Кислотно-основное равновесие. Потенциометрическое титрование. Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию.


Чтобы посмотреть этот PDF файл с форматированием и разметкой, скачайте его и откройте на своем компьютере.
12


относятся исключение субъективных ошибок, возможность анализа мутных и
окрашенных растворов, документальность и сравнительно легкая
автоматизация. Основное преимущество заключается в возможности
дифференциального титровани
я компонентов смеси. Сочетание преимущества
инструментального фиксирования конечной точки и влияния органического
растворителя (метилизобутилкетон) на кислотно
-
основные свойства позволяет,
например, зафиксировать раздельные скачки титрования для смеси пяти

кислот


хлорной, соляной, салициловой, уксусной и фенола, что совершенно
невозможно сделать с помощью индикатора.


Список использованной литературы

1.

Стромберг А.Г. Физическая химия


М.: Высшая школа, 200
6
.

2.

Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия
-

М.: Высшая

школа, 2003.

3.

Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии
-

М.: Химия,
1979.

4.

Шатенштейн А.И.Теории кислот и оснований
-

М.:
Государственное научно
-
техническое издательство химической литературы,
1949.

5.

http://forum.xumuk.ru/(18.11.14)

6.

http://studopedia.ru/3_71762_potentsiometricheskoe
-
titrovanie.html/(16.11.14)


11


Таблица

Результаты титрования

V
исл. р
-
р,

мл

С
н
(
NaOH
)

моль
-
экв/л

V
(
NaOH
),

израсходованный
на титрование
HCl
, мл

V
(
NaOH
),
израсходованный
на титрование

Н
3
ВО
3
,

мл

С
н
(
HCl
)

моль
-
экв/л

C
н

3
ВО
3
)

моль
-
экв/л

30

0,1
00

32,5

24

0,1
08

0,08



Вывод:

провер
ена

методик
а

потенциометрического определения
концентраци
й

соляной и борной кислот при их совместном присутствии.

Нормальная концентрация хлороводородной кислоты равна 0,1
08

моль
-
экв/л,
борной 0,08 моль
-
экв/л.

Методика пригодна

для определения концентраций
кислот

в растворе.


Заключение

При выполнении работы:

1.

Изучены

теории кислот и оснований;

2.

Рассмотрен
ы

кислотно
-
основны
е

взаимодействи
я с позиций различных
теорий
;

3. Рассмотрен

потенциометрический метод анализа;

4. Изучен

метод
потенциометрическо
го

титровани
я
;

5.

Проверена методика потенциометрического
определения концентрации
соляной и борной кислот при их совместном присутствии.

Метод потенциометрического титрования имеет ряд преимуществ перед
прямой потенциометрией и титриметрией с визуальными индикаторами. В
отличии от прямой потенциометрии здесь не
существует искажения
результатов за счет диффузионного потенциала, его влияние проявляется лишь
в смещение кривой титрования вдоль оси потенциалов. Кроме того, нет
необходимости знать коэффициент активности определяемого иона.

К числу преимуществ перед ви
зуальным титрованием прежде всего
10



Рис. 2.2. Дифференциальная кривая титрования


6. Провести расчет конц
ентрации кислот в исследуемом раство
ре
.

V
щ*
С
щ
=
V
к

к

-

формула, выражающая
з
акон эквивалентов.

С помощью
этой формулы можно рассчитать нормальные концентрации кислот в
исследуемом растворе.

С
н
(
HCl
)=
V

(
NaOH
)
*
С
н

(
NaOH
)/
V
пр
о
бы

С
н
(
HCl
)=0,325
л
*0,1

моль
-
экв/л
/0,3
л
=0,1
08

(моль
-
экв/л)

-

обьем титранта
(
NaOH
), затраченный на титрование
HCl

и

Н
3
ВО
3

в
растворе,
находят

по

кривой
титрования (интегральная, дифференциальная) по точкам эквивалентности.

С
н


3
ВО
3
)=0,24
л
*0,1

моль
-
экв/л
/0,3
л
=0,08(моль
-
экв/л)


П
огрешности измерени
й
:

Абсолютная ошибка

С
к
,ист
(
X
)
-
С
к
(
X
)



Δ
С(
HCl
)
=
│0,10
-
0,1
08

│=

0,0
08

Δ
C
(
Н
3
ВО
3
)
=

│0,08
-
0,08
│=0

Относительная погрешность

ε =

(

С
к
,ист
(
X
)
-
С
к
(
X
)

│/
С
к
,ист
(
X
)
)
*100%

ε
(
HCl
)

=

│0,10
-
0,1
08

│/0,10*100%=
8
%

ε

(
Н
3
ВО
3
)

=

│0,08
-
0,08
│/0,08*100%=0%

Результаты представлены в таблице
.


9


дифференцированное титрование ее смеси с какой
-
либо сильной кислотой
(напр
имер,
HCl
). Сначала титруют смесь без добавления
α
-
диола, при этом
оттитро
в
ывается

только сильная кислота. После этого добавляют в раствор,
например, глицерин и оттитровывают Н
3
ВО
3
как одноосновную кислоту.
После
окончания титрования кривая

будет иметь два
скачка и две точки
эквивалентности.

4.
На миллиметровой бумаге

построить интегральную кривую титрования
(рН =
f

(
V
титранта).

-

на оси абсцисс откладывать объем титранта в мл;

-

на оси ординат откладывать величину рН.

Кривая титрования представлена

на рис.2
.1
.


Рис. 2.1. Интегральная кривая титрования


5.
На миллиметровой бумаге

построить дифференциальную кривую
титрования (

pH

/

V
=
f
(

V
титранта))
.

-

на оси абсцисс откладывать объем титранта в мл;

-

на оси ординат откладывать величину

рН/

V
.

Кривая
титрования представлена

на рис.2.2
.

8



Ход работы:

1.

Приготовить раствор, содержащий соляную и борную кислоты: в 100
мл 0,1
н.

растворе соляной кислоты растворить 0,5 г борной кислоты. Т.о.,
концентрация приготовленного раствора 0,10 моль
-
экв/л (по Н
Cl
)

и 0,08 моль
-
экв/л (по Н
3
ВО
3
).

2. Титровать
0,1 н.
раствором
NaOH

до первого

скачка на кривой

титрования

(отмечать значение рН после прибавления каждой порции
титранта).

3.
Прибавить

10 мл глицерина и продолжить титрования до второго
скачка на кривой титрования (отмечать значение рН после прибавления каждой
порции титранта).

Определение хлороводоро
д
ной и
борной кислот в их смеси основано на
последовательном титровании кислот раствором гидроксида натрия. Борную
кислоту нельзя оттитровать непосредственно, вследствие малого значения
константы диссоциации (рК
д
=9,24). Однако в присутствии
α
-
диолов
(глицерина,
маннита и некоторых других веществ) кислотные свойства бороной
кислоты усиливаются, и ее титрование в водном растворе становится
возможным. Это объясняют образованием комплексных соединений вследствие
наличия у атома бора свободной орбитали:


Одна связь В
-
О
-
С соответствует образованию простой эфирной связи,
другая связь В
-
О
-
С образуется по донорно
-
акцепторному механизму.

Благодаря этому свойству борной кислоты удается провести также
7




Рис
.

1. Кривые потенциомет
рического титрования:

а

-

интегральная кривая титрования;

б

-

дифференциальная кривая титрования;

в

-

кривая титрования Грана


На и
нтегральн
ой

крив
ой

титрования (рис.
1
,

а)


(
E

=

f

(
V
Т
)
)

т
очка
эквивалентности
соответствует

середине скачка титрования.

Дифференциальная кривая
титрования (рис.
1
, б)

-

график функции


Е/

V
=
f
(

V
T
)
.

Точка эквивалентности находится в вершине кривой титрования.
Дифференциальная кривая титрования дает более точное определение точки
эквивалентности, чем интегральная.

Кривая титрования в методе Грана
(рис.
1
,

в)

-

график функции


V
/

Е

=
f
(
V
T
)
.

Точка эквивалентности находится на пересечении двух прямых
линий. Этой кривой удобно пользоваться для определения точки
эквивалентности при титровании разбавленных растворов.
[6
]


Экспериментальная часть

Задача
экспериментальной

части работы:

проверить методику
потенциометрического определения концентрации соляной и борной кислот
при их совместном присутствии.


Оборудование

и посуда
:

в
есы
,
рН
-
метр
, с
теклянный электрод
(индикаторный)
,
хлорсеребрянный электрод (
э
лектрод сравнения
)
,

м
агнитная
мешалка, магниты
,
б
юретка
, с
таканчики для титрования на 100 мл
,

п
ипетки на
10 мл и 20 мл
,

м
ерные колбы на 100 мл
.

Реактивы:

р
аствор
NaOH
, 0
,1
н
,



р
аствор соляной кислоты
и борной

кислот
ы


н
(
HCl
)=0
,1
0

моль
-
экв/л
)
,(
C
н

3
ВО
3
)=0,08

моль
-
экв/л
),

г
лицерин
.

6


H
+
OH
-

отдает
анион
,
является основанием.

[4
]

Потенциометрия

Потенциометрия
-

электрохимический метод анализа. основанный на
измерении потенциала электрода, погруженного в анализируемый раствор

(Е)
,
или, иначе, определении концентрции иона по величине ЭДС
гальванического
элемента
.


В потенциометрии обычно применяют гальванический элемент
,
включающий два электрода, которые могут быть погружены в один и тот же
раствор (элемент без переноса) или в два
различных по составу раствора,
имеющих между собой жидкостной контакт (цепь с переносом).

Первый электрод



это электрод, потенциал которого зависит от
активности (концентрации) определяемых ионов в растворе, называется
индикаторным
.


Для измерения потенциала индикаторного электрода в раствор
погружают второй электрод, потенциал которого не зависит от концентрации
определяемых ионов. Такой электрод называется
электродом сравнения
.
[2]

Потенциометрическое титрование

Метод потенциом
етрического титрования основан на определении точки
эквивалентности по резкому изменению в ней ЭДС
(
максимальное напряжение
электрического поля
)
электрохимической цепи, со
держащей индикаторный
электрод.


ЭДС

=

Е
1
-

Е
2

Точку эквивалентности при
потенциометрических титрованиях
определяют графическим методом на кривой титрования. Обычно используют
одну из следующих видов кривых титрования: интегральную,
дифференциальную или кривую Грана, вид ко
торых приведен на рис. 1
.

5


К примеру, реакция

взаимодействия

гидроксида натрия

и

соляной
кислоты:

НС
l

+
NaOH

=
NaCl

+ Н
2
О

HCl

отдает
H
+

(
согласно теории Аррениуса

является кислотой)
.

NaOH

отдает
OH
-

(

согласно теории Аррениуса
является основанием)
.


При рассмотрении такой

реакции

нейтрализации, как например,
реакция

бикарбоната натрия

(пищевой соды) и

уксусной кислоты,
целесообразно применять протонную теорию.

CH
3
COOH+NaHCO
3
=
CH
3
COONa+
Н
2
СО
3

(H
2
O+CO
2
)

или в ионном виде:
CH
3
COOH
+
HCO
3
-

=

CH
3
COO
-

+ Н
2
СО
3

(
H
2
O
+
CO
2
)

CH
3
COOH

(согласно протонной теории является кислотой)
;


HCO
3
-

(согласно протонной теории является основанием)
.

Гидролиз солей также относится к кислотно
-
основному
взаимодействию.
[5
]

Гидролиз сол
и



это взаимодействие ионов соли с молекулами воды с
образованием малодиссоциирующих веществ.

Если гидролизу подвергается соль, образованная слабой кислотой и
сильным основанием, например
KCN
, раствор имеет щелочную реакцию;

это
объясняется тем, что анион слабой кислоты частично связывает
образовавшиеся при диссоциации воды ионы Н
+

и в растворе остаётся избыток
ионов
OH
-
:

CN
-

+

H
+
OH
-


HCN

+

OH
-

В соответствии с

протонной теори
ей
:

CN
-

(присоединяет протон, является
основанием)
;


HOH

(от
дает

протон, является кислотой)
.

Реакции гидролиза по теории Усановича:


CN
-

+

H
+
OH
-


HCN

+

OH
-

CN
-

присоединяет катион
, является
основание
м
.

H
+
OH
-


отдает

катион
, является
кислот
ой.

NH
4
+
+

H
+
OH
-


NH
4
OH

+

H
+

NH
4
+

присоединяет

анион
, является
кислот
ой.

4


NH
3

+
H
2
O



NH
4
+

+
OH

.[4
]

Теория кислот и оснований Льюиса.

Классическую электронную теорию химической связи предложил в 1916
г. американский химик Гилберт Ньютон Льюис (1875

1946).
Кислота Льюиса

-

соединение, способное принять свободную электронную пару с образованием
ковалентной

связи (акцептор пары электронов), а
основание

Льюиса

-

соединение, способное предоставить электронную пару для образования
ковалентной связи (донор пары электронов).


Основание
→ :
NH
3
+ \bx
H
+

NH
4
+


Кислота
→ \bx
BF
3

+
F
-


BF
4
-


Теория
кислот и
оснований Льюиса полу
чила широкое распространение.

Обобщенная теория кислот и оснований Усановича.

Наиболее общая теория кислот и оснований была сформулирована М.
Усановичем в 1939 году. В основе теории лежит представление о том, что
всякое кислотно
-
основ
ное взаимодействие


это реакция солеобразования.
Согласно этой теории "
кислота


это частица, которая может отщеплять
катионы, включая протон, или присоединять анионы, включая электрон.
Основание


частица, которая может присоединять протон и другие
катио
ны или отдавать электрон и другие анионы
" (формулировка 1964 г
.
)

Теория Усановича фактически отменяет один из основополагающих принципов
классической химии


представления о классах кислот и оснований: "кислоты и
основания


это не классы соединений; кисло
тность и основность


это
функции вещества. Будет ли вещество кислотой или основанием, зависит от
партнера".

[1]

Кислотно
-
основные взаимодействия


Нейтрализация

(от

лат.

neuter



ни тот, ни другой)


взаимодействие

кислот

с

основаниями, в результате
которого образу
е
тся сол
ь
.

Эту реакцию

можно

рассмотреть по теории Аррениуса или по протонной
теории.

3


Однако в рамках этих представлений в число оснований не включались
многие вещества, которые в растворах ведут себя как основания. Так,
например, пиридин, молекула которого не

имеет гидроксильных групп,
реагируя с водой, дает группу ОН
-

:


C
5
H
5
N+H
2
O



C
5
H
5
NH
+
+OH
-

и ведет себя в растворе как слабое основание, хотя источником гидроксильной
группы является не сама молекула пиридина, а молекула воды, в реакцию с
которо
й
вступила молекула пиридина. [
1
]

Протолитическая (протонная) теория кислот и оснований.

Теория

была предложена в 1923 году независимо друг от друга датским
учёным Й. Брёнстедом и английским учёным Т. Лоури. В ней понятие о
кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в
кислотно
-
основном взаимодействии: А


В + Н
+




кислота,

В


основание).
Согласно этой теории
кислотами

являются молекулы или ионы, способные
быть в данной реакции донорами протонов, а
основаниями

являются молекулы
или ионы, присоединяющие протоны (
акцепторы

протонов
).

Кислоты и
основания получили общее название
протолитов
.

Сущностью кислотно
-
основного взаимодействия является передача
протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон
основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять
протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой.
Таким образом, в любом кислотно
-
основном взаимодействии участвуют две
пары кислот и оснований, названные Бренстедом
сопряженными:

А
1

+ В
2



А
2

+ В
1

Одно и то же вещество в зависимос
ти от условий взаимодействия может
быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при
взаимодействии с сильными кислотами является основанием:

H
2
O

+
H
+



H
3
О
+
,

а реагируя с аммиаком, становится кислотой:

2


Цель работы: рассмотреть равновесия в ра
створах кислот и оснований и
изучить потенциометрический метод анализа.

Задачи работы:

-

изучить теории кислот и оснований;

-

рассмотреть

кислотно
-
основные взаимодействия с позиций различных
теорий;

-

рассмотреть потенциометрический метод

анализа
;

-

изучить потенциометрическое титрование;

-

проверить методику потенциометрического определения концентрации
соляной и борной кислот при их совместном присутствии.


Теоретическая

часть

Теории кислот и оснований

Теория кислот и оснований Аррениуса

Согласно созданной Аррениусом теории электролитической
диссоциации,
кислотами

принято считать вещество, выделяю
щее

при
ионизации (диссоциации на ионы) ион водорода
H
+
, а
основанием
-

вещество,
выделяющее при ионизации гидроксид
-
ион ОН
-

.

В соответствии с
этими представлениями

типичными
кислотами

являются минеральные кислоты (хлороводородная, азотная, серная,
ортофосфорная и другие), органические кислоты, например, одноосновные
карбоновые кислоты
RCOOH
, где
R



органический радикал и т.д. Все они при
диссоц
иации выделяют ион водорода, например:


Согласно

теории электролитической диссоциации к типичным
основаниям относятся гидроксиды натрия
NaOH
, калия КОН, кальция
Ca
(
OH
)
2
,
аммиак
NH
4
OH

в водных растворах и т.д. При ионизации они выделяют
гидроксид ионы, например:


Кислотно
-
основное равновесие

Потенциометрическое титрование

Кожухова И.И.

МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ОБЛАСТНОЙ СОЦИАЛЬНО
-
ГУММАНИТАРНЫЙ ИНСТИТУТ

Коломна
,
Россия

Acid
-
base balance


Potentiometric titration

Kozhu
kh
ova I.I.

Moscow state regional social
and humanitarian institute

Kolomna
,
Russia

Кислотно
-
основн
о
е

равнове
си
е



относительное постоянство

соотношения кислота
-
основание внутренне
й среды живого организма, я
вляется
составной частью гомеостаза.
Внутриклеточные и внеклеточные жидкости всех
живых
организмов, как правило характеризуются постоянным значением рН,
находящегося в интервале от 6,8 до 7,8, которое поддерживается с помощью
различных буферных систем

(
б
икарбонатная буферная система
, ф
осфатная
буферная система
, б
елковая буферная система
,

г
емо
глобиновая буферная
система
.
)
, входящих в состав тканей.

Метод кислотно
-
основного титрования используется в практике
клинических, судебно
-
экспертных и санитарно
-
гигиенических исследований, а
также при оценке качества лекарственных препаратов.


Потенциомет
рическое титрование позволяет решать как аналитические
задачи


определение концентрации веществ, так и физико
-
химические


определение произведений растворимости, констант устойчивости,
протолитической диссоциации.


Приложенные файлы

  • pdf 3310953
    Размер файла: 463 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий