Titrační stanovení se dělí dvěma způsoby. Prvním z nich je podle toho, jakým způsobem titraci provádíš. Pokud přímo titruješ roztok stanovované složky odměrným roztokem, pak se jedná o přímou titraci. Alternativou je nepřímá titrace, kdy stanovovanou složku necháš reagovat s jinou chemikálií a produkt reakce titruješ odměrným roztokem. Poslední možností je zpětná titrace, kdy k roztoku stanovované složky přidáš určitý nadbytek odměrného roztoku, přičemž zbytek odměrného roztoku následně ztitruješ jiným vhodným odměrným roztokem. Volba metody záleží na mnoha faktorech, jako jsou reakční podmínky, stabilita látek a další.

Druhým způsobem dělení volumetrických metod je dle reakce, která probíhá mezi vzorkem a odměrným roztokem, jejich rozdělení si můžeš prohlédnout v následující tabulce.

Neutralizační titrace

Neutralizační titrace využívá reakce mezi kyselinou a zásadou. Jak už určitě víš, kyselina je látka, která je schopna poskytovat vodíkový kation jiné látce, je tedy jeho donorem. Zásada je pak látka, která je schopna tento kation přijmout a je jeho akceptorem. Podle toho, zda jako odměrný roztok použiješ kyselinu nebo zásadu se pak jedná o acidimetrii nebo alkalimetrii. Při stanovení ti pomáhají acidobazické indikátory, které jsou popsány na předchozích stranách.

Jako příklad ti zde uvedu stanovení uhličitanů. Tohoto stanovení Ize využít pro zjištění tvrdosti vody. Jelikož se jedná o uhličitany ve vodě nerozpustné, musíš je rozpustit ve známém nadbytku odměrného roztoku kyseliny chlorovodíkové. Přebytek pak ztitruješ odměrným roztokem hydroxidu sodného a bod ekvivalence ti pomůže určit indikátor methyloranž.

\( \begin{aligned}\mathrm{CaCO}_3+2\mathrm{HCl} & \longrightarrow2\mathrm{NaCl}+\mathrm{CO}_2+\mathrm{H}_2\mathrm{O}\\ \mathrm{HCl}+\mathrm{NaOH} & \longrightarrow{}\mathrm{NaCl}{}+\mathrm{H}_2\mathrm{O}\end{aligned} \)

Správně, jak tě určitě napadlo, jedná se také zároveň o zpětnou titraci. Dalším příkladem neutralizační titrace je také standardizace odměrného roztoku \( \mathrm{NaOH} \) na kyselinu šťavelovou.

Odměrná analýza

I s octem to půjde. Vyzkoušet si můžeš i titraci octa. Pomocí odměrné analýzy snadno stanovíš koncentraci tohoto roztoku kyseliny octové. Jako odměrný roztok použiješ hydroxid sodný, takže se jedná o neutralizační titraci, konkrétně alkalimetrii. Co obnáší taková odměrná analýza, si můžeš vyzkoušet v pokusu v pracovním sešitě na straně 104:

Srážecí titrace

U srážecích titrací vzniká málo rozpustná sloučenina neboli sraženina. Nejznámější příklad takového stanovení je argentometrické stanovení chloridů, kdy jako odměrný roztok použiješ dusičnan stříbrný.

\( \mathrm{AgNO}_3+\mathrm{Cl}^{-}\longrightarrow{}{\mathrm{AgCl}}\downarrow+\mathrm{NO}_3^{-} \)

Bod ekvivalence můžeš indikovat vizuálně nebo instrumentálně. Pro vizuální indikaci existuje několik metod:

dle Mohra - \( 5 \% \mathrm{~K}_{2} \mathrm{CrO}_{4} \), v bodě ekvivalence vzniká hnědá sraženina \( \mathrm{Ag}_{2} \mathrm{CrO}_{4} \).
dle Volharda - \( 40\%\mathrm{NH}_4\textcolor{#800080}{\mathrm{Fe}}\left(\mathrm{SO}_4\right)_2 \), při stanovení \( \mathrm{Ag}^{+} \)odměrným roztokem \( \mathrm{NH}_4\textcolor{#800080}{\mathrm{SCN}} \). V bodě ekvivalence se objeví červené zbarvení způsobené vznikem komplexního iontu \( [\mathrm{FeSCN}{ }^{2+}] \).
dle Fajanse - fluorescein, v bodě ekvivalence zmizí žluté zakalení a roztok zrůžoví.

Redoxní titrace

Slovo redoxní vzniklo spojením slov redukční a oxidační. Z toho vyplývá, že u redoxní titrace bude docházet k oxidaci a redukci přítomných látek. Pokud se jedna látka oxiduje, musí se druhá redukovat a naopak. U oxidace látka odevzdává jeden nebo více elektronů jiné látce, která je přijímá a tím se redukuje.

Manganometrie

Principem manganometrie je titrace odměrným roztokem manganistanu draselného. Z předchozích stran už víš, že u odečítání objemu tohoto odměrného roztoku používáš horní meniskus, jelikož se jedná o tmavě fialový roztok. Roztok manganistanu draselného je silné oxidační činidlo a jeho výhodou je, že díky výrazné barvě nemusíš používat indikátory, jelikož odměrný roztok sám funguje jako indikátor. Důležité je ale silně kyselé prostředí pro dokonalou redukci manganistanu.

Příkladem manganometrické titrace může být stanovení peroxidu vodíku, kdy je reakce stanovení následovná:

\( 5\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2+2\mathrm{MnO}_4^{-}+6\mathrm{H}^{+}\longrightarrow{}5\mathrm{O}_2+2\mathrm{Mn}^{2+}+8\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)

Bod ekvivalence zpozoruješ při první nadbytečné kapce odměrného roztoku jako růžové zbarvení díky nadbytku manganistanu.

Jodometrie

U této metody se využívá jednoduché reakce, při které se jod redukuje na jodid a zpět. Díky reverzibilní (vratné) reakci jodu můžeš touto metodou stanovovat oxidační i redukční činidla. Roztok jodu je žlutohnědý, ale jeho odbarvení je v bodě ekvivalence špatně postřehnutelné. Proto bude lepší, když si pomůžeš indikátorem, a u jodometrie k tomuto účelu používej škrobový maz, což je klasický indikátor v analytické chemii, který se vyrábí zahříváním škrobu s vodou. Tento indikátor je v přítomnosti jodu modře zbarvený. Důležité také je, že škrobový maz přidáváš až před koncem titrace, což poznáš podle žlutého zbarvení roztoku. Pokud přidáš indikátor už na začátku titrace, modré zbarvení bude postupně slábnout, až bod ekvivalence vůbec nepostřehneš.

U jodometrických metod chemici používají dva odměrné roztoky, je to roztok jodu a roztok thiosíranu sodného. Roztok thiosíranu použiješ, pokud budeš potřebovat analyt redukovat. Provedení je pak takové, že ke vzorku přidáš nadbytek roztoku jodu, který poté ztitruješ odměrným roztokem thiosíranu.

Nyní ti ukážu dva příklady stanovení, kde si ověříš schopnost jodu fungovat jako oxidovalo i jako redukovadlo. V případě, že potřebuješ analyt oxidovat, použij pro titraci odměrný roztok jodu, který se bude redukovat na jodid. Příkladem může být stanovení thiosíranů v alkalickém prostředí:

\( \mathrm{S}_2\mathrm{O}_3^{2-}+4\mathrm{I}_2+10\mathrm{OH}^{-}\longrightarrow{}2\mathrm{SO}_4^{2-}+8\mathrm{I}^{-}+5\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)

Ted' si prohlédni stanovení měďnatých solí ve slabě kyselém prostředí, kdy ke vzorku nejprve přidáš jodid draselný, který reaguje s měďnatou solí. Vyloučený jod ztitruješ odměrným roztokem thiosíranu za vzniku tetrathionanu a zjistíš tak množství mědi. Je to také názorný příklad nepřímé titrace.

\( \begin{aligned}2\mathrm{Cu}^{2+}+4\mathrm{I}^{-} & \longrightarrow2\mathrm{Cul}+2\mathrm{I}_2\\ 2\mathrm{~S}_2\mathrm{O}_3^{2-}+\mathrm{I}_2 & \longrightarrow{}\mathrm{S}_2{}_4\mathrm{O}_6^{2-}+2\mathrm{I}^{-}\end{aligned} \)

Výpočet takového stanovení si prohlédni v následujícím příkladu.

Titrace mají taky druhy?