisok következő elmélete az elmélet volt szolvorendszer.
Ezen elmélet szerint a savak és bázisok olyan kémiai vegyületek, amelyek egy adott oldószer kationjaival és anionjaival azonos kationokat és anionokat képeznek.
Például a folyékony ammónia disszociál:
azt jelenti, hogy az NH 4 Cl egy sav (ugyanaz a kation)
Bázis (ugyanaz anion).
Ennek az elméletnek az a hátránya, hogy egyes oldószerekben sem kationokká, sem anionokká nem disszociálnak, de savak és bázisok léteznek bennük.
Bronsted-Lowry protolitikus elmélete.
Ezen elmélet szerint a savak olyan kémiai vegyületek, amelyek protonokat adhatnak más anyagoknak, a bázisok pedig olyan anyagok, amelyek protonokat tudnak kötni.
A savak lehetnek molekulák, kationok és anionok. Például víz:
Így minden savnak van konjugált bázisa (), és minden bázisnak van konjugált savja.
A savak és bázisok erőssége az oldószer természetétől függ. Így például a folyékony ammónia oldatában az összes sav teljesen disszociál, mert a folyékony ammónia bázis tulajdonságait mutatja. Vízben, gyengébb bázisban nem minden sav disszociál, csak az erős szervetlenek.
A Brønsted-Lowry elmélet hátrányai közé tartozik, hogy ez az elmélet kizárja annak lehetőségét, hogy a hidrogént nem tartalmazó anyagok savasak legyenek. Ezért ezzel az elmélettel együtt egy másik elmélet is megjelent – Lewis elektronelmélet.
Ezen elmélet szerint a bázis olyan anyag, amelynek meg nem osztott szabad elektronpárja van. Például az ammónia egy bázis, mert molekulája magányos elektronpárral rendelkezik.
A sav olyan anyag, amelynek molekulájából hiányzik egy pár elektron ahhoz, hogy stabil elektroncsoportot hozzon létre. Például: BCl 3
Lewis elmélete szerint egy anyagnak nem kell H+-val rendelkeznie ahhoz, hogy rendelkezzen savas tulajdonságok. Tehát az NH 3 és a BCl 3 kölcsönhatásba lépve sót képeznek:
vagy NH 3 + HClàNH 4 Cl
Az elektronikai elmélet jelentősen kibővítette a savak és bázisok fogalmát. Ennek az elméletnek az a hátránya, hogy nem magyarázza meg, hogy ugyanaz az anyag lehet sav és bázis is, az oldószer jellegétől függően. Jelenleg számos tudós kutatása alapján bebizonyosodott, hogy ugyanaz az anyag, attól függően, hogy milyen oldószerben oldódik, savként vagy bázisként is besorolható.
Modern elmélet savak és bázisok.
Ez az elmélet a savakat és bázisokat a következőképpen határozza meg:
„A sav olyan anyag, amely protondonor vagy elektronpár akceptor, vagy ugyanazt a lionium-kationt állítja elő, mint az az oldószer, amelyben feloldják. A bázis olyan anyag, amely proton akceptor vagy elektronpár donor, vagy ugyanazt a liát aniont adja, mint az az oldószer, amelyben feloldódik.
Például a CH 3 COONa só az ecetsavban a következő egyenlet szerint disszociál:
CH 3 COONa àCH 3 COO - +Na + (alaptulajdonságok)
Ezért a CH 3 COONa mennyiségileg titrálható bármilyen erős savval, például perklórsavval:
HClO 4 +CH 3 COONaàNaClO 4 +CH 3 COOH.
4. 3 Titrálás nem vizes közegben.
Kémiai elmélet megoldások D.I. Mengyelejev az oldószert nemcsak a reakció közegének tekinti, hanem a kémiai folyamat közvetlen résztvevőjének is. Az Izmailov és Kreshkov tudósaink által kidolgozott nemvizes közeg elmélete szerint ugyanaz az anyag oldószertől függően eltérően viselkedhet, pl. A savak és bázisok erőssége az oldószer természetétől függ.
Amikor donor-akceptor tulajdonságok szerint osztályozzák, általában megkülönböztetik protikus és aprotikus oldószerek. Hangouts protont adhat vagy fogadhat el, és így részt vehet a sav-bázis kölcsönhatás folyamatában. Aprotikus oldószerek nem mutatnak sav-bázis tulajdonságokat és nem lépnek protolitikus egyensúlyba az oldott anyaggal. A protikus oldószereket általában a következőkre osztják:
1. Amfoter oldószerek Ezek olyan oldószerek, amelyek a savakkal szemben a bázis szerepét, a bázisokkal szemben a savak szerepét töltik be. Ezek az oldószerek mind protonadó, mind protonszerzési képességükben különböznek. Ide tartoznak: H 2 O, CH 3 OH, C 2 H 3 OH és mások.
2. Savas oldószerek. Ezek savas anyagok, amelyek molekulái csak protonokat tudnak adni. HF, H 2 SO 4, CH 3 COOH és mások.
3. Bázikus oldószerek. Ezek olyan anyagok, amelyek kifejezett affinitást mutatnak a protonokhoz (NH 3, N 2 H 4).
Az oldott anyag sav-bázis tulajdonságaira gyakorolt hatásuk alapján az oldószereket általában felosztják szintezésÉs megkülönböztető.
Szintezés- olyan oldószerek, amelyekben a különálló természetű savak és bázisok nem változtatják meg erősségük arányát (víz, ecetsav stb.)
Megkülönböztető e – oldószerek, amelyekben a savak és bázisok erősségük arányát észrevehetően megváltoztatják (DMF, aceton stb.).
A kiegyenlítő oldószerek lehetnek nagyon erős savak vagy nagyon erős bázisok, például CH3COOH-hidrazin. Mivel ezek erős savak vagy bázisok, a környezetükben lévő összes sav erőssége egyenlővé válik, és ugyanez vonatkozik a bázisokra is.
A megkülönböztető megoldások közé tartoznak azok az oldatok, amelyekben a savak és bázisok erősségében jelentős különbségek mutatkoznak. Például DMF, DMSO, piridin, aceton. Ezen oldószerek környezetében nem csak 2-, 3-, de akár 5- és 6-komponensű keverékek külön-külön is titrálhatók.
A nem vizes oldószereknek az oldott elektrolitok tulajdonságaira gyakorolt hatását felhasználva lehetőség nyílik a vízben nem titrálható anyagok sav-bázis titrálására nem vizes közegben. Például sok vízben lévő só nagyon gyenge savak vagy bázisok tulajdonságait mutatja, és nem titrálható közvetlenül bázisokkal vagy savakkal. Nem vizes közegben savasságuk vagy bázikusságuk annyira megnő, hogy savval vagy bázissal kvantitatívan titrálhatók.
A nem vizes közegben történő titrálást széles körben alkalmazzák analitikai kémia. Ennek oka a következő okok.
- Nem vizes közegben lehetőség van a vízben nem oldódó anyagok titrálására.
- Nem vizes közegben lehetőség van azoknak az anyagoknak a titrálására, amelyek vízben nem adnak éles titrálási végpontokat.
- Nem vizes közegben nem csak c/o, hanem o/w, komplexometriás és precipitációs titrálás is elvégezhető.
5. előadás Redox módszerek (redoximetria).
- 1 A redoximetriás elemzési módszer lényege
Ez a módszer redox reakciók alkalmazásán alapul. Titrálószerként oxidáló- vagy redukálószerek oldatait használják. Általában az oxidálható anyagokat oxidálószerként, a redukálható anyagokat redukálószerként titrálják. Ezzel a módszerrel meg lehet határozni mind az oxidációra, mind a redukcióra képes szervetlen és szerves anyagokat.
Számos titrálási módszer létezik: közvetlen és fordított.
A titrálás során nem az oldat pH-ja, hanem a redoxpotenciálja változik. Ha az oxidálószer és a redukálószer közötti reakciót a következőképpen ábrázoljuk:
akkor az egyensúlyi állandó a következőképpen ábrázolható:
A Nernst-egyenlet segítségével kifejezhetjük az oxidálószer és a redukálószer koncentrációját potenciálok segítségével. A transzformációk után megkapjuk az egyensúlyi állandó kifejezését:
Így minél nagyobb a különbség az oxidálószer és a redukálószer standard potenciálja között, annál nagyobb az egyensúlyi állandó. Következésképpen annál valószínűbb, hogy a reakció befejeződik, ezért a titráláshoz erős oxidálószereket és erős redukálószereket választanak. A só oxidáló szerek közé tartoznak: Az erős redukálószerek közé tartoznak a fémionok oldatai.
5. 2 Titrálási görbék a redoximetriában
A titrálás során az oldat E értéke megváltozik, így ez a függés grafikusan kifejezhető. Vegyük például, hogyan változik az oldat potenciálja, ha ezeket az ionokat titrálóval titráljuk. Írjuk fel a reakciót:
A Nernst-egyenlet szerint az ekvivalencia pontig a megoldás potenciálját a következő képlettel számítjuk ki:
az egyenértékűségi pont után:
Az 1. ábra FeSO 4 oldat KMn0 4 oldattal végzett titrálási görbéjének titrálási görbéjét mutatja.
A redox titrálási görbék általában úgy néznek ki, mint a savak és bázisok titrálási görbéi. Az ekvivalenciapont közelében élesen megugrottak a potenciáljuk. Ezért az ekvivalenciapont rögzítéséhez olyan mutatókat használhat, amelyek a rendszer potenciáljától függően változtatják színüket. A sav-bázis titrálási görbétől eltérően az ugrás független a hígítástól, és növelhető, ha a kapott ionok egyike komplexbe kerül.
1. ábra - Titrálási görbe 100,0 cm 3 0,lMFeSO 4 0,1 N. KMP0 4 megoldás.
5. 3 A redoximetriában használt indikátorok
A redox titrálásnál az ekvivalenciapont háromféleképpen határozható meg:
1. A titrálásnál gyakran egyáltalán nem lehet indikátorokat használni. Indikátormentes titrálás akkor lehetséges, ha a titrálószer vagy a meghatározandó oldat élénk színű, mint például a kálium-permanganát titrálása esetén. Mint tudják, a megoldás egy élénk málna-lila színű. A redukció eredményeként színtelen ionok képződnek. Indikátor nélkül jódoldattal is titrálhat, mivel az sötét színű és színtelen.
2. Indikátorok használata.
A redoximetria indikátorai két csoportra oszthatók:
1) Olyan mutatók, amelyek specifikus reakcióba lépnek feleslegben lévő oxidáló- vagy redukálószerrel. Például az ionok világos rózsaszín komplexet adnak, ezért ha legalább egy csepp megjelenik az oldatban, az egész oldat rózsaszínűvé válik.
2) Olyan mutatók, amelyek színváltozásától nem függ konkrét tulajdonságok oxidálószer vagy redukálószer, és a titrált oldat egy bizonyos potenciál elérésével jár. Az ilyen mutatókat redox indikátoroknak nevezzük. Az oxidált és redukált formák különböző színűek.
Átalakulásuk a következőképpen ábrázolható:
ahol az oxidált forma;
– restaurálva.
A Nernst-egyenletet alkalmazva az ilyen mutatókra, a következőket kapjuk:
Így az oldat potenciáljának változásával az oxidált és redukált formák aránya megváltozik. Ha 1-2 csepp indikátort adunk a redox rendszerhez, akkor az indikátor oxidált és redukált formáinak koncentrációja között a rendszer potenciáljának megfelelő arány jön létre. Ebben az esetben az oldat megfelelő színt kap. Bármely rendszernél lehetőség van olyan indikátor kiválasztására, amelyben az indikátor színváltozása az ekvivalenciapont közelében történik.
5. 4 Példák redox titrálási módszerekre.
5. 4. 1 Permanganatometria
A permanganatometria egy olyan módszer, amelyben egy munkamegoldás, pl. A titrálószer kálium-permanganát oldat. A meghatározandó anyagok oxidációra képes fémkationok.
Attól függően, hogy milyen körülmények között megy végbe az oxidációs-redukciós reakció, egy anion különböző számú elektront tud fogadni:
Savas környezetben a rendszer redoxpotenciálja a legnagyobb, ezért a kálium-permanganáttal végzett analitikai oxidációt savas környezetben végezzük. Ebben a tekintetben a permanganatometria alapegyenlete a következő:
Általában 0,1 N-t készítünk. oldat vagy 0,05 N. . A munkaoldat elkészítéséhez használt kálium-permanganát rendszerint számos szennyeződést tartalmaz, amelyek közül a legjelentősebbek a . Emellett a permanganát koncentrációja folyamatosan változik, mert a szennyeződések folyamatosan helyreállítják szerves anyag, amelyek a levegőben és desztillált vízben vannak. Ezért a koncentrációt egy standard anyag felhasználásával határozzák meg, amelynek koncentrációja pontosan ismert és nem változik. A permanganatometria elsődleges standardja az olyan anyagok, mint az ammónium-oxalát, a nátrium-oxalát vagy az oxálsav:
Az oxálsav és a kálium-permanganát kölcsönhatása a következő egyenlet szerint megy végbe:
Redox potenciál különbség:
A nagy potenciálkülönbség azt jelzi, hogy a reakció befejeződik. A közvetlen reakció sebessége azonban kicsi, és a reakció nagyon lassan megy végbe. A közvetlen reakció sebességét a következő tényezők befolyásolják: pH, hőmérséklet, katalizátor. Ezért a reakció felgyorsítása érdekében az oldat pH-ját növeljük (savas környezetben az E0 maximális értéke). A reakciót melegítéssel (70-80 0 C) hajtjuk végre. Ennek a reakciónak a katalizátora a kétértékű mangán ionok. Oxidációs reakció eredményeként jelennek meg, és felhalmozódásuk során a reakció a pillanatnyi kölcsönhatásig felgyorsul.
A permanganáttal történő titrálás indikátor nélkül történik, mert maga az oldat bíbor színű, és az ekvivalencia ponton egy extra csepp titrálószer rózsaszínűvé varázsolja az oldatot.
A permanganatometriát mind a redukáló-, mind az oxidálószer-tartalom meghatározására használják. Az oxidálószerek közül leggyakrabban a kétértékű vasionokat határozzák meg ezzel a módszerrel. A kétértékű vasvegyületek könnyen meghatározhatók savas környezetben:
Az oxidáció során a kétértékű vasionok vas-ionokká alakulnak, ezért. A reakció melegítés nélkül is gyorsan lezajlik, és célszerűbb hűtéssel és inertgázas környezetben végrehajtani, hogy megakadályozzuk a vasionok légköri oxigén általi oxidációját.
A vasötvözetek, vasérc és ásványok elemzésekor, ahol a vas két- és háromértékű formában is megtalálható, a vasvasat először kétértékűvé redukálják, majd permanganáttal titrálják. A vas-vas redukcióját különböző módon hajtják végre: cinkkel, alumíniummal stb.
5. 4. 2 Jódmetria
A permanganát mellett a jódot széles körben használják oxidálószerként az oxidimetriában:
Ebben a reakcióban minden jódatom egy elektront nyer, ezért a jód egyenértéke megegyezik a atomtömeg. A rendszer standard redoxpotenciálja, i.e. valamivel kevesebb, mint a rendszer.
Ennek eredményeként a jód sokkal kevesebb redukálószert oxidál, mint a permanganát. A jód oxidációs reakciója reverzibilis, irányát a végbemenetel körülményei határozzák meg. Ennek a rendszernek a legnagyobb redox potenciálja semleges környezetben nyilvánul meg. Lúgos és savas környezetben ez a reakció más mechanizmussal megy végbe. A jodometria sajátossága, hogy működő megoldásként i.e. a jódos titráló oldatot rendkívül ritkán használják. Lehetetlen bármilyen redukálószert közvetlenül titrálni egy oldattal, ahogyan az a permangamatometriában történik. Ennek oka az a tény, hogy ez egy illékony anyag, amely gyorsan elpárolog a bürettából, ráadásul fény hatására lebomlik. Ezért a jodometriában a fordított titrálási módszert alkalmazzák. A módszer lényege, hogy a titrálószer nem maga a titrálószer, hanem az elsődleges standard, például a Na-tioszulfát oldata.
Ez a reakció a következő egyenlet szerint megy végbe:
ebben az esetben az ionok oxidálódnak:
Titráláskor nátrium-tioszulfát-oldatot helyezünk egy bürettába, és egy bizonyos térfogatú oldatot, amelyet pontosan kimért részből készítünk, Erlenmeyer titrálólombikba.
A tioszulfát koncentrációja más oxidálószerekkel is meghatározható, pl. A titrálás során használt indikátor a vizes oldat keményítő. Alkalmazása azon alapul, hogy a keményítőoldatot jóddal sötétkékre színezi. Az ekvivalencia pontnál az oldat kék színe eltűnik, és az oldat színtelenné válik. A jodometriás titrálást mind az oxidáló-, mind a redukálószer-tartalom meghatározására alkalmazzák, mind a közvetlen, mind a fordított jodometriát.
5. 4. 3 Kromatometria
A kálium-dikromát oldatot széles körben használják oxidálószerként a redox módszerekben. Az ezen oxidálószer alkalmazásán alapuló módszert kromatometriának nevezik. A kálium-dikromát nagyon magas stabilitásában különbözik a többi oxidálószertől, így titere és normalitása több hónapig nem változik. Kálium-dikromát oldatot készítünk úgy, hogy a vegytiszta gyógyszert pontosan bemérjük egy mérőlombikba, pl. elsődleges szabvány ebben az esetben nem szükséges. A kromatometriás ekvivalenciapontot a difenil-amin indikátor segítségével határozzuk meg, amely az ekvivalenciaponton megváltoztatja a színét. A difenil-amin a redox indikátorok tipikus képviselője. A kromatometriát leggyakrabban az ionok meghatározására, valamint az ötvözeteiben, érceiben és ásványi anyagaiban lévő összes vastartalom meghatározására használják. A kromatometriát más fémkationok meghatározására használják, amelyek képesek redukálni. Ezen túlmenően, a visszatitrálási módszerrel, ezzel a módszerrel meg lehet határozni a minták oxidálószer-tartalmát.
5. 4. 4 Bromatometria és bromometria.
A kálium-bromátot vagy bromát és bromid keverékét () gyakran használják oxidálószerként a redoximetriában. Az oxidációt savas környezetben végezzük, miközben a meghatározott ionokat oxidálják legmagasabb fokozat oxidáció, és a bromát és a bromid redukálódik . A felszabaduló brómot vagy az oldat sárga színének megjelenésével, vagy az indikátorok színének megváltozásával lehet kimutatni. Bróm- és bromatometriával meghatározzuk az arzén, az antimon ionok, valamint a fenol, anilin és a különböző oxidációra képes benzolszármazékok tartalmát.
5. 5. 5 Tserimetri
A sók oxidálószerként használhatók. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy a négyértékű cériumionok könnyen redukálódnak . Ennek eredményeként a sárga sóoldat elszíneződik, mert sárga, színtelen sók. Ez a titrálás, akárcsak a kálium-permanganát esetében, indikátor nélkül is elvégezhető. A cerimetria ugyanazokra az esetekre használható, mint a permanganatometria, csak ezek a cériumsók stabilabbak.
6. előadás Komplexálási módszer (komplexometria)
6. 1 A módszer általános jellemzői
A komplexometria komplexképzési reakciókon alapul. A legáltalánosabb értelemben, alatt komplex (komplex vegyület) a kémiában olyan összetett részecskét értünk, amely olyan alkotórészekből áll, amelyek képesek autonóm létezés. Meg lehet jegyezni a főbb jellemzőket, amelyek lehetővé teszik a megkülönböztetést összetett vegyületek speciális osztályba kémiai vegyületek:
Az egyes komponensek önálló létezésének képessége;
A kompozíció összetettsége;
Részleges disszociáció komponensekre az oldatban heterolitikus mechanizmus szerint;
Egy pozitív töltésű központi részecske jelenléte komplexképző szer(általában fémion) ligandumokhoz kötődik;
Egy bizonyos stabil térbeli jelenléte geometria ligandumok elrendeződése a komplexképző szer körül. Példák.
