Теоретичні основи аналітичної хімії

нітрат срібла осаджує жовтий осад силікату срібла

SiO32-+2Ag+-AgSiO3,

який розчиняється в нітратній кислоті та в розчинах гідроксиду амонію.

Амонійні солі виділяють драглистий осад кремнієвих кислот.

Фосфорна кислота і реакції фосфат-іонів.

Хлорид барію з нейтральних розчинів осаджує білий гідро фосфат барію, осад розчиняється в оцтовій і мінеральних кислотах.

HPO42-+Ba2+-BaHPO4

нітрат срібла осаджує з нейтральних розчинів жовтий осад фосфату срібла, який розчиняється в азотній кислоті і розчинах гідроксиду амонію

HPO42-+Ag+-Ag3PO4 + H2PO4-

Магнезіальна суміш осаджує білий кристалічний осад подвійної солі - магній-амоній-фосфату.

Молібденова рідина осаджує з азотнокислих розчинів жовтий кристалічний осад фосфорнододекамолібдату амонію

Тіосірчана кислота і реакції тіосульфат-іонів.

Хлорид барію утворює білий осад тіосульфату барію, розчинність осаду збільшується з підвищенням температури.

S2O32-+Ba2+-BaS2O3

Нітрат срібла осаджує білий осад тіосульфату срібла, який з часом переходить у сульфід срібла.

Кислоти розкладають тіосульфати з виділенням сірчистого газу і сірки.

Розчин йоду знебарвлюється.

Сульфат міді окислює тіосульфат-іони до тетратіонат-іонів, а надлишок тіосульфатів утворює розчинну комплексну сполуку міді.

ІІ група аніонів.

А) Це іони, що утворюють з іонами срібла солі, що погано розчиняються у воді й нітратній кислоті: хлорид-, бромід-, йодид-, сульфід-, роданід-іони. Хлорид барію не осаджує аніонів 2 групи. Солі аніонів з катіонами 1 групи безбарвні.

Б) Груповий реактив - нітрат срібла в азотнокислому середовищі.

В)

Соляна кислота і реакції хлорид-іонів.

Нітрат срібла осаджує білий сирнистий осад хлориду срібла, який не розчиняється в розведених кислотах, але добре розчиняється в розчині гідроксиду амонію:

Cl-+Ag+-AgCl

концентрована сірчана кислота розкладає, особливо при нагріванні, усі хлориди, при цьому виділяється хлороводень

NaCl+H2SO4-NaHSO4+HCl^

дихромат калію в присутності концентрованої сірчаної кислоти виділяє пару хлориду хромілу, яка конденсується у буру рідину.

Сильні окислювачі з високим окислювальним потенціалом окислюють хлорид-іони у вільний хлор, який розпізнають за своєрідним запахом.

Нітрати ртуті і свинцю осаджують білі хлориди ртуті і свинцю.

Бромисто-воднева кислота і реакції бромід-іонів.

Нітрат срібла осаджує жовтуватий сирнистий осад броміду срібла, який не розчиняється в азотній кислоті, але розчиняється в гідроксиді амонію, тіосульфаті натрію та ціаніді калію.

Br-+Ag+-AgBr

Концентрована сірчана кислота при нагріванні виділяє бром оводень і вільний бром.

NaBr+H2SO4-NaHSO4+HBr

Хлорна вода виділяє з кислих розчинів бромідів вільний бром, який добре екстрагується органічними розчинниками.

Флуоресцеїн - забарвлюється у червоний колір.

Дихромат і перманганат окислюють бромід до вільного брому.

Йодистоводнева кислота і реакції йодид-іонів.

Нітрат срібла осаджує жовтий осад йодиду срібла, який розчиняється в тіосульфаті та ціаніді, але не розчиняється в гідроксиді амонію.

I-+Ag+-[AgI]

Концентрована сірчана кислота окислює йодид до вільного йоду, який виявляють за посинінням крохмалю.

Солі міді осаджують золотистий йодид свинцю, який добре розчиняється в гарячій воді.

Азотиста кислота в кислому середовищі легко окислює йодид до вільного йоду.

Перманганат калію окислює йодид до вільного йоду в кислому середовищі, а в нейтральному або лужному - до йодату.

Хлорна вода виділяє йодид в йод.

Хлорид ртуті (2) утворює яскраво-червоний осад йодиду ртуті, який розчиняється в надлишку йодиду.

Сірководнева кислота і реакції сульфід-іонів.

Нітрат срібла утворює чорний нерозчинний осад сульфіду срібла.

Концентрована сірчана кислота при нагріванні розкладає всі судьфіди

CuS+2H2SO4>CuSO4+SO2^+S+2H2O

Реакція утворення метиленової сині - в присутності іонів заліза (3) сірчанокислий диметилпарафенілендіамін взаємодіє із сульфід-іонами з утворенням метиленової сині.

Нітропсудид натрію утворює комплексну сполуку, забарвлену в червоно-фіолетовий колір.

Солі свинцю утворюють нерозчинний чорний осад сульфіду свинцю.

Солі кадмію - осаджують нерозчинний жовтий осад сульфіду кадмію.

Роданисто воднева кислота і реакції роданід-іонів.

Нітрат срібла осаджує сирнистий осад, який не розчиняється в розведеній азотній кислоті, добре розчиняється в гідроксиді амонію.

SCN-+Ag+-[AgSCN]

Іони заліза (3) утворюють розчинні комплексні сполуки - роданіди червоного кольору.

Нітрат ртуті (2) осаджує білу роданову ртуть. Осад не розчинається у воді, але розчиняється в надлишку реактиву.

Сірчана кислота помірної концентрації (14 н.) Розкладає роданіди з утворенням сірко оксиду вуглецю.

Концентрована сірчана кислота енергійно розкладає роданіди, при цьому утворюється сірка і продукти з різким запахом.

ІІІ група аніонів.

А) Це іони нітрату NO3-, нітриту NO2-, гіпохлориту ClO-, гіпохлорату ClO3-, хлорату ClO4-, ацетату CH3COO-. Не осаджуються ні хлоридом барію, ні нітратом срібла.

Б) групового реактиву не мають. Їх можна виявити реакцією з дифеніламіном у сильно кислому середовищі.

В).

Азотна кислота і реакції нітрат-іонів.

Металічна мідь у сірчанокислому середовищі виділяє бурі оксиди азоту.

Солі заліза (2) відновлюють нітрат до оксиду азоту (2), який утворює з залізом комплексну сполуку темно-коричневого кольору.

Дифеніламін у сильно кислому середовищі утворює з нітрат-іонами сполуку синього кольору, яка при подальшому окислюванні переходить у сполуку білого кольору.

Алюміній, магній, цинк, сплав Деварда у лужному розчині відновлюють нітрат-іони до аміаку.

Нітрон в оцтовокислому середовищі утворює білий осад нітрату нітрону.

Азотиста кислота і реакції нітрит-іонів.

Розведена сірчана кислота розкладає всі нітрити на холоді з утворюванням бурої пари.

Нітрат срібла осаджує з помірно концентрованих розчинів нітрат срібла у вигляді білих тонких кристалічних голочок.

Хлорид амонію взаємодіє з нітритом при кипінні суміші в розведеній оцтовій кислоті з виділенням азоту. Ця реакція використовується для виділення нітриту в прсутності нітрату.

Алюміній у лужному середовищі відновлює азотисту кислоту до аміаку.

Йодид калію в присутності розведеної кислоти окислюється нітритами до вільного йоду.

Оцтова кислота і реакції ацетат-іонів.

Розведена сірчана кислота виділяє оцтову кислоту, яку розпізнають за запахом.

Концентрована сірчана кислота також виділяє оцтову кислоту з її солей.

Нітрат срібла утворює в помірно концентрованих розчинах ацетатів білий кристалічний осад ацетату срібла.

Нітрат труті (і) осаджує з помірно концентрованих розчинів білий осад ацетату ртуті (і), що розчиняється в надлишку ртуті.

Оксид свинцю (іі) розчиняється при нагріванні в розведеній оцтовій кислоті.

Хлорид заліза (2) з нейтральними розчинами оцтовокислих солей утворює основний ацетат заліза, що має темно-ччервоний коліп і випадає в осад при нагріванні.

Хлорнувата кислота і реакції гіпохлорат-іонів.

Розведена сірчана кислота виділяє хлорнувату кислоту, яка поступово розкладається, виділяючи хлор і кисень. Швидкість реакції залежить від кислотності розчину.

Концентрована сірчана кислота розкладає всі гіпохлорати, утворюється зеленувато-жовтий газ - оксид хлору.

Відновники відновлюють гіпохлорати в кислому і лужному середовищах до хлоридів концентрована соляна кислота взаємодіє з гіпохлорат-іонами з виділенням хлору, який знебарвлює індиго.

Аналіз суміші аніонів 1-3 аналітичних груп.

Хід аналізу: попередні досліди; випробування реакції досліджуваного розчину; виявлення аніонів летких кислот; виявлення аніонів окислювачів; виявлення аніонів-відновників; виявлення аніонів 1 групи; виявлення аніонів 2 групи;

13. Основні методи кількісного аналізу та їх значення.

Кількісне визначення хімічним методом складається з трьох основних етапів:

-відмірювання певної кількості речовини для аналізу;

-проведення певної хімічної реакції, внаслідок якої компонент, який визначають, перетворюється в сполуку з певними хімічними і фізичними властивостями;

-вимірювання показника якоїсь фізичної властивості системи, за величиною якої роблять висновок про кількість визначуваного компонента.

Перша група методів кількісного хімічного аналізу включає методи, в основу яких покладено вимірювання показника властивості продукту реакції Р:

-гравіметричний аналіз;

-фотометричний аналіз.

Загальні особливості методів:

-проведення хімічної реакції так, що забезпечити практично повний перехід компонента, який визначають, у продукт реакції;

-реактив може витрачатись і на інші побічні реакції за умови, що внаслідок цих побічних реакцій не утворюються продукти із схожими фізичними властивостями.

Друга група методів кількісного аналізу включає методи, в основу яких покладено вимірювання кількості реактиву, витраченого на взаємодію з визначуваним компонентом:

-титриметричний аналіз.

Особливості:

-реактив вводять в еквівалентній кількості відносно Х;

-реактив не повинен вступати в побічні реакції з іншими речовинами, присутніми в розчині;

-головне значення має правильне визначення точки еквівалентності.

За методом хімічної реакції розрізняються такі методи титриметричного аналізу:

1)метод кислотно-основного титрування (метод нейтралізації);

2)метод осадження і комплексоутворення;

3)метод окислення відновлення (перманганатометрія, йодометрія, хроматометрія).

За способом встановлення точки еквівалентності методи титриметричного аналізу класифікують на:

1) визначення з кольоровими індикаторами;

2) потенціометричні методи визначення;

3) кондуктометричні методи визначення;

4) амперметричний метод визначення.

Третя група методів кількісного хімічного аналізу ґрунтується на вимірюванні змін властивості самого компонента Х, зумовлених зв'язуванням його реактивом R у певну хімічну сполуку (газовий аналіз).

Важливе значення кількісний аналіз має для контролю виробництва. Він дає можливість відповісти на питання про придатність матеріалів для певної мети. важливу роль відіграє кількісний аналіз у водопостачанні при оцінюванні якості питної води, у харчовій промисловості при контролі доброякісності продуктів, у судовій медицині для встановлення отрути, тощо.

Слід сказати і про роль методів кількісного аналізу в розробці технологічних схем розділення елементів у промисловості.

14. Гравіметричний аналіз, його суть і методи

Суть аналізу полягає в тому, що складову частину (елемент, іони) досліджуваної речовини відокремлюють осаджуванням у вигляді важкорозчинної сполуки. Після обробки осад зважують. Саме на обчисленні результатів зважування ґрунтується гравітаметричний аналіз.

Є й інші методи, наприклад, метод відгонки (застосовується для летких компонентів речовини).

Метод відгонки визначає, наприклад, зміст кристалічної води в кристалогідратах, якщо при нагріванні з речовиною не йде ніяких хімічних перетворень, крім виділення води.

BaCl22H2O (кр) = BaCl2 (кр) + 2H2O (г)

Для виявлення SiO2 зазвичай використовують реакцію з фотороводневою (плавіковою) кислотою, в результаті якої виділяється леткий SiF4:

SiO2+4НF = SiF4+2H2O

Метод відгонки застосовують також для аналізу карбонатів, деяких нітратів та інших сполук, які утворюють леткі продукти реакції. Вміст аналізуємого компоненту виявляють за зміненням маси речовини в результаті термічної обробки (зазвичай, зменшенням) або за збільшенням маси поглинача газо видних продуктів реакції.

Серед усіх методів аналізу найбільше значення має метод осадження. Сполука, у виді якої компонент, що виявляють, осаджується з розчину, називається формою осадження.

Сполука, у вигляді якої виконують зважування, називається гравіметричною формою. Гравіметрична форма за вмістом може бути відмінною від форми осадження. Але, часто форма осадження і гравіметрична форма співпадають.

Схема аналізу: наважку досліджуваної речовини переводять у розчин і іони, які визначають, осаджують. Осад відокремлюють фільтруванням, промивають, прожарюють (або висушують) і зважують. За масою осаду і його формулою обчислюють вміст визначуваних іонів і їх процентне відношення до наважки.

Вимоги до осадів у гравіметричному аналізі:

- осад повинен бути практично нерозчинним, тобто осадження повинно бути повним;

- склад осаду після висушування або прожарювання повинен відповідати певній формулі;

- для відокремлення осаду від розчину фільтруванням розмір зерна осаду повинен бути більший, ніж пори фільтра;

- молекулярна маса вагової форми осаду була по можливості великою.

Вагоме значення на повноту осадження и якості осаду мають слідуючі умови:

-концентрація (кількість) осаджувача;

-температура;

-концентрація сторонніх солей.

Повнота осадження: розчинність осаду для гравіметричного аналізу повинна бути не більшою за 10-6 моль/л. Коли розчинність більша для практично повного осадження треба добавляти надлишок осаджувача.

15. Основні методи гравіметричного аналізу

Від чіткого розділення досліджуваної речовини залежить весь аналіз. Осад повинен бути чистим і без домішок. Звичайно, в процесі роботи осад захоплює з розчину сторонні речовини, які заважають успішності аналізу.

Перехід в осад сторонніх компонентів, які самі собою в таких умовах не осаджуються, називається співосадженням. Це явище дуже поширене, воно негативно впливає на повноту розділення і визначення елементів. Поряд з цим це явище можна використовувати при визначенні малих кількостей елементів, наприклад, для вилучення й аналізу рідкісних і радіоактивних елементів.

За основними характерними рисами процесів явища співосадження поділяються на такі головні групи:

1. Адсорбція речовин на поверхні осаду. (захоплена речовина знаходиться на поверхні).

2. Оклюзія (захоплена речовина міститься в середині кристалів основного осаду.

3. Післяосадження (осад забруднюється сторонніми речовинами після свого утворення).

Утворення осаду - це складний фізико-хімічний процес. Утворення незабруднених крупнокристалічних осадів є необхідною умовою отримання точних результатів в гравіметричному аналізі.

На розмір кристалів мають вплив відносні швидкості двох основних процесів: швидкість утворення центрів кристалізації і швидкість росту кристалів. При невеликій швидкості утворення центрів відносно швидкості росту кристалів у розчині утворюється невелика кількість крупних кристалів.

Швидкість утворення центрів кристалізації та їх кількість залежать від відносного пересищення розчину:

де Q - концентрація осаджуваного розчину; S - його розчинність.

Ефективним методом рівномірного введення невеликих кількостей осаджувача є осадження з гомогенного розчину або метод виникаючих реактивів. Осаджувач утворюється в результаті гідролізу спеціально введеного реактиву в аналізуємо му розчині.

Чим менші кристали осаду, тим більша їх сумарна поверхня і тим більша кількість іонів буде на ній абсорбована. З цієї точки зору у гравіметричному аналізі бажано використовувати переважно крупнокристалічні осади, а не аморфні, з сильно розвинутою поверхнею.

Для зменшення забруднень за рахунок співосадження досить часто використовують відстоювання (кристалічний осад разом з маточним розчином витримують більш або менш тривалий проміжок часу, на протязі якого у системі розчин-осад проходять складні фізико-хімічні процеси (старіння осаду). В процесі старіння проходить рекристалізація первинних часток, розчин мілких і ріст крупних кристалів, а також йде обмінна адсорбція.

Найбільш радикальним методом боротьби з забрудненням осаду є переосадження або повторне осадження.

Після осадження і відстоювання осад відокремлюють від маточного розчину у беззольних фільтрах.

Промивання крупнокристалічних осадів, що легко фільтруються відбувається на самому фільтрі. Аморфні осад зазвичай перед перенесенням на фільтр промивають декантацією, яку часто застосовують для переосадження. Осад промивають промивною рідиною, у якості виступає розчин солі аміаку або азотної кислоти або будь-якого електроліту, рідше використовують гарячу дистильовану воду.

Основні вимоги до гравіметричної форми - це необхідність цілковитої відповідності її вмісту певній хімічній формулі. Вона повинна мати певну хімічну стійкість в досить широкому інтервалі температур, бажано мати велику відносну молекулярну масу, а вміст визначуваного елементу у ній повинно бути по можливості меншим.

Перевод осаду у вагому форму проводять такими методами:

-висушування осадів без нагрівання;

-висушування при слабкому нагріванні;

-прожарювання осадів.

16. Будова аналітичних терезів та правила користування ними

Аналітичні терези є чутливим вимірювальним приладом для визначення маси речовин з точністю до 0,0001 г.

За принципом дії - це є рівноплечий важіль першого виду. Головна частина терезів - коромисло - має точку опори в центрі. По обидва боки від точки опори на однаковій відстані знаходяться точки прикладання сил, що діють на кінці коромисла; цими силами є маса шальок разом з масою важків і зважуваних предметів. Коромисло терезів разом з шальками перебуває до зважування в стані рівноваги. Процес зважування полягає в тому, що на одну шальку терезів кладуть зважуваний предмет, внаслідок чого стан рівноваги порушується; на другу шальку кладуть важки-гирки з точно відомою масою -доти, поки поновиться попередній стан рівноваги і коромисло терезів займе своє початкове горизонтальне положення.

Аналітичні терези призначенні для порівнювання маси зважуваних предметів з відомою масою важків.

Правила користування аналітичними терезами:

1. Аналітичні терези найкраще встановлювати в окремій ваговій кімнаті, вікна якої виходять на північ.

2. У ваговій кімнаті не можна курити, зберігати кислоти або правдити будь-які хімічні операції, пов'язані з виділенням газів.

3. Аналітичні терези треба встановлювати на мармурову дошку, покладену на кронштейни, які вмуровані в капітальну цегляну стіну.

4. Аретираналітичних терезів після зважування обов'язково треба піднімати, щоб запобігти передчасному спрацюванні ребер призм.

5. Важки і зважувані предмети можна класти на шальки терезів і знімати з них тільки при піднятому аретирі. Важки кладуть ближче до центра шальки.

6. Під час зважування і визначення положення стрілки на шкалі треба опустити передню стінку ящика терезів і закрити бічні дверці.

7. Важки не можна брати руками, тільки за допомогою пінцету.

8. На аналітичних терезах не можна зважувати гарячі предмети.

9. Сипки речовини можна зважувати тільки на годинникову склі.

10. Не треба самим лагодити несправні аналітичні терези.

Найчастіше використовують демпферні аналітичні терези (АДТ).

Особливості АДТ:

-накладання дрібних важків автоматизоване.;

-мають повітряні заспокоювачі - демпфери, що припиняють коливання коромисла із стрілкою;

-демпфери забезпечують швидке затухання коливань коромила.

17. Застосовування гравіметричного аналізу в ТХК

1) визначення заліза у вигляді оксиду - суть методу полягає в осадженні заліза у вигляді гідроксиду за допомогою гідроксиду амонію, висушуванні Fe(OH)3 і прожарюванні до оксиду:

Fe3++3NH4OH-Fe(OH)3v+3NH4+

2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O

У слабко кислому розчині (при рН=4) залізо практично повністю осаджується у вигляді гідроксиду, а в нейтральному і лужному середовищах осадження відбувається ще повніше, тому гідроксид амонію доливають до появи слабкого запаху.

2) визначення сульфатів у вигляді сульфату барію - іони SO42- за допомогою розчинних солей барію, осад відфільтровують, прожарюють і зважують у вигляді сульфату барію (склад осаду не відрізняється від складу вагової форми):

SO42-+Ba2+-BaSO4vОсадження ведуть в розбавлених гарячих кислих розчинах, добавляючи гарячий розчин осаджувача краплинами.

Сульфат барію не зовсім відповідає вимогам до осадів. Розчинність його у воді досить помітна. У кислих розчинах розчинність зростає в десятки разів, залежно від концентрації кислоти. Але розчинність осаду можна знизити дією однойменних іонів, тобто довести концентрацію осаду не більше як 1х 10-6 моль/л.

Промивають осад малими порціями.

Сульфат прожарюють при 700-7500С.

3) розділення і визначення кальцію і магнію:

-визначення кальцію у вигляді оксиду - кальцій осаджують у вигляді оксалату, який після фільтрування і промивання прожарюють до оксиду і зважують:

CaCl2+(NH4)2C2O4-CaC2O4v+2NH4Cl

CaC2O4+O2=2CaO+4CO2^

CaC2O4=CaO+ CO2^+ CO^

Повне осадження відбувається лише в нейтральному або лужному середовищі. Разом з кальцієм значною мірою можуть співосаджуватись іони магнію (спів осадження збільшується із збільшенням рН розчину. Найкраще осадження в слабко кислому розчини при рН=4,2.

Промивають розчин оксалатом амонію, прожарюють при температурі понад 9000С.

-визначення магнію у вигляді пірофосфату - магній осаджують у вигляді магній-амоній-фосфату за допомогою гідро фосфату натрію в присутності гідроксиду амонію:

MgCl2+Na2HPO4+NH4OH-MgNH4PO4v+2NaCl+H2O

2MgNH4PO4= Mg2P2O7+2NH3+H2O

Магній осаджують у присутності однойменних іонів і в достатньо лужному середовищі. Найкращим є середовище амонійних солей.

4) визначення нікелю в сталях - стальперводять у розчин, залізо окислюють до тривалентного стану і зв'язують у стійкий тартратний комплекс, нікель осаджують диметилгліоксимом. Осад диметилгліоксомату нікелю відфільтровують крізь скляний тигель-фільт, висушують при 120-1400С, зважують.

18. Титрометричний аналіз, його суть і методи

Суть методу - вимірювання об'єму розчину реактиву відомої концентрації, який витрачено на взаємодію з розчином визначуваної речовини, і за рівнянням хімічної реакції обчислення кількості речовини.

Основне значення має приготування робочих розчинів і точне вимірювання об'єму цих розчинів.

Розчин реактиву відомої концентрації називається робочим або титрованим розчином.

Титр - одиниця вимірювання концентрації розчину і означає кількість речовини в грамах, яка є в 1 мл розчину.

Процес добавляння робочого розчину до розчину визначуваної речовини називається титруванням. Звичайно титрують до досягнення точки еквівалентності, тобто моменту, коли кількість реактиву, яка є в об'ємі робочого розчину, стане еквівалентною кількості визначуваної речовини.

Точку еквівалентності встановлюють, вводячи в розчин речовини, що здатні змінювати свій колір після введення робочого розчину в еквівалентній кількості або в невеликому надлишку. Ці речовини називаються індикаторами.

В титриметричному аналізі, крім реакцій осадження, використовують реакції окислення-відновлення, комплексоутворення та кислотно основні.

Залежно від типу хімічної реакції, що лежить в основі визначення, титриметричні методи аналізу класифікують таким чином:

1) метод кислотно-основного титрування;

2) методи осадження і комплексоутворення;

3) методи окислення-відновлення.

Хімічні реакції титриметричного аналізу повинні відповідати певним вимогам:

-реакції повинні проходити стехіометрично (згідно з рівнянням);

-робочий розчин реактиву повинен реагувати тільки з тією речовиною, яку визначають (не повинно бути побічних реакцій);

-реакція між робочим розчином і розчином визначуваної речовини повинна проходити швидко.

Концентрацію розчинів у титриметричному аналізі модна давати у процентах, грамах на мілілітр чи на літ, у молях або еквівалентах на літр тощо. Найбільш простіше користуватися для розрахунків еквівалентами.

Еквівалент сполуки - така її кількість, яка в даній реакції взаємодіє з 1 моль атомів (1 еквівалентом) водню або іншого одновалентного елемента.

Маса 1 еквівалента речовини називається еквівалентною масою.

У титриметричному аналізі концентрацію розчинів визначають числом, що показує, скільки еквівалентів речовини міститься в 1 л розчину. Розчин, в 1 л якого розчинений 1 еквівалент речовини, називають нормальним розчином. Позначають буквою "н". Розчини однакової нормальності реагують між собою в однакових об'ємах.

19. Титрування. Робочі розчини, їх приготування

Найпростіший і найточнішій метод приготування розчинів відомої концентрації полягає в безпосередньому зважувані потрібної кількості препарату і розчиненні взятої наважки в певному об'ємі розчинника.

Хімічні сполуки, які придатні для приготування титрованих розчинів цим способом називаються вихідними речовинами.

Вимоги, яким повинні відповідати вихідні речовини:

-відповідність дійсного складу речовини її хімічній формулі (порушується при наявності домішок, забруднень, гігроскопічність речовини, вміст кристалізаційної води);

-їх розчини повинні бути стійкими і концентрація таких речовин не повинна змінюватись під впливом зовнішніх умов;

-бажано, щоб вихідні речовини мали велику еквівалентну масу.

Найбільш поширений спосіб приготування робочого розчину - установлення концентрації робочих розчинів за розчинами вихідних речовин. Він полягає у тому, що вибирають вихідну речовину, яка здатна реагувати з робочим розчином, і безпосередньо з наважки, узятої на аналітичних терезах, приготовляють розчин вихідної речовини точно відомої концентрації. Наважку беруть на технічних терезах і розчиняють у потрібному об'ємі води. Потім відбирають певний об'єм розчину вихідної речовини, титрують його робочим розчином. Обчислюють точну концентрацію робочого розчину. Цей метод не досить точний, але при додержані певних умов дає добрі результати.

Установлення концентрації робочих розчинів зі іншими робочими розчинами - робочий розчин, нормальність якого встановлено за розчином вихідної речовини, можна в свою чергу використовувати для встановлення нормальності іншого робочого розчину. При такому способі встановлення концентрації можливі значні помилки, тому так можна робити тільки в окремих випадках і при першій можливості перевіряти нормальність розчину за розчином вихідної речовини.

Стандарт-титри, або фіксанали - це точна наважка сухої вихідної речовини (або точно виміряна кількість розчину речовини певної концентрації), яка вміщена в запаяну скляну ампулу. Стандарт-титри приготовляють у спеціальних лабораторіях. Існують фіксанали не тільки вихідних речовин, а й усіх інших (їдкого лугу, тіосульфату натрію тощо). Для виготовлення робочого розчину ампулу розбивають, вміст кількісно переносять у колбу (1 л.), після розчинення речовини розчин у колбі розводять водою точно до 1 л.

Стандартні зразки - це еталонний зразок матеріалу з відомим процентним вмістом окремих складових частин.

Методи непрямого титрування - метод заміщення і метод залишків (використовуються в окремих випадках, коли важко або не можливо знайти відповідний робочий розчин, відсутній індикатор, реакція не стехіометрична, присутні побічні реакції).

Метод заміщення - визначувані іони заміщають еквівалентною кількістю інших іонів або елемента, які вже можна визначити прямим титруванням. Заміщення проводять методом осадження іонів реактивом, можна діяти на розчин реактивом, що вступає з ним у реакцію окислення-відновлення тощо. Метод використовують для визначення іонів кальцію, титану.

Метод залишків - до розчину досліджуваних іонів добавляють відміряну кількість титрованого розчину реактиву, узятого в надлишку проти кількості визначуваних іонів. Після цього титрують надлишок реактиву відповідним робочим розчином. Метод використовується досить широко, наприклад, для визначення вмісту карбонату у вапняку або мармурі, при визначенні солей кальцію і магнію у воді, визначенні нітритів.

Існують різні варіанти визначення методом залишків:

-титрують відразу весь залишок введеного робочого розчину;

-з відділенням осаду від надлишку робочого розчину тощо.

20. Мірний посуд, його призначення

Для точного вимірювання об'ємів розчинів в титриметричному аналізі використовують мірні колби, піпетки, бюретки. Кожний з цих видів посуду має цілком певне призначення.

Мірні колби - це колби з подовженими шийками, відносно малого діаметру, з пришліфованими скляними пробками. На шийці колби позначена її місткість у мілілітрах і температура, при якій налитий до риски розчин займає зазначений об'єм. Звичайно колби калібрують при температурі 200С. При вищій температурі об'єм колби внаслідок термічного розширення скла стає трохи більшим від зазначеного і, навпаки, зниження температури зумовлює деяке його зменшення. Надто точні визначення треба робити так, щоб температура робочого розчину в колбі дорівнювала температурі, зазначеній на її поверхні, або вносити в розрахунок концентрації розчину відповідну поправку.

Мірні колби великої місткості (500-1000 мл) призначені головним чином для приготування робочих розчинів. Мірними колбами меншої місткості (200-250 мл) також можна користуватись для приготування робочих розчинів, але частіше їх використовують для розчинення аналізованої речовини.

Мірні колби з однією рискою непридатні для відмірювання певних об'ємів розчинів. Колби з двома рисками на шийці калібровані одночасно на вливання і виливання.

Піпетки призначенні для відбирання певної кількості розчину і відповідно до цього калібровані на виливання; об'єм вилитого розчину дорівнює номінальній місткості піпетки. Циліндрична піпетка з поділками, нанесеними по всій довжині, не зовсім точна, використовується для приблизного відмірювання розчинів. В аналітичній практиці більш поширені піпетки місткістю 5,10,20,25,50 мл. Піпетки на 1,3,100 і 250 мл застосовують рідше.

Бюретки - призначенні для титрування, тобто для повільного вливання робочого розчину в розчин визначуваної речовини. бюретка являє собою циліндричну трубку з краном і нанесеними по всій довжині поверхні великими та малими поділками. Бюреткою можна вимірювати об'єми з точністю до 0,02-0,03 мл.

Бюретки найчастіше мають місткість 50 і 25 мл; бюретками на 10 мл користуються рідше.

Точність вимірювання бюреткою залежить від додержання певних правил спостереження за рівнем меніска рідини.

21. Кислотно-основне титрування (метод нейтралізації)

Титрування кислотами та основами.

Можливі такі типи-кислотно-основної взаємодії (в залежності від сили кислот і основ):

- між сильною кислотою і сильною основою;

- між сильною кислотою і слабкою основою;

- між слабкою кислотою і сильною основою;

- між слабкою кислотою і слабкою основою.

Внаслідок взаємодії кислоти і основи утворюються сіль і вода.

У першому випадку утворюється сіль сильної кислоти і сильної основи. Такі солі у водних розчинах не зазнають гідролізу і в точці еквівалентності реакція буде нейтральна (рН=7).

Приклад:

NaOH+YCl=H2O

У другому випадку в точці еквівалентності утвориться сіль сильної кислоти і слабкої основи. Наприклад:

NH4OH+HCl=H2O+NH4Cl

Такі солі у водних розчинах гідролізують, в результаті чого збільшується концентрація водневих іонів. Таким чином, у точці еквівалентності при титруванні слабкої основи сильною кислотою реакція буде кислою (рН менше 7).

У третьому випадку при титруванні сильної основи слабкою кислотою утворюється сіль сильної основи і слабкої кислоти, наприклад:

NaOH+CH3COOH-H2O+CH3COONa

Солі реакції у водних розчинах зазнають гідролізу, у точці еквівалентності концентрація гідроксильних іонів збільшується, реакція розчину буде лужна (рН більше 7).

У четвертому випадку при взаємодії слабкої кислоти із слабкою основою в точці еквівалентності утворюється сіль слабкої кислоти і слабкої основи, наприклад:

CH3COOH +NH4OH- CH3COONH4 + H2O

Солі такого типу у водних розчинах піддаються гідролізу значною мірою, реакція розчину залежить від сили кислоти і основи. Якщо кислота і основа однакової сили, то розчин матиме нейтральну реакцію (рН=7), якщо сильнішою буде кислота, то реакція розчину буде слабко кислою, а при більшій силі основи - слабко лужною.

Індикатори методу кислотно-основного титрування.

Індикатори використовують для визначення кінця титрування. Тому, що практично неможливо підібрати індикатор, який показав би кінець титрування в точці еквівалентності, точку кінця титрування, яку визначають індикатором називають кінцевою точкою титрування. Вона завжди відрізняється від точки еквівалентності. Чим більше ці точки різняться між собою, тим більша помилка титрування.

Індикатори методу нейтралізації є слабкими органічними кислотами або основами. Індикатори бувають одно-і двоколірні. У водних розчинах кислотні індикатори дисоціюють на іони, характеристикою індикатора є його константа кислотної дисоціації.

Залежно від величини цієї константи індикатори поділяють на сильні, проміжні, слабкі.

Сильні індикатори змінюють своє забарвлення в кислому середовищі (представник - метилоранж).

Індикатори проміжної сили змінюють забарвлення при рН?7 (лакмус).

Слабкі індикатори змінюють забарвлення в слабколужному середовищі (фенолфталеїн).

Колір індикатора залежить від концентрації водневих іонів розчину. Інтервал кислотності, в межах якого відбувається помітна для людського ока зміна забарвлення індикатора, називається інтервалом переходу індикатора. Для переважної більшості індикаторів інтервал переходу лежить у межах двох одиниць рН. Величина інтервалу переходу залежить також від індивідуальних особливостей індикаторів.

У межах інтервалу переходу індикатора є значення рН, при якому спостерігається найбільш помітна зміна кольору індикатора - це показник титрування індикатора рТ.

22. Особливості визначення точки еквівалентності в методі кислотно-основного титрування

Головною задачею титриметриного аналізу є не тільки використовувати розчин з точно відомою концентрацією (фіксанал), але й правильно визначити точку еквівалентності.

Існує кілька способів фіксування точки еквівалентності.

1. За власною окраскою іонів визначуваного елементу, наприклад, марганцю у вигляді аніону MnO4-

2. За речовиною-свідком:

Наприклад, Ag+ + Cl- AgCl

Ag+ + CrO4 Ag2CrO4 (яскраво оранжевий)

У колбу, де треба визначити іони хлору, додають невелику кількість солі K2CrO4 (свідок). Потім з бюретки поступово додають визначувану речовину, при цьому першими у реакцію вступають іони хлору, утворюючи білий осад (AgCl).

Таким чином, надлишкова крапля нітрату срібла буде давати яскраво оранжеве зафарбування, тому що увесь хлор вже прореагував.

3. За допомогою індикаторів.

Наприклад, при нейтралізації використовують кислотно-лужні індикатори: лакмус, фенолфталеїн, метил-оранжевий.

Схематично рівновагу індикатору можна виразити кислотно-основною ракцією:

HIn +H2O In- + H3O+

H2O H+ + OH-

H+ + H2O H3O+

На інтервал переходу зафарбування індикатору впливають усі фактори, від яких залежить константа рівноваги (іонна сила, температура, сторонні речовини, розчинник), а також самого індикатору.

23. Криві титрування

Точність титрування зумовлена не тільки відповідністю між величинами рТ індикатора і рН точки еквівалентності, а й характером зміни рН розчину біля точки еквівалентності.

Для загальної характеристики зміни рН біля точки еквівалентності використовують криві титрування. Це графічне зображення зміни рН розчину в процесі титрування. Для простоти розрахунків припускають, що в усіх випадках об'єм 0,1 н. розчину при титруванні не змінюється і дорівнює 100 мл. Попередньо складають таблицю, що характеризує послідовний хід титрування.

При такому титруванні біля точки еквівалентності спостерігається різка зміна рН розчину. Якщо узяти індикатор з рТ=4, то розчин буде недотитровано на 0,1%, при індикаторі з рТ=10 розчин буде перетитровано на 0,1%. Така помилка цілком допустима.

При титруванні немає різкої зміни рН біля точки еквівалентності, розбіжність між рН та рТ повинна бути мінімальною, тобто при титруванні рТ індикатора повинен наближатись до рН розчину.

Те саме стосується титрування слабкої основи сильною кислотою (і навпаки).

Відтитрувати слабку кислоту слабкою основою практично неможливо.

24. Вибір індикаторів при кислотно-основному титруванні

Умовою правильного визначення точки еквівалентності є те, щоб різниця значень рТ індикатора і рН розчину в точці еквівалентності була якнайменша. Показник титрування індикатора знаходять з довідника, а рН розчину в точці еквівалентності обчислюють за рівнянням реакції.

Титрування сильних основ сильними кислотами.

Сильну основу титрують сильною кислотою в присутності слабких, сильних і проміжних індикаторів. Але найкраще брати сильні індикатори. Звичайно для такого титрування беруть метилоранж.

Індикатори з рТ меншим від 4 і більшим від 10 при титруванні використовувати не можна (буде велика помилка титрування).

Титрування слабких основ сильними кислотами.

При титруванні використовують сильні індикатори. Щоб вибрати індикатор з потрібною величиною рТ, обчислюють рН розчину наприкінці титрування.

Титрування сильних основ слабкими кислотами.

У цьому випадку треба брати слабкий індикатор. Для точного вибору індикатора обчислюють рН розчину в точці еквівалентності.

Титрування солей слабких кислот і сильних основ.

У цьому випадку беруть сильний індикатор з рТ більшою 7. Для точного вибору треба обчислити рН розчину в точці еквівалентності.

Титрування багато основних кислот.

Індикатор вибирають після обчислення рН розчину в точці еквівалентності.

Титрування солей багато основних кислот.

Індикатор вибирають після обчислення рН розчину в точці еквівалентності.

25. Застосування кислотно-основного титрування в ТХК

Визначення соди. Якість препарату соди залежить від вмісту карбонату натрію. Крім того, сода вбирає вологу і залежно від способу виготовлення й транспортування містить різні домішки: хлорид натрію, сульфат натрію, нерозчинний залишок тощо. Тому при встановленні якості препаратів соди визначають вміст карбонату натрію. Для аналізу точно визначену велику наважку у колбі розчиняють у дистильованій воді, розводять до риски і добре перемішують. Потім у кілька конічних колб відбирають по 25 мл розчину, добавляють по 1-2 краплини метил-оранжевого і титрують титрованим розчином соляної кислоти до переходу жовтого кольору індикатора в червоний. За формулою обчислюють процентний вміст соди.

Визначення оцтової кислоти.

для титрування оцтової кислоти лугом більш підходить фенолфталеїн. Розчин лугу, нормальність якого встановлено, використовують в присутності слабкого індикатору. У присутності сильного індикатору (метилоранжу) сильною кислотою відтитровується луг і сода.

Титрування лугу соляною кислотою в присутності фенолфталеїну повністю нейтралізує луг, але сода від титрується лише наполовину. Зростання кількості соди в розчині лугу збільшує різницю між числами нормальності лугу, встановленої в присутності метилоранжу і фенолфталеїну.

При титруванні лугу 0 що містить соду, у присутності слабких індикаторів має значення також порядок титрування (його треба вести від лугу до кислоти). При титруванні від кислоти до лугу результати титрування в присутності фенолфталеїну можуть бути різними.

Аналіз гідроксиду натрію (каустичної соди).

Постійними домішками в каустичній соді є карбонат натрію і вода, кількість яких залежить від способу виробництва, умов зберігання. сортність препарату каустичної соди визначається вмістом гідроксиду натрію.

Наважку у мірній колбі розчиняють з водою (у якої видалено вуглекислоту), розводять до риски, перемішують. Відбирають кілька проб, добавляючи 1-2 краплини фенолфталеїну, титрують робочим розчином соляної кислоти до знебарвлення розчину. Записують об'єм витраченого на титрування розчину. Потім добавляють 1-2 краплини розчину метил оранжевого і продовжують титрувати кислотою до переходу жовтого кольору в червоний.

У присутності фенолфталеїну відтитровується луг і половина соди а при дотитровуванні в присутності метилоранжу відтитровується решта соди.

Визначення карбонатної твердості води.

Твердість води зумовлена наявністю в ній розчинних солей кальцію і магнію. Розрізняють карбонатну і не карбонатну твердість. Загальна твердість - це загальний вміст розчинних солей кальцію і магнію.

Твердість води визначають у міліграм-еквівалентах розчинних солей кальцію і магнію.

Визначення карбонатної твердості проводять титруванням певного об'єму води робочим розчином соляної кислоти при наявності метилоранжу.

26. Методи окислення-відновлення, їх суть, класифікація

Методи окислення-відновлення (редоксиметрії) ґрунтуються окисно-відновлювальних реакціях, які проходять між робочим розчином і визначуваною речовиною.

До них відносяться:

1) перганатометрія - робочий розчин КМnO4 - окислювач, визначення іонів Fe2+, NO2-, CNS- та інш.;

2) йодлметрія - у якості окислювача використовують І2, у вигляді відновлювача І-. Цим методом визначають КМnO4, MnO2, Cl2, Na2SO3 тощо;

3) хроматометрія - у якості окислювача застосовують робочий розчин біхромату калію K2Cr2O7;

4) броматометрія - використовування у якості робочого розчину окислювача - бромату калію КВrО 3;

5) ванадатометрія - робочим розчином є розчин ванадату амонію NH4VO3;

6) цериметрія - окислювач та робочий розчин є різні су мушу церію Се.

При редоксиметричному титруванні змінюються концентрації речовин або іонів, тобто змінюється окисно-відновлювальий потенціал розчину.

Якщо значення цих потенціалів, що відповідні різним моментам титрування, наносити на графік, то маємо криві титрування, аналогічні кривим методу кислотно-основного титрування.

Ця крива у точці еквівалентності має різку зміну потенціалів. Але ці криві не залежать від розведення розчину.

Індикатори. У деяких випадках редоксиметрії є можливість не використовувати індикатори (при окисленні відновлювачів перманганатом, титруванні відновлювачів розчином йоду).

Індикатори поділяють на:

-індикатором є робочий розчин реактиву, який використовують для титрування (перманганат калію);

-індикатором є сполука, що дає специфічну кольорову реакцію з робочим розчином речовини, яку титрують (крохмаль);

-індикатором є забарвлена органічна речовина, яка руйнується під впливом залишку введеного окислювача (метил оранжевий, метил червоний);

-індикатором є забарвлена органічна речовина, що змінює свій колір залежно від величини окислювально-відновного потенціалу системи.

Швидкість реакцій окиснення-відновлення мають кілька специфічних якостей, тому їх використання в титриметричному аналізі дещо обмежене. До цих якостей відноситься їх обратність, різна швидкість окисно-відновних реакцій. Швидкість прискорюють збільшенням температури, зміною концентрації речовин, присутністю каталізаторів, індуціюванням реакції.

27. Перманганатометрія

Перманганатометрія - метод титриметричного аналізу, в якому речовину визначають титруванням перманганатом калію. Перманганатометрію використовують для визначення багатьох відновників, наприклад, заліза (2), ванадія (4), урану (4), марганцю (2) тощо. Деякі речовини органічного походження здатні також окислюватись розчином перманганату калію (спирти, оксикислоти, альдегіди, ненасичені кислоти тощо). Залежно від умов перманганат калію відновлюється до магнію (2) або марганцю (4).

У кислому середовищі реакція протікає за рівнянням:

MnO4-+8H++5-e=Mn2++4H2O

Тобто марганець (7) відновлюється до марганцю (2).

При меншій концентрації водневих іонів у слабко кислих або лужних розчинах перманганат відновлюється до марганцю (4), який виділяється з розчину у вигляді нерозчинного осаду оксиду марганцю (4):

MnO4-+4H++3-e=MnО 2+2H2O

Головне значення має титрування відновників за першою схемою, бо при другій схемі осад оксиду марганцю ускладнює спостереження точки еквівалентності.

Титрування в слабкокислому та лужному розчині застосовують тільки для визначення марганцю (2) і деяких інших випадків.

Перманганат калію є сильним окислювачем, це дає змогу визначати за титруванням перманганатом не тільки сильні відновники, а також відновники середньої сили. При татруванні солянокислих розчинів треба вживати заходи для уникнення реакції окислення соляної кислоти перманганатом з виділенням вільного хлору.

Перманганат калію не має властивостей вихідної речовини; препарат завжди має більшу або меншу кількість домішок оксиду марганцю (4), яких важко позбутися. Концентрація розчинів перманганату калію з часом змінюється внаслідок відновлення під впливом світла.

Для кількісних визначень найзручніше користуватись децинормальними розчинами перманганату.

При титруванні перманганатом калію звичайно не використовують ніяких спеціальних індикаторів. Точку еквівалентності встановлюють за рожевим забарвленням, яке виникає від невеликого надлишку добавленого розчину перманганату, отже, індикатором є сам робочий розчин. Помилку титрування легко визначити за допомогою холостої проби.

Щоб установити нормальність розчину перманганату, найчастіше користуються щавлевою кислотою або оксалатом натрію, іноді використовують також сіль Мора, оксид миш'яку.

Перманганатометрію використовують для визначення заліза з руд (попередньо відновивши залізо (3) до заліза (2)), визначення пероксиду водню, визначення нітритів.

28. Йодометрія

Йодометрія - меод титриметричного аналізу, в основі якого лежить вимірювання кількості йоду, що витрачається на окислення відновників або виділяється при взаємодії окислювачів з розчином йодиду калію.

Основна реакція методу відбуватиметься за таким рівнянням:

І2+2-е-2І-

Ця реакція оборотна.

Йод є окислювачем середньої сили, тому сильні відновники легко окислюються вільним йодом. З другого боку сильні окислювачі виділяють вільний йод з розчинів йодидів. За таким типом відбувається реакція між йодидом калію і дихроматом та перманганатом калію, солями церію (4), ванадієм (5), заліза (3) тощо.

Реакцію можна використати для визначення і відновників і окислювачів. У першому випадку використовують для титрування робочий розчин йоду, у другому - робочий розчин тіосульфату натрію.

Підбираючи для кожного окремого випадку найсприятливіші для визначення окислювачів або відновників умови кислотності, йодометричний метод можна застосовувати досить для досить широкого кола об'єктів.

Важливою особливістю методу йодометрії є його висока точність встановлення точки еквівалентності, що пов'язано з наявністю чутливого специфічного індикатора - розчину крохмалю.

Є два основних джерела помилок у йодометричних визначеннях: леткість йоду та його розчинів, окислення розчинів йодиду калію киснем повітря.

Індикатори: тіосульфат натрію, крохмаль.

Йодометрія використовується для визначення міді в латуні, активного хлору в хлорному вапні, сірки в рудах, сталях, феросплавах, у природній і мінеральних водах.

29. Комплексонометричний метод, його значення

Реакції утворення комплексних і малодисоційованих сполук є основою визначення ряду іонів. Найбільше значення в титриметричному аналізі має комплексоутворення іонів металів з галогенід- та псевдогалогенід-іонами, а також з групою поліамінокарбонових кислот, що об'єднуються під загальною назвою "комплексони".

При титруванні іони металу і аніони звичайно сполучаються в легкорозчинну комплексну сполуку, яка залишається в розчині; лише в окремих випадках визначення супроводиться утворенням малорозчинної сполуки, що виділяється в осад.

Для встановлення точки еквівалентності застосовують найчастіше два способи:

-у розчин вводять речовину, яка є індикатором на один з реагуючих іонів і утворює з ним забарвлену або малорозчинну сполуку;

-еквівалентне співвідношення реагуючих речовин визначають за зміною рН розчину. У цьому випадку використовують звичайні кислотно-основні індикатори.

Основні типи метода комплексоутворення:

-меркуриметрія - утворення малодисоційованих галогені дів або псевдогалогенідів ртуті (2). За цим методом можна визначити хлориди, броміди, йодиди, роданіди, ціаніди, солі труті (2). Робочий розчин -розчин нітрату ртуті;

-комплексонометрія - деякі поліамінокарбонові солі (комплексони) утворюють з катіонами металів стійкі комплексні сполуки. Найбільш поширеним представником комплексонів є трилон Б. Трилон Б реагує в розчинах з катіонами міді, вісмуту, свинцю, кадмію, заліза, нікелю, кобальту, марганцю, цинку, торію, галію, індію, кальцію, стронцію, барію, магнію ідеяких інших металів, утворюючи комплексні стійкі сполуки. Трилон Б є дуже цінним реактивом для титриметричного аналізу. В усіх випадках реакція між катіонами металів і тиролоном Б проходить за дуже простими рівняннями: 1 моль комплексну завжди реагує з 1 моль металу у випадку всіх дво- та тривалентних металів. Отже, при реакції не утворюється ніяких проміжних і побічних продуктів. Ще одна особлива якість - здатність трилону Б вступати в реакцію з катіонами ряду металів, для яких комплексоутворення з іншими лігандами не характерне. Реакція між трилоном Б і катіонами різних металів протікає в різних умовах кислотності. Це дає змогу визначати одні метали в присутності інших, регулюючи кислотність розчину.

Методи визначення точки еквівалентності:

-кінець титрування встановлюють за допомогою так званих мета індикаторів - речовин, що утворюють з катіонами металів забарвлені комплексні сполуки;

- точку еквівалентності встановлюють, виходячи із зміни кислотно-основних властивостей системи під час титрування.

Комплексонометричним методом визначають твердість води.

30. Особливості, переваги і значення фізико-хімічних методів аналізу

Класичні методи аналізу характеризуються низькою швидкістю та недостатньою чутливістю. Тоді як більшість інструментальних (фізичних та фізико-хімічних методів) є високочутливими та експресними. До того ж більшість фізико-хімічних якостей є специфічними, що забезпечує селективність інструментальних методів. Їх використання дає можливість автоматизувати аналіз. Але треба визначити, що більшість інструментальних методів менш правильніші, ніж хімічні.