Тема лекции: Метод кислотно-основного титрования

План лекции:

1. Теоретические основы метода кислотно-основного титрования. рН.

2. Титранты метода. Индикаторы метода.

3. Кривые титрования.

4. Значение метода в технохимическом контроле продукции пищевых производств и общественного питания.

5. Гидролиз солей.

Метод кислотно-основного титрования (нейтрализации) – метод химического анализа, основанный на применении реакции взаимодействия ионов Н⁺ и ОН^-.

Характеристика метода нейтрализации.

Уравнение реакции	Рабочий раствор (титрант)	Применение метода	Фиксирование точки эквивалентности	Недостатки метода
Взаимодействие кислот с основаниями: Н^+ + ОН^- → Н2О	Раствор кислоты или щелочи	Для количественного определения кислот или щелочей (жесткость воды, концентрацию солей слабых кислот – щелочная среда)	Индикаторы (по природе – органические кислоты или основания)	Большая трудность определения точки эквивалентности.

В зависимости от титранта различают методы:

Ø ацидиметрии (acidum – кислота): в качестве титранта используют 0,01 – 0,1 н. растворы сильных кислот (серная кислота, соляная кислота). Применяют для определения сильных и слабых оснований и некоторых солей слабых кислот (NaOH, NH₄OH, Na₂CO₃, NaHCO₃ и т.д.)

Ø алкалиметрии (alkalis – щелочь): в качестве титранта используют 0,01 – 0,1 н. растворы щелочей (NaOH, KOH, Ва(ОН)₂). Применяют для определения сильных и слабых кислот и некоторых солей слабых оснований (HCl, H₃BO₃, CH₃COOH и т.д.)

Водородный показатель.

Понятие «водородный показатель» было введено датским химиком Серенсоном в 1909 г. Буква «р» - начальная буква датского слова «потенц» - степень, буква «Н» - символ водорода.

Концентрации ионов Н⁺ и ОН^- в воде и любом водном растворе взаимосвязаны. Увеличение концентрации ионов Н⁺ (например, при добавлении кислоты) вызывает уменьшение кон­центрации ионов ОН^-, и наоборот.

Растворы, в которых концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов, называют нейтральными. Если концентрация ионов водорода больше, то среда в растворе кислотная, если меньше — раствор щелочной, так как концент­рация гидроксид-ионов будет больше.

Кислотность растворов обычно выражают через концентра­цию ионов водорода Н⁺. Однако выражать такими числами, как 10^-8 моль/дм³ или 10^-4 моль/дм³, концентрацию ионов водорода неудобно, и в химии применяют водородный показатель рН, который численно равен показателю степени молярной концент­рации, взятому с обратным знаком. Например, при молярной концентрации ионов Н⁺, равной 10^-5 моль/дм³, рН равен 5, а при концентрации ионов Н⁺, равной 10^-8 моль/дм³, рН равен 8. Водородный показатель характеризует кислотность или ще­лочность раствора.

Чем рН меньше 7, тем больше кислотность раствора. Чем рН больше 7, тем больше щелочность раствора. При рН 7 среда раствора нейтральная. Это означает, что молярные концентра­ции ионов водорода Н⁺ и гидроксид-ионов ОН^- равны.

Увеличение кислотности Увеличение щелочности

рН 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Величина рН играет большую роль в промышленности, хими­ческих и биологических процессах. Большинство из них может протекать только при определенной кислотности среды. На молочных комбинатах свежесть молока определяется по величине рН. В человеческом организме различные жидкости имеют различную величину рН: желудочный сок – рН 1,7 (сильнокислая среда), кровь – рН 7,4 (слабощелочная среда). Величина рН – показатель состояния здоровья человека.

Выбор титранта для кислотно-основного титрования.

Предпочтительно использовать либо сильные кислоты, либо сильные основания. В качестве индикаторов в методе нейтрализации используют слабые органические кислоты или основания.

Характеристика индикаторов метода нейтрализации:

Ø меняют окраску в зависимости от концентрации водородных ионов в растворе

Ø имеют интервал перехода окраски (значения рН раствора, в пределах которого индикатор меняет свою окраску)

Ø характерен показатель титрования ( концентрация ионов водорода, при которой наиболее резко меняется окраска индикатора) – рТ.

Показатель титрования основных индикаторов

индикатор     рТ	Метиловый оранжевый	Метиловый красный	Лакмус	фенолфталеин
рТ

Требования к индикаторам в методе нейтрализации:

1. резкое отличие в окраске двух форм индикатора в небольшом интервале рН, при добавлении малого количества гидроксид-ионов или протонов Н⁺;

2. изменение окраски должно быть обратимо; видимая окраска индикатора наблюдается лишь внутри интервала перехода окраски.

Часто используемые индикаторы.

· Столбец «х» — характер индикатора: к—кислота, о—основание.

Индикатор	х	Цвет более кислой формы	Интервал перехода pH	Цвет более щелочной формы
фенолфталеин	к	бесцветный	8,2 – 10,0	Малиново-красный
Лакмус (азолитмин)		красный	5,0 – 8,0	синий
Метиловый красный	о	красный	4,2 – 6,2	Желтый
Метиловый оранжевый	о	красный	3,1 – 4,4	Оранжево-желтый

Интервал перехода индикатора не является вполне точной характеристикой. Он зависит от различной интенсивности окраски обоих растворов и от различной восприимчивости глаза к разным цветам. Тем не менее, при выборе индикатора для титрования необходимо знать интервал перехода различных индикаторов. При каждом титровании следует применять определенный индикатор, который позволит свести ошибку титрования к минимуму. Информация о применении основных индикаторов в методе нейтрализации приведена в таблице.

Выбор индикаторов в методе нейтрализации

Условия титрования	рН в момент эквивалентности	Индикатор
сильную кислоту титруют сильным основанием		метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин
сильное основание титруют сильной кислотой		То же
слабую кислоту титруют сильным основанием	больше 7 (слабощелочная)	фенолфталеин
Слабое основание титруют сильной кислотой	меньше 7 (слабокислая)	метиловый оранжевый, метиловый красный

Для правильного выбора индикатора в методе нейтрализации строят кривые титрования.

В методе нейтрализации титрования выражают зависимость изменения рН среды от объема добавленного в процессе титрования титранта.

Кривые титрования — кривые, показывающие изме­нение концентраций веществ в процессе прохождения химических и электрохимических реакций титрования.

Значение:

• дают возможность обнаружить, в какой мере та или иная реакция проходит количественно, т.е. можно ли ее использовать для титрования (оценка целесообраз­ности титрования);

• дают возможность установить, за изменениями какой величины лучше всего следить в ходе титрования, как эта величина изменяется и как можно обнаружить ко­нец титрования;

• дают возможность найти точку эквивалентности;

• дают возможность подобрать подходящий индикатор.

На рисунках 1,2,3 представлены примеры различных случаев титрования с характерными кривыми титрования.

Рисунок 1. Кривая титрования раствора сильной кислоты раствором сильного основания

Рисунок 2. Кривая титрования слабой кислоты сильным основанием

Рисунок 3. Кривая титрования слабого основания сильной кислотой

Гидролиз – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в результате которого образуется слабый электролит.

Результат гидролиза: изменение среды раствора

Типы солей:

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой: не гидролизуется

Примеры: КNO₃, NaCl, CaCl₂ и т.д.

2. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой: MgSO₄, CuCl₂ и т.д.

MgSO₄ ↔ Mg²⁺ + SO₄^2- - гидролиз по катиону (анион сильной кислоты не реагирует с водой)

Mg²⁺ + НОН ↔ MgОН⁺ + Н⁺ - кислая среда (рН меньше 7)

MgОН⁺ + НОН ↔ Mg(ОН)₂ + Н⁺ - протекает при жестких условиях

MgSO₄ + 2НОН ↔ Mg(ОН)₂ + Н₂SO₄

3. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой: Na₂CO₃, K₂SO₃ и т.д.

Na₂CO₃ ↔ 2Na⁺ + CO₃ ^2- - гидролиз по аниону (катион не реагирует)

CO₃^2- + НОН ↔ НCO₃^- + ОН ^- - щелочная среда (рН больше 7)

НCO₃^- + НОН ↔ Н₂CO₃ + ОН^-

Na₂CO₃ +2НОН ↔ Н₂CO₃ + 2NaOH

4. Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой: СН₃СООNН₄, Al₂S₃ и т.д.

СН₃СООNН₄ ↔ СН₃СОО^- + NН₄⁺ - гидролиз по катиону и аниону

СН₃СОО^- + NН₄⁺ + НОН ↔ СН₃СООН + NН₄ОН – среда нейтральная (рН = 7)

СН₃СООNН₄ + НОН ↔ СН₃СООН + NН₄ОН

Литература:

1. Панкратова Г.В., Жванко Ю.Н., Мамедова З.И. Аналитическая химия и технохимический контроль в общественном питании. – М.: Высшая школа, 1980. – с. 95 – 104/

2. Шапиро С.А., Шапиро М.А. Аналитическая химия. – М.: Высшая школа, 1979. – с. 228 – 241.

Дата добавления: 2014-01-07