ІV. Методи нейтралізації

Предыдущая12345678910111213141516Следующая

Титрування йонів гідрогену або гідроксид-йонів, що вступають між собою у реакцію нейтралізації, називається кислотно-основним (або методом нейтралізації).

В теорії кислотно-основного титрування сучасної аналітичної хімії використовують поняття кислот та основ згідно теорії Бренстеда-Лоурі.

У водних розчинах основою даних методів є реакція: H3O+ + OH– = 2H2O

Кислотно-основне титрування поділяється два основні методи: ацидиметрія – визначення основ за допомогою кислот і алкаліметрія – визначення кислот за допомогою основ. Назви “ацидиметрія” і “алкаліметрія” походять від латинських слів “acidum” – кислота і “alkali” – основа (луг). Найбільш часто у методі нейтралізації використовуються робочі розчини кислот (хлоридної HCl або сульфатної H2SO4) та розчини лугів (калій гідроксиду KOH, натрій гідроксиду NaOH, барій гідроксиду Ba(OH)2). Внаслідок особливостей хімічних властивостей даних речовин, вони не можуть бути використані в якості первинних стандартів: розчини хлоридної і сульфатної кислот готують із розчинів, концентрація яких не завжди відома з достатньою точністю, окрім того, хлоридна кислота є леткою; гідроксиди натрію, калію і барію у кристалічному стані гігроскопічні, а також здатні реагувати як у кристалічному, так і у розчиненому стані, з кислотними оксидами (СО2, SO2), що містяться у повітрі. Крім того, розчини лугів здатні реагувати з компонентами скла, при тривалому зберіганні їх у скляному посуді. Тому спочатку готують розчини даних речовин приблизної концентрації, а точну концентрацію їх визначають за розчинами речовин-первинних стандартів. Найчастіше використовують розчини 0,05 – 0,1 моль/дм3 еквівалентів кислот та лугів.

В якості первинних стандартів для визначення концентрації робочих розчинів кислот використовують натрій тетраборат у вигляді кристалогідрату (Na2B4O7·10Н2О) або натрій карбонат (Na2CO3), а для визначення концентрації розчинів лугів – оксалатну (щавлеву) кислоту у вигляді кристалогідрату (H2C2O4·2H2O), бензоатну кислоту (С6Н5СООН), бурштинову (сукцинатну) кислоту (H2C4H4O4) або калій гідрогенфталат (КНС8Н4О4).

Величина pH в точці еквівалентності в різних випадках титрування буде різною. Це пов’язано з її залежністю від природи реагуючих речовин (зокрема сили кислот і основ) і від їх концентрації.

У випадку взаємодії сильних кислот і основ при титруванні, їх взаємодію можна охарактеризувати реакцією H3O+ + OH– = 2H2O; Кс = 1/Кw = 1014.

У випадку слабкої кислоти: HAn + OH– = An– + H2O; . Для перетворення реагентів на 99,9% (при стехіометричних коефіцієнтах рівних 1), що відповідає похибці визначення 0,1%, константа процесу повинна бути Кс ≥ 106. Це означає, що слабку кислоту з Ка < 10–8 відтитрувати сильною основою з достатньою точністю уже неможливо, а з урахуванням того, що у розбавлених розчинах стрибок титрування на кривій титрування зменшується, то це обмеження роблять іще більш суворим. Аналогічні міркування застосовуються і щодо слабких основ.



У випадку титрування одного слабкого електроліту іншим зазначена величина константи рівноваги взагалі практично ніколи не досягається.

Реакція нейтралізації не супроводжується помітними змінами, наприклад, зміною кольору розчину, а тому для фіксації точки еквівалентності треба додати до розчину, що титрують, потрібний індикатор. Тому для визначення кінцевої точки титрування користуються індикаторним методом.

HІnd або IndOH
H3O+ + Ind– або Ind+ + OH–
+
H2O
OH–
H3O+
OH–
H3O+
Індикатори, що використовуються у методі нейтралізації є слабкими органічними кислотами або основами, молекулярна форма яких має одне забарвлення, а йонна – інше. Зміна концентрації йонів Н3О+ або ОН– викликає зміщення рівноваги (за принципом Ле-Шательє – Брауна) у бік переважання однієї з форм індикатора:

Тому забарвлення цих індикаторів змінюється в залежності від зміни величини pH. Найбільш поширеними у практиці хімічного аналізу кислотно-основними індикаторами є фенолфталеїн, метиловий оранжевий, метиловий червоний, бромфеноловий синій, лакмус та деякі інші. Колір кожного з індикаторів змінюється в межах певного вузького інтервалу значень pH. До речі, цей інтервал залежить лише від властивостей даного індикатору і зовсім не залежить від природи кислоти і основи, що реагують між собою. Кожен індикатор характеризується власним інтервалом переходу забарвлення (Див. Додаток 1)

Для отримання точних результатів аналізу необхідно виконувати певні умови при титруванні:

· слід встановлювати титр стандартного розчину і використовувати для титрування розчин в присутності одного і того ж індикатору;

· титрування бажано проводити за температур 20–30оС;

· для титрування треба брати завжди одну й ту саму кількість індикатору і повторювати титрування декілька разів до тих пір, поки не будуть отримані щонайменше три подібні результати;

· необхідно брати, як правило, не більше 1 – 2 крапель розчину індикатору, не забуваючи про те, що індикатори самі є кислотами або основами, і на їх нейтралізацію також витрачається певна кількість робочого розчину;

· завжди треба титрувати до появи певного забарвлення розчину, використовуючи для титрування по можливості однакову кількість розчину, що досліджують;

· необхідно вибрати такий індикатор, який змінює свій колір поблизу точки еквівалентності.

Також точку еквівалентності кислотно-основного титрування можна фіксувати інструментальними методами: потенціометричним і кондуктометричним.

Сфера використання методів нейтралізації дуже велика. Методи нейтралізації використовуються для визначення вмісту:

· будь-яких сильних кислот та основ,

· слабких кислот або основ з константою іонізації K ≥ 5·10–7, а також органічних сполук, що мають кислотні або основні властивості;

· солей, що гідролізують за катіоном або аніоном, тобто до складу яких входить залишок слабкої кислоти або основи (K ≤ 5·10–7),

· багатоосновних кислот, суміші кислот або основ різної сили, якщо різниця між їхніми константами іонізації не менше 104 разів, а також солей, утворених залишками таких кислот чи основ.



3686078853213397.html
3686126097590459.html
    PR.RU™