ANALYTICKÁ CHEMIE Mgr. JANA HORSKÁ, Ph.D. KATEDRA FYZIKY, CHEMIE A ODBORNÉHO VZDĚLÁVÁNÍ PEDAGOGICKÁ FAKULTA MU POŘÍČÍ 7 603 00 BRNO O čem je analytická chemie? vědní obor, zabývající se poskytováním informací o chemickém složení hmotných objektů poznatky z obecné, anorganické i organické chemie, fyziky, biologie i matematiky experimentální analytická chemie analytická chemometrie Co nám říká analytická chemie? kvalitativní kvantitativní strukturní topografie analytická ANALÝZA Co dělá analytik? analytický proces reprezentativní vzorek analytický experiment princip analytický postup metoda (technika) návod Rozdělení metod analytické chemie kvalitativní analýza kvantitativní analýza strukturní a povrchová analýza speciační a vazebná analýza důkaz = analyt + činidlo (reagent) X stanovení Rozdělení metod analytické chemie dle způsobu vyhodnocení signálu primární (absolutní, definitní, bezkalibrační) relativní – nutná kalibrace (kalibrační vzorky) screeningové metody Rozdělení metod analytické chemie dle způsobu vzniku signálu chemické fyzikální (instrumentální) dle schopnosti, jaké množství jsou schopny analyzovat hlavní makrosložky x vedlejší makrosložky x mikrosložky (ppm až ppb, špičkové techniky až ppt) Metoda Měřená vlastnost Použití Gravimetrie Hmotnost sloučeniny s definovanou hmotností Kvantitativní analýza – hlavní a vedlejší makrosložky Odměrná analýza Objem odměrného vzorku Kvantitativní analýza – hlavní a vedlejší makrosložky Atomová a molekulová spektrometrie Zářivý tok emitovaný či absorbovaný při dané vlnové délce Kvalitativní, kvantitativní a strukturní analýza – od hlavních makrosložek až po mikrosložky Hmotnostní spektrometrie Hmotnost iontu vztažena na jednotkový náboj Kvalitativní, kvantitativní a strukturní analýza – od hlavních makrosložek až po mikrosložky Chromatografie Různé fyz.-chem. vlastnosti Separace směsi - od hlavních makrosložek až po mikrosložky Elektrochemické metody Elektrické vlastnosti analytu v roztoku Kvalitativní a kvantitativní analýza – od hlavních makrosložek až po mikrosložky Radiochemická analýza Charakteristické ionizující záření emitované analytem Kvalitativní a kvantitativní analýza – od hlavních makrosložek až po mikrosložky Analytická reakce snadno a rychle a proveditelná provázena pozorovatelnou změnou dostatečná citlivost charakteristická pro určitou látku nebo danou skupinu látek nutné znát reakční mechanimus, podmínky průběhu reakce i reakční produkty Dělení chem. reakcí v analytické chemie reakce acidobazické (neutralizační) reakce komplexotvorné reakce srážecí reakce oxidačně – redukční reakce skupinové reakce selektivní reakce specifické Vyjádření obsahu složky ve směsi hmotnostní zlomek: wA = mA / m, mA - hmotnost složky A ; m - celková hmotnost hmotnostní procenta: počet hmotnostních dílů složky ve 100 hmotnostních dílech celku (roztoku, vzorku) PA = 100 . wA (%) jednotky používané pro vyjádření nižších a stopových obsahů: g/kg = mg/g (promile [ ‰]) mg/kg = µg/g (parts per million - ppm) = 10-4 % (10-6 hmotnostní zlomek) µg/kg = ng/g (parts per billion - ppb) = 10-7 % (10-9 hmotnostní zlomek) ng/kg = pg/g (parts per trillion - ppt) = 10-10 % (10-12 hmotnostní zlomek) dříve v potravinářské analytice: mg/100g Vyjádření obsahu složky ve směsi objemový zlomek: ϕA = VA /V, VA – objem složky A V – celkový objem objemová procenta (kapaliny, plyny): počet objemových dílů složky ve 100 objemových dílech celku (např. objem rozpuštěné kapaliny v ml ve 100 ml roztoku) Vyjádření obsahu složky ve směsi hmotnostní koncentrace: hmotnost látky (složky) rozpuštěné v jednotce objemu roztoku cm = m/V m - hmotnost složky V - objem roztoku pozn.: někdy se označuje jako ρc běžně používané jednotky: g/l = mg/ml nebo g.l-1 = mg.ml-1 mg/l = µg/ml = ng/µl µg/l= ng/ml = pg/µl ng/l = pg/ml Vyjádření obsahu složky ve směsi molární (látková) koncentrace: množství látky (složky) v molech rozpuštěné v jednotce objemu roztoku c = n/V běžně používané jednotky: mol/l, mmol/l, µmol/l nebo zkráceně M, mM, µM celková látková koncentrace: cHCl = 0,02 M roztok HCl (= látkové množství HCl přítomného ve všech formách) rovnovážná látková koncentrace nedisociovaných molekul: [HCl] v tomto roztoku = 0 (= látkové množství ve formě HCl) (silná kyselina je ve svém zředěném roztoku zcela disociovaná) ale [H + ] =[Cl- ] = 0,02 M Chemická rovnováha je takový stav soustavy, v němž se z makroskopického hlediska nemění její složení, i když v ní neustále probíhají chemické děje aA + bB cC + dD Chemická rovnováha I Iz   1 51,0 )log( 2  výpočet aktivitního koeficientu z Debye-Hűckelova vztahu: i ...... aktivitní koeficient ci……koncentrace   1 Chování iontů závisející na množství iontů popisuje aktivita ai = i ci Iontová síla roztoku   22 22 2 11 2 1 ..... 2 1 ii zczczcI  ci – koncentrace daného iontu zi - náboj daného iontu je funkcí koncentrace (molární) a náboje iontů protože iontová síla biologicky významných roztoků je relativně vysoká, je ji nutno brát v úvahu při všech výpočtech, kde se vyskytuje aktivita iontů a nespoléhat se na oblíbené konstatování, že „koncentrace látek v roztoku je nízká a místo aktivit můžeme použít koncentrace”. Chemická rovnováha faktory ovlivňující posun chemické rovnováhy vnější vlivy (změnou tlaku, teploty, koncentrace nebo objemu vychýlíme systém z rovnováhy) systém na vychýlení zareaguje a ustaví si novou rovnováhu Le Chatelierův princip popsali nezávisle na sobě německý fyzik Karl Ferdinand Braun a francouzský fyzik Henri Louis Le Chatelier ROVNOVÁHY V ROZTOCÍCH Acidobazická rovnováha teorie kyselin a zásad Arrheniova teorie Jaké má omezení? Brønsted – Lowry teorie Konjugovaný pár. Protolytické rovnováhy. Lewisova teorie Acidobazická rovnováha Brønsted – Lowry teorie HS … obecné rozpouštědlo H2S+ … lyoniový ion S- … lyátový ion konstanta autoprotolýzy KHS disociační konstanta Ka – určuje sílu kyselin aprotická (inertní) protická (amfiprotní) – vyrovnaná, protofilní, protogenní aprotogenní rozpouštědla Disociační konstanta a autoprotolýza vody HA + H2O ⇄ A- + H3O+ Distribuční diagramy Komplexotvorné rovnováhy komplexní (koordinační) sloučenina centrální atom ligand koordinační vazba cheláty komplexy labilní a inertní stabilní komplexy jednojaderné a vícejaderné komplexy Komplexotvorné rovnováhy Komplexotvorné rovnováhy reaktivita centrálního atomu reaktivita ligandu Jaký má být komplex z analytického hlediska? Konstanta stability obecně mM + nL ↔ MmLn stupňovitá tvorba komplexu M + 2L ↔ML2 ...... β = K1 K2 M+ L ↔ ML …….K1 ML+ L ↔ ML2 …..K2 Podmíněná konstanta stability tvorba dalších (vedlejších rovnovách) - vedlejší rovnováhy kationtu - vedlejší reakce ligandu podmíněná konstanta stability Příklady využití komplexotvorných rovnovách v ACH ? Srážecí rovnováhy Srážecí rovnováhy Srážecí rovnováhy Ovlivňování rozpustnosti ? Oxidačně – redukční rovnováhy Nernst – Paterson vztah pro výpočet elektrodového potenciálu Odběr a zpracování vzorku Reprezentativní vzorek Pevné materiály Zrnité látky • hrubě kusové (vel. zrna nad 15 mm, odběr vzorku 1-2%) • drobně kusové (10 až 15 mm, asi 0,1%) • zrnité (1 až 10mm) • práškovité (do 1 mm) vzorek analytický Odběr a zpracování vzorku Kovy a slitiny – vrtání, hoblování, pilování, střihání Kovové desky – navrtání podle šachovnicového systému Kapalné materiály Vzorkování plynů Nebezpečí změny vzorků Rozklad vzorku Převádění vzorku (přiměřené navážky vzorku) do roztoku – rozpouštění ve vodě/jiné rozpouštědlo Nerozpustné vzorky Správně provedený odběr vzorku je nezbytným předpokladem úspěšné analýzy a správné interpretace dat Rozklad na mokré cestě x rozklad na suché cestě Rozklad vzorku – na mokré cestě Kyselina chlorovodíková Kyselina dusičná Kyselina sírová Kyselina chloristá Kyselina fluorovodíková Rozklad vzorku – na suché cestě Tavení s uhličitanem sodným Tavení s uhličitanem lithným Tavení s alkalických hydroxidem Kyselé tavení hydrogensíranem draselným nebo disíranem draselným Slinování Další způsoby rozkladu vzorku Rozklady za zvýšené tlaku Mikrovlnné rozklady Rozklad vodní parou nebo proudem reaktivních plynů za zvýšené teploty Nebezpečí ztrát analytu (těkání, nedokonalá konverze), nebezpečí znečištění nečistotami z použitých chemikálií. KVANTITATIVNÍ CHEMICKÁ ANALÝZA vážková analýza - gravimetrie odměrná analýza - volumetrie Gravimetrie Gravimetrie Kvantitatiní vyloučení sraženiny Sraženina definovaného složení nebo převoditelná na sloučeninu definovaného složení Příprava čistých sraženin (sloučenin) Gravimetrické metody pracné, ale metody absolutní Gravimetrie – základní operace Srážení Filtrace a promývání sraženin Sušení a žíhání sraženin Vážení Gravimetrie - příklady Stanovení srážením: • AgCl • BaSO4 • Niklu diacetylglyoximem Gravimetrie - chyby Chyby vážení Dokonalost vysrážení příp. rozpustnost sraženiny Procesy znečišťování sraženiny Odchylky od stechiometrie u výžitel+ných forem Příklad: vážkové stanovení železa navážka a [g] vzorku se rozpustí v kyselině chlorovodíkové, z roztoku obsahujícího železité ionty se vysráží hydroxid železitý amoniakem: NH3 + H2O → NH4 + + OHFe3+ + 3 OH- → Fe(OH)3 sraženina se po odfiltrování žíháním převede na formu k vážení – oxid železitý: 2 Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O hmotnost Fe2O3 se zjistí vážením (vyvážka b [g]) hmotnost analytu (železa) ve vzorku: m = b . f procentní obsah analytu (železa): p = b . f . 100/a gravimetrický přepočítávací faktor f = 2.Ar(Fe)/Mr(Fe2O3) = 0,6994 Odměrná analýza (volumetrie) Měří se objemy definovaných roztoků titračního činidla, které reaguje s analyzovanou komponentou Není metoda absolutní • acidobazické titrace • komplexometrické titrace • srážecí titrace • redoxní titrace Odměrná analýza • titrační křivka • strmost titrační křivky • bod ekvivalence a jeho indikace • titr • primární standardy (základní látky) Odměrná analýza - chyby • chyba určení BE • indikátorová chyba • kapková chyba při použití klasických byret • chyba volumetrického nádobí Acidobazické (neutralizační) titrace • alkalimetrie • acidimetrie • titrační křivka – změna pH v závislosti na přídavku odměrného roztoku • určení průběhu titrační křivky vychází z látkové bilance, podmínky neutrality, rovnovážných konstant protolytického děje Titrace silné kyseliny silnou zásadou • pH před přídavkem odměrného roztoku • pH po přídavku odměrného roztoku, před BE • pH v BE • pH za BE Titrace silné kyseliny silnou zásadou Titrace silné zásady silnou kyselinou Titrace slabé kyseliny silnou zásadou Titrace slabé zásady silnou kyselinou Titrace slabé zásady slabou kyselinou Acidobazické (neutralizační) titrace - BE • barevné indikátory • použití instrumentálních metod Indikátor Funkční oblast pH Zbarvení kyselé formy zásadité formy thymolová modř 1,2 až 2,8 červené žluté methyloranž 3,1 až 4,5 červené žluté methylčerveň 4,4 až 6,3 červené žluté bromthymolová modř 6,0 až 7,6 žluté modré fenolftalein 8,2 až 10,0 bezbarvé červenofialové thymolftalein 9,3 až 10,5 bezbarvé modré 61 Titrační křivky titrace silné kyseliny silnou zásadou A) začátek titrace B) do ekvivalenčního bodu: c0 – konc. kyseliny, c – konc. hydroxidu C) v bodě ekvivalence roztok obsahuje sůl silné kyseliny a silné zásady p pH = 7 (pT) D) za bodem ekvivalence: sůl + nadbytek hydroxidu    HBcH      VV cVcV HBcH    0 00 ´            OHc K H VV cVcV OHc V 0 00 62 Titrační křivky titrace slabé kyseliny silnou zásadou A) začátek titrace: B) do ekvivalenčního bodu: tlumivý roztok (sůl sl. kys. + silné zásady) a = 0,50 (50%-ní ztitrování) (max. tlumivá kapacita) inflexní bod   HBcpKpH a log 2 1             HBc Bc pKpH a log         cVcV cV HBc Bc VV cV Bc VV cVcV HBc            0000 00 ;     apKpHHBcBc          minmax  ad pHd pHd ad 63 Titrační křivky C) v bodě ekvivalence: pouze sůl – protolyt ≈ slabá zásada koncentrace soli pT – titrační exponent inflexní bod D) za bodem ekvivalence: směs soli a slabé kyseliny a hydroxidu (NaAc + NaOH) převažuje c(B-)      ekv ekv ekv a VV cV VV cV Bc BcpKpHpT          00 00 log14 2 1     .; . 2 hydroxOHOHHAcOHAcAcNaNaAc hydroxOHOHNaNaOH       0 00 2 1 0 00 2 1 VV cVcV VV cV K K OH a V celk                    0 00 log14 VV cVcV OHppKpH V    64 Titrační křivky titrace slabé zásady silnou kyselinou A) začátek titrace: B) před bodem ekvivalence: HENDERSON max.tlumivá kapacita ekvivalentový zlomek inflexní bod   kyselinaVcVcBcB  ,; 00      HBc Bc pKpH b log14   BcpKpH b log 2 1 14          cV cVcV HBc Bc VV cV HBc VV cVcV Bc            00 00 00 ;     ztitrovánínía hydroxidn kyselinan a  %5050,,0; bpKpH 14 65 Titrační křivky C) v bodě ekvivalence: pouze sůl – protolyt ≈ slabá kyselina hydrolýza pT – titrační exponent (inflexní bod) D) za bodem ekvivalence: směs soli sl. zásady a sil. kyseliny   BcpKpHpT b log14 2 1    0 0 0 00 VV cV VV cV Bc ekv ekv ekv                  0 00 4 log VV cVcV pHHClClNH 66 Titrační křivky pKa: HAc 4,76 pKb: NH3 4,76 titrace 50 ml 0,1M H3PO4 H3BO3 9,23 C6H5NH2 9,38 0,1M NaOH PROF VIKTOR KANICKÝ, ANALYTICKÁ CHEMIE I 67 Titrační křivky pH = pKa pH = 14 – pKb titrace slabých kyselin titrace slabých zásad 68 Titrační křivky titrační exponent ◦ silná kyselina + silná zásada: ◦ 1) pT = 7,00 ◦ 2) pT nezávisí na: kyselině, bázi, koncentraci ◦ slabá kyselina + silná zásada: ◦ 1) pT > 7 ◦ 2) pT = f (pKa, c(HB)) – přímo úměrné ◦ silná kyselina + slabá zásada: ◦ 1) pT < 7 ◦ 2) pT = f (pKb, c(B)) – nepřímo úměrné titrační kvocient ∆pH / ∆V čím větší, tím přesnější  ekvHpT   log PROF VIKTOR KANICKÝ, ANALYTICKÁ CHEMIE I 69 Logaritmické diagramy acidobazických titrací 2) → pH čisté 0,05M HAc 1) → pH čistého 0,05M octanu Na systémový bod: 0,05M CH3COOH bod M: skutečný průsečík     apKpHAHA           3,0logloglog ; 2     cAHA c AHA        OHAH        OHHAH Odměrná nádobí •odměrný válec (ČSN 704117, 704118) - na vylití •odměrné baňky (ČSN 704106) - na dolití •pipety (ČSN 704119, 704120) - na vylití (15 sekund) nevyfukujeme!!! ◦ dělené ◦ nedělené ◦ automatické (s pístem), mikropipety •byrety (ČSN 704130) - na vylití (30-60 sekund) ◦ kalibrace od nuly Komplexometrické titrace Rychlá a kvantitativní tvorba rozpustných komplexů Stabilní komplexy známe stechiometrie Tvorba chelátů, rtuťnatých málo disociovaných sloučenin Komplexometrické titrace – stanovení kationtů nitrilotrioctová kyselina iminodioctová kyselina cyklohexandiaminotetraoctová kyselina ethylendiamintetraoctová kyselina Chelatometrie dvojsodná sůl kyseliny ethylendiaminotetraoctové (Komplexon III, Chelaton 3) Na2H2Y . 2 H2O; 0,1 – 0,005 mol/l, polyethylenové lahve bez standardizace, nebo PbCl2, Pb(NO3)2, Zn vliv pH – v roztoku převládají různé formy ˂ 2,5 H3Y-, H4Y; 3 – 6 H2Y2-; 7 - 10 HY3-; ˃Y4- Chelatometrie dvojsodná sůl kyseliny ethylendiaminotetraoctové (Komplexon III, Chelaton 3, EDTA) M2+ + H2Y2- 2H+ + MY2- pH 5-6 M3+ + H2Y2- 2H+ + MYM4+ + H2Y2- 2H+ + MY M3+ + H3Y- 3H+ + MY2- pH ˂ 2,5 M2+ + HY3- H+ + MY2- pH 7 – 10 úprava titrovaných roztoků vhodnými pufry amonný pufr pH 9 - 10 (NH3 + NH4Cl) octanový pufr pH 4 – 5 (CH3COOH + CH3COONa) Chelatometrie – titrační křivky pM = f(V); pM = f(a) body titrační křivky • před přídavkem titračního činidla • před dosažením BE • v ekvivalenci • za BE Chelatometrie – titrační křivky podobnost s titrační křivkou silných kyselin titrovaných silnými zásadami slabé komplexy – stanovení zatíženo velkou chybou (log β = 6 a méně) PROF VIKTOR KANICKÝ, ANALYTICKÁ CHEMIE I 77 Chelatometrické titrace – titrační křivky v ekvivalenci platí průběh titrace: ◦ vizuálně (metalochromní indikátor) ◦ potenciometricky (elektrody)    MLLpKpM ML /log       Mekv ekvekv cML LM      MLMekv MekvMLekv pKpCpM cMpKpM   2 1 loglog Chelatometrie – indikace bodu ekvivalance •metalochromní indikátory (vizuálně, fotometricky) •potenciometricky (iontově selektivní elektrody) Metalochromní indikátory – zpravidla slabé kyseliny nebo báze tvořící komplex s příslušným kationtem, přičemž zbarvení komplexu se liší od zbarvení volného indikátoru (za daných experimentálních podmínek) βMEDTA ˃ βMInd 79 Metalochromní indikátory eriochromčerň T červená modrá žlutozelená ◦ při pH 7-11 je roztok modrý, kovy zde tvoří červené komplexy modré červené 10-5, 10-6M roztok Mg2+ ◦ v bodě ekvivalence xylenolová oranž (sulfoftaleinové barvivo) H5Ind ◦ pH 1-6 žlutý, cheláty kovů červené, fialové Bi, Th, pH 1-3, Hg, Cd, Zn, Pb, pH 5- 6 fluorexon (na bázi fluoresceinu) H6Ind ◦ Ca2+ v přítomnosti Mg2+ (nadbytek) žlutozelená fluorescence → světle růžová (ekv.) murexid (amonná sůl kys. purpurové) ◦ Ca při pH 10 červená → modrofialová (ekv.)   32 2 IndHIndIndH   HMgIndMgHInd 22     2 22 MgYMgInd MgYMg 10,,,,, pHMnPbCdZnMg Chelatometrie – metalochromní indikátory murexid Typy chelatometrických titrací • přímá titrace • vytěsňovací titrace (MgY2- , ZnY2-) (stanovení kovů, pro které není vhodný indikátor, nebo se vylučují při pH titrace) M2+ + MgY2- Mg2+ + MY2Mg2+ + H2Y2- 2H+ + MgY2•zpětná titrace (přebytek chelatonu se stanoví titrací odměrným roztokem hořečnaté nebo zinečnaté soli) pro kovy, které netvoří vhodné indikátorové komplexy, nebo komplexy s indikátorem jsou příliš stabilní Al3+) Typy chelatometrických titrací •nepřímé titrace titrace nadbytku kationtu, kterým se srážel anion (BaSO4) titrace nadbytku kationtu, který tvoří komplex s aniontem PROF VIKTOR KANICKÝ, ANALYTICKÁ CHEMIE I 83 Chelatometrické titrace – příklady stanovení Ca2+ a Mg2+ vedle sebe v jednom vzorku (tvrdost vody) ◦ princip: ◦ Ca + Mg na eriochromčerň T ◦ selektivně Ca2+ na fluorexon/murexid: žluto-zelená → růžová, 2M KOH 1. titrace Ca: eriochromčerň T, NH4Cl/NH4OH 2. titrace Ca + Mg: Ca 2+ na fluorexon/murexid, 2M KOH – vysrážení hydroxidu hořečnatého obsah Mg se počítá z rozdílu spotřeb 7,8log7,10log  MgYCaY KK 84 vnitřně komplexní sloučeniny ◦ výrazně zbarvené, nerozpustné ve vodě, rozp. v org. ◦ selektivní reakce diacetyldioxim = ČUGAJEVOVO ČINIDLO bis(diacetyldioximo)-nikelnatý chelát – růžová sraženina žlutá sraženina s PdII Cyklické komplexní neelektrolyty Merkurimetrie reakce Hg2+ s anionty za tvorby rozpustných, ale málo disociovaných rtuťnatých sloučenin Cl-, Br-, CN-, SCNHg(NO3)2, Hg(ClO4)2 standardizace na NaCl indikátor – difenylkarbazid (tvorba fialových komplexů se rtuťnatými ionty), nitroprussid sodný (vznik bílého opalujicího záklau nitroprusidu rtuťnatého – dle Votočka) prudký pokles pM!!! stechiometrie 1:2 Merkurimetrie na principu merkurimetrických titrací založeno stanovneí rtuťnatých iontů titrací odměrným roztokem thiokyanatanu amonného nebo draselného, vznik Hg(SCN)2 indikace konce titrace Fe3+ - červený komplex [Fe(SCN)]2+ Srážecí titrace - argentometrie ovlivňování rozpustnosti sraženiny, adsorpce titračního činidla na sraženině odměrný roztok AgNO3 (0,05 – 0,1 mol/l), tmavá lahev rozpuštění Ag v HNO3 roztok z pevného AgNO3 – standardizace na NaCl stanovení Cl-, Br-, I- , CN-, SCNStechiometrie 1:1 Argentometrie – titrační křivky Argentometrie – indikace bodu ekvivalence • potenciometrie • stanovení chloridů podle Mohra - použití chromanu draselného • titrace podle Volharda – vysražení aniontu nadbytkem AgNO3, nespotřebované množství titrace NH4SCN, indikace Fe3+ • titrace podle Fajanse – použití adsorpčních indikátorů Argentometrie – aplikace a výpočty • stanovení Cl-, Br-, I- , CN-, SCN• např: Mohrova metoda není vohdná pro Ipřímá titrace SCN- roztokem AgNO3 za přítomnosti Fe3+ - značná chyba (adsorpce) Oxidačně – redukční titrace • stechiometrický, rychlý, kvantitativní průběh • oxidačně – redukční potenciály •rovnovážná konstanta Elektrodový potenciál https://cit.vfu.cz/biochemie/biofyz12/potenciometrie.html Oxidačně – redukční titrace • indikace bodu ekvivalence •vizuální – např . manganometrie – nadbytek titračního činidla •potenciometricky Oxidačně – redukční titrace • oxidimetrie (manganometrie, bromátometrie, jodometrie, dichromátometrie) • reduktometrie (titanometrie) Manganometrie • odměrný roztok – manganistan draselný (0,1 – 0,02 mol/l), kyselé prostředí • základní látka – kyselina štavelová, oxid arsenitý • indikace BE – nadbytek činidla MnO4 - + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O Jodometrie • titrace roztokem jodu ale i stanovení oxidovadel, která vyloučí z jodidu jod (stanoví se thiosíranem – základní látka dichroman draselný, bromičnan draselný)) • roztok jodu v jodidu draselném - základní látka oxid arsenitý I2 + 2 S2O3 2- ↔ 2I- + S4O6 2• stanovení vody Karl - Fisherovou metodou (jodometrické stanovení vody, která se stanoví titrací jodem v prostředí bezvodého pyridinu a methanolu ) •stanovení jodového čísla v organické syntéze stanovení vody Karl - Fisherovou metodou (jodometrické stanovení vody, která se stanoví titrací jodem v prostředí bezvodého pyridinu a methanolu ) Bromátometrie • bromičnan draselný v kyselém prostředí • indikace BE – nadbytek činidla (uvolnění bromu,- odbarvení methylové oranže nebo methylové červeně - nevratné , či oxidace jodidů bromem na jod a zbarvení škrobového mazu) • BrO3 - + 6H+ + 6e- → Br- + 3 H2O • BrO3 - + 5 Br- + 6H+ → 3Br2 + 3 H2O Reduktometrie • titanometrie (TiCl3) • chromometrie (CrCl2) Děkuji za pozornost 