Кислотно-основное равновесие

Кислотно-основное равновесие
Потенциометрическое титрование
Кожухова И.И.
МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ОБЛАСТНОЙ СОЦИАЛЬНОГУММАНИТАРНЫЙ ИНСТИТУТ
Коломна, Россия
Acid-base balance
Potentiometric titration
Kozhukhova I.I.
Moscow state regional social and humanitarian institute
Kolomna, Russia
Кислотно-основное
равновесие
–
относительное
постоянство
соотношения кислота-основание внутренней среды живого организма, является
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 (бикарбонатная буферная система, фосфатная
буферная система, белковая буферная система, гемоглобиновая 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.
Потенциометрическое титрование позволяет решать как аналитические
задачи – определение концентрации веществ, так и физико-химические –
определение
произведений
протолитической диссоциации.
растворимости,
констант
устойчивости,
2
Цель работы: рассмотреть равновесия в растворах 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
диссоциации, кислотами
Аррениусом
теории
электролитической
принято считать вещество, выделяющее 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
диссоциации выделяют ион водорода, например:
Согласно
теории
электролитической
диссоциации
к
типичным
основаниям относятся гидроксиды натрия NaOH, калия КОН, кальция Ca(OH)2 ,
аммиак NH4OH в водных растворах и т.д. При ионизации они выделяют
гидроксид ионы, например:
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- :
C5H5N+H2O ↔ C5H5NH++OHи ведет себя в растворе как слабое основание, хотя источником гидроксильной
группы является не сама молекула пиридина, а молекула воды, в реакцию с
которой 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:
А1 + В2 ↔ А2 + В1
Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может
быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при
взаимодействии с сильными кислотами является основанием:
H2O + H+ ↔ H3О+,
а реагируя с аммиаком, становится кислотой:
4
NH3 + H2O ↔ NH4+ + 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 → :NH3 + ̻H+ → NH4+
Кислота → B
̻ F3 + F- → BF4Теория кислот и оснований Льюиса получила 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-основное 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
катионы 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; кислотность 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 образуется соль.
Эту реакцию можно рассмотреть по теории Аррениуса или по протонной
теории.
5
К
примеру,
кислоты:
реакция взаимодействия
гидроксида
натрия и соляной
НСl + NaOH = NaCl + Н2О
HCl отдает H+ (согласно теории Аррениуса является кислотой).
NaOH отдает OH- ( согласно теории Аррениуса является основанием).
При
рассмотрении
реакция бикарбоната
такой
реакции нейтрализации,
натрия (пищевой
соды)
как
например,
и уксусной
кислоты,
целесообразно применять протонную теорию.
CH3COOH+NaHCO3=CH3COONa+ Н2СО3 (H2O+CO2)
или в ионном виде: CH3COOH+HCO3- = CH3COO- + Н2СО3 (H2O+CO2)
CH3COOH (согласно протонной теории является кислотой);
HCO3- (согласно протонной теории является основанием).
Гидролиз
солей
также
относится
к
кислотно-основному
взаимодействию.[5]
Гидролиз соли – 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 теорией:
CN- (присоединяет протон, является основанием);
HOH (отдает протон, является кислотой).
Реакции гидролиза по теории Усановича:
CN- + H+OH- ↔ HCN + OHCN- присоединяет катион, является основанием.
H+OH- отдает катион, является кислотой.
NH4+ + H+OH- ↔ NH4OH + H+
NH4+ присоединяет анион, является кислотой.
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 потенциометрического титрования основан на определении точки
эквивалентности по резкому изменению в ней ЭДС (максимальное напряжение
электрического поля) электрохимической цепи, содержащей индикаторный
электрод.
ЭДС = Е1- Е2
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 которых приведен на рис. 1.
7
Рис. 1. Кривые потенциометрического титрования: а - интегральная кривая титрования; б дифференциальная кривая титрования; в - кривая титрования Грана
На интегральной кривой титрования (рис. 1, а) (E = f (VТ)) точка
эквивалентности соответствует середине скачка титрования.
Дифференциальная кривая титрования (рис. 1, б) - график функции
∆Е/∆V=f( VT). 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(VT). 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:
весы,
рН-метр,
стеклянный
электрод
(индикаторный), хлорсеребрянный электрод (электрод сравнения), магнитная
мешалка, магниты, бюретка, стаканчики для титрования на 100 мл, пипетки на
10 мл и 20 мл, мерные колбы на 100 мл.
Реактивы: раствор NaOH, 0,1 н,
раствор соляной кислоты и борной
кислоты (Сн(HCl)=0,10 моль-экв/л),(Cн(Н3ВО3)=0,08 моль-экв/л), глицерин.
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 НCl) и 0,08 мольэкв/л (по Н3ВО3).
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 хлороводородной и борной кислот в их смеси основано на
последовательном титровании кислот раствором гидроксида натрия. Борную
кислоту нельзя оттитровать непосредственно, вследствие малого значения
константы
диссоциации
(рКд=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
9
дифференцированное титрование ее смеси с какой-либо сильной кислотой
(например,HCl). Сначала титруют смесь без добавления α-диола, при этом
оттитровывается только сильная кислота. После этого добавляют в раствор,
например, глицерин и оттитровывают Н3ВО3 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 (Vтитранта).
- 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( Vтитранта)).
- на оси абсцисс откладывать объем титранта в мл;
- на оси ординат откладывать величину ∆рН/∆V.
Кривая титрования представлена на рис.2.2.
10
Рис. 2.2. Дифференциальная кривая титрования
6. Провести расчет концентрации кислот в исследуемом растворе.
Vщ*Сщ= Vк*Ск - формула, выражающая закон эквивалентов. С помощью
этой формулы можно рассчитать нормальные концентрации кислот в
исследуемом растворе.
Сн(HCl)= V (NaOH)*Сн (NaOH)/ Vпробы
Сн(HCl)=0,325л*0,1 моль-экв/л /0,3л=0,108 (моль-экв/л) - обьем титранта
(NaOH), затраченный на титрование HCl и Н3ВО3 в растворе, находят по кривой
титрования (интегральная, дифференциальная) по точкам эквивалентности.
Сн (Н3ВО3)=0,24л*0,1 моль-экв/л /0,3л=0,08(моль-экв/л)
Погрешности измерений:
Абсолютная ошибка │Ск,ист(X)-Ск(X) │
ΔС(HCl)= │0,10-0,108 │= 0,008
ΔC(Н3ВО3)= │0,08-0,08│=0
Относительная погрешность ε = (│Ск,ист(X)-Ск(X) │/Ск,ист(X))*100%
ε (HCl) = │0,10-0,108 │/0,10*100%=8%
ε (Н3ВО3) = │0,08-0,08│/0,08*100%=0%
Результаты представлены в таблице.
11
Таблица
Результаты титрования
Vисл. р-р,
мл
Сн(NaOH)
моль-экв/л
30
0,100
Вывод:
V(NaOH),
V(NaOH),
израсходованный израсходованный
на титрование
на титрование
HCl, мл
Н3ВО3, мл
32,5
проверена
Сн(HCl)
моль-экв/л
Cн(Н3ВО3)
моль-экв/л
0,108
0,08
24
методика
потенциометрического
определения
концентраций соляной и борной кислот при их совместном присутствии.
Нормальная концентрация хлороводородной кислоты равна 0,108 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. Рассмотрены кислотно-основные взаимодействия с позиций различных
теорий;
3. Рассмотрен потенциометрический метод анализа;
4. Изучен метод потенциометрического титрования;
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 визуальным титрованием прежде всего
12
относятся исключение субъективных ошибок, возможность анализа мутных и
окрашенных
автоматизация.
растворов,
Основное
документальность
преимущество
и
сравнительно
заключается
в
легкая
возможности
дифференциального титрования 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, 2006.
2.
Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия- М.: Высшая школа, 2003.
3.
Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии - М.: Химия,
4.
Шатенштейн
1979.
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)