Головна

Ацидиметрія.

  1. Буферні системи крові. Кислотно-лужний стан.

Метод кислотно-основного титрування широко застосовується в клінічних аналізах, санітарно-гігієнічних і токсикологічних дослідженнях, в фармації, при аналізі лікарських препаратів і т.д.

В основі кислотно-основного методу титрування лежать реакції між кислотами і підставами, тому цей метод підрозділяється в свою чергу на ацідіметріческій и алкаліметріческій.

У ацидиметрії як титрантів застосовують 0,01-0,1 N розчини сильних кислот (HCl і H2SO4) Для визначення підстав, солей слабких кислот, амінів і їх похідних.

 

 

 

Мал. 3. Спосіб титрування невідомого підстави стандартним розчином H2SO4:

а - Відоме кількість підстави поміщають в колбу; б - До основи додають кислотно-основний індикатор, а потім з бюретки повільно доливають стандартний розчин H2SO4; в - Точку еквівалентності встановлюють по зміні забарвлення індикатора.

У ацидиметрії як титрантів застосовують 0,01-0,1 N розчини сильних кислот (HCl і H2SO4) Для визначення підстав, солей слабких кислот, амінів і їх похідних. Так як сірчана кислота гігроскопічна, а соляна летюча, то установку точної концентрації цих речовин проводять за стандартними розчинів (первинний стандарт), наприклад, тетраборат натрію - бура (Na2B4O7 *  10 H2O).

Алкаліметрію застосовують для визначення сильних і слабких кислот (H2BO3, HCl, CH3COOH), а так само фенолів і солей слабких основ, наприклад, хлориду амонію NH4Cl.

Титрант в даному випадку є 0,01-0,1 N розчини сильних основ (NaOH, KOH). Стандартним титрантом в даному випадку є розчин щавлевої кислоти - H2 С2O4 * 5 Н2О.

В основі методу кислотно-основного титрування лежить реакція нейтралізації, сутність якої полягає в наступному рівнянні:

 

H3О+ + OH- > 2О

 

найпростішому вигляді: Н + + ОН - > Н2О

 

При цьому іони водню H+ кислоти зв'язуються іонами OH - підстав, тобто при титруванні (додавання малих порцій з бюретки) кислоти до лугу відбувається поступове зменшення концентрації іонів Н+, А кількість іонів ОН- збільшується. Таким чином, зменшення концентрації кислоти можна відстежувати по зміні концентрації іонів водню. У точці еквівалентності, тобто в кінці титрування, концентрація іонів водню [H+] Практично має дорівнювати концентрації гідроксид - іонів [OH-]. Як показали дослідження, величина концентрації іонів водню, в даному випадку, дорівнює 10 -7 г-іон / л.

На практиці замість концентрації водневих іонів використовують поняття «водневий показник», що позначається - рН і рівний негативному десятковому логарифму з концентрації водневих іонів, тобто рН = - Lg [H+]

Значить, якщо [H+] = 10-7 г-іон / л, то рН = - lg10-7= 7. Таке значення рН позначає нейтральне середовище. Це означає, що в цьому випадку і [OH-] = 10-7, А рОН = 7. Таким чином в нейтральному середовищі сума рН + рОН = 14.. При рН> 7 середу розчину буде лужної, при рН <7 кислої. Величина рН в точці еквівалентності залежить від природи кислоти або підстави, що вступають в реакцію нейтралізації.

Розрізняють чотири типи кислотно-основних реакцій, в результаті яких утворюється сіль і вода.

1) Реакція між сильною кислотою і сильною основою:

HCl + NaOH > NaCl + H2O

В іонному вигляді:

H + + Cl - + Na+ + OH- > Na+ + Cl- + H2O

Скорочена іонне рівняння:

H + + ОН - > H2О

У точці еквівалентності буде нейтральне середовище і рН = 7. Сіль NaCl не береться гідролізу і реакція необоротна.

 

2) Реакція між слабкою кислотою і сильною основою:

CH3COOH + NaOH > CH3COONa + H2O

В іонному рівняння не дисоціює слабка оцтова кислота, так як в розчині присутні сильні електроліти - підстава і сіль.

CH3COOH + Na+ + OH- > CH3COO- + Na+ + H2O

І скорочене рівняння показує, що в точці еквівалентності утворюється надлишок ОН- іонів, тобто рН> 7.

СH3COOH + OН- > CH3COO- + H2O

Крім того, відбувається гідроліз солі CH3COONa, що ще збільшує число ОН- іонів. Гідроліз йде по наступному рівнянню:

CH3COO- + Na+ + H2O - CH 3COOН + Na+ + ОН- тобто йде зворотній процес.

3) Реакція між сильною кислотою і слабкою основою:

HCl + NH 4OH - NH 4Cl + H2O

гідроксид амонію

слабка основа

 

в іонному вигляді: H+ + Cl- + NH 4OH - NH4+ + Cl- + H2O або скорочено: Н+ + NH4 OH - NH+4 + H 2O

Ця реакція так само оборотна, тому що сіль NH 4Cl піддається гідролізу з рівняння:

NH+4 + Cl- + H 2O - NH 4OH + H+ + Cl-

У точці еквівалентності реакція середовища буде кислою, тобто рН <7

 

4) Реакція між слабкою кислотою і слабкою основою:

CH 3COOH + NH 4OH > CH 3COONH4 + H 2O.

При даній реакції зміна рН відбувається дуже повільно, і момент еквівалентності визначити неможливо, тому такі реакції не мають для об'ємного аналізу значення.

Фіксування точки еквівалентності по зміні рН в процесі титрування проводять за допомогою кислотно-основних індикаторів.

Кислотно - основні індикатори -це складні органічні речовини, які змінюють своє забарвлення залежно від рН середовища. Вони є або слабкими кислотами HJnd, або слабкими підставами - JndOH. У водних розчинах кислотні індикатори диссоциируют за схемою:

 

HJnd - H+ + Jnd -

Заряджені частинки Jnd - - Складні органічні іони, які мають забарвлення, що відрізняється від забарвлення молекулярної, неионизированной форми.

Якщо до водного розчину HJnd додати трохи NaOH, то гідроксидні іони ОН - будуть з'єднуватися з іонами Н +, Утворюючи H2O. Внаслідок принципу Ле-Шательє рівновага дисоціації індикатора зсувається вправо і розчин змінює забарвлення на забарвлення вільних іонів Jnd-

Якщо до того ж розчину додати HCl, тобто Н+, То рівновага зрушиться в бік освіти HJnd і з'явиться забарвлення недіссоціірованних молекул. Відомі одноколірні і двоколірні індикатори. До одноколірним відноситься фенолфталеин, який в кислому і нейтральному середовищі - безбарвний, а в лужному середовищі має малиновий колір.

До двоколірним індикаторами відноситься метиловий оранжевий. У кислому середовищі цей індикатор має рожеве забарвлення, в лужному - жовту, а в нейтральному середовищі - більш насичену помаранчеве забарвлення.

Кожен індикатор має певний інтервал переходу забарвлення, що представляє собою той проміжок між двома значеннями рН, в якому змінюється забарвлення. Величина інтервалу переходу -  рН, зазвичай не перевищує двох одиниць. Так у фенолфталеина  рН = 8 - 10, а у метилоранжа  рН = 3,1 - 4,4. В цілому  рН = рКа ± 1, де рКа - так званий силовий показник кислоти, рівний рКа = - Lg Кд (НА), де Кд константа дисоціації кислоти - НА.

Середнє значення рН в інтервалі переходу забарвлення називається точкою переходу індикатора або показником титрування. На практиці, при титруванні, показник титрування є кінець реакції між кислотою і підставою. Значить точка переходу індикатора - є точка кінця титрування.

Значення рН для різних індикаторів представлено в таблиці 2.

 

 

Таблиця 2.

 

 Названіеіндікатора  інтервалперехода    забарвлення    показник
 кисла  лужна  нейтральна  рН
 1.  фенолфталеин  8.0-10.0  безбарвні  малин.  безбарвний.  9.00
 2.  метиловий  3.1-4.4  рожевий  жовтий  помаранчевий  3, 75
   помаранчевий          
 3.  метиловий  4.4-6.2  червоний  жовтий  жовтий  5,00
   червоний          
 4.  нейтральний  6.8-8.0  червоний  жовтий    7, 4
   червоний          
 5.  лакмус  5.0-8.0  червоний  синій    

 



Теоретичні основи титриметрического методу аналізу. | Криві титрування. Вибір індикатора.

Правила техніки безпеки. | Речовини вступають в хімічні реакції і утворюються в результаті хімічних реакцій в кількостях, пропорційних їх еквівалентів. | основность кислоти | Способи вираження концентрації розчинів. | Завдання для самостійного рішення. | Вступ. | Завдання I. Приготування 200 мл 0,1 н розчину тетраборату натрію. | Хід роботи. | Завдання 1. Стандартизація титранту - розчину НС1. | Завдання 2. Визначення карбонату і гідрокарбонату при спільній присутності в розчині. |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати