Analüütilise keemia lühikonspekt tudengile

Analüütilise keemia lühikonspekt tudengile
Analüütilise keemia ülesanded
Ajalugu.
Analüütilised meetodid
Keemilised reaktiivid.
Ainete analüütilised omadused.
Analüütilise keemia teoreetilised alused.
Protolüütiline teooria.
pH määramine. Indikaatorid. pH ja pOH arvutamine hapete ja aluste vesilahustes.
Protolüütiline tasakaal mittevesilahustes.
Hapete ja aluste tugevus.
Protolüütiline tasakaal puhverlahustes.
Kompleksühendid e. doonor-aktseptorsidet omavad ühendid.
Kompleksühendite kasutamine analüütilises keemias ja farmaatsias.
Sadestustasakaalud ja nende kaasnähtused.
Sademete teke ja lahustamine.
Raskesti lahustuvate ainete lahustamine.
Redoksreaktsiooni võrrand.
Redokspotensiaali sõltuvus pH-st, kompleksi moodustumine, vähelahustuva ühendi
teke.
Vee redoksomadused.
Redoksreaktsioonide kiirus ja mehhanism.
Redoksindikaatorid.
Gravimeetriline meetod.
Tiitrimeetriline analüüs.
Hape-alus tiitrimine.
Tiitrimismeetodite kasutamine anal. keemias ja farmaatsias
Sadestustiitrimine
Argentomeetria
Merkuromeetria
Tiotsüanomeetria
Sulfatomeetria.
Kompleksonomeetria
Redokstiitrimine
Permanganatomeetria
Jodomeetria
Tserimeetria
Kromatomeetria
Bromo –ja bromatomeetria
Nitritomeetria
Analüütilise keemia ülesandeks on ainete, ainete segude ja mitmesuguste
materjalide, mis moodustavad keemilise süsteemi, koosseisu ja struktuuri määramine
ja selleks vajalike meetodite väljatöötamine ja rakendamine.
Aineid saab iseloomustada kvalitatiivse ja kvantitatiivse koostise kaudu.
Esimesel juhul püütakse leida millised ained esinevad segus, teisel juhul püütakse
leida nende ainete omavahelist vahekorda või kogust.

Elementaaranalüüs on kvalitatiivse analüüsi alajaotus, mis uurib millistest
aatomitest koosnevad molekulid, mis kuuluvad uuritava aine koosseisu. N.: vees H 2 O
sisalduvad vesiniku ja hapniku aatomid.
Struktuuranalüüs on analüüsimeetod, mis püüab määrata kui kaugel on aatomid
üksteisest, kuidas nad on omavahel seotud, milline on nende ruumiline paigutus
molekulis, milline on keemiline side. Iseloomustatakse ka keemilise sideme tüüpi ja
stabiilsust.
Ajalugu
Ajalooliselt oli alkeemia kui keemilise analüüsi ja sünteesi eelkäija
ülesanneteks kulla ja väärismetallide saamine ja elu eliksiiri leiutamine.
1627-1661 Robert Boyle rajas “märja keemia”, mis põhines lahuste kasutamisel. Ta
rajas esimesed klassikalise analüüsi aluseid. Kasutas happeid, tegi esimesi gaasilisi
aineid.
1711-1765 M. Lomonossov tegeles kvantitatiivse analüüsi meetoditega, võttis
kasutusele kaalud, sõnastas massi jäävuse seaduse ja gaasi analüüsi alused, kasutas
mikroskoopi kristallide uurimisel, konstrueeris refraktomeetri.
A.Lavoiser määras õhu koostise (N, O, CO 2 , argoon), vee koostise (vesinik, hapnik).
1766-1840 J.Dalton formuleeris aine ehituse atomistliku teooria, osarõhkude seaduse,
aine koostise püsivuse seaduse.
Avogadro võttis kasutusele arvu, mis näitas molekulide arvu aine moolis, mis hiljem
sai tema nime, Avogadro arv. Kindlal rõhul, kindlal temperatuuril sisaldab gaas
võrdse arvu molekule – tema nime kandev reegel.
1818- K.R.Fresenius hakkas välja andma esimest analüütilise keemia ajakirja. Tegeles
süstemaatilise kvalitatiivne analüüsi meetodite väljatõõtamisega.
J. L. G a y - L u s s a c, võttis 19. sajandi esimesel poolel kasutusele
argentomeetrilise tiitrimise ning arendas edasi ka titrimeetrilise analüüsi
töövahendeid. Ta võttis titrimeetrilise analüüsi põhilise tööoperatsiooni tähistamiseks
kasutusele ka termini ,,tiitrimine”. Titrimeetrilise analüüsi aluste ja töövahendite
väljaarendamine jõudis põhiliselt lõpule saksa keemiku C. F. M o h r’i töödega 19.
sajandi keskpaigaks. Sellel ajal ilmusid ka esimesed laialt tuntuks saanud
kvantitatiivse analüüsi õpikud. Need olid C. R. F r e s e n i u s’e ,,Kvantitatiivse
analüüsi juhend” (1846.a.) ja C. F. M o h r’ i “Keemilis-analüütilise
tiitrimismeetodi õpik” (1855.a.).
M.V.Severgin – kolorimeetriline analüüs – uuritakse erineva värvusega lahuseid.
R.V.Bunsen ja G.R.Kirchoff tegelesid gaasi põlemisel tekkiva leegi uurimisega – nad
märkasid, et kui leeki viia ainete sooli värvub leek erinevalt ning iseloomullikult
antud aines sisalduvale elemendile.
1834-1907 D. Mendelejev – elementide ja nende ühendite keemilised omadused on
perioodilises sõltuvuses nende järjekorra numbrist perioodilisuse tabelisperioodilisuse
seadus.
Menšutkin ja W. Ostwald andsid välja esimesed analüütilise keemia õpikud.
1872-1919 M. Tswett avastas ja formuleeris kromatograafia kui ainete eraldamise
meetodi.

Analüütilised meetodid – kuidas ja mismoodi analüüsi teostada.
1. Keemilised meetodid – uuritava aine määramiseks on vajalik keemilise
reaktsiooni läbiviimine.
a) titrimeetria – kvantitatiivse koostise määramiseks e. mahtanalüüs.
b) gravimeetria e. kaalanalüüs e. kaalumismeetod – leitakse aine koostis
sademe kaalu/massi kasutades.
Eraldusmeetodite kasutamisel võib ka aineid enne analüüsi teostamist
eraldada.
2. Füüsikalised meetodid – kasutatakse aparatuuri, millega uuritakse aine
füüsikalisi omadusi.
a) Spektroskoopilised meetodid – kasutatakse ainete omadust
kiirata/neelata elektromagnetilist kiirgust.
Emissioonspektrid – aine aatomite, molekulide ergastamisel toimub valguse
kiirgumine.
Röntgenspektrid – nende saamisel kasutatakse röntgenkiirgust.
Mass-spektrid - tekivad ainete ioniseerimisel kiirete elektronidega (70EV) vaakumis.
b) tuumafüüsikalised e. radiokeemilised meetodid – ainete kiiritamine
elementaar- osakestega, näiteks prootonite või neutronite vooga.
c) isotoopide analüüs tegeletakse isootopide olemasolu ja koostise
selgitamisega.
3. Füüsikalis-keemilised meetodid – keemilise reaktsiooni läbiviimine ja sellel
tekkinud produktide uurimine füüsikaliste meetoditega.
a) elektrokeemilised meetodid - polarograafiline, amperomeetriline,
produkti/aine asetamine elektrokeemilisse rakku ning tema omaduste
uurimine kasutades elektrivälja.
b) Fotomeetrilised meetodid - põhinevad ainete optilistel omadustel.
c) kineetilised - põhinevad reaktsiooni kiiruse mõõtmisel.
d) luminestsentsanalüüs – aine molekulide kiiritamisel valgusega
hakkavad nad kiirgama suurema lainepikkusega valgust.
4. Bioloogilised meetodid - silm, nina, maitse, bioandurid.
5. Biokeemilised - kasut. biosensoreid, jne.
6. Instrumentaalsed meetodid- seotud eelnevatega.
Keemilised reaktiivid on ained, millega teostame keemilisi reaktsioone. Neid võib
kasutada ainete sünteesimiseks või analüüsiks. Reaktiivi võib loomustada põhiaine
sisalduse järgi:
1. Puhasteks võib nimetada aineid, milles põhiaine sisaldus on 90-95%.
2. Analüütiliselt puhasteks aineteks on aineid, milles põhiaine sisaldus on 99%.
3. Keemiliselt puhasteks aineteks loetakse aineid, milles põhiaine sisaldus on
99,9%.
Kontsentratsioonide väljendamiseks on väga mitmesuguseid mooduseid näiteks
molaarsus, protsendiline kontsentratsioon, lisandi kogus põhiaines (ppm, ppb).
Keemilistest reaktiividest valmistatakse lahuseid, mille kontsentratsiooni saab
iseloomustada kasutades protsendilist kontsentratsiooni, molaarsust, aine kogust
(ug, mg, g) lahusti massi (g, kg) või ruumalaühiku kohta (cm 3 , dm 3 ).
Farmatseutiliselt puhtaid aineid võib kasutada ravimite valmistamiseks.
Ohutusnõuded on olulised kuna:
1. reaktiivid on potentsiaalselt kõik mürgised või ohtlikud;
2. paljud ained ja solvendid ehk lahustid on tule- ja plahvatusohtlikud;

3. reaktiivi ei tohi valada tagasi purki, tuleb kasutada kaitsevahendeid (kindad,
prillid, põlled, kitlid, jne.). Reaktiivid on piiratud kasutusajaga.
Lisandite sisaldust reaktiivides mõõdetakse:
%
ppm - üks osa miljoni kohta.
ppb - üks osa biljoni kohta.
Ainete analüütilised omadused
1. Aine värvus, elektromagnetkiirguse emiteerimise võime, lõhn.
Otseselt ei ole aine analüütilised omadused – tihedus, viskoossus,
pindpinevus.
2. Aine analüütiline omadus peab olema intensiivne - juba aine
väikese koguse muutumisel, märkame aine analüütilise omadus
intensiivsuse muutust. N: optiline tihedus.
3. Püsivus - aine analüütiline omadus peab olema ajas püsiv ja
korratav.
Analüütilised omadused ilmnevad aine füüsikalistes parameetrite muutusena ja
eekõige keemilistes reaktsioonides aine ja reagendi vahel.
Reaktsioonid toimuvad teatud tingimustel:
1. reaktsioonid peavad olema spetsiifilised, selektiivsed;
2. stöhhiomeetrilisus - ained peavad reageerima kindlates vahekordades;
3. intensiivsus - reaktsioon peab olema piisavalt tundlik. Peab saama
määrata ka väikeseid ainehulki.
4. Püsivus - ei tohi olla kõrvalreaktsioone.
Füüsikalised omadused - tihedus, keemistemperatuur, murdumisnäitaja.
Keemilised omadused – ilmnevad aine reaktsioonivõimena keemilistes
reaktsioonides.
Ainete analüütilised omadused ilmnevad peale keemilise reaktsiooni läbiviimist.
Analüütiliseks signaaliks saavad olla inimese või tema loodud seadme poolt
tähelepandavad ja registreeritud muutused. Kui analüütiline signaal pole otseselt
tajutav saame ta muuta tajutavaks kasutades instrumente. Lisandite ja ümbritseva
keskkonna mõju vähendamiseks tuleb viia nende mõjurite hulk miinimumi, vajalikuks
osutuvad ka meetodid uuritava aine eraldamiseks keemilisest süsteemist ehk segust.
Analüütilise keemia teoreetilised alused
Perioodilisuse seadus
Selle avastas D.I. Mendelejev 1869 a. ning ennustas seda kasutades veel
avastamata elementide ja nende ühendite omadusi. Ühendite omadused muutuvad
perioodiliselt sõltuvalt nendesse kuuluvate elementide aatommassidest. Füüsik
Mosley leidis, et perioodilisuse seaduse aluseks on aatomituuma positiivse laengu
väärtus. See avastus aitas paremini klassifitseerida ioone. Paljude ühendite lahustuvus

sõltub elektronstruktuurist. Iooni laengu suurus annab vihjeid millist meetodit
kasutada aine määramisel.
Lahuste teooria
Väga paljud ained on kasutavad lahustites. Enamik tahkeid aineid on
mugavam analüüsida kui nad on viidud lahusesse. Lahustumisega kaasnevad
soojusefektid- lahus võib soojendada või jahtuda. Lahustamisel kaob tahketele
ainetele omane korrastatud struktuur. Lahustumise, mis allub keemilise reaktsiooni
materiaalse bilansi mõistele, mõeldakse aine oleku muutust ühest olekust teise- aine
ei teki ega kao kuhugi. Lahustes kehtib ka elektroneutraalsuse seadus, s.t. kõikide
ainete ioonide laengute summa lahustes on 0 st. lahusel tervikuna puudub laeng..
Termodünaamika uurib keemilises süsteemis toimuvaid muutusi. Seejuures on oluline
aine tasakaaluline aktiivsus (a) või kontsentratsioon [A].
Vesi (H 2 O) peaks normaaltingimustel tegelikult olema gaasilises olekus
kuid ei ole tänu oma struktuurile, mille tekitab vee molekuli on polariseeritus.
Seetõttu vee molekulid moodustavad assotsiaate vees lahustunud teiste ainete
molekulidega. Seega pole lahustunud aine molekulid vees vabad, vaid nad on
ümbritsetud mitme polaarse vee molekuli poolt. Seetõttu on aine osakeste liikuvus
vees tugevasti pidurdatud. Mendelejev vaatles vesilahust keskkonnana, mille struktuur
pole sama mis puhta vee korral. Dielektriline läbitavus (ε) iseloomustabki antud
keskkonnas mõjuvate tõmbe-tõukejõudude erinevuse määra võreeldes vaakumiga.
Tõmbe- tõukejõud laetud osakeste vahel on iseloomustatavad vastavalt seosele:
q1
⋅ q2
F =
2
r
, kus q 1 , q 2 on osaksete laengud, r nende vaheline kaugus, ε keskkonna dielektriline
läbitavus.
Solvatsiooni puhul on vee puhul iseloomulik assotsiaatide moodustamine.
Solvendi valik on oluline, tuleb vaadelda milline on molekulide struktuur kui ei
õnnestu uuritavat ainet vedelikus lahustada siis tuleb valmistada emulsioon või ka
suspensioon ( tahke aine segu solvendiga ), mis moodustavad suhteliselt püsiva
keskkonna. Kui ravimis on amino-, karboksüül jne. polaarsed rühmad, siis sobivad
polaarsed solvendid. Solvendiga saab parandada ja kiirendada vedeliku imendumist
organismi. .
-NH 2
-OH
-O-
=O
polaarsete
solvendite jaoks
Sarnane lahustub sarnases. Kui tegu on hüdrofoobse uuritava ainega, siis
tuleb valida ka õlitaolised solvendid või emulsioonid, suspensioonid. Ioonne jõud
tuleneb lahuses sisalduvatest ioonidest. Paljudel juhtudel ained lagunedes
moodustavad positiivse või negatiivse laenguga ioone. Lahuse ioonne jõud väljendab
lahuses olevate ioonide aktiivsust. Selle pakkus 1901 a. välja G. Lewis- lahuse ioonne
jõud on võrdeline lahuses olevate kõikide ioonide ja nende laengute korrutise
summaga.

J
=
n
∑
i=
1
c z
i
2
c- lahuses esinevate ioonide tasakaalulised
kontsentratsioonid
z- vastavate ioonide laengute suurused
Ioonide aktiivsus – ioonide efektiivne raadius on suur, liikuvus aga väike.
Solvaatmantli olemasolu määrab ioonide aktiivsuse lahuses ja juhul kui lahus on väga
lahja siis A i =C i . Näitab reageeriva iooni aktiivset kontsentratsiooni laenguväljade
vastastikuse mõju tingimustes.
Ioonide aktiivsus on võrdeline iooni kontsentratsiooni ja
aktiivsuskoefitsiendiga. Aktiivsus sõltub uuritava aine kontsentratsioonist.
a
x
=
[ X ] ⋅ f
x
a x - aine X aktiivsus
[X]- aine X molaarne kontsentratsioon
f x - aine X aktiivsuskoefitsient
a
=
i
c i
⋅γ
γ- aktiivsus tegur
i
Aine lahustamisel võivad tekkida ioonset tüüpi ühendid:
NaCl + H 2 O ↔ Na + + H + + Cl - + OH -
aA + bB ↔ cC + dD
pöörduv keemiline reaktsioon
Na ja Cl ioonid on assotsieeruvad vee molekulidega. Reaktsiooni tasakaal on
kirjeldatav päri- ja vastassuunaliste reaktsiooni kiiruste vahega. Seejuures
pärisuunalise reaktsiooni korral lähteainete kontsentratsioon väheneb, saaduste konts.
suureneb. Et antud ainet rohkem reageeriks aitab kui tõsta temperatuuri, rõhku, või
eraldada süsteemist reaktsiooni saadusi, pH muutmine, solvendi lisamine.
Protolüütiline teooria.
Lahustunud ainete aluselised, happelised või nn. amfoteersed omadused on
protolüütilise teooria objekt, mis määratleb kas aine võib käituda alusena, happena või
nii happe kui alusena, sõltuvalt reaktsioonis osalevast teisest ainest. Protolüütiline
teooria vaatleb aineid nende suhtega vesinikioonidesse ehk prootonitesse. Alused on
ained, mis on võimelised siduma prootoni. Aluse molekuli lagunemisel tekib OH - .
NaOH → Na + + OH - . Happed on ained, mis on võimelised loovutama prootoni.
HCN ↔ CN - + H + .
Lahusti protolüüsub ja annab produkte reaktsiooni toimumiseks:
HCl + C 2 H 5 OH ↔ C 2 H 5 OH + + Cl -
etanooli keskkond
Happed
Neutraalsed HCl, HNO 3
Katioonsed C 2 H 5 OH +
Anioonsed HSO 4
-
CH- happed: CH 3 NO 2
SH- happed: CH 3 SH
OH- happed: CH 3 COOH
NH- happed: C 6 H 5 NH + 3 ( aniliin )

Alused
neutraalsed- NH 3
anioonsed- HSO 4
-
katioonsed- hüdroksiidid Al(OH) 3
+
Vee protolüütiline tasakaal. Vee ioonkorrutis on 10 -14 .
K
a
= a + ⋅a
−
H OH
pH on võimalik määrata indikaatori ehk pH elektroodi abil lihtsamal juhul ka
maitsmismeelt või punase kapsa taime mahla kastades.
H 2 O ↔ H + + OH -
assotsiaadid (seotud veemolekuliga)
pH määramine. Indikaatorid. pH ja pOH arvutamine hapete ja aluste vesilahustes
Kasutusel on ka instrumentaalne meetod. Elektrokeemiline rakk, mille potentsiaal
sõltub keskkonnas olevate H + ioonide aktiivsusest, kontsentratsioonist.
Protolüüs, autoprotolüüs ise tegemine, iselagundamine, iseenese dissotsiatsioon.
K =
[ H
+ −
][ ⋅ OH ]
H
2
O
HA + B ↔ A - + BH +
hape1 alus2 alus1 hape2
pH määramisel kasutatakse keemilisi meetodeid näiteks indikaatoreid
(metüüloranz, lakmus, fenoolftalein).
H Ind ↔ H + + Ind - . Indikaatori värvus sõltub keskkonna pH-st.
Kui on tegemist H + defitsiidiga ehk puudusega, siis on keskkond aluseline.
Happelises ja neutraalses keskkonnas on fenoolftaleiini molekul värvitu. Kui
lisame alust keskkonna pH muutuse tõttu indikaatori värvus muutub, fenolftaleiin
muutub punaseks. Metüüloranž muudab oma värvust pH suurenedes punasest
oranžiks).
pH määramisel kasutatakse tänapäeval ka väljatransistoriga andureid.
Kasutusel ka instrumentaalne meetod klaaselektroodi kasutamisega, mis kujutab
endast elektrokeemilist rakku, mille potentsiaal sõltub keskkonnas olevate H +
ioonide kontsentratsioonist.
Lahuse solvendi konstant pK s = pH + pS
pK w - kui tegemist on veega.
Tasakaaluprotsessi solvendis kirjeldab tasakaalu konstant, mis näitab kui suur osa
molekulidest on lagunenud, ehk protolüüsunud.
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 ↔ 2H + + CO 2-
Vesinik- ja hüdroksiid ioonide tasakaaluline konts. aluses iseloomustab ja on antud
solvendi aluselisuse või happelisuse mõõt.
Happe molekul esineb vesilahuses ioonsel kujul: HCl ↔ H + + Cl -

S. Sörenson 1909 a. pakkus pH mõiste pH = -log [H + ] pH= + - pOH log [H =14
+ ]
pOH= –log[OH - ]
Vesilahustes
Lahusti pH skaala Protolüüsi konst. Neutr. punkt
metanool CH3OH 0-16,7 16,7 8,35
Vesi 0-14 14 7
Äädikhape 0-14,45 14,45 7,22
Atsetoon 0-21,1 21,1 10,55
Väävelhape 0-5 5,0 2,5
Protolüütiline tasakaal mittevesilahustes.
Tuleb kasutada solvente: N. veevaba etaanhape CH 3 COOH
metaan e. sipelghape HCOOH
atsetonitriil CH 3 CN
metanool CH 3 OH
alus hape liooniumioon liaatioon
H 2 SO 4 + H 2 SO 4 ↔ H 3 SO 4 + + HSO 4
-
CH 3 OH + CH 3 OH ↔ CH 3 OH 2 + + CH 3 O -
H 3 SO 4
+
- katioon- liooniumioon
HSO 4
-
- anioon- liaatioon
Lahuse solvendi konstant pK s = pH + pS
pK w
HCl + CH 3 OH ↔ CH 3 OH 2 + + Cl -
HCl + CH 3 COOH ↔ CH 3 COOH 2
+
+ Cl -
HCl + C 2 H 5 ONa ↔ NaCl + C 2 H 5 OH - neutraliseerimis reaktsioon.
Milline erinevus vesilahuste ja mittelahuste vahel?
Esimesel juhul käitub C 2 H 5 ONa - soolana, teisel- alusena.
Hapete ja aluste tugevus.
Omadus konkureerida prootoni liitmise/ loovutamise protsessis. Neid saaks panna
mingisse pingeritta, kui hästi aine loovutab/ liidab prootoni. Kuidas happed ja
alused solvendis polariseeruvad. Ioonide tekkimist saab kvantitatiivselt
iseloomustada ionisatsiooni astmega α. Solvendi valikust sõltub aine aluselisus/
happelisus. Prootoni loovutamisega kergusega on seotud happe tugevus.
α =
c
c
i
o
- ioniseerunud osa konts.
- algne aine konts.
Kumb hapetest on tugevam? HF = pK A = 3,14 ←tugevam on (vastus)
CH 3 COOH = 4,75

Solvendi valikust sõltub aine aluselisus/happelisus tugevus.
K A - happelisuse konstant
pK A = - log K A
K B - aluselisuse konstant
pK B = - logK B
pK A + pK B = pK S
pK S – solvendi HA + H 2 O ↔ H 3 O + + A - tasakaalu konstant.
Happelisuse konstant iseloomustab antud happe suutlikust reageerida vee
molekulidega, lõhustades, dissotseerides neid.
K A
=
[
−
][ ⋅ A ]
][ ⋅ ]
+
H
3O
[ H O HA
2
−
[ H O] = [ H O
+
] ⋅[ ]
K A
= K 2
3
A
Mida väiksem on pK A väärtus, seda tugevam on vastav hape.
Mida väiksem on K B väärus, seda nõrgem on vastav alus. See on oluline, kuna
ravimid teatud pH juures mõjuvad (maos on happeline keskkond, süljes aluseline).
Happelist solventi kasutades aine aluselised omadused suurenevad.
H 2 SO 4
CH 3 COOH
CCl 3 COOH
H 2 O
C 2 H 5 OH
NH 3
a
K =
a
H3O
HA
⋅ a
⋅ a
−
A
H 2O
K
Pingerida happelisuse järgi.
HA
= a
H 2O
Prootoni aktseptoorsed omadused
suurenevad, donoorsed vähenevad.
a
⋅ K =
H3O
a
⋅ a
HA
−
A
HCl + CH 3 COOH ↔ CH 3 COOH + + Cl -
Kas soolhape käitub ka selles solvendis happena.
HCl + C 2 H 5 ONa ↔ NaCl + C 2 H 5 OH
Vees C 2 H 5 ONa sool, kuid mõnes teistes solvendis (HCl) käitub alusena.
Na- atsetaat on vees sool teistes solvendites (Metanool, Atsetoon,..) on alus.
Protolüütiline tasakaal puhverlahustes.
Solvolüüsuvad e. hüdrolüüsuvad ained.
CH 3 COOH + NaOH ↔ CH 3 COONa + H 2 O
NaHCO 3 + H 2 O ↔ Na + + CO 3 2- + H 3 O +
amfoteerne ühend
Sool laguneb ioonideks- tekib tagasi CH 3 COOH ja NaOH. Tekkinud on
aluseline reaktsioon. Tasakaal on suunatud lähteproduktide, OH - ioonide tekke
suunas.
[ H
+
] = K ⋅c
A A
1
pH =
2
( − log )
pK A
c A
Puhverlahus koosneb:
nõrk hape + tema sool
nõrk alus + tema sool

Kui on nõrk alus ja tugev hape: NH 3 H 2 O + HCl ↔ NH 4 Cl + H 2 O
Happeline reaktsioon. Soola vesilahus on ka happelise reaktsiooniga.
[ OH
−
] = K ⋅ c B B
1
pH = 14 − ( pK B
− logcB
)
2
Puhverlahused- lahused, mis stabiliseerivad või püüavad stabiliseerida pH
väärtust.
CH 3 COOH + B ↔ CH 3 COO - + BH +
nõrk hape tugev alus
Lisame hapet. CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na + + H + ↔ CH 3 COOH + Na +
Puhversegu toimib nii aluse, kui happe lisamisel.
HCO 3 - + H + ↔ H 2 CO 3
HCO 3
-
+ A- ↔ CO 3 - + BH +
Ka amfolüütilised ained käituvad puhverlahustena.
Puhvermahtuvus- on vesinik või hüdroksiidioonide hulk moolides, mille toimel 1
dm 3 puhverlahuse pH väärtus muutub ühe ühiku võrra.
Sõltub sellest, kui kontsentreeritud on puhverlahus ise.
+
[ H ]
=
K
A⋅c
c
S
A
hape
sool
Soola kontsentratsiooni suurenedes
suureneb ka puhvermahutavus. Happe ja
tema soola vahekord on seotud
puhvermahutavusega.
+
[ H ]
=
pK
A
+ log
c
c
S
A
C S = CH 3 COONa
C A = CH 3 COOH
Kui log =1, siis on C S ja C A võrdne.
cS
pH = 14 − ( pK
B
+ log )
c
A
C S =NH 4 Cl
C A = NH 3 H 2 O
Aminohapped on sisuliselt ka amfolüüdid.
NH 2 CH 2 COOH aminoetaanhape esineb ioonsel kujul nii aniooni kui ka
katioonina, seda sõltuvalt keskkonna pH-st.
NH 2 CH 2 COO -
NH 3 + CH 2 COOH
Tsitter-ioon- omab kahesuguste laengut. N: NH 3 + CH 2 COO -
Happelises keskkonnas domineerib põhiliselt katioon. N: NH 3 + CH 2 COOH
Aluselisess keskkonnas domineerib põhiliselt anioon. N: NH 2 CH 2 COO -

Kompleksühendid e. doonoraktseptorsidet omavad ühendid.
Def. Molekulaarne või ioonne ühend, mis on lahustunud või tahkes olekus sama
koostisega ning mis on moodustunud koordinatiivse sideme kaudu.
Koordinatiivne side tekib ühe aatomi vaba elektroonpaari orbitaali kattumisel teise
aatomi tühja elektronorbitaaliga.
Osakest, millelt koordinatiivsidet moodustav elektronpaar pärineb, nim. ligandiks
( nim. ka elektronpaari doonoriks ).
Üks element käitub elektronpaari aktseptorina, teine doonorina.
Ligandid saavad olla nii neutraalsed ja laengut omavad nii kui ka mono- kui
polüdentantsed.
Monodentantsed - NH 3, CO, Cl - , CN - .
Polüdentantsed - C 2 O 4 2- , CO 3
2-
, SO 4
2-
Elektroneutraalne molekul - NH 3, CO, H 2 O
Liigitus: 1) neutraalsed molekulid;
2)katioonsed molekulid- positiivne laeng;
3)anioonsed molekulid- negatiivne laeng.
Ligandi tüübi järgi liigitatakse: 1)atsidokompleks;
2)akvakompleks
3)amiinkompleks.
Aatomeid, mis käituvad ligandide suhtes tsentraalaatomina (-iooni) ja annavad
koordinatiivse sideme kõigi temaga seotud ligandiga nim. kompleksimoodustajaks
(elektronpaari aktseptor). Tavaliselt on tsentraalaatomid katioonid.
Ligandidel peaksid olema paardumata elektronide paarid.
Kompleksi moodustajat iseloomustab koordinatsiooni arv, mis näitab mitu sidet
moodustub ligandiga.
Tsentraalaatomi ja ligandide ühinemisel tekkivat koordinatiivset liitosakest nim.
kompleksiks, mis võib olla laenguga või ilma.
[ Fe( C ) ]
K
3 2O4
- kaaliumtrioksaferraat(III);
3
bidentantne ligand, koord. arv on 6.
[ Fe( ) ]
K
4
CN
6
- kaaliumheksatsüanoferraat(II);
monodentantne, koord. arv on 6.

Need laengut kompenseerivad ioonid, mis kompleksi iooniga liituvad
elektrostaatiliste jõudude toimel, moodustuvad kompleksühendi välissfääri. Kui
kompleks on laenguta, siis välissfääri ei moodustu.
Välissfäär- nurksulgudest väljaspool.
Kompleksühendid dissotseeruvad mitmes järgus. Komplekssoolad vesilahustes
dissotseeruvad kompleksiooniks ja välissfääri iooniks. Edasist kompleksiooni
dissotsiatsiooni tsentraaliooniks ja ligandiks praktiliselt ei toimu.
Komplekseerumisreaktsiooni( kompleksi tekkereaktsiooni ) tasakaalukonstanti
nim. selle reaktsiooni saaduseks oleva kompleksi püsivuskonstandiks.
M + nL ↔ ML n
kompleksi ligand kompleksühend
moodustajametall
aML
n
Tasakaalu reaktsioon β =
n
a ⋅ a
M
L
Anioonset või katioonset tüüpi kompleksühendid. On ka olemas neutraalset tüüpi
kompleksühendid – tsentraalaatom on molekul. Kui kompleksmoodustajaid on
üks, nimetatakse seda ühetuumaliseks kompleksiks, kui kaks
kompleksimoodustajat, siis on tegu kahetuumalise kompleksiga.
Vesilahuses võib vee ja kompleksühendi vahel kulgeda paralleelne reaktsioon, mis
on seotud vee kui lahusti molekuli dissotsiatsioonil tekkivate hüdrartiseerunud
prootonitega. Seejuures kulgeb kompleksi moodustumisele konkureeriv
reaktsioon, mis takistab kompleksi moodustamist.
Kompleksühendid e. aminopolükarboksüülhapped.
Etüleendiamiini baasil moodustatud:
Paljud ravimid on nõrgad happed või alused, mis moodustuvad komplekse
metalli aatomitega, st. et ravimi efektiivne hulk väheneb. Paljude
raskemetallimürgistuse ravi seisneb sobivat ligandi sisaldava ravimi
manustamisel, et tekkiks kompleksühend ning mürgise aine eemaldatakse
organismist. Mõeldav on ka ligandidega toimuvad redoksreaktsioonid, mis

takistavad kompleksi teket. Ligandi oksüdeeritud või redutseeritud vorm ei ole
enam ligandiks. Kompleksi tekkimist või mittetekkimist mõjutab veel ka
temperatuur, tegu on tasakaalulise protsessiga.
Le Chatilier’ printsiip – tasakaalus olevat süsteemi tasakaalu rikkumine käivitab
reaktsioonid, mis püüavad tasakaalu taastada.
Massitoimeseadus ( Beketov ) – näitab reageerivate ainete kontsentratsioonide
sõltuvust reaktsioonide kiirusest.
Keemilise reaktsiooni kiirus on võrdeline reageerivate osakeste
kontsentratsioonide korrutisega nende osakeste reaktsioonivõrrandi
stöhhiomeetriliste koefitsientidele vastavates astmetes.
Kompleksühendite kasutamine analüütilises keemias ja farmaatsias.
Analüütilises keemias:
• Paljud kompleksühendid on värvilised. Ühendite ja ioonide tõestamisel on
võimalik kasutada kompleksühendite moodustamist.
Ni avastamine – punane värvus (Tšugajevi reaktiiviga)
Ca + oblikhape → kaltsiumoksalaat kaltsiumi gravimeetrilise määramise meetod
• Maskeerimise võimalus, segav ioon seotakse kompleksi, et ta ei segaks
ioonide määramist või ravimi mõjumist. Raua/nikli lahus- sellest
maskeeritakse esialgu raua ioonid, määratakse nikli ioonid ning seejärel
lõhutakse raua kompleks ja määratakse rauda ioonid.
• Ainete lahusesse viimise eesmärgil, juhul kui aine ise vees ei lahustu küll
aga tema kompleks, siis viiakse ioon kompleksi koosseisu, mis lahustis
lahustub.
• Kasutatakse aine lahusesse viimiseks. Seejuures võib happelises
keskkonnas tekkida protoneeritud ligand, mistõttu muutub ligandi
tasakaaluline kontsentratsioon. Kui on lisatud liias ligandi, siis tasakaal
kompleksi tekkesuunas soodustab ka kompleksi moodustamist ja aine
lahusesse viimist.
Farmaatsias:
• Ravim kipub pahatihti seostuma mõne toidus sisalduva metalli iooniga. Et
seda vältida, tuleb ravim viia organismi antud metalli iooni suhtes
passiivse kompleksi koosseisus. Sisuliselt on tegu maskeerimisega.
• Paljud ravimid on tundlikud oksüdatsiooni protsessidele. Et seda vältida,
tuleb ravim viia sellise kompleksi koosseisu, mis on antioksüdantsete
omadustega.
• Paljud ravimid sisaldavad orgaanilisi happeid ja aluseid, mis moodustuvad
organismis metalli ioonidega komplekse, mis ei lahustu. Kasutatakse
organismi kahjulikest metalli ioonides puhastamiseks.

• Kuna palju ravimid on nõrgad happed või alused, siis nende määramine
tiitrimeetriliselt on keeruline, et seda siiski teha viiakse läbi reaktsiooni
sobiva kompleksi moodustajaga. Tekkiv kompleks on tugevam hape või
alus ja on paremini tiitritav vesilahuses.
Sadestustasakaalud ja nende kaasnähtused.
Sadestustasakaaluks nimetatakse keemilise tasakaalu seisundit tahke
keemilise ühendi ja tema küllastunud lahuse vahel.
Sadestustasakaalu saab soovitud suunas nihutada:
• temperatuuriga;
• lahuse koostise muutumisega;
• keemilise reaktsiooniga (milles sadestustasakaalus osalev ühend on
reaktsiooni üks lähteainetest või saadustest).
Kui lähteaine, siis põhjustab see reaktsiooni tasakaalu nihkumist tahke aine
lahustumise suunas. Nii saab lahustada ka äärmiselt väikese lahustuvusega
ühendeid.
Kui saaduseks, siis kaasneb reaktsioonis tekkiva ühendiga ja lahuse küllastumine.
Siis üleküllastusseisundi teke ja vähelahustuva reaktsioonisaaduse eraldumine
tahke faasina (sade).
Sadestusreaktsioon - üks saadustest on vähelahustuv ja eraldub sademena.
Sadestustasakaal
A
B
mA
m n
↓↔ +
nB
AgCl ↔ Ag + + Cl -
Tasakaalukonstant
K
=
a
a
m
A
⋅ a
A m ⋅ B n
n
B
Tahke aine aktiivsust ei saa mõõta.
K
L
= a
m
A
⋅ a
n
B
Vähelahustuva elektrolüüdi A m B n
lahustuvuskorrutis
Kui lahustuvus on väike ja kõrvalised ioonid puuduvad, siis [ ] m
[ ] n
Lahustuvus
[ A] [ B]
p = K
p = = mol/dm 3 L
m n
Küllastunud lahuses on kehtivad seosed:
K
L
=
A
⋅
B

K L
= [ A] ⋅[ B]
või K = [ A] m
⋅[ B] n
L
Kui ülehulgas on B ioonid: [ ]
m
A =
K
L
[ B] n
n L
Kui ülehulgas on A ioonid: [ B ] = [ ]
[ A] m
K
B =
n
K
L
m
[ A]
A ⋅ B > K
Üleküllastus: [ ] [ ]
L
Milliste protsessidega seotud ligand antud solvendis. Solvendis võib kulgeda:
L + H + ↔ HL + - protoniseeritud ; tasakaal sõltub pH-st.
Kompleksi püsivus ( lisame hapet ) väheneb alg produktide tekke suunas (kulgeb
reaktsioon).
• teine protsess on redoksreaktsioon, millest võtab osa ligandi ioon.
• ka temperatuur mõjutab kompleksi moodustumise püsivust- temperatuur,
suureneb ligandi kontsentratsioon suureneb.
• sõltub ka sellest , kas ligand annab raskesti lahustuva ühendi.
Sademete teke ja lahustamine.
aA + bB ↔ A a B b ↓
aA + aL ↔ A a L n
Paljud ained tuleb viia ühel või teisel otstarbel lahustuvasse olekusse.
AgCl ↔ Ag + + Cl –
Hõbekloriid on raskesti lahustuv ühend. Et suurendada selle lahustuvust tuleks,
vähendada ühe lõpp-produkti Ag + või Cl - hulka lahuses.
Ag + + Cl - ↔ AgCl↓
Ag + + I - ↔ AgI↓
Sademe tekkimist mõjutab:
1. Aine lahustuvus antud solvendis (N: vees).
2. Keskkonna pH väärtus;
3. Temperatuur – kui reaktsioon toimub kõrgemal temperatuuril, siis tuleb
jahutada.
4. Kompleksi moodustumise võimalus.

Tasakaal on suunatud kompleksi tekke suunas.
K =
[ AaBb]
[ A] a × [ B] b
Valemiga saab määrata sademe lahustuvuskorrutist. Mida suurem on K L , seda
väiksem on tõenäosus, et sade sadeneb antud situatsioonis. Sel juhul tuleb lisada liias
sadestavat reagenti.
1. Sobiva solvendi valik – peab teadma uuritava aine molekuli ehitust.
N: heksaan, C 6 H 12 – hüdrofoobsete molekulidega solvent.
C 6 H 6 – ei segune hästi hüdroksüülrühma omavate ainetega,
karboksüülhapetega ja amiinidega.
D-vitamiinid lahustuvad halvasti polaarsetes solventides kuna molekul on
hüdrofoobne. Solvendina võib kasutada näiteks õli, mis on samuti
hüdrofoobne. Kui molekul on hüdrofiilne, siis võime kasutada polaarseid
solvente.
2. Uuritava aine molekuli muutmine, keemilise reaktsiooni tekitamine – võimaldab
raskesti lahustuvate ainete viimist lahusesse. N: hapete kasutamine.
N: CaO + 2HCl ↔ CaCl 2 + H 2 O
3. Redoksreaktsioonide kasutamine, ainete oksüdatsiooniastme muutmine.
N: MnO 2 + 4HCl ↔ MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
4. Kompleksühendi moodustumine.
N: AgCl ↔ Ag + + Cl -
Ag + + NH 3 → Ag[NH 3 ] +
5. Lahuse kuumutamine või jahutamine – temperatuuri ei tohi tõsta üle solvendi
keemistemperatuuri. Paljud ravimid ei ole termiliselt püsivad.
a
K =
+ ×
Ag
a
a
AgCl
−
Cl
a – aktiivsused. Sademe aktiivsuse väärtus on suhteliselt püsiv suurus, siis:
a
AgCl
× K = a + × a −
Ag Cl
Tahke aine aktiivsust a AgCl ei saa mõõta. See on konstantne suurus.
0
K
S
-- termodünaamiline konstant, mis näitab, et kui suurendada reaktsioonivõrrandis
paremal pool olevaid koguseid, siis vähenevad vasakul pool olevad kogused.
Korrutis a Ag+ × a Cl - peab kogu aeg olema stöhhiomeetriline konstant. St, kui me
lisame Cl - ioone, siis väneneb Ag + ioonide hulk ja vastupidi.

Sademe puhtust (homogeensust) mõjutavad:
1. Kaasasadenemine – kui lahuses on teisigi aineid, mille lahustuvuskorrutised on
sarnased. Selliseid aineid tuleb vältida, nad mõjutavad ka protsessi kiirust.
Kaasasadenemine on tingitud ka sellest, et me sadestame liiga kiiresti või
kasutame liiga suure kontsentratsiooniga aineid. Et vältida oklusiooni, tuleb
sadestada aeglaselt. Võib kasutada ka tekkiva sadesti meetodit (tagab sadesti tekke
optimaalse kiiruse). Sademe pesemine – pesuvee või solvendi kogus ei tohi olla
liiga suur. Pesu korrata väikeste vee ehk solvendi kogustega.
2. Absorbtsioon – aine molekulide kinnijäämine sademe pinnal. Absorbtsioon sõltub
temperatuurist – mida kõrgem on temperatuur, seda väiksem on aine absorbtsioon.
3. Oklusioon – kui sade tekib väga kiiresti, tekib kristall, kuhu koos solvendiga
lisandub teisi ioone või aineid. Seda põhjustab kiire sadestamisprotsess.
4. Peptisatsioon – kolloidsete osakeste teke sademe pesemisel aga ka kiirel
sadestamisel. Lisades lahusesse elektrolüüdi ioone saame vältida või
minimiseerida kolloidosaksete teket. Elektrolüüdi (N: ammooniumsoolad)
lisamisel pesulahusele saab vältida sdademe peptiseerumist.
Raskesti lahustuvate ainete lahustamine
Paljud ravimid ei ole vees lahustuvad.
1. Nõrgad elektrolüüdid lagunevad tugevates hapetes. N: Lisades Ca 2 C 2 O 4 tugevat
hapet tekib nõrk hape ja aine laguneb tugevas happes. CaHCO 3 lahustumisel
tugevas happes eraldub CO 2 .
2. Kompleksi moodustumine – tuleb valida sobiv ligand, mis sademe katiooniga
moodustaks püsiva kompleksi, tulemuseks on sademe lahustumine.
3. Redoksreaktsioon – oksüdatsiooniastme muutmine. MnO 2 (raskesti lahustuv)
lahustamiseks kasutatakse HCl.
MnO 2 + 4HCl ↔ MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
4. Lahusti valik on äärmiselt oluline. Tuleb lähtuda printsiibist, et sarnane armastab
sarnast. St, et polaarne ühend tuleks lahustada polaarses lahustis, apolaarne
apolaarses.
5. Suspensiooni meetod – kolloidlahus on üks võimalus, kuidas viia organismi
ravimeid. Ainete pihustamiseks on mitmeid meetodeid:
a) elektrikaar;
b) ultraheli;
c) sademe peptiseerumine
Redoksreaktsioonide kasutamine analüütilises keemias.

Redoksreaktsioon – protsess, millest võtab osa kaks ainet: oksüdeerija ja redutseerija.
Oksüdeerija liidab elektrone, redutseerija loovutab elektrone.
Elektronide üleminekut redoksreaktsioonil kajastab elektronide bilanss, mis näitab
kuidas muutuvad oksüdatsiooni astmed.
Redoksreaktsioonide puhul on oluline teada keskkonna pH väärtust, mis määrab ära
redutseerija ja oksüdeerija võime reaktsioonis osaleda. pH-tundlike reaktsioonide
puhul sõltub redokspotensiaali väärtus temperatuurist, rõhust (gaaside korral) ja ainete
aktiivsest kontsentratsioonist keskkonnas. Oksüdeerijad on tugevamad madala pH
juures, redutseerijad on tugevamad kõrgema pH juures. Üks tugevaim oksüdeerija on
F 2 . F 2 /F - redokspotensiaal standardtingimustel on 2,87 V. E Br2/Br- = 0,54 V.
Redoksreaktsiooni võrrand.
Näide: 2+ + 4+
↔ 3+
+ 3+
Fe
red
Ce
oks
Fe
oks.
vorm
Ce
red . vorm
Liidetavate/loovutatavate elektronide arv protsessis peab olema võrdne. Protsessist
võivad osa võtta ka teised molekulid/ioonid.
Näide: MnO 4 - + 5Fe 2+ + 8H + ↔ Mn 2+ + 5Fe 3+ + 4H 2 O
-
Raud oksüdeerub. Happelises keskkonnas tekib MnO 4 ioonidest Mn 2+ .
Reaktsioonist võtab osa H + , tekib H 2 O. Muutub solventi kuuluvate elementide
oksüdatsiooni aste.
Reaktsiooni läbiviimisel on oluline pH väärtus, mis määrab ära oksüdeerija ja
redutseerija tugevuse.
Redokspotensiaal – potentsiaal, mis näitab, kui suur on redutseerija redutseeriv võime
ja oksüdeerija oksüdeeriv võime. Redokspotentsiaal sõltub keskkonna pH-st.
Redokspotentsiaal on defineeritud vesinikelektroodil toimuva redoksprotsessi alusel.
Vesinik kui taandaja: (g) H 2 ↔ 2H + + 2e -
reaktsioon kulgeb vesinikelektroodil
Redokspotentsiaal sõltub:
• ainete aktiivsusest;
• H 2 rõhust, mis on gaas;
• temperatuurist (mida kõrgem, seda suurem);
• kompleksi moodustumisest;

• vähelahustuva ühendi tekke reaktsioonidest.
E = E
0 +
RT a
ln
nF a
oks
red
E 0 – normaalpotentsiaal;
RT – temp. konst. univers k. (iseloomustab H olekut);
n – üleminevate elektronide arv;
F – Faraday arv.
Redokspotentsiaal võimaldab selgitada/võrrelda kvantitatiivselt
oksüdeerija/redutseerija omadusi.
E
RT
× a
−
0
MnO4
− 2+
= E − 2+
+ ln
Mno4
/ Mn MnO4
/ Mn
5F
a 2+
Mn
a
8
+
H
a
8
+
H
-- võrrandi koefitsent;
Antud juhul võtab reaktsioonist osa 8H + iooni. Tugevamad on oksüdeerijad madalama
pH juures.
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 ehk kroomsegu nõude pesemiseks on tugev oksüdeerija lisaaks ka
tugevalt happeline seega ettevaatust!!!
Oksüdeerijad: KMnO 4 ; K 2 CrO 4 ; K 2 Cr 2 O 7 ; HNO 3 ; H 2 SO 4 ; Fe 2 (SO 4 ) 3 .
F 2 , Cl 2 , vesinikülihapend (lahja lahus sobib juuste valgendamiseks).
Redutseerijad: Na 2 SO 3 ; KNO 2 (nitrit – vorstide säilitamine ilusatena), askorbiinhape
(vitamiin C); H 2 S; KI; NaBr.
Kvantitatiivsed näitajad:
E − = 2, 87V
F F
E
2 / 2
= 0, V
− 5
Br2
/ 2Br
−
2e F2
↔ 2
+ F
−
2e Br2
↔ 2
−
+ Br
−
Mida suurem on E väärtus, seda tugevam on oksüdeerija.
Redokspotensiaali sõltuvus pH-st, kompleksi moodustumisest,
vähelahustuva ühendi tekkest
Madalamal pH-l on oksüdeerija aktiivsus suurem, kõrgemal pH-l on redutseerija
aktiivsus suurem (sõltub vesinikiooni osavõtust).
Kompleksühendi moodustajad võtavad osa redoksprotsessist. Ligandiks võib olla
nõrk hape, mis vesinikiooniga reageerib.

M + L ↔ ML
L+ H + ↔ LH +
Näide: Elavhõbeda lahustumiseks tuleb moodustada kompleksühend
Hg ↔ HgI 2-
H + -ioonide kontsentratsioon lahuses väheneb. Naturaalse kompleksi ehk
aquakompleksi E erineb lähteaine E-st. Ained, mis lähevad kompleksi, muudavad
oma redoksomadusi. Kui keskkonnas on kompleksimoodustajaid, peab seda
arvestama.
Ligandiga reaktsioonil väheneb oksüdeeritud vormi kontsentratsioon. Mida suurem on
tekkiva ühendi püsivuskonstant ehk stabiilsus, seda rohkem väheneb
redokspotensiaali väärtus ja seega ka aine redoksomadused.
Raskesti lahustuva ühendi lahustamine tuleb kõne alla siis, kui saadus on lenduv või
on kõik saadused lahustuvad.
Zn + 2HCl ↔ ZnCl 2 + H 2
Cu + HCl ≠ pingerida! Mõlemad on redutseerivate omadustega.
Cu + HNO 3 ↔ Cu NO 3 + NO + H 2 O
Elavhõbedaga on sama asi. Kui viia jodiidioonid ühendisse, tekivad kompleksühendid
(reakts. keskkonnas elavhõbeda ioonid eemalduvad joodi mõjul).
MnO 2 + 4HCl ↔ MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
vähelahustuv
Vee redoksomadused.
Vesi on amfolüüt – võib olla nii hape kui alus. Vesi võib olla ka nii redutseerija kui
oksüdeerija:
• Kui vesi käitub oksüdeerijana, eraldub H 2 . Vee lagunemisel on tasakaalus
H + -ioonid ja gaasiline vesinik H 2 .
E = −0,413
.
+ V
2H
/ H2
Vee taandajad ehk redutseerijad ei tohiks olla madalama E-ga kui vee E.
• Kui vesi käitub redutseerijana, eraldub O 2 .
EO 0,82 .
2 / H
V
2O
=
Vees on püsivad ja kasutatavad ainult need redokssüsteemid, mille E jääb –0,413V ja
0,82V vahele.
Redoksreaktsioonide kiirus ja mehhanism.

Redoksreaktsioon on küllaltki komplitseeritud reaktsioon, suhteliselt aeglane ja
mitmeastmeline (toimub mitmes etapis). Tasakaalu saabumine võtab aega – see on nii
plussiks kui ka miinuseks.
Redoksreaktsioone saab kiirendada järgmiselt:
1. tõstes temperatuuri;
2. vähendades pH-d;
3. lisades süsteemi katalüsaatorit (aine, mis moodustab reaktsiooni
aktiveeriva ühendi, mis reaktsiooni käigus vabastab katlüsaatori uuesti N:
Mn 2+ ).
Aeglaselt kulgevad tavaliselt need reaktsioonid, mille tulemusena tekib gaas.
Redoksmeetodid on kasutusel tiitrimisel, mille puhul läheb vaja ka indikaatorit.
Kaaliumpermaganaadi kontsentratsiooni määramine:
H 2 C 2 O 4 → CO 2
oblikhape
MnO 4 - + C 2 O 4 2+ ↔ Mn +2
oksalaat
Redoksindikaatorid.
Redoksindikaatorid – ained, mis muudavad oma värvust sõltuvalt keskkonna
redokspotensiaalile. Sellised ained võivad olla pöörduvad või mittepöörduvad –
võivad võtta või mitte võtta oma esialgse värvuse. Pöörduvateks on orgaanilised
värvained. Neid kasutatakse redokspotensiaali hindamiseks ja määramiseks,
tiitrimiseks, stöhhiomeetriapuhkti leidmisel.
N: -- difenüülamiin.
H
N
Kvantitatiivne ja kvalitatiivne analüüs.
Gravimeetriline meetod.
Gravimeetriline meetod (kaalanalüüs) – aine määramine, kasutades aine massi
kaalumist, aine koguse või kontsentratsiooni määramine uuritavas segus.
Gravimeetriline meetod on üks vanimaid, lihtsamaid ja töömahukamaid meetodeid.
Meetod eeldab:
1. uuritava aine väljasadestamist uuritavast lahusest (pestakse, kaalutakse jne.). Sade
ei tohi sisaldada lisandeid.

2. vee aurutamine – vee määramise meetod (baseerub kaalukao meetodil, kaaludes
enne ja pärast). Paljud ravimid sisaldavad vett, see on oluline, kuna liiga suure vee
hulga korral lähevad ravimid hallitama.
NaHCO 3 – happesuse regulaator.
t˚
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 +CO 2 +H 2 O
Räni sisalduse määramine:
SiO 2 + 4HF →SiF 4 +2H 2 O
liiv
lenduv
Sade kaalutakse, et teada saada, kui palju Ba-
BaCl 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 + 2NaCl
soola sees on.
AgNO 3 + KBr → AgBr↓ +KNO 3
määramisel.
Võib tekkida kompleksühend, nt metallide
Positiivsed omadused:
• ei ole vaja standardpreparaati. Kasutatakse reagenti aine sadestamiseks.
• suur täpsus.
Negatiivsed omadused:
• meetod on aeglane;
• kulub palju reaktiive;
• ei saa sadestada mitut ainet korraga.
Selliseid meetodeid, kus aine sadeneb, nim sadestusmeetoditeks. Lähteaine on erinev
sellest, millesse ta satub. Võib juhtuda nii, et see ei sobi kohe kaalumiseks, kuna ta
sisaldab vett. Vesi tuleb välja aurutada. Fe(OH) 3 sadeneb välja suure hulga veega,
kõrgema temperatuuri mõjul Fe(OH) 3 laguneb. Millisesse olekusse sade pärast
kuumutamist läheb, sõltub kuumutamise temperatuurist.
Sadestusvorm – aine olek, milles ta sadeneb. See ei pruugi olla sama, mis kaaluvorm,
Näiteks sademe kuumutamisel t˚
Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3
Reagendi valik – valida selline reagent, et saaksime võimalikult suure sadet
moodustva aine molekulmassi, mille abil saab määrata:
• väiksemaid ainete koguseid,
• määramise täpsus on suurem.
Sadestusvorm ei tohiks kaasata lahusest liiga palju lisandeid, et ei tekiks puhas sade.
Sadestusvorm peaks olema kristalne (lihtsam ja kiirem filtreerida). Sadestusvorm
peab olema viidav kaaluvormi.
N: CuSO 4 + 2NaOH ↔ Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ↓
t˚
Cu(OH) 2 ↓ → CuO + H 2 O
kaaluvorm
sadestusvorm

Sade tavaliselt pestakse – vabastatakse reagendi liiast. Pestakse lahusti väikeste
kogustega. On olemas oht, et sade läheb kolloidsesse olekusse – peptiseerub, selle
vältimiseks lisatakse pesuvette elektrolüüti N: NH 4 Cl.
Sadestusvorm ja kaaluvorm ei pruugi sisaldada määratavat ainet
N: Leida raua sisaldus – Fe 2 (SO 4 ) 3 gravimeetrilisel meetodil teostame reaktsiooni
Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3BaCl 2 → 2FeCl 2 + 3BaSO 4 ↓
Sadestamismeetod on sama, mis eraldusmeetod. Võib sadestada kollektoriga.
Analüütiliste kaalude kaalumisvahemik on 60-200g. Väikseim kogus, mida saab
määrata, on 0,0001g ehk 0.1mg. Mikrokaalud on kaalutisega kuni 10g, minimaalne
kaalutav kogus on 0,01mg. Ultramikrokaalud on kaalutisega 10 -6 - 100 mg.
Kaaluvorm – see vorm, mida kasutatakse kaalumiseks.
Nõuded kaaluvormile:
• peab olema kindla molekuaarkoostisega (kristallvee kogus peb olema
fikseeritud, kui ta seda sisaldab);
• peab olema antud tingimustes püsiv, ei tohi laguneda
kuumutamistemperatuuril;
• peab olema võimalikult suure molekulmassiga.
Teostus:
1. Uuritav aine kaalutakse (võetakse kaalutis);
2. Aine lahustatakse sobivas solvendis;
3. Lahusele lisatakse sobivalt valitud reagent, et tekiks sade. Sade peaks tekkima
aeglaselt, et kristallid oleksid keskmise suurusega (vältimaks oklusiooni või
absorbtsiooni nähtust). Reagenti lisatakse ülehulgas 2-5 korda rohkem, kui
sadestatavat ainet.
4. Sade pestakse sobiva solvendiga, filtreeritakse, kasutades filterpaberit või
membraanfiltrit, mis valitakse vastavalt kristallide läbimõõdule.
Vaakumfiltratsiooni korral kasutatakse vaakumpumpa filtratsiooni
kiirendamiseks. Kiirendamiseks on mõeldav ka rõhu rakendamine filtrile.
Filtreerida tuleb kuumalt, sest siis vedelike viskoossus väheneb;
5. Sade pestakse filtril solvendiga;
6. Sade kuivatatakse filtril või teises nõus.
Analüüsi viga näitab, kuidas tulemus vastab meetodile, absoluutne viga saadakse
aritmeetilise keskmise kaudu.
Meetodi kasutamine:
• niiskuse määramine (nt ravimid) – veesisalduse määramine.
• paljude metallide määramine (mineraalsetes ravimitaolistes ainetes) – Mn, Cu, Zn,
Co, Fe.
• droogide kontrolli seisukohalt on oluline kahjulike metallide määramine – Pb,
Hg.
• halogeenide määramine. Sadestamine AgHal-na, HgHal-na.
• sulfaatide määramine BaSO 4.
• Aspiriini määramine .

COOH
COOCH 3
+ H 2
O
aspiriin
COOH
OH
+ CH 3
COOH
COOH
OH
+ 6I 2 + 8OH - O O
I
I
+ 8I - + 2HCO 3
-
+ 6H 2
O
I
I
Tiitrimeetriline analüüs.
Tiitrimeetriline analüüs – käsitleb mahtanalüüsi meetodeid. Kasutatakse kindla
kontsentratsiooniga tiitritud lahuseid.
Meetodi olemus – kvantitatiivse analüüsi meetod, mis põhineb määratava iooni hulga
määramisel kasutades tuntud konsentratsiooniga lahuseid.
Stöhhiomeetria punkt määratakse indikaatoriga või instrumentaal analüüsi
meetoditega.
NaOH + HCl ↔ NaCl + H 2 O
uuritav aine titrant
Stöhh. meetria punkt antud juhul on pH =7. Teades titrandi konsentratsiooni ja hulka,
saab arvutada uuritava lahuse konsentratiooni, teades kulunud uuritava aine hulka.
Töölahuse e. titrandi konsentratsiooni kindlaksmääramisel kasutatakse põhiaineid –
stabiilsed ained, mille koostis on fikseeritud. Antud juhul sobib püsiva kaaluni
kuumutatud naatriumkarbonaat Na 2 CO 3. Naatriumkarbonaadi lahust tiitritakse HCl –i
lahusega. On müüa ka fiksanaalid, ampullid mille sisu tuleb lahustada teatud koguses
vees, et saada soovitud konsentratsiooniga lahus.
Nõuded reaktsioonidele:
1. reaktsioonid peavad kulgema piisavalt kiiresti;
2. reaktsioon peab vastama reaktsiooni võrrandile.
3. tuleb välistada kõrvalreaktsioonide kulgemist;
4. stöhh. punkti fikseerimise vajadus, indikaatoriga või mõne füüs – keem
meetodiga.
Liigitus vastavalt asetleidva reaktsiooni tüübile:
1) neutralisatsiooni reaktsioonil põhinev meetod (alkali-atsidomeetria)
2) sadestusreaktsioonil põhinev meetod
Na 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 ↓ + 2NaCl
3) redokstiitrimine, titrant võib olla kas oksüdeerija või redutseerija
4) kompleksi moodustumise reaktsioon. Tekib kompleks, titrandina kasutatakse
ligandi, kuid võib kasutada ka kompleksi moodustajat

Mõõtnõud:
1. Pipetid:
• mahtpipett;
• mõõtpipett;
• automaatpipetid, lahus imetakse kolviga pipetti;
2. Büretid, lahuse lisamiseks tiitrimisnõusse:
• manuaalbüretid;
• automaatbüretid;
3. Mõõtkolb – kooniline või ümar kolb mille kaelal on mahtu märkiv kriips;
4. Mõõtsilinder.
Mõõtnõusid ei tohi tugevasti kuumutada, ruumala muutub, klaas deformeerub. Peavad
olema puhtad. Konsentratsiooni väljendusviisideks on molaarne konsentratsioon ja
tiiter (mitu grammi titranti kulub 1cm 3 lahuse tiitrimiseks).
Kontsentratsiooni ühikud:
• molaarne kontsentratsioon:
C =
n
V
• tiitri (T) aine kogus grammides ruumalaühiku kohta:
m
T =
V
3
( g cm )
T
C × M
=
1000
Nõuded põhiainetele:
1) Keemiliselt puhtad 99,9%;
2) Koostis peab vastama valemile, vee lisanditest vabanetakse kuumutamisel;
3) Peab olema püsiv, stabiilne nii tahkelt kui lahuses;
4) Kaalutis peab olema võetud vähemalt kolme komakoha täpsusega.
Hape-alus tiitrimine.
Kaudsed määramised – titrandiks sobib hape, alus või sool. Meetod võimaldab
määrata happe, aluse omadustega ainete kontsentratsiooni. Kasutatakse
neutralisatsioonireaktsiooni.
Põhiained:
• Na 2 CO 3 – happeliste omadustega titrandi määramiseks,
• (COOH) 2 . 2H 2 O,
• viinhape,

• merivaikhape – H 2 C 4 H 4 O 4 ,
• booraks,
• kaaliumhüdroftalaat.
Stöhh. punkti määramine:
metüüloranz, fenüülftaleiin, pH meeter, lahuse elektrilise juhtivuse määramine.
Indikaatorid – happed või alused, muudavad värvust vastavalt olekule (protoneeritud
või protoneerimata olek) kromofoorsuse muutus - valguse neeldumine muutub. Kui
värvus muutub, st on segavärvus siis see ala on indikaatori pöördeala. Tiitrimiskõver
aitab valida indikaatorit ja hinnata tiitrimise viga.
HInd ↔ Ind - + H +
Metüüloranzi puhul on pK A = 3,7 pöördeala ± 1. Happes punane, neutraalses oranz.
Lakmus on happes punane, aluses sinine.
H + + IndOH ↔ H 2 O + H +
tugev hape + tugev alus – kui pH ≠ 7, siis ei teki väga suur määramisviga.
titrant
Fiksanaalid – 0,1M; 1M – saab täpse kontsentratsiooniga lahuse.
Tiitrimis kõver
100 ml 0,1 M HCl lahust, mida tiitrime 0,1M NaOH lahusega.
Integraalne tiitrimiskõver. Tiiter võetakse enne stöhh. punkti saabumist, arvutuslikult
viga ei ole väga suur alla 1%. Ebatäpsus suureneb lahuste lahjendamisel. Kõverad
aitavad valida sobivat indikaatorit.
Nõrga aluse/happe tiitrimisel tugeva happe/alusega ei asu stöhh. punkt pH=7 juures.
Ilmsesti asub see madalamal kui 7/ kõrgemal kui 7. Seega peab ka indikaatori
pöördeala jääma ülespoole pH > 7/ alla poole pH < 7.
Nõrkade hapete/ aluste tiitrimine nõrkade aluste/hapetega juures on stöhh. punkti
fikseerimine praktiliselt võimatu. Selleks, et see siiski määrata tuleb kasutada

asendustiitrimist. Või teisel juhul tuleb valida teine veest erinev solvent nt: nõrga
happe puhul aluseline solvent.
Saab kasutada ka kompleksi viimise reaktsiooni. Sellega saab tiitrida kaudselt.
Uuritav aine peab olema hape või alus. Nõrga aluse puhul peaks valima indikaatori,
mille pöördeala on happelises piirkonnas.
Reaalne (optimaalne) ainete kontsentratsioonide vahemik on 0,001M – 1M.
Tiitrimistäpsust mõjutab indikaatori ja büreti valik.
Negatiivsed omadused:
• aeganõudev;
• reaktiive kulub palju.
Positiivsed omadused:
• lihtne;
• odav;
• ei vaja spetsiaalset väljaõpet;
• suhteliselt suur täpsus.
Tiitrimine solventides.
1. Happeliste omadusetga lahustid – prootoni doonor, aluste tugevus suureneb:
• Äädikhape
• Sipelghape
Näiteks aniliin vees pK B = 9,42,
sipelghappes pK B = 0,44.
Kofeiin vees pK B = 13,4,
sipelghappes pK B = 0,7.
2. Aluseliste omadustega lahustid – prootonite aktseptorid, aluste jaoks omavad
diferentseerivat efekti. Võimalik eristada aluste tugevusi, suurendavad hapete
tugevust:
• Püridiin,

• Formamiid.
3. Amfiprotoonsed lahustid – alkoholid (metanool, etanool, atsetoon) – suhteliselt
indiferentsed ained, ei muuda aluste ega hapete tugevusi olulisel määral. Ainete
(ka ravimite) lahustuvus neis paraneb. Saab valmistada kontsentreeritumaid
lahuseid.
Titrantidena kasutatakse alkoholides:
• Happed – perkloorhape (HClO 4 ), vesinikkloriidhape (HCl);
• Alkoholide soolad – vastavate alkoholide soolad (CH 3 OK).
Stöhhimeetria punkti fikseerimiseks kasutatakse indikaatoreid või
instrumentaalaanalüüsi meetodeid: kolorimeetriline meetod või pH meeter, lahuse
elektrijuhtivuse mõõtmine, polarimeetrilised omadused. Indikaatorite pöördeala pole
sama mis vees.
Indikaator H 2 O CH 3 OH (CH 3 ) 2 CO
Metüüloranz 3,4 3,8 10,6
Fenoolftaleiin 9,3 - 29,2
Metüül punane 5,0 9,2 10,2
Tümoolsinine 1,6 4,7 13,4
Tiitrimismeetodite kasutamine analüütilises keemias ja farmaatsias
1) Hapete/aluste määramisel juhul kui ravim omab happelisi või aluselisi omadusi.
2) Nõrkade aluste ja hapete soolad on vees happeliste/aluseliste omadustega, paljud
ravimpreparaadid esinevad vastava soolana.
3) Saab tiitrida salvide koosseisus olevaid happelise/aluselise reaktsiooniga oksiide:
ZnO + 2HCl ZnCl 2 + H 2 O
Osa hapet jääb üle, tiitritakse hapet, tagasitiitrimise teel tiitritakse leelisega. Nii
saab arvutada ZnO koguse.
4) Asendustiitrimise võte – sel juhul asendatakse uuritav ühend mõne teise ühendiga
Nt. H 3 BO 4 on nõrk hape, lisades glükoosi tekib happeliste omadustega kompleks,
mida saab tiitrida.
5) Paljude orgaaniliste ühendite koosseisus on -COOH rühmad, mille
kindlaksmääramiseks saab kasutada funktsionaalset tiitrimist. Estrite hüdrolüüsil
tekib vastav karboksüülhape. Saab määrata hüdroksüülrühmi –OH, aluseliste
omadustega –NH 2 (aminorühmi), COOR 2 .
6) Tiitrimist kasutatakse molekulmassi määramisel.
7) Lämmastiku sisalduse määramine ravimites.

Urotropiini hüdrolüüsitakse tugeva happega tekib sool, mis tiitritakse tagasi leelisega
teades tagasitiitrimiseks kulunud leelise hulka saame arvutada tekkinud soola ja
esialgse urotropiini massi.
Polüpeptiide ja aminohappeid sisaldavad vähivastase toimega ravimid. Sidemete
hulga määramiseks kasutatakse tugevat hapet, selle toimel eraldub NH 3 püütakse
happesse kinni. Toimub neutraliseerimata happe tiitrimine.
Tiitrimise täpsus sõltub:
1) indikaatori valikust,
2) vastavate hapete pK A väärtustest:
pK 1 = 2,2
pK 2 = 2,8 ei saa korraga määrata.
Oluliste pK erinevuste puhul saab määrata mõlema happe konsentratsioonid.
Meetodi selektiivsus – sõltub hapete aluste suhtelisest tugevuse eristamisest. Kui
hapete tugevus ei ole väga erinev, ei saa määrata mitut ühendit korraga (selle
vältimiseks tuleb valida sobiv solvent).
Sadestustiitrimine
Sadestustiitrimise üldiseloomustsus – meetod on mõnevõrra ebatäpsem kui alkali –
atsidomeetria. Kuid see ei osutu siiski takistuseks kuna tegu on põhiaine mitte
lisandite määramisega. Suhteline viga sõltub valitud aine lahustuvusest solvendis või
vees. Kui lahustuvus on 10 -8 siis on viga 0,1%, viga oleneb ka indikaatorist uuritava
aine kogusest uuritavas lahuses. Uuritava aine määratav konsentratsioon on 1M –
0,001M. Aluseks on sadestusreaktsioon. Kvantitatiivne analüüs.
Titrant – moodustab uuritava lahusega raskesti lahustuva ühendi, sademe.
Stöhhiomeetria punkt – fikseeritakse keemiliste meetoditega (indikaator) või
füüsikalis– keemiliste meetoditega (pH meeter, optiline tihedus). Elektrokeemilised
ioon-selektiivsed elektroodid põhinevad omadusel, et elektrood on tundlik mõne iooni
suhtes.
Probleemid
1) Max. täpsuse (0,01%) saavutamiseks peaks uuritav aine sadenema 99,99%. See
eeldab, et lahusesse ei tohi jääda suurem ioonkorrutis kui 10 -8 . Tekkiva sademe
lahustuvuskorrutis väärtus peab olema väiksem kui 10 -8 .
2) Enamasti indikaatorid fikseerivad stöhh. punkti alles siis kui see on juba ületatud.

Indikaatorid:
1) Sadestusindikaatorid – peab andma titrandiga sademe. Nt. K 2 CrO 4
(õrnkollane) annab Ag + -ioonidega tellikivipunase Ag 2 CrO 4 ↓ sademe.
Meetod nõuab ületiitrimist.
2) Metallokroomsed indikaatorid – annavad titrandiga värvilise kompleksühendi.
Kõigepealt toimub sadestusreaktsioon. Tekkiv kompleks ei tohiks
olla väga püsiv. N: Raudtiotsüanaat.
3) Absorbsiooni indikaatorid – sõltub värvusest. Fluorestsiin, eosiin –
omandavad vastavalt sademe laengule värvuse. Kui hõbenitraati sisaldavat
titranti lisada liias, sademe laeng muutub positiivseks, hõbeda katioonide
absorptsiooni tõttu sademel. N: Difenüülkarbasoon.
Reaktsioon peab kulgema piisavalt kiiresti. Peame saama fikseerida stöhhiomeetrilist
momenti. Võib kasutada valguse hajumise mõõtmist.
Titrant – AgNO 3 .
Objekt – halogeniidioonid (Cl - , Br - , I - ).
Argentomeetria
Indikaator – sadestusindikaator, kompleksimoodustaja.
Cl - + Ag + → AgCl↓
Positiivsus:
Põhineb rasklahustuvate hõbeda ühendite tekkimisel töölahuses sisalduvate
hõbedaioonide toimel.
Negatiivsus:
Ag soolad on suhteliselt kallid.
Merkuromeetria
Titrant – Hg soolad (HgNO 3 , Hg 2 Cl 2 – väikseima lahustuvuskorrutisega).
Indikaator – Fe(SCN) 2 tekkiv kompleks on värviline, metallokroomsed meetodid.

Positiivsus:
väikseim võimaliku konsentratsiooni määramine.
Negatiivsus:
Hg soolad on mürgised, põhjustavad tervisehäireid.
Tiotsüanomeetria
Titrant – AgNO 3 + NH 4 SCN → AgSCN↓ + NH 4 NO 3 .
Positiivsed omadused:
• võimaldab määrata väiksemaid ainekoguseid;
• saame määrata põhiainete kontsentratsiooni;
• kasutatakse ka Cl - , Br - , I - kontsentratsioonide määramiseks, kuid tagasitiitrimisel:
Etapid:
1) HgNO 3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO 3
liias
2) AgNO 3 + NH 4 SCN → AgSCN↓ + NH 4 NO 3
Titrant – BaCl 2 , H 2 SO 4 , K 2 SO 4 , Na 2 SO 4 .
Sulfatomeetria.
Indikaator – sõltub üldiselt määratavast ioonist. Orgaanilised ained (metallokroomsed
indikaatorid), mis moodustavad kompleksühendeid. Tekib lilla Ba-kompleks,
ligandi värvus lõheroosa. Kasutatakse põhiliselt absorbsiooniindikaatorit.
Positiivsed omadused:
• Röntgenkontrastained (sisaldavad Ba-soolasid);
• Aparatuur on lihtne, odav.
Negatiivsed omadused:
• Indikaatori üleminek ei ole hästi fikseeritav;
• Ei ole täpseimad.
Määratav kontsentratsioonide vahemik on 0,1mM – 1M.
Kompleksonomeetria
Titrant – metallide soolad nt. MgSO 4 , metallide oksiidid, nt. ZnO, CaO või
spetsiaalsed orgaanilised ligandid – kompleksoonid.
Meetod võeti kasutusele 1944. aastal Schwrzenhoffi poolt, mil titrandina hakati
kasutama kompleksoon 1 (K I):

Võimelised tekkima tsüklilised kompleksühendid e. kelaadid, mis on väga püsivad –
see eeldus võimaldab määrata väga väikseid ainekoguseid. Kompleksoon reageerib
reagendina suhtes 1:1.
Kompleksoon II e. etüleendiamiintetraetaanhape:
Kui asendada karboksüülrühma H + -ioon Na + -iooniga siis suureneb tunduvalt
kompleksooni lahustuvus, mis loob eelduse väikemate konsentratsioonide
avastamiseks.
Kompleksoon II kasutatakse vähe, rohkem kasutatakse tema soolasid, et suurendada
ligandi lahustuvust vees.
Kompleksoon III e. triloon B:
Komplekside püsivuskonstandid on suurusjärgus 10 -16 – 10 -23 .
Kompleksi moodustamist mõjustab pH, mille stabilisatsiooniks kasutatakse
puhverlahuseid.
Indikaatorid — metallokroomseid indikaatoreid. Tüüpilised indikaatorid Ca ja Mg
ioonide määramisel on mureksiid, eriokroommust.
Stöhhiomeetria punkt on üsna kergesti fikseeritav kuna ligandi värvuse üleminek
kompleksi värvusele toimub väga lihtsalt jälgitavalt. Titrandi liig moodustab ligandiga
kompleksi, mille värvus on ligandist erinev.
Üldiselt on meetod kasutatav metalliioonide (Ca, Co, Cr, Fe, Ag, Mg, Zn) määramisel
ravimites, leelismetallide jaoks meetod ei sobi.
Tiitrimine:
1) kasutades trilooni tiitritakse kohe uuritava metalli hulk;
Põhiaineteks: MgSO 4 , ZnO.
2) kasutades kompleksooni:
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O

• titranti lisatakse ülehulgas, toimub tagasitiitrimine metalli soola lahusega
või metalli oksiidist valmistatud soola lahusega.
• otsetiitrimisel saab määrata kohe metalli konsentratsiooni kasutades
trilooni (määratud konsentratsiooniga aine). Põhiaineks võetakse tavaliselt
teadaoleva kontsentratsiooniga MgSO 4 lahus ja määratakse triloontitrandi
kontsentratsioon. Tuleb hoolikas olla indikaatori valikuga.
• asendustiitrimine on (kui ole otseselt võimalik tiitrimist teostada näiteks
Na, K ioonid) kasutatav:
2Na + + Cr 2 O - 7 → Na 2 Cr 2 O 7
Kompleksoonid on olemas ka fiksanaalidena.
Indikaatori puhul tuleb arvestda seda, et indikaatori püsivuskonstant peab olema
väiksem kui metalli kompleksil. Kompleks peab olema värviline.
Kasutusvaldkonnad farmaatsias:
• Laktaat;
• Kaltsiumglükonaat;
• Tsingipreparaatidest Zn määramine (N: tsinksalv);
• Mg sulfaatides, lahtistites;
• Saab määrata ka oksalaate ja fosfaate asendusmeetodina.
Rakenduspiirkond uuritavate ühendite suhtes on 0,1M – 0,0001M, väikseim
konsentratsioon ei anna nii selgelt jälgitavat tiitrimishüpet. Liiga suurtel
kontsentratsioonidel tekib sade. Kompleksooni kontsentratsioon valitakse nii, et sadet
ei tekiks.
Redokstiitrimine
Põhineb redoksreaktsioonil, uuritav aine peab omama oksüdeerija või
redutseerija omadusi. Tugevad oksüdeerijad tuleks enne vesilahusesse viimist panna
reageerima sobiva reagendiga, et saaks tiitrida. Puhtal kujul tugevad oksüderijad
lagundavad vett.
Tingimused:
1. Reaktsioon peab olema stöhhiomeetriline. Peab kulgema uuritava ainega
(selektiivsuse nõue);
2. Redokspotensiaal peab sobima vastava solvendiga;
3. Redoksprotsess peab antud tingimustes kulgema lõpuni, et saaks määrata
söhhiomeetria punkti;
4. Reaktsioon peab kulgema piisavalt kiiresti, redoksreaktsioon on tavaliselt
mitmeastmeline, nõuab katalüsaatorit;
5. Peab olema võimalik fikseerida stöhhiomeetria punkt. Sobivad meetodid:
-
• MnO 4 on oksüdeerija – lilla värvusega. Kui reaktsioon kulgeb lõpuni, siis
lilla värvus kaob ja tekib Mn 2+ . Indikaatorit pole vaja, uuritava lahuse värvus
muutub ise.

• Indikaatori kasutamine. Indikaator peab ise olema oksüdeerivate või
redutseerivate omadustega – redoksindikaator. Erilised või spetsiaalsed
indikaatorid. Nt: jodomeetria puhul tärklise lahus on lilla.
Titrandid:
1) redutseerivate omadustega – S 2 O 3 2- , NO - ;
2) oksüdeerivate omadustega – KMnO 4 , BrO 3 - , I 2 , Cr 2 O 7 2- .
Reaktsioon peaks kulgema kostantsel pH juures, selle stabilisatsiooniks kasutatakse
puhverlahust.
Nõuded titrandile:
Redokspotensiaalide vahe titrandi ja uuritava iooni vahel peaks olema 0,4 – 0,5V.
Mida suurem on redokspotensiaalide erinevus, seda selgemalt on fikseeritav
stöhhiomeetria punkt.
1,0V > Ei ole hästi fikseeritavad.
0,7V > Pe valima teise titrandi 1,5V.
Põhiained — ained, mille suhtes määratakse titrandi konsentratsioon sõltuvad
redoksmeetodist. Nende koostis peab olema fikseeritud, peaks olema stabiilne antud
keskkonnas. KMNO 4 mitte kasutada põhiainena. Põhiaine valik oleneb titrandist –
oblikhape või mõni muu orgaaniline hape. Võimalus on tiitrida ka ilma põhiainet
kasutamata, valides titrandiks valmis fiksanaali.
Permanganatomeetria
Titrant – KMnO 4 , reaktsioon kulgeb happelises keskkonnas, kuna siis on MnO 4
-
oksüdeerija võimed suurimad.
Põhiaine – oblikhape.
MnO 4
-
+ 8H + + 5e - → Mn 2+ + 4H 2 O E= 1,54V
Indikaator – pole vaja MnO 4 - - ioonid ongi indikaatoriks.
Stöhhiomeetria punkt – fikseeritakse titrandi ülehulga toimel.
Objektid:
• Vesinikülihapend;
• Naatriumnitrit (antioksüdant) – Na 2 NO 2 ;
• Orgaaniliste hapete määramine (sidrunhape, õunhape, viinhape).
Protsessi kiirendamiseks lisatakse Mn 2+ -ioone ja/või kuumutatakse.
Jodomeetria

-
Titrant – joodilahus (KI), kus oksüdeerijaks on I 3 (jood lahustub vees halvasti,
titrandi suurte konsentratsioonide kasutamine on promblemaatiline, seetõttu
kasutatakse KI). Titrandina võib kasutada ka naatriumtiosulfaati Na 2 S 2 O 3 .
I 3 - + 2e - → 3I - .
Kasutatavad on ka vastupidised reaktsioonid, kus eraldub I 2 . E = 0,54V. (jood on
nõrgem oksüdeerija kui MnO 4 - ).
Põhiaine – K 2 Cr 2 O 7 , millele lisatakse KI liig ning tekkiv I 2 tiitritakse
naatriumtiosulfaadiga tagasi.
Indikaator – I 2 -lahus on pruunikas. Üle minev värvusetuni.
Stöhhiomeetria punkt – fikseeritakse tärklise lahusega, tärklise lahus sisaldab
amülaasi, mis reageerib I 2 seejuures värvub lahus lillaks. Tärklis lisatakse vahetult
enne stöhhiomeetria punkti saabumist.
Objektid:
1) desinfitseerivates vahendites joodi määramiseks;
2) aldehüüdide konsentratsiooni määramiseks;
3) palavikku alandavad (valuvaigistavad) vahendid;
4) antibiootikumid;
5) askorbiinhappe määramiseks;
6) asendusreaktsioon: tugeva oksüdeerija asendamine.
7) Spetsiifiline. Jodomeetrilist reagenti kasutatakse niiskuse määramisel: Carl-
Fischeri reagent (I 2 + S 2 O) püridiinis lahjendatuna veevabas metanoolis
(akvameetria). Saab määrata niiskust või vett.
Titrant – tseerium 2+/3+ soolad.
Tserimeetria
Negatiivsus – need soolad on kallid, osatähtsus on langenud.
Kromatomeetria
Titrant – K 2 Cr 2 O 7 (oksüdeerija), E= 1,36V. Ta on oranzi värvusega – kasutatakse
titrandi liia meetodit. Oranzi üleminek on halvasti fikseeritav.
Indikaator – orgaanilised redoksindikaatorid (difenüülamiin, fenüülantranüülhape).
Objektid:
1) titrandi konsentratsiooni määramisel, nt. Jodomeetrias;
2) paljude antioksüdantide määramisel (SO 3 2- );
3) askorbiihappe määramisel;
4) formaldehüüdi määramisel;
5) Fe 2+ määramine.

Bromo –ja bromatomeetria
Titrant – Br 2 , BrO 3 - (oksüdeerijad).
Br 2 + 2e - → 2Br – E = 1,44V
Põhiaine – puudub, titrandi konsentratsioon määratakse jodomeetriliselt. Lisatakse KI
liias eraldub I 2 , see tiitritakse tagasi naatriumtiosulfaadiga.
Indikaator – Br 2 on pruunikas. Üleminek jälgitav.
Stöhhiomeetria punkt – Br 2 pruun värvus valastub, kasutatakse ka veel metüüloranzi
ja metüülpunast – muutub värvituks.
Objektid:
1) arseeni preparaatide määramine;
2) palavikuvastaste ühendite määramine;
3) fenoolset tüüpi ühendite määramine (bromeerimine). Tekkiv HBr tiitritakse tagasi
Br
Br
+ 3Br 2
Br
+ 3HBr
OH
OH
4) väävlit sisaldavate aminohapete määramine.
Nitritomeetria
Titrant – KNO 3 , NaNO 2 – redutseerivate omadustega.
Põhiaine – sulfaniilhape (titrandiga reageerides annab värvilise e. tiasoühendi).
Indikaator – väljavõtteline indikaatormeetod – titrandi lahuse lisamise järel võetakse 1
tilk lahust, mis pannakse tärklisega ja KI-ga immutatud paberile. Jood eraldub ja
värvib paberi lillaks.
Objektid:
1. streptosiid;
2. novokaiin;
3. Sn, Fe 2+ -katioonid.