Метод нейтрализации основан на реакции. физико-химические методы анализа. "Нейтрализации методы" в книгах

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное агентство по образованию

Саратовский государственный технический университет

МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

по аналитической химии для студентов направления 550800

всех форм обучения

Саратов 2009

ВВЕДЕНИЕ

Химический анализ состава вещества подразделяется на качественный и количественный анализ. Задача качественного анализа определить, из каких атомов или ионов состоит исследуемое вещество. Задача количественного анализа определить, в каком количестве атомы или ионы входят в состав вещества. Методы количественного анализа подразделяются на три большие группы.

КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

гравиметрический (весовой)

титриметрический (объемный)

физико-химические методы анализа

Гравиметрический анализ основан на точном взвешивании продукта реакции и позволяет определить содержание вещества с точностью до. Однако этот метод анализа отличается длительностью (анализ может продолжаться несколько суток) и поэтому не пригоден для использования в производственных условиях.

При титриметрическом анализе измеряется объем реагента, затраченный на реакцию с исследуемым веществом. Современная техника эксперимента позволяет измерить объем реагента с точностью до 10-2 мл. Таким образом, титриметрический анализ значительно уступает гравиметрическому в точности, но позволяет сократить время, затраченное на анализ, до нескольких минут. Такой метод проведения анализа находит широкое применение в заводской практике.

Физико-химические методы анализа основаны на изучении зависимости какого-то конкретного параметра раствора от его состава. Они отличаются высокой точностью (10·г) и быстротой проведения эксперимента. Однако для проведения анализа, как правило, требуется специальная аппаратура. Поэтому наибольшее распространение в производственных условиях получил титриметрический (объемный) анализ.

Особенности титриметрического анализа и условия титрования подробно рассмотрены в данных методических указаниях на примере титрования по методу нейтрализации.

ОБЪЕМНЫЙ АНАЛИЗ

При проведении анализа реагент по каплям добавляют к исследуемому веществу. Такая операция называется титрованием, а метод анализа титриметрическим.

Титрование проводят до установления эквивалентной точки. Эквивалентной точкой называется такое состояние раствора, в котором к исследуемому веществу добавлено строго эквивалентное количество реагента. Момент окончания титрования можно установить при помощи химической реакции или по изменению некоторого физического свойства. Например, при взаимодействии NaOH и НСl эквивалентная точка достигается, когда в реакцию с 40 г NaOH вступает 36,5 г НСl или с 4 г NaOH вступает 3,65 г НСl и т. д.:

NaOH + НСl = NaCl + Н2О

М (NaOH) = 40 г/моль

М (НСl) = 36,5 г/моль

https://pandia.ru/text/78/523/images/image002_1.gif" width="13" height="47 src=">

Основной единицей объема в Международной системе единиц (СИ) является м3; тысячная доля м3 это cм3 (тоже миллилитр, мл). Содержание вещества в одном мл раствора называется титром, обозначается Т (г/мл).

Растворы с известным титром называются mитpованными или рабочими. Зная титр и объем рабочего раствора, затраченный на титрование, рассчитывают количество реагента, вступившее в реакцию с исследуемым веществом:

а (г) = Т (г/мл) V (мл). (1)

Для приготовления рабочих растворов используют специальные вещества, выбор которых обусловлен типом реакции, имеющей место при титровании.

В соответствии с типом реакции различают следующие методы объемных определений: метод нейтрализации, методы окисления восстановления, методы осаждения и комплексообразования.

Для определения точки эквивалентности в объемном анализе используют специальные вещества индикаторы (иногда индикатором является сам реагент). Для точного измерения объемов исследуемого вещества и реагента в ходе анализа используется специальная мерная посуда: мерные колбы, пипетки, бюретки и т. д. Взвешивание веществ производят в бюксах, доведенных до постоянного веса.

Расчет концентрации исследуемого раствора, в соответствии с законом эквивалентов, проводят по формуле (2). Произведение объема на нормальность для исследуемого вещества и реагента есть величина постоянная

С1∙V1= С2∙V2=const, (2)

где С1 и С2 молярные концентрации эквивалентов (нормальности) исследуемого вещества и титранта, соответственно, моль экв/л;

V1, объем исследуемого вещества, л;

V2 объем титранта, израсходованный на титрование, л.

МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

При определении концентраций кислот и оснований используют метод кислотно-основного титрования, в основе которого лежит реакция нейтрализации:

Н+ + ОН-· ↔ Н2О

С помощью данного метода можно определять концентрацию кислот, щелочей, а также солей, имеющих кислую или щелочную реакцию среды в результате гидролиза. Если в качестве рабочего раствора используется кислота, то метод называется ацидиметрия: если рабочий раствор щелочь алкалиметрия. Точка эквивалентности определяется с помощью индикаторов, изменяющих свою окраску при изменении реакции среды.

Для проведения анализа необходимо приготовить стандартные рабочие растворы, титрованные рабочие растворы, а также правильно выбрать индикатор. Стандартными· рабочими растворами в ацидиметрии являются растворы буры Na2B407∙10H20 или соды Nа2СОз ∙5Н2О; титрованными рабочими растворами растворы хлороводородной кислоты, реже других кислот. В алкалиметрии стандартными рабочими растворами являются растворы щавелевой кислоты Н2С2О4∙2Н2О или оксалата натрия Na2C2О4·2H2О.

Метод нейтрализации как метод количественного анализа получил широкое распространение, т. к. реакция среды (рН среды) определяет направление целого ряда физико-химических процессов и химических реакций. Например, процессы окисления восстановления, образования и растворения осадков, коррозии металлов, дубления кожи и т. д. зависят от реакции среды. Таким образом, в производственных условиях постоянно возникает необходимость контролировать реакцию среды.

Лабораторные работы, включенные в данные методические указания, позволяют приобрести необходимые практические навыки для контроля реакции среды и выполняются каждым студентом самостоятельно.

ОБЩИЕ ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ЛАБОРАТОРНОГО ПРАКТИКУМА ПО АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

1. Ознакомление с приемами и методами проведения химического анализа.

2. Изучение особенностей объемного анализа.

3. Ознакомление с методиками приготовления рабочих растворов, стандартных рабочих растворов и вспомогательных веществ.

4. Приобретение практических навыков стандартизации веществ и определения концентрации исследуемых растворов.

5. Приобретение практических навыков прямого, обратного и заместительного титрования.

6. Ознакомление с особенностями проведения расчетов.

О ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТАХ 1-5

Студент пишет отчет о выполненной работе в тетради для лабораторных занятий. Этот отчет должен содержать следующие пункты:

1) номер и название лабораторной работы;

2) формулировку цели работы;

3) основные теоретические положения;

4) порядок выполнения работы;

5) экспериментальные данные;

6) расчеты и выводы по работе.

ТЕХНИКАЭКСПЕРИМЕНТА

2. Получить у лаборанта посуду (колбы и бюкс).

3. Вымыть, высушить и подписать посуду.

4. Взвесить бюкс.

5. Определить объем капли дистиллированной воды, вытекающей из бюретки.

6. Приступить к выполнению лабораторных работ.

ТРЕБОВАНИЯ БЕЗОПАСНОСТИ ТРУДА

1. Все операции с концентрированными кислотами и щелочами следует проводить только под тягой.

2. Нагревать растворы следует только в специальной тугоплавкой посуде и под тягой.

3. При отмеривании кислот и щелочей следует пользоваться мерными и измерительными пипетками и цилиндрами.

4. Набирать жидкость в пипетки следует только с помощью груши.

Лабораторная работа 1

ПРИГОТОВЛЕНИЕ СТАНДАРТНОГО РАБОЧЕГО РАСТВОРА БУРЫ

Цель работы : приготовить 200 мл 0,1н раствора буры.

Рабочие растворы подразделяются на стандартные и установленные растворы.

Стандартными называются растворы, которые получают путем растворения точной навески вещества в строго определенном объеме жидкости. Титр таких растворов определяют по формуле:

Т = ; (г/мл), (3)

где a навеска вещества, г; V объем колбы, мл.

Для приготовления стандартных рабочих растворов пригодны вещества, которые удовлетворяют следующим требованиям:

1) вещество должно быть получено в химически чистом виде;

2) состав вещества должен строго отвечать формуле;

3) состав вещества не должен изменяться при хранении;

4) вещество должно иметь достаточно высокую эквивалентную массу, что позволяет уменьшить процент ошибки при взвешивании.

1. Расчет навески:

а = Сн Мэ V /1000, (4)

где а – навеска вещества, г;

Сн нормальность раствора;

Мэ масса эквивалентная вещества, г/моль;

V объем раствора, мл.

Мэ= (Na2B407·10Н2О) = М (Nа2В4О7 10Н2О) / 2 = 2 ·22,9897 + 4·10,8100 + 7·15,994 + 20· 1,0079 + 10 ·15,9994 = 381,3672 /2 = =190,6836 (г/моль)

2. Взвешивание буры:

а = 0,1∙190,6836·200/1000 = 3,8137 (г)

Масса пустого бюкса на технических весах а1.

Масса пустого бюкса на аналитических весах а2.

Теоретическая масса бюкса с навеской а3 =(а2 + 3,8137).

Масса бюкса с навеской на технических весах а4.

Масса бюкса с навеской на аналитических весах a5.

НАВЕСКА ПРАКТИЧЕСКАЯ:

апр= а5-а2 (5)

3. Растворение буры.

Навеску буры из бюкса количественно переносят в мерную колбу на 200мл через воронку. Все кристаллики буры на стенках бюкса и на воронке тщательно смывают в колбу. Бура плохо растворяется в воде, поэтому для ее растворения в колбу наливают небольшое количество горячей дистиллированной воды (150 мл). Содержимое колбы осторожно перемешивают. После того как бура растворится в воде, колбу охлаждают до комнатной температуры и доводят объем в колбе до метки дистиллированной водой комнатной температуры. Колбу плотно закрывают и раствор тщательно перемешивают. Приготовленный раствор переливают в плоскодонную колбу.

4. Расчет нормальности и титра буры.

Cн (практ) = К Сн (теор) = К 0,1. (7)

Т=Сн(практ) ·Мэ(буры) / 1000; (8)

Т = апр / V, где V - объем колбы. (9)

Лабораторная работа 2

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАБОЧЕГО РАСТВОРА ХЛОРОВОДОРОД НОЙ КИСЛОТЫ

Цель работы: приготовить 500 мл 0,1 н хлороводородной кислоты HCl.

Промышленная хлороводородная кислота представляет собой жидкость, содержащую примеси и не пригодную для приготовления стандартных растворов. Поэтому из НСl готовят раствор приблизительно заданной нормальности, а точную нормальность устанавливают по стандартному рабочему раствору или по титрованному раствору. Для приготовления растворов из технической кислоты неизвестной процентной концентрации необходимо измерить плотность кислоты с помощью денситометров, затем по справочнику найти процентную концентрацию кислоты и только после этого приступить к приготовлению кислоты.

1. Определение плотности и процентной концентрации кислоты HCl.

Кислоту поместить в цилиндр емкостью 1 л и опустить денситометр. Например, ρ(НСl) = 1,09 г/мл. В справочнике по аналитической химии находим массовую долю (процентную концентрацию) исходной кислоты. В нашем примере -18%-ная HCl.

2. Расчет навески:

а=Сн·Мэ·V/I000, (10)

где, а навеска вещества, г;

Сн нормальность раствора;

Мэ масса эквивалентная вещества, г/моль;

V объем раствора, мл.

3. Расчет массы 18%-ной кислоты, необходимой для приготовления раствора:

ω = , (11)

где ω = 0,18.

Зная m (HCl) (навеска п. 2), находим m (раствора HCl).

4. Расчет объема 18%-ной HCl, необходимого для приготовления кислоты:

V(раствора HCl) = m (раствора HCl) ∙ρ. (12)

5. Приготовление 500 мл 0,1 н HCl.

Необходимый для приготовления объем кислоты, рассчитанный по п. 4, отмерить цилиндром и перенести в мерную колбу на 500 мл. Довести объем в колбе до метки дистиллированной водой, добавляя ее небольшими порциями и тщательно перемешивая содержимое колбы. Приготовленный раствор перенести в плоскодонную или коническую колбу.

Лабораторная работа 3

ОПРЕДЕЛЕНИЕ НОРМАЛЬНОСТИ И ТИТРА ХЛОРОВОДОРОДНОЙ КИСЛОТЫ

Цель работы: установить нормальность приготовленного раствора НСl по стандартному раствору буры.

Для определения нормальности и титра кислоты необходимо оттитровать кислоту раствором буры. Чтобы определить точку эквивалентности, при титровании необходимо воспользоваться индикаторами. Индикаторами называются вещества, изменяющие свою окраску при изменении реакции среды. Индикаторы в большинстве случаев слабые органические кислоты или основания. В общем виде формулу кислоты или основания можно представить следующим образом:

HInd или KtOH,

где Ind - анион кислоты; Kt+ - катион основания.

Индикатор изменяет окраску, т. к. его молекулы и ионы окрашены в разные цвета. Если в растворе преобладают молекулы, то раствор имеет цвет молекул, и наоборот. Равновесие между молекулами и ионами индикатора можно сместить, изменяя реакцию среды. Например, слабая кислота частично диссоциирует по уравнению:

НInd ↔ Н+ + Ind-.

При добавлении H+ равновесие диссоциации смещается в сторону недиссоциированных молекул кислоты. Кислая среда подавляет диссоциацию, раствор имеет окраску молекул. В щелочной среде Н+ и ОН- взаимодействуют, и равновесие диссоциации смещается в сторону образования ионов. Щелочная среда способствует диссоциации, раствор приобретает окраску ионов. Изменение окраски индикатора происходит в некотором интервале рН, который называется интервалом перехода окраски индикатора. Центральная точка этого интервала называется показателем титрования, обозначается рТ (табл. 1).

Таблица 1

Интервалы перехода окраски некоторых индикаторов

Индикатор	Интервал перехода рН	Значение рТ	Окраска в кислой среде	Окраска в щелочной среде
Тимоловый голубой
Метиловый оранжевый
Метиловый

Феноловый красный
Тимоловый голубой (2-й переход)
Фенолфталеин			бесцветная	малиновая
Тимолфталеин			бесцветная
Ализариновый желтый				сиреневая
Тропеолин				коричневая

1. 10 мл буры отмерить мерной пипеткой и перенести в колбу для титрования. Добавить 1-2 капли метилового оранжевого.

2. Бюретку заполнить раствором хлороводородной кислоты.

3. Oттитровать буру раствором хлороводородной кислоты до перехода желтой окраски в желто-розовую. Записать объем HCl, который пошел на титрование, в таблицу 2.

Определение повторить 5 раз.

Таблица 2

Данные для расчета нормальности и титра хлороводородной кислоты

Объем буры, мл	Объем HCl, мл	Средний объем HСl, мл

Сн буры. Vбуры = Сн (НСl)· V (HCl), (13)

ТНСI = Сн (НСl)·Мэ (HCl)/10

Лабораторная работа 4

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАБОЧЕГО PAC ТВ OPA ГИДРОКСИДА КАЛИЯ

Цель работы: приготовить 200 мл 0,1 н раствора КОН.

Гидроксид калия гигроскопическое вещество, активно поглощающее воду и углекислый газ из воздуха. Состав вещества постоянно изменяется, поэтому из такого вещества нельзя приготовить стандартный рабочий раствор. Имея гидроксид калия, готовят раствор приблизительно заданной нормальности, а точную концентрацию устанавливают по щавелевой кислоте или титрованному раствору другой кислоты.

1. Расчет навески:

а = Сн·Мэ·V / 1000, (15)

где а навеска вещества, г;

Сн- нормальность раствора;

Мэ эквивалентная масса вещества, г/моль;

V объем раствора, мл.

2. Взвешивание КОН:

Масса бюкса на технических весах - а1

Теоретическая масса бюкса с навеской - а2

а2 = (а1 + а + 0,4),

где а навеска теоретическая; 0,4 - поправка на карбонаты.

Масса бюкса с навеской на технических весах - а3

Навеска практическая: апр = а3-а1.

3. Растворение КОН.

Навеску КОН перенести в мерную колбу на 200 мл, добавить небольшое количество дистиллированной воды, растворить КОН в воде и довести объем в колбе до метки. Тщательно перемешать содержимое колбы. Перелить полученный раствор в плоскодонную колбу.

Лабораторная работа 5

ОПРЕДЕЛЕНИЕ НОРМАЛЬНОСТИ И ТИТРА КОН

ПО РАБОЧЕМУ РАСТВОРУ HCl

Цель работы: установить нормальность и титр КОН.

1. 10 мл НСl отмерить пипеткой и перенести в колбу для титрования, добавить индикатор фенолфталеин.

2. Бюретку заполнить приготовленным раствором КОН.

3. Oттитровать НСl раствором КОН до появления бледно-малиновой окраски. Записать объем КОН, пошедший на титрование.

4. Определение повторить 5 раз. Составить таблицу (см. лаб. раб. 3, пункт 3).

Лабораторная работа 6

КОНТРОЛЬНЫЙ АНАЛИЗ

Цель работы: определение нормальности и титра серной кислоты H2SО4.

1. Приготовить мерную колбу на 100 мл и получить в нее раствор для исследовании.

2. Довести объем в колбе до метки дистиллированной водой и тщательно перемешать содержимое колбы.

3. Бюретку заполнить исследуемым раствором (кислотой H2SО4).

4. 10 мл титрованного раствора КОН перенести в колбу для титрования, добавить индикатор (метиловый оранжевый).

5. Оттитровать КОН раствором H2SО4 до перехода желтой окраски в желто - розовую. Определение повторить 5 раз.

Если ошибка определения составит больше 5%, анализ необходимо повторить.

ВОПРОСЫ К ОТЧЕТУ ПО ТЕМЕ

«МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ »

1. Ионизация воды. Водородный показатель.

2. Буферные растворы. Сущность буферного действия. Буферная емкость.

3. Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований. Закон Оствальда.

4. Сильные электролиты. Коэффициент активности. Ионная сила.

5. Объемный анализ. Сущность объемного анализа. Требования к реакциям, применяемым в объемном анализе. Классификация методов объемного анализа.

6. Способы выражения концентрации растворов. Молярность, нормальность (молярная концентрация эквивалентов), процентная концентрация (массовая доля).

7. Метод нейтрализации. Индикаторы метода нейтрализации. Теория индикаторов метода нейтрализации.

8. Область перехода индикаторов. Показатель титрования индикаторов.

9. Кривые титрования.

10. Титрование сильных кислот сильными основаниями. Титрование слабых кислот сильными основаниями.

11. Титрование слабых оснований сильными кислотами.

12. Титрование многоосновных кислот.

13. Титрование растворов солей.

14. Индикаторная ошибка титрования. Расчет индикаторной ошибки титрования. Влияние различных факторов на показания индикаторов.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

1. Приготовление рабочих растворов

Пример 1 . Сколько граммов КОН необходимо взять для приготовления 1,5 л 0,02 н раствора?

Дано: Решение:

Пример 2 . Сколько миллилитров раствора НС1 плотностью 1,15г/см требуется для приготовления 1,5 л 0,2 н раствора?

Дано: Решение:

ρ(НС1)= 1,15 г/см3	m (HCl) = СН·Мэ∙V (V в литрах)
V(НСl) = 1,5 л	Мэ(НСl) =М /1 = 36,46 г/моль
Сн(НСl) = 0,2 н	1. m (НС1) = 0,2·36,46/1,5 = 10,94 (г).
	2. По справочнику находим, что ρ=1,15 г/см3 соответствует 30% НСl Находим массу 30%-го раствора, необходимого для приготовления кислоты: ω = (mв-ва / mр-ра) 100 => mр-ра = 10,94/0,30 = 36,46 (г).
	3. Vр-ра =mр-ра/ρ = 36,46 /1,15 = 31,71 (мл).

Пример 3. Сколько граммов щелочи, содержащей 92% NaOH, необходимо взять для npиготовления 2 л 10% раствора?

Дано: Решение:

ρ (NаОН) = 0,92	ω = (mв-ва / mр-ра) 100%
	1). По справочнику находим плотность 10% - ного раствора щелочи, которая равна 1,11 г/см3 Тогда 2 л 10% - ного раствора будут иметь массу: mр-ра = 1,11·2000 = 2220 (г).
ω(NаОН) = 0,1	2). Количество чистого NaOH, необходимого для пpиготовления 2 л 10%-ного раствора, находим, используя формулу: ω = (mв-ва / mр-ра)=> mв-ва =2220·0,10=222 (г).
	3). Количество 92% - ного NaOH, необходимого для npиготовления 2 л 10%-ного раствора, определяем по формуле: ρ = mв-ва / m NaOH => m NaOH = 241 (г).

Пример 4 . Сколько миллилитров 8 н раствора NaOH необходимо взять для приготовления 1 л 0,25 н раствора?

Дано: Решение:

	Cн(NaOH) ∙V(NaOH)= V"(NaOH) ∙Cн"(NaOH)
Cн(NaOH)=0,25 н	V(NаОН) = Cн"(NaOH) ∙V"(NaOH) / Cн (NaOH)
	V(NаОН)= 0,25·1 /8 = 0,31 (л).

2. Определение концентрации рабочего раствора

Пример 1 . На титрование раствора, содержащего 0,2584 г безводной соды, расходуется 21,35 мл раствора H2SО4. Определите титр раствора H2SО4.

Дано: Решение:

m(Nа2СОЗ) = 0,2584 г	Nа2СОЗ + H2SО4 = Na2SО4 + СО2 + Н2О
V(Н2SО4) = 21,35 мл	n(Nа2СОЗ) = n(Н2SО4), n количество вещества эквивалента
	n(Nа2СОЗ) = m (Na2 СО3)/Мэ(Nа2СОЗ)
n(Н2SО4) = Т(Н2SО4)·V(Н2SО4)/ Мэ(Н2SО4) Мэ(Н2SО4) = 49 г/моль m(Na2СО3)/Мэ(Nа2СОЗ)=Т(Н2SО4)·V(Н2SО4)/Мэ(Н2SО4) Следовательно титр равен Т(Н2SО4)= 0,2584∙49 / 53∙21,35 = 0,0442 (г/мл)

Пример 2. Для установки титра раствора НСl 5,206 г безводной соды растворили в мерной колбе на 500 мл. На титрование 25 мл раствора расходуется 26,18 мл хлороводородной кислоты. Определить нормальность HCl, титр НСl, титр НСl по NaOH.

Дано: Решение:

m(Na2CO3)= 5,2068 г	Nа2СОз + 2HCl = 2NaCl + H2O + СО2
V(Na2CO3)= 500 мл	1) n(Nа2СОз)=n(HСl)
V1(Na2CO3)=25 мл	n(Nа2СОз)=m(Na2CO3)∙V1(Na2CO3)/Мэ(Nа2СО3)·V(Na2CO3)
V(HCl)= 26,18 мл	2) n(HСl)=Cн(HCl)·V(HCl)/1000
	3) / [Мэ(Nа2СО3)·V(Na2CO3)] = /1000
	Cн(HCl)=/ = 0,1876 г/мл
Т(НСl/NaOH)-?	4) Т(НСl)=Cн(HCl)∙Mэ(HCl)/1000 (г/мл) 5) Т(НСl/ NaOH)=Cн(HCl)·Mэ(NaOH)/1000 (г/мл)

3. Вычисление результатов анализа в методе нейтрализации

Пример 1. На титрование 20 мл NaOH израсходовано 22,4 мл 0,0532 н HCl. Сколько граммов NaOH содержится в 1 л раствора?

Дано: Решение:

	NaOH + НСl = NaCl + H2O
V(HCl)=22,4 мл	n(NаОН)=n(HCl)
Сн(HCl)=0,0532 н	n(NаОН)=V(NaOH)∙Сн(NаОН) n(HCl)=V(HCl)·Сн((HCl)
	V(NaOH)·Сн(NаОН)=V(HCl)·Сн((HCl) m(NаОН)=Сн(NаОН)·Мэ(NаОН)=22,4·0,0532·40/20=

Пример 2 . Вычислите процентное содержание буры (тетрабората натрия) в загрязненном о6разце, если на навеску 0,875 r при титровании идет 20,4 мл 0,212 н раствора HCl.

Дано: Решение:

m(образца буры)=0,8750 г	Na2B4O7 +2НСl+H2O→2NаСl+HBO3
V(HCl)=20,4 мл	n(Na2B4O7)=n(HCl)
Сн(HCl)=0,212 н	n(Na2B4O7)=m(Na2B4O7)/Mэ(Na2B4O7)
% буры в навеске-?	n(HCl)=V(HCl)·Сн(HCl)/1000
	1) m(Na2B4O7)=190,7·20,40·0,212/1000=0,824 г
	2) %(Na2B4O7)=0,824/0,875=94,2%

Задачи для самостоятельного решения

1. Сколько мл серной кислоты плотностью 1,07 г/см3 требуется для приготовления 2,5 л 0,1 н раствора?

2. Какую навеску реактива NaOH, содержащего 93% основного вещества, нужно добавить к 10 л 0,1945 м раствора NaOH, чтобы получить 0,2 М раствор?

3. Сколько мл серной кислоты плотностью 1,07 г/см3 с массовой долей H2S04 10% нужно взять для анализа, чтобы на ее титрование пошло 20 мл 2 М раствора NaOH?

4. Чему равна масса серной кислоты, содержащейся в растворе, если на ее титрование расходуется 23,5 мл раствора NaOH с титром 0,005764 г/мл?

5. Вычислить массу оксида кальция, если на титрование его раствора пошло 18,43 мл 0,2135 М раствора HCl.

6. Вычислить массу соли, на титрование которой по метиловому оранжевому расходовалось бы 25 мл 0,2 М раствора хлористоводородной кислоты.

8. Каковы молярность, нормальность и титр раствора серной кислоты, если 20 мл этого раствора оттитровано 25 мл 0,1н раствор едкого натра?

9. Вычислить нормальность и титр раствора HCI, если на титрование 0,1907 г тетрабората натрия израсходовано 10 мл раствора HCl.

10. Сколько мл HNОз плотностью 1,4 г/см3 нужно взять для получения 5 л 0,1 н раствора?

11. Определите нормальность и титр раствора KOH, если на титрование навески 0,1495 н Н2С4Н4О4, растворенной в произвольном объеме воды, пошло 25,20 мл щелочи.

12. Чему равен титр 0,1205 н раствора H2SO4?

13. Чему равна нормальность растворов, содержащих в 1 л:

а) 4,0106 г НСl; б) 4,8059 г H2SO4?

14. Сколько мл 10%-ного раствора с плотностью 1,047 г/см3 добавить к 50 мл 37,23%-ного раствора с плотностью 1,19 г/cм3, чтобы получился 25%-ный раствор НСl?

ЛИТЕРАТУРА

1. Аналитическая химия / М.: Высшая школа, 2003 т.с.

2. Основы аналитической химии / М.: Высшая школа, 2004 т.1, 503 с.

3. Задачи и вопросы по аналитической химии / , М.: Мир, 2с.

МЕТОД НЕЙТРАЛИЗАЦИИ

Методические указания

к лабораторным работам по аналитической химии

Составили.

НЕЙТРАЛИЗАЦИИ МЕТОД (син. кислотно-основная титриметрия ) - титриметрический метод определения концентрации кислот (ацидиметрия) и щелочей (алкалиметрия) в растворах, основанный на реакции нейтрализации, т. е. реакции взаимодействия кислоты с основанием, протекающей с образованием воды и соли.

Н. м. применяется в клиникобиохимических и сан.-гиг. лабораториях, а также в контрольно-аналитических аптечных лабораториях. Этим методом в клинико-биохими-ческих лабораториях определяют общую кислотность желудочного содержимого, т. е. свободную и связанную соляную к-ту, органические к-ты и кислореагирующие фосфаты, титруя свежий исследуемый материал 0,1 н. р-ром едкого натра (см. Желудочный сок). Н. м. используется и для определения титрационной кислотности и щелочности мочи, величины pH кишечного сока, крови, нек-рых пищевых продуктов.

В водных р-рах реакция нейтрализации сводится к соединению водородных ионов (Н +), образуемых к-той, с гидроксильными ионами (ОН -), образуемыми щелочью, в молекулы воды: H + + OH - -> H 2 O.

При определении концентрации к-ты к точно измеренному объему анализируемого р-ра постепенно Приливают из бюретки рабочий р-р щелочи (напр., р-р едкого натра) известной концентрации до тех пор, пока не будет достигнута точка эквивалентности, т. е. до тех пор пока не будет прилит такой объем рабочего р-ра (титранта), в к-ром содержится количество щелочи, эквивалентное количеству к-ты, находящемуся в исследуемом объеме р-ра, взятого для титрования. Определение концентрации щелочи производят аналогичным образом. В этом случае в качестве титранта используют рабочий р-р кислоты, напр, соляной к-ты, известной концентрации.

Концентрацию к-ты или щелочи в анализируемых р-рах вычисляют по уравнению:

H = (H 0 V 0)/V,

где V и V 0 - соответствующие объемы анализируемого р-ра и титранта, а H и Н 0 - нормальные концентрации анализируемого р-ра и титранта.

Определив нормальную концентрацию (Н) анализируемого р-ра, рассчитывают, если это необходимо, титр р-ра (Т), т. е. содержание к-ты или щелочи в граммах в 1 мл р-ра, по уравнению:

T = (Н*Э)/1000

где Э - эквивалент к-ты или щелочи.

Для определения конца титрования применяют кислотно-основные индикаторы (см.). Р-р индикатора (1-2 капли) предварительно добавляют к анализируемому р-ру и титрование заканчивают в момент резкой перемены окраски индикатора. В качестве индикаторов в Н. м. обычно используют индикаторы, окраска к-рых различна в кислой и щелочной среде, напр., бромтимо-ловый синий, зона перемены окраски к-рого от желтой к синей находится в интервале значений pH 6,0-7,6; феноловый красный, меняющий окраску от желтой к красной при pH 6,8-8,4; фенолфталеин с зоной перемены окраски от бесцветной к малиново-фиолетовой при pH 8,3-10,0 и др. Существуют также безиндикаторные методы определения эквивалентной точки (см.

В основе метода нейтрализации лежит реакция нейтрализации:

н+ + он- ->- н 2 о.

Метод нейтрализации применяется для количественного определения кислот и щелочей. При помощи этого метода проводят также ряд других объемных определений, связанных с реакцией нейтрализации, например определение некоторых солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами (Na 2 C0 3 , Na 2 B 4 07), или солей аммония.

При количественном определении кислот - алкалиметрия - рабочим раствором является раствор щелочи NaOH или КОН. Приготовить титрованный раствор щелочи по навеске невозможно, так как щелочь не отвечает требованиям, предъявляемым к веществам, из которых можно готовить раствор точной концентрации по точно взятой навеске. Кроме того, при самом тщательном хранении растворы щелочей довольно быстро меняют свой титр, поэтому титр этих рабочих растворов устанавливают. Исходным веществом для установления титра рабочего раствора щелочи может служить щавелевая кислота Н 2 С 2 0 4 -2Н 2 0 или янтарная кислота Н2С4Н4О4. Часто в лабораторной практике в качестве исходного

раствора употребляют 0,1 н. раствор кислоты, приготовленный из фиксанала.

При количественном определении щелочи - ациди-метрии - рабочим раствором является раствор сильной кислоты (обычно НС1 или H 2 S0 4 J. Приготовить титрованный раствор кислоты исходя из концентрированной кислоты невозможно. Как бы точно мы ни взяли навеску концентрированной кислоты, мы не будем знать истинного ее количества, так как серная кислота гигроскопична, а концентрированная соляная кислота выделяет хлористый водород. Поэтому титр рабочих растворов кислот устанавливают. Исходным веществом для установки титра раствора кислоты служит бура Na 2 B 4 0r- 10Н 2 О или химически чистая сода Na 2 C0 3 . В некоторых случаях рабочий раствор кислоты готовят из фиксанала. Титр раствора кислот не меняется довольно продолжительное время.

Метод нейтрализации применяется в. клинических лабораториях для определения кислотности желудочного сока. В санитарно-гигиенических лабораториях метод нейтрализации находит самое широкое применение. При помощи этого метода определяют карбонатную жесткость воды, кислотность молочных продуктов, квашеной капусты и безалкогольных напитков.

Если титровать раствор любой кислоты раствором щелочи, происходит связывание ионов Н+ кислоты ионами ОН — и концентрация ионов Н+ постепенно уменьшается, а рН раствора возрастает (см. § 18). При определенном значении рН достигается точка эквивалентности и титрование должно быть закончено. При титровании раствора щелочи раствором кислоты связываются ионы ОН~, концентрация их в растворе уменьшается, а концентрация ионов Н+ увеличивается и рН раствора уменьшается. Однако величина рН в точке эквивалентности не во всех случаях имеет одно и то же значение, она зависит от природы реагирующей кислоты и основания.

При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

НС1 + NaOH = NaCl + Н 2 0

образуется только один слабый электролит - вода. Реакция практически доходит до конца. Образующаяся при реакции соль гидролизу не подвергается, и раствор

имеет нейтральную реакцию (рН 7,0). Следовательно, при титровании сильной кислоты сильной щелочью и наоборот в точке эквивалентности среда раствора нейтральна, рН раствора равен 7,0.

Если титровать сильной — щелочью слабую кислоту, например, уксусную

CH 3 COOH + NaOH =s=fc CH 3 COONa-f Н 2 0,

в точке эквивалентности будет присутствовать соль CH 3 COONa, подвергающаяся гидролизу:

CH 3 COONa + Н 2 0 ? -f СН 3 СООН + NaOH.

Следовательно, протекающая в данном случае при титровании реакция обратима и не пойдет до конца. В точке эквивалентности в растворе присутствуют свободные СНзСООН и NaOH. Слабая уксусная кислота будет находиться в растворе в основном в виде недиссо-циированных молекул, а едкий натр будет диссоциирован почти полностью. Концентрация ионов ОН — превысит концентрацию ионов Н+ и титрование закончится при рН>7,0. При титровании слабых оснований сильными кислотами, например

NH4OH + НС1 т-*■ NH4CI + н 2 о,

образующаяся соль подвергается гидролизу. Реакция нейтрализации обратима, и в точке эквивалентности концентрация ионов Н+ превысит концентрацию ионов ОН~. Титрование будет заканчиваться при рН<7,0.

Таким образом, при методе нейтрализации точка эквивалентности совпадает с точкой нейтральности лишь при взаимодействии сильной кислоты с сильным основанием. При титровании необходимо установить точку эквивалентности, а не нейтральности и, следовательно, титрование в разных случаях приходится заканчивать при различных значениях рН.

Химия. Оловянникова Р.Я.

Методические указания к лабораторному занятию № 2

для внеаудиторной работы студентов.

Метод нейтрализации

Метод нейтрализации – это один из видов титриметрического анализа, который широко используется в лабораториях различного медицинского и экологического профиля: клинических, диагностических, санитарно-гигиенических, судебно-экспертных, контроля состояния окружающей среды, стандартизации и контроля лекарственных форм.

В основе метода нейтрализации лежит реакция нейтрализации . Это реакция между кислотой и основанием, один из компонентов которой (или оба) являетсясильным , например,

H 2 SO 4 +2 NaOH → 2H 2 O+Na 2 SO 4 (1)

H + +OH − →H 2 O(в кратком ионном виде, отражающем суть процесса)

H 2 C 2 O 4 +2 NaOH → 2H 2 O+Na 2 C 2 O 4 (2)

H 2 C 2 O 4 +2 OH − → 2H 2 O+(в кратком ионном виде)

HCl +NH 3 ∙H 2 O→H 2 O+NH 4 Cl(3)

H + + NH 3 → + NH 4 (в кратком ионном виде)

HCl +NaHCO 3 →H 2 CO 3 +NaCl(4)

H + + →H 2 CO 3 (в кратком ионном виде)

NH 4 Cl + NaOH → NH 3 ∙ H 2 O + NaCl (5)

NH 4 + − OH →NH 3 ∙H 2 O(в кратком ионном виде)

# При техническом исполнении метода раствор сильного компонента (кислоты или основания) заливается в бюретку и является титрантом.

Из примеров 1 – 5, показанных в молекулярном и кратком ионном виде, можно заметить, что не всегда реакции нейтрализации приводят к образованию воды. Нейтрализация может заключаться и просто в связывании сильной кислоты в слабую (пример 4) или сильного основания в слабое (пример 5).

Примеры 1 – 5 также показывают, что методом нейтрализации можно определять как сильные, так и слабые кислоты и основания, а также соли, которые с точки зрения теории Бренстеда, выполняют роль кислот или оснований.

Таким образом, рабочими растворами в методе нейтрализации являются сильные кислоты или сильные основания, которые используются в качестве титрантов, а также стандартные растворы солей, по которым устанавливают точную концентрацию титрантов.Стандартные растворы – это растворы известной концентрации. Титранты, концентрацию которых установили с помощью стандартных раствором, называюттитрованными растворами .

Титрование – это процесс добавления титранта (титрованного раствора) по каплям до точки эквивалентности (конца реакции).

Точка эквивалентности – это момент реакции, когда вещества прореагировали между собой в эквивалентных количествах. Только в этом случае параметры определяемого вещества (его массу, концентрацию, количество или объем) можно рассчитывать на основе закона эквивалентов. Точку эквивалентности устанавливают с помощью индикаторов кислотно-основного типа.

Индикатор в методе нейтрализации – это слабая кислота или слабое основание органической природы, молекулярная и ионная форма которого отличается по цвету. С позиций протолитической теории Бренстеда, индикатор представляет собой сопряженную кислотно-основную пару, компоненты которой отличаются по цвету:

HInd ⇄ H + +Ind −

цвет I цвет II

Поэтому каждый индикатор характеризуется определенным значением pK a , или так называемым показателем титрования рТ=рК а =−. Вспомним, что рК а – это значение рН среды, при котором содержание кислотной и сопряженной основной формы одинаковы. А это значит, что в точке рТ цвет раствора индикатора будет смешанный. Но глаз человека замечает смешанный цвет и тогда, когда одна из форм индикатора преобладает над другой раз в 10. В этом случае мы получаем зону перехода цвета индикаторарТ ± 1 . При значенияхрН < рТ ± 1 (т.е. левее зоны перехода цвета) индикатор будет находиться главным образом в кислотной своей формеHInd . А при значенияхрН > рТ ± 1 (т.е. правее зоны перехода цвета) будет значительно преобладать его сопряженная основная формаI nd − . В таблице 1 представлены примеры индикаторов и их характеристики.

Таблица 1. Индикаторы

Индикатор			рК а (рТ Ind)	рН-диапазонов изменения окраски
Индикатор	в форме кислоты	основания	рК а (рТ Ind)	рН-диапазонов изменения окраски
Тимоловый синий (первое изменение)
Метиловый оранжевый
Бромкрезоловый зеленый
Метиловый красный
Лакмус (азолитмин)
Бромтимоловый синий
Феноловый красный
Тимоловый синий (второе изменение)
Фенолфталеин	Бесцветная	Малиновая
Тимолфталеин

При выборе индикатора руководствуются правилом: значение рН в точке эквивалентности (рН э) должно попадать в зону перехода цвета индикатора (т.е. рН э ∋рТ±1). Значение же рН э определяется по продуктам реакции, когда в колбочке для титрования уже израсходовано исходное вещество, но еще нет избытка титранта (а есть только продукты реакции).

# В методе нейтрализации может быть использовано не только прямое титрование, но и обратное (или титрование по избытку). Его суть: к определяемому веществу добавляется фиксированный избыток стандартного вспомогательного раствора, который затем оттитровывается другим раствором, выполняющим роль титранта. К обратному титрованию прибегают в том случае, когда, например, под рукой нет нужного индикатора для прямого титрования или определяемое вещество слишком летуче.

Применение метода нейтрализации (кислотно-основного титрования) для определения кислотности желудочного сока .

Введение . Желудочный сок в просвете желудка имеет кислую рН: натощак в норме рН~1,5-2 у взрослого человека и рН~3-4 у новорожденных детей. После приема пищи рН еще ниже. Главный неорганический компонент желудочного сока – соляная кислота, которая вырабатывается обкладочными (париентальными) клетками желудка и находится в просвете желудка в свободном и связанном состоянии (главным образом, с белками). Однако, кроме белков в желудочном соке присутствуют и другие слабые кислоты: бикарбонаты, гидросульфаты, дигидро- и гидрофосфаты, сама фосфорная кислота, уксусная, молочная, пировиноградная, масляная, яблочная и некоторые другие. Поэтому различаюттри вида кислотности : общую, свободную (обусловленную концентрацией свободных Н +) и связанную (обусловленную наличием недиссоциированных слабых кислот).

Определение кислотности желудочного сока. В лаборатории кислотность желудочного сока определяют титрованием его титрованным рабочим растворомNaOHв присутствии индикаторов. Результаты выдаются в титриметрических единицах (т.е.).

Одна титриметрическая единица – это объем 0,1э раствораNaOH, который необходимо затратить на титрование 100 мл желудочного сока.

Поскольку на исследование берут не 100 мл желудочного сока, а 5-10 мл, и титруют не 0,1э NaOH, а обычно меньшей его концентрацией (например, 0,089э), то при расчете кислотности желудочного сока в титриметрических единицах необходимо делать две поправки: на объем желудочного сока и на концентрацию идеального (0,1э) раствораNaOH. С учетом этих поправок нетрудно вывести общую формулу для расчета кислотности желудочного сока (в титр.ед.):

где - это параметрыNaOHсогласно определению титриметрической единицы;- объемNaOH, затраченный на титрование взятой на исследование пробы желудочного сока (5 – 10 мл, например);- концентрация титрованного рабочего раствораNaOH.

# Если рабочий раствор NaOHокажется идеальным – С э (NaOH)=0,1моль/л, а объем желудочного сока, взятый на исследованиеV(ж.сока)=5 мл, то формула для расчета кислотности упрощается:

Кислотность ж. сока = , титр. ед.

Указанные формулы применяют для определения любого вида кислотности желудочного сока: свободной кислотности (в присутствии индикатора метилоранжа; он же 4-(4-димеламинофенилазо)бензолсульфонат натрия) илиобщей кислотности (в присутствии фенолфталеина). В этом случаесвязанную кислотность определяют по разности общей и свободной кислотности.

Обоснование выбора индикаторов . Как уже отмечалось, чтобы в желудочном соке определить две фракции кислотности (свободную и связанную), необходимо проводить титрование в присутствии двух индикаторов. Первым индикатором устанавливается точка эквивалентности для 1-й реакции, когда оттитровывается свободная соляная кислота:

HCl+NaOH=H 2 O+NaCl, или в кратком ионном видеH + +OH − =H 2 O

Если бы титровали не желудочный сок, а водный раствор HCl, то рН э1 =7. В желудочном соке же присутствуют еще и слабые кислоты, которые не должны быть затронуты при титровании в первой реакции. Поэтомуконец титрования для первой реакции (когда вся HCl будет уже оттитрована) диктуется не продуктом реакции, а тем значением рН, которое создается разбавленными растворами слабых кислот (для примера, уксусная кислота дает рН~3,5). Таким образом, рН э1 =3,5 . Индикатор, зона перехода цвета которого включает точку рН э1 3,5 – это метилоранж (4-(4-димеламинофенилазо)бензолсульфонат натрия).

# Отсюда, 1-й этап титрования: титруем порцию желудочного сока пока красная окраска раствора не сменится до оранжевой (сработает метилоранж), и отмечаем объем щелочи, пошедшей на титрование. И если его введем в формулу для расчета кислотности, то получим свободную кислотность желудочного сока в титриметрических единицах.

Вслед за свободной соляной кислотой оттитровываются слабые кислоты (органические и неорганические). Реакция на примере уксусной кислоты:

СН 3 СООН +NaOH = H 2 O + CH 3 COONa

СН 3 СООН +OH − = H 2 O + CH 3 COO −

рН в точке эквивалентности для второй реакции – это то значение рН, которое обусловлено продуктом реакции - солью, подвергающиеся гидролизу по аниону. Его можно рассчитать, применяя уже рассмотренную формулу (получим рН э2 ~8,7 ). Индикатор, зона перехода цвета которого включает точку рН э2 8,7 – фенолфталеин.

# Отсюда, 2-й этап титрования: продолжаем титровать, пока оранжевая окраска раствора не сменится до ярко малиновой (сработает фенолфталеин). Отмечаем объем щелочи, пошедшей на титрование на втором этапе. И если его введем в формулу для расчета кислотности, то получим связанную кислотность желудочного сока в титриметрических единицах. В этом случае общую кислотность посчитаем как сумму свободной и связанной.

Ситуационные и учебно-познавательные задачи.

На титрование 15 мл раствора карбоната натрия пошло 13,4 мл 0,15М раствора серной кислоты. Вычислить процентную концентрацию карбоната натрия, если его плотность равна 1,15 г/мл. С каким индикатором надо титровать?

Краткое изложение задачи:

V(Na 2 CO 3) = 15 мл

V(H 2 SO 4) = 13,4 мл

индикатор−?

Решение:

Индикатор выбираем с условием рН э =рТ±1. Поэтому обращаем внимание на продукты реакции:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 ⇄ Н 2 CO 3 + Na 2 SO 4 рН э <7

Соль Na 2 SO 4 не подвергается гидролизу, и кислотность среды в точке эквивалентности обусловлена только угольной кислотой:

Найденное значение рН э 3,8 попадает в зону перехода цвета индикатора метилового оранжевого (см.табл.1).

Ответ: ; индикатор – метиловый оранжевый.

Рабочие растворы, применяемые в методе нейтрализации в качестве титранта

слабые основания NH 3 ∙H 2 O
слабые кислоты CH 3 COOH, H 2 CO 3
сильные основания NaOH, KOH

Для установки титра кислот применяется

Na 2 CO 3 , Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 O
H 2 C 2 O 4 ∙2H 2 O

Для установки титра щелочей применяется

Na 2 CO 3 , Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 O
H 2 C 2 O 4 ∙2H 2 O

Титруют KOHсоляной кислотой. Значение рН в точке эквивалентности и, соответственно, применяемый индикатор будут

7 – лакмус, бромтимоловый синий
7 – тимоловый синий
<7– лакмус, метиловый красный, метилоранж

Титруют водный раствор аммиака соляной кислотой. Значение рН в точке эквивалентности и, соответственно, применяемый индикатор будут

>7 – тимолфталеин, фенолфталеин
7 – тимолфталеин, фенолфталеин
<7 – метилоранж, метиловый красный
>7 – метилоранж, метиловый красный

Титруют борную кислоту H 3 BO 3 растворомKOH. Значение рН в точке эквивалентности и, соответственно, применяемый индикатор будут

7 – лакмус, феноловый красный
>7 – тимолфталеин, фенолфталеин
>7– метилоранж, метиловый красный
<7– метилоранж, метиловый красный

Для определения азотистой кислоты методом нейтрализации можно использовать рабочий реактив

щавелевую кислоту
гидроксид натрия
водный аммиак
серную кислоту

На титрование 2 мл раствора азотистой кислоты пошло 4 мл раствора титранта с эквивалентной концентрацией 0,03 моль/л. Эквивалентная концентрация азотистой кислоты и её титр при этом оказались равными

0,06 моль/л; 2,82∙10 -3 г/мл
0,06 г/мл; 2,82∙10 -3 моль/л
0,15 моль/л; 1,41∙10 -3 г/мл
0,06 моль/л; 2,82∙10 -3 г/л

25 мл образца бытового моющего раствора аммиака разбавили водой точно до 250 мл в мерной колбе. На титрование 5 мл разбавленного раствора потребовалось 4 мл 0,025М раствора HCl. Полагая, что щелочность образца определяется только аммиаком, рассчитали массу аммиака на 1 л раствора и получили значение

85∙10 -3 г/л
1,7∙10 -3 г/л
3,4∙10 -3 г/л
34∙10 -3 г/л

В Реакции NH 3 +H 2 PO 4 - →NH 4 + +HPO 4 2- дигидрофосфат ведёт себя как

кислота
основание
окислитель
восстановитель

Индикаторы в методе нейтрализации – это

комплексообразователи
слабые органические кислоты или основания
сами рабочие растворы в роли индукторов
эриохром черный

Для определения точки эквивалентности в методе нейтрализации используют

реакции с образованием осадка
растворы, меняющие свою окраску в точке эквивалентности
кислотно-основные индикаторы

Для выбора индикатора в методе нейтрализации необходимо знать

концентрацию индикатора и его рТ
концентрацию титранта и рН среды
рН среды в точке эквивалентности
ПР осадка и рН среды

Индикатором для уточнения концентрации NАОН по щавелевой кислоте является

эриохром
фенолфталеин

Активная кислотность в 0,1 м растворе НС1 (в единицах рН) равна

При определении свободной (активной) кислотности желудочного сока методом нейтрализации используют индикатор
1. фенолфталеин
2. метилоранж
  фенолрот (феноловый красный)
  метилрот

При определении связанной кислотности желудочного сока методом нейтрализации используют индикатор

фенолфталеин
метилоранж
фенолрот (феноловый красный)
метилрот

При титровании желудочного сока рабочим раствором NaOHпервая точка эквивалентности соответствует значению рН

При титровании желудочного сока рабочим раствором NaOHдо первой точки эквивалентности оттитровывается
1. общая кислотность
  свободная кислотность (фактически HCl)
  связанная кислотность
  молочная кислота

При титровании желудочного сока рабочим раствором NaOHвторая точка эквивалентности соответствует значению рН

При титровании желудочного сока рабочим раствором NaOHот первой до второй точки эквивалентности оттитровывается
1. общая кислотность
  свободная кислотность (фактически HCl)
  связанная кислотность
  только уксусная кислота

Если титровать желудочный сок рабочим раствором NaOHв присутствии только одного индикатора – фенолфталеина, то можно определить

общую кислотность
связанную кислотность
только соляную кислоту
только уксусную кислоту

Если титровать желудочный сок рабочим раствором NaOHв присутствии только одного индикатора – метилоранжа, то можно определить

общую кислотность
связанную кислотность
только соляную кислоту
только уксусную кислоту

У взрослого здорового человека свободная кислотность желудочного сока составляет (в т.е.)

20 – 40

У взрослого здорового человека общая кислотность желудочного сока составляет (в т.е.)

40 – 60

На титрование 5 мл отфильтрованного желудочного сока в присутствии фенолфталеина потребовалось 2,8 мл 0,095 э раствора NaOH. Общая кислотность желудочного сока равна (в т.е.)

На титрование 10 мл желудочного сока с метиловым желтым (диметиламиноазобензолом) израсходовано 3,1 мл 0,098 э раствора NaOH, а с фенолфталеином – 6,0 млNaOH. Содержание соляной кислоты и общая кислотность составили (в т.е.)
1. 30,4 и 58,8

Глава 3. ТИТРИМЕТРИЯ

(ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ)

Основные понятия

Содержание веществ, растворенных в воде или ином растворителе, можно определить методом титрования. Титрование – процесс добавления к раствору данного вещества небольших порций раствора другого вещества с точно известной концентрацией. Титриметрический анализ основан на точном измерении количества вещества, израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Согласно закону эквивалентов , вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах: n Э (A) = n Э (B), где n Э – число молей химических эквивалентов веществ A и B. Химический эквивалент (Э) – реальная или условная частица, которая может присоединять, замещать, высвобождать один ион H + в кислотно-основной реакции или быть равноценна одному электрону в окислительно-восстановительной реакции.

В объёмном титриметрическом анализе точно измеряют объёмы растворов двух реагирующих веществ. Для двух веществ, участвующих в стехиометрически протекающей в растворе реакции

A + B ® продукты,

закон эквивалентов имеет выражение:

C Э (A)·V (A) = C Э (B)·V (B), (4)

где С Э – молярная концентрация эквивалента (или нормальная концентрация – н.), V – объём раствора. Молярную концентрацию эквивалента задают числом молей эквивалентов в единице объема раствора (С Э = n Э /V ) и измеряют в моль/л, отсюда n Э = C Э ·V . Зная С Э (B) и объёмы растворов прореагировавших веществ, рассчитывают неизвестную концентрацию С Э и массу m другого вещества в любом объёме анализируемого раствора:

С Э (A) = (5)

m (A) = C Э (A)·V (A)·M Э (A), (6)

где M Э – молярная масса эквивалента вещества или иона.

Для проведения титриметрического анализа необходимо:

1) знать точную концентрацию одного из растворов. Раствор с точно известной концентрацией называют титрантом. Числовое значение точной концентрации (как правило, молярной концентрации эквивалента) имеет четыре значащих цифры, например: 1,524; 0,01265; 0,2000 н.

2) точно измерять объемы реагирующих веществ. Для измерения объемов жидкостей с точностью до 0,1…0,05 мл (и более) используют специальную мерную посуду: пипетки, бюретки, мерные колбы.

3) правильно выбрать реакцию для определения и надежно фиксировать момент окончания реакции – точку эквивалентности. Точка эквивалентности (ТЭ) – момент титрования, при котором количество прибавленного титранта эквивалентно количеству титруемого (определяемого) вещества: n Э (A) = n Э (B).

В титриметрии используют реакции, удовлетворяющие следующим требованиям:

1. Реакция должна быть практически необратимой, т.е. константа равновесия K ³ 10 8 ; в этом случае считают, что реакция протекает на 99,99 %.

2. Реакция должна протекать в строгом соответствии с уравнением химической реакции, без образования побочных продуктов.

3. Реакция должна осуществляться быстро. К быстропротекающим реакциям относят реакции с временем полупревращения t 1/2 < 10 с.

4. Должен существовать способ определения момента окончания реакции, т.е. фиксирования ТЭ. Например, появление или исчезновение окраски, прекращение выделения осадка и др.

Проблему выбора способа фиксирования ТЭ решают применительно к конкретной задаче. Для нахождения ТЭ используют кривые титрования. Кривая титрования – графическая зависимость изменения концентрации С Э определяемого компонента (или какого-либо связанного с концентрацией свойства раствора) от объёма прибавленного титранта. Значение концентрации в ходе титрования меняется на несколько порядков, поэтому часто кривую титрования строят в координатах lgC Э – V . Реакцию, не удовлетворяющую хотя бы одному из требований, в титриметрии не используют.

Существует три способа титрования: прямое, обратное и заместительное. Прямое титрование – постепенное прибавление титранта В непосредственно к раствору анализируемого вещества А до достижения ТЭ. При обратном титровании к определяемому веществу добавляют избыток титранта B, доводят реакцию до конца, а затем находят количество непрореагировавшего титранта, титруя его раствором другого реагента N с известной концентрацией. При заместительном титровании проводят реакцию анализируемого вещества с вспомогательным реагентом Д, а образующийся в эквивалентном количестве продукт M оттитровывают подходящим титрантом B (табл. 3). Титрование обычно проводят методом пипетирования. При пипетировании исследуемый раствор количественно переносят в мерную колбу, разбавляют водой до метки, перемешивают. Из колбы пипеткой отбирают несколько проб (аликвот) раствора для параллельных титрований. Результаты трех–четырех сходящихся титрований далее усредняют.

Таблица 3

Способы титрования

Титриметрические методы анализа классифицируют по типу основной реакции, протекающей при титровании, или по названию титранта. В классификации по типу реакции выделяют: 1) кислотно-основное титрование, или метод нейтрализации ; 2) окислительно-восстановительное титрование, или метод редоксиметрии ; 3) осадительное титрование, или метод осаждения ; 4) комплексонометрическое титрование, или метод комплексонометрии . По способу фиксирования ТЭ различают титрование с визуальной индикацией и инструментальной индикацией. В первом случае часто используют вещества, проявляющие видимые изменения в ТЭ или вблизи её и называющиеся индикаторами . При инструментальной индикации (фотометрическое, потенциометрическое, кондуктометрическое титрование) ТЭ определяют графически из кривой титрования.

Метод нейтрализации

Метод нейтрализации основан на реакциях, связанных с процессом передачи иона Н + , например:

H 3 O + + OH – ® 2 H 2 O (или упрощенно H + + OH – ® H 2 O)

CH 3 COOH + OH – ® CH 3 COO – + H 2 O

CO 3 2– + H + ® HCO 3 –

Метод нейтрализации используют для определения содержания неорганических и органических кислот и оснований, смеси кислот, солей, подвергающихся гидролизу или реагирующих с кислотами и основаниями, азота и серы в органических соединениях и др. Метод широко используют для анализа качества природных и сточных вод (определение общей и свободной щелочности и кислотности, карбонатной жесткости, растворенного СО 2 и др.), биологических жидкостей, продуктов питания.

Титрантами метода являются 0,01…0,1 М растворы сильных кислот (ацидиметрическое титрование ) или 0,01…0,1 молярные растворы щелочей (алкалиметрическое титрование ). Молярную концентрацию С выражают числом молей растворенного вещества в 1,0 л раствора (например, 0,1 моль/л º 0,1М); С связана с молярной концентрацией эквивалента соотношением С Э = zC , где z – эквивалентное число. Для кислотно-основного взаимодействия z равно числу ионов Н + или ОН – , отдаваемых или присоединяемых частицей в данной реакции.

Рассмотрим соответствие кислотно-основного взаимодействия требованиям, предъявляемым к реакциям в титриметрии, на примере происходящей в водных растворах реакции нейтрализации:

Н + + ОН – ® Н 2 О

1. Реакция является практически необратимой, так как константа равновесия K = 1/K диссоциации (H 2 O)=1/(1,8·10 –16) = 5,6·10 15 при Т = 298 K.

2. Реакция протекает стехиометрически, без образования побочных продуктов.

3. Экспериментально установлено, что реакция протекает быстро.

4. Точку эквивалентности ТЭ легко фиксируют визуально с помощью кислотно-основных индикаторов или физико-химическими методами.

При кислотно-основном титровании меняется значение рН среды, и в ТЭ среда может быть нейтральной, кислотной или основной. Так, при нейтрализации сильной кислоты сильным основанием (и наоборот), например:

HCl + NaOH ® NaCl + H 2 O

H + + OH – ® H 2 O

образующаяся соль NaCl не гидролизуется, следовательно, в ТЭ раствор имеет нейтральную реакцию среды (рН ТЭ = 7). При нейтрализации слабой кислоты сильным основанием, например:

CH 3 COOH + KOH Û CH 3 COOK + H 2 O

CH 3 COOH + OH – Û CH 3 COO – + H 2 O

реакция обратима. Так как продукт взаимодействия – соль CH 3 COOK (или ион СH 3 COO –) - гидролизуется по аниону (обратная реакция), в ТЭ рН > 7. При нейтрализации слабого основания сильной кислотой:

NH 4 OH + HCl Û NH 4 Cl + H 2 O

NH 4 OH + H + Û NH 4 + + H 2 O

в ТЭ значение рН < 7 из-за гидролиза продукта взаимодействия NH 4 Cl (NH 4 +).

Согласно протолитической теории в качестве индикаторов в методе используют слабые органические кислоты HInd или основания Ind – , существующие в растворе в ионизированной и неионизированной формах. Формы имеют разную окраску и находятся в равновесии, зависящем от рН среды:

HInd H + + Ind –

окраска 1 окраска 2

Изменение рН раствора приводит к смещению равновесия, т.е. к изменению окраски. Индикаторы меняют окраску в определенном интервале значений рН, который называют интервалом перехода окраски индикатора DрН. Он зависит от строения молекулы индикатора и его способности к ионизации. Для характеристики индикатора используют также показатель титрования рТ – значение рН в пределах перехода окраски, при котором наблюдается наиболее резкое изменение цвета индикатора (табл.4).