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 файл 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 (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 *С 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 (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 (С н ( HCl )=0 ,1 0 моль - экв/л ) ,( C н (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 + (А – 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