Метод кислотно-основного титрования (стр. 8 )

координатах рН –f

Кривая титрования сильной кислоты сильным основанием

Область кривой	f= Vт/Vтэ	рН-определяющий компонент	[Н+]	pH
До титрования	0	Сильная кислота	C0	-lgСo
До т. э.	f<1	“ ”	lg[]	-lg[]
Т. э	1	Вода	√Kw	0,5pKw=7
За т. э.	f>1	Сильное основание		14 - lg[]

Кривая титрования сильного основания сильной кислотой

Область кривой	f= Vт/Vтэ	рН-определяющий компонент	[Н+]	pH
До титрования	0	Сильное основание		14+lgC0
До т. э.	f<1			14– lg[]
Т. э	1	Вода		0,5pKw=7
За т. э.	f>1	Сильная кислота		- lg[ ]

Кривая титрования слабой кислоты HA сильным основанием

Область кривой	f= Vт/Vтэ	рН-определяющий компонент	[Н+]	pH
До титрования	0	Слабая кислота НА		-0,5lg(КаС0)
До т. э.	f<1	Буферная смесь слабой кислоты и ее соли (НА и А-)		-lg[]
Т. э	1	Гидролизу- ющийся ион А -		7-0.5lg[]
За т. э.	f>1	Сильное основание		14 + lg[]

Кривая титрования слабого основания МОН сильной кислотой

Область кривой	f= Vт/Vтэ	рН-определяющий компонент	[Н+]	pH
До титрования	0	Слабое основание МОН		14 + lg
До т. э.	f<1	Буферная смесь слабого основания и ее соли (МОН и М+)		14+lg[]
Т. э	1	Гидролизующийся ион М+		7- 0.5lg[]
За т. э.	f>1	Сильная кислота		- lg[ ]

Приложение 3. Н-кислоты и основания

Согласно теории Бренстеда-Лоури (1923г.) кислота – это донор протона (Н+)

НА ↔ А - + Н+,

кислота основание

а основание – акцептор протона.

В + Н+ ↔ ВН+,

основание кислота

Потеря протона кислотой НА приводит к образованию сопряженного основания А-. Присоединение протона к основанию В приводит к образованию кислоты ВН+, сопряженной с этим основанием. Кислотами (Н - кислотами) могут быть нейтральные молекулы (HCl, CH3COOH ), анионы (HCO3-, H2PO4-) или катионы (H3O+, NH4+), способные отдавать протон растворителю или протонакцепторному основанию. В воде образуется ион гидроксония Н3О+ (точнее Н5О2+):

Усиление кислотных свойств

 

Усиление основных свойств

HCO3- + H2O ↔ H3O+ + CO32-

NH4+ + H2O ↔ H3O+ + NH3

HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-

Амфипротные соединения могут как отдавать, так и присоединять протоны. Например, молекула Н2О является основанием, сопряженным с кислотой Н3О+

Н2О + Н+ ↔ Н3О+

и кислотой, сопряженной с ОН-

Н2О ↔ ОН - + Н+ .

В усовершенствованном варианте протонной теории (, 1960г.)предусмотрен не только полный переход протона от кислоты к основанию при их взаимодействии, но и образование между ними водородной связи

НА + В ↔ АН……В

в неводных средах. В водной среде с полным переходом протона от кислоты к основанию сила диссоциирующей кислоты НА определяется константой кислотности

Кa =,

а сила диссоциирующего основания В - константой основности

Кв= ,

где а- термодинамические активности частиц. В частности в водных растворах слабой кислоты СН3СООН и слабого основания NH3·H2O устанавливаются протолитические равновесия

СН3СООН + Н2О ↔ СН3СОО - + Н3О+ (1), рКа=4,76

кислота1 основание2 основание1 кислота2

СН3СОО - + Н2О ↔ СН3СООН + ОН- (2), рКв=9,24

основание1 кислота2 кислота1 основание2

и соответственно

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH - (3), рКв=4,75

основание1 кислота2 кислота1 основание2

NH4+ + H2O ↔ NH3 + Н3О+ (4), рКа=9,25.

кислота1 основание2 основание1 кислота2

Реакции (2) и (4) в рамках теории Аррениуса являются гидролизом солей по ионам СН3СОО- и NH4+, а согласно протонной теории представляют собой равновесия диссоциации заряженных частиц основания СН3СОО - и кислоты NH4+ в водной среде. При кислотно-основном взаимодействии (2) происходит передача протона от кислоты Н2О к основанию СН3СОО - с образованием сопряженных с ними основания ОН - и кислоты СН3СООН с константой равновесия

.

Аналогично для кислотно-основного взаимодействия (4) имеет место равенство

.

Соответственно константа основности СН3СОО - равна константе гидролиза ацетат-аниона, а константа кислотности NH4+ равна константе гидролиза катиона аммония.

Буферные растворы представляют собой кислотно-основные пары, состоящие из слабой кислоты (напрмер, СН3СООН) и сопряженного основания (СН3СОО- ) или из слабого основания (например, NH3·H2O) и сопряженной кислоты (NH4+). Для любой сопряженной кислотно-основной пары в водном растворе справедливы выражения

250C

 

Ка·Кв=[Н3О+][OH-] = Kw = 1,0·10-14,

250C

 

рК а + рКв = рКw = 14,0 ,

где Кw – константа автопротолиза (ионное произведение ) воды, рК= - lgK. Величина Кw существенно возрастает при нагревании (рКw=14,98 при 00С и 12,26 при 1000С). Соответственно уменьшается водородный показатель рН= - lgaH+=0,5pKw чистой воды и нейтрального водного раствора (7,49 →6,13 при t=0→1000C).

В общем случае для амфотерного растворителя SH характерна реакция автопротолиза

SH + SH ↔ SH2+ + S - ,

константа равновесия которой,

КSH= ,

называется константой автопротолиза растворителя (2·10-17 для метанола, 1·10-19 для этанола).

Очевидно, что сила кислоты или основания существенно зависит от кислотно-основных свойств растворителя. Чем более сильным основанием является протофильный растворитель, тем в большей степени диссоциируют в нем кислоты и тем в меньшей степени – основания. Например, кислотные свойства веществ в жидком аммиаке (сродство к протону F=9,0 эВ) проявляются сильнее, чем в воде (F=7,14эВ). Протогенные растворители с преобладающими кислотными свойствами усиливают диссоциацию оснований и подавляют диссоциацию растворенных кислот. В водном растворе самой сильной кислотой является ион Н3О+, а самым сильным основанием – ион ОН-.

Для амфипротных (амфотерных) растворителей (вода, низшие спирты, жидкий аммиак и др.) уравнение

КSH= ,

полезное для расчетов, связывает константу диссоциации кислоты НА, константу диссоциации сопряженного основания А - и константу автопротолиза растворителя SH.

Протофильные растворители нивелируют силу кислот и дифференцируют основания. Напрмер, в жидком аммиаке выравнивается сила кислот HNO3 и HCN (Ка≈10-3) в отличие от их водных растворов. Протогенные растворители выравнивают силу растворенных оснований и дифференцируют кислоты. Использование неводных растворителей существенно расширяет возможности метода кислотно-основного титрования (изменение относительной силы кислот и оснований и их дифференцированное или прямое определение). Например, кислотные свойства фенола С6Н5ОН, очень слабой кислоты в водном растворе ( Ка=1·10-10) усиливаются (Ка=5·10-3) в протофильном растворителе гидразинеN2H4, так что фенол в гидразине может быть определен прямым титрованием щелочью.

ОГЛАВЛЕНИЕ

1.  Сущность титриметрии ………………………………………………………3

1.1. Основные понятия……………………………………………………… 3

1.2. Кривые титрования……………………………………………………… 4

2. Кислотно-основное титрование……………………………………………. 4

2.1. Кривые кислотно-основного титрования……………………………… 4

2.2. Титрование сильной кислоты сильным основанием………………… 6

2.3. Титрование сильного основания сильнойкислотой………………...... 8

2.4. Титрование слабой одноосновной кислоты сильным основанием.. 11

2.5. Титрование слабого основания МОН сильной кислотой…………. 14

2.6. Кислотно-основные индикаторы…………………………………... 17

2.7. Индикаторные погрешности………………………………………… 18

2.8. Расчет индикаторных погрешностей……………………………….. 18

2.9. Титрование многоосновных и смесей одноосновных протолитов.. 21

3.Практическая часть………………………………………………………. . 25

Лабораторная работа 1. Приготовление стандартизованного раствора хлороводородной кислоты и определение содержания гидроксида натрия в растворе………………………………………………………………………. 25

Лабораторная работа 2. Определение гидроксида и карбоната натрия при совместном присутствии в растворе………………………………................. 27

Лабораторная работа 3. Приготовление стандартизованного раствора гидроксида натрия и определение содержания хлороводородной кислоты в растворе……………………………………………………….............................28

Библиографический список……………………………………….……….. 29

Приложения………………………………………………………………………30

C о с т а в и т е л и:

Евгений Васильевич Школьников

Нинель Вадимовна Михайлова

АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

МЕТОД КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО ТИТРОВАНИЯ

Методические указания

к выполнению индивидуальных заданий и лабораторных

работ для студентов специальностей 240406 и 280201,

по направлениям 240100 и 280200

Отпечатано в авторской редакции с готового оригинал-макета