Методы кислотно-основного титрования (нейтрализации). Метод прямого титрования. Методы, основанные на определении химического состава и строения веществ по их спектру. Анализ методов осадительного титрования. Понятие и сущность титриметрического метода анализа.

При титровании слабой кислоты сильной щелочью в качестве индикатора применяют обычно фенолфталеин, а при титровании слабой щелочи сильной кислотой - метиловый оранжевый. Метод нейтрализации широко применяется в клинических и санитарно-гигиенических лабораториях.

К. Ж. Жоффруа (1685-1752), по-видимому, первым применил в 1726 г. метод нейтрализации. По своему характеру реакции, используемые в титриметрическом анализе, относятся к различным типам - реакциям соединения ионов и реакциям окисления - восстановления. Применение неводных растворителей (спирты, ацетон и т. п.) позволило расширить круг веществ, которые можно определять данным методом. Методы окисления - восстановления (редоксиметрия).

В объемном анализе применяют несколько методов вычисления

Этот метод применяют, когда нет подходящего индикатора или когда основная реакция протекает не очень быстро. Систематический анализ, реакции и анализ смеси катионов. Анализ анионов и сухой соли. Гравиметрический метод анализа, метод нейтрализации, процентное содержание кислот. Методы окислительно-восстановительного титрования, перманганатометрия и йодометрия. Сущность и классификация методов кислотно-основного титрования, применение индикаторов.

Характеристика явлений, сопровождающих реакции мокрым (в растворах) и сухим путями. Методы эмиссии, абсорбции, рассеяния и преломления. Методы установления точек эквивалентности. Методы, которые создает аналитическая химия, позволяют отвечать на вопросы о том, из чего состоит вещество, какие компоненты входят в его состав.

3)Метод осажденияоснован на использовании реакций осаждения

Методы определения можно классифицировать, основываясь на свойстве вещества, которое положено в основу определения. Если измеряется масса осадка, метод называется гравиметрическим, если определяется интенсивность окраски раствора, — фотометрическим, а если величина ЭДС,- потенциометрическим. Методы определения часто делят на химические(классические), физико-химические(инструментальные) и физические. Химическими в аналитической химии принято называть главным образом гравиметрические и титриметрические методы.

Титриметрическим методом анализа называют метод количественного анализа, основанный на измерении количества реагента, требующегося для завершения реакции с данным количеством определяемого вещества. Метод заключается в том, что к раствору определяемого вещества постепенно прибавляют раствор реактива известной концентрации. Количественные определения с помощью объемного метода выполняются очень быстро.

Время, требуемое для завершения определения титриметрическим методом, измеряется минутами

Применят также и безиндикаторные методы, основанные на использовании специальных приборов, позволяющих судить об изменениях, которые происходят в титруемом растворе в процессе титрования. Такие методы называют физико-химическими или инструментальными методами определения точек эквивалентности. 4)Метод комплексообразования основан на использовании реакций комплексообразования, из которых наиболее широко применяют реакции ионов металлов с так называемыми комплексонами.

Таблица 1.Окраска индикаторов в растворах щелочей и кислот

На колбе указывают ее емкость и температуру(200С), при которой эта емкость измерена. Из этого определения следует, что грамм-эквивалент одного и того же вещества в разных реакциях может быть различный. Растворы различных веществ одной и той же нормальности содержат в равных объемах одинаковое число грамм-эквивалентов растворенного вещества.

См. также Титрование. Определение ведут по двум индикаторам: метиловому оранжевому и фе­нолфталеину. Сюда относятся титриметрические определения, основанные на осаждении того или иного иона в виде малорастворимого соединения или связывания его в малодиссоциированный комплекс. В этом случае определяемый ион титруют раствором реагента (или наоборот). 3) вычисление результатов анализа. Определение кристаллизационной воды в хлориде бария. Установка титра рабочего раствора соляной кислоты.

Особенности комплексонометрического титрования. Обнаружение конечной точки титрования. Понятие аргенометрии и тицианометрии. Аналитическая химия является фундаментальной химической наукой, занимающей видное место в ряду других химических дисциплин. Данные химического анализа требуются при решении экономических и других важных вопросов. Аналитические методы часто дают возможность узнавать, в какой форме данный компонент присутствует в веществе, например, каково состояние окисления элемента.

Эти методы наиболее старые, но широко распространенные до настоящего времени, играющие важную роль в практике химического анализа. Гравиметрический (весовой) анализ — измерение массы определяемого вещества или его составных частей, выделяемых в химически чистом состоянии или в виде соответствующих соединений.

Методы осаждения и комплексообразования. Эти методы основаны на реакциях окисления и восстановления. Определение содержания ионов в растворе методом качественного анализа. Нейтрализации метод - объемный (титриметрический) метод определения концентрации кислот (ацидиметрия) и щелочей (алкалиметрия) в растворах.

Лекция 6. Область применения метода нейтрализации. Рабочие растворы в методе нейтрализации

Ключевые слова : метод нейтрализации, рабочие растворы, точка эквивалентности,

кислотно-основное титрование.

К методу нейтрализации относят все анализы, в основе которых лежит реакция кислотно-основного взаимодействия . По этому методу можно, пользуясь титрованным раствором какой-либо сильной кислоты, проводить количественное определение оснований (ацидиметрия) или, пользуясь титрованным раствором щелочи, количественно определять кислоты (алкалиметрия) . Метод нейтрализации может быть использован для определения солей, подвергающихся гидролизу, и проявляющих кислотно-основные свойства.

При титровании раствора любой кислоты раствором щелочи, концентрация Н + - ионов постепенно уменьшается, а рН раствора – возрастает. При определенном значении рН достигается точка эквивалентности и прибавление щелочи должно быть прекращено. При титровании раствора основания раствором кислоты рН раствора уменьшается. Величина рН в точке эквивалентности зависит от природы реагирующих веществ (кислоты и основания) и от их концентраций. Например, титрование сильной кислоты сильной щелочью протекает по схеме

НСl + NаОН → NaСl + Н 2 О.

В точке эквивалентности в растворе будет только образовавшаяся при реакции соль (NаСl) без избытка кислоты или щелочи. Соли сильных кислот и сильных оснований не подвергаются гидролизу и имеют нейтральную реакцию. Следовательно, в точке эквивалентности в рассматриваемом случае рН равен 7. То же будет, очевидно, и при титровании сильной щелочи сильной кислотой.

Однако если сильную кислоту заменить слабой, например, уксусной кислотой, то при титровании происходит следующая реакция:

СН 3 СООH + NаОН → СН 3 СООNa + Н 2 O.

В точке эквивалентности в растворе будет присутствовать соль СН 3 СООNа, гидролиз которой протекает по схеме

СН 3 СОО – + H 2 О СН 3 СООН + OH – .

Гидролиз ацетата натрия сопровождается накоплением ионов ОН – и приводит к возникновению щелочной реакции раствора. Следовательно, заканчивать титрование уксусной кислоты нужно не при рН=7, как в случае титрования НСl, а при рН>7.

При титровании слабых оснований сильными кислотами

NH 4 OH + HCl → NH 4 Cl + H 2 O

в точке эквивалентности реакция раствора определяется гидролизом соли по катиону, приводящим к накоплению ионов Н + :

NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H + .

Следовательно, при титровании слабого основания сильной кислотой рН в точке эквивалентности должен быть меньше 7 (рН<7).

Итак, в разных случаях титрование приходится заканчивать при различных значениях рН, зависящих от природы реагирующих между собой кислоты и основания, а также от их концентраций. Очень важно правильно выбрать рабочий раствор, индикатор и способ титрования.

Рабочими растворами (титрантами) в методе нейтрализации являются растворы сильных кислот (HCl, H 2 SO 4) и/или растворы щелочей (NаОН или КОН). И те, и другие не являются стандартными веществами, поэтому их растворы нельзя приготовить по точной навеске. Рабочий раствор в методе нейтрализации готовят разбавлением концентрированного раствора, объем которого рассчитывается по соотношению .

После чего точную концентрацию рабочего раствора устанавливают титрованием стандартных исходных веществ. Для установки титров кислот в качестве исходных веществ применяют химически чистые буру (тетраборат натрия - Na 2 B 4 O 7 ·10H 2 O) или карбонат натрия (Na 2 CO 3). Реакции протекают соответственно по уравнениям:

Na 2 B 4 O 7 ·10H 2 O + 2HCl → 4H 3 BO 3 + 2NaCl + 5H 2 O;

f экв (Na 2 B 4 O 7 ·10H 2 O) = ½; М (ЭNa 2 B 4 O 7 ·10H 2 O) = М (Na 2 B 4 O 7 ·10H 2 O)/2=190,7 г/моль.

Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 CO 3 ;

f экв (Na 2 CO 3) = ½; М (ЭNa 2 CO 3) = М (Na 2 CO 3)/2 = 53 г/моль.

Продуктами реакции являются слабые кислоты (H 3 BO 3 и H 2 CO 3), следовательно, в точке эквивалентности в растворе среда кислая, поэтому титрование проводят в присутствии метилоранжа. Точную концентрацию кислоты рассчитывают по соотношениям:

; .

Для установки титра щелочей используют щавелевую кислоту H 2 C 2 O 4 ·2H 2 O или янтарную кислоту H 2 C 4 H 4 O 4 , например.

алкалиметрия (определение кислот).

В качестве рабочих растворов используют растворы кислот H 2 SO 4 и HCL, растворы гидроксидов NaOH и КОН. Так как эти вещества не могут быть использованы для приготовления титрованных растворов с приготовленным титром, то их титр устанавливают по исходным веществам. В качестве исходных для установления титров кислот используют Na 2 B 4 O 7 ∙10H 2 O(бура) или Na 2 CO 3 , а для установления титра растворов щелочей – щавелевую кислоту Н 2 С 2 О 4 ∙ 2 H 2 O или янтарную кислоту Н 2 С 4 О 4 О 4 .

5.2. Кривые титрования

В процессе титрования изменяются равновесные концентрации вещества, титранта и продуктов реакции. При этом пропорционально концентрации веществ изменяются концентрации этих веществ, изменяются свойства раствора.

График зависимости параметра системы, связанного с концентрацией титруемого вещества, титранта, или продукта от состава раствора в процессе титрования называют кривой титрования .

Кривые титрования помогают выбрать индикатор, оценить погрешность, наглядно проследить за ходом титрования. При построении кривых по осям можно откладывать разные величины.

Если по оси ординат отложить логарифм концентрации (или отношения концентраций) или величину, пропорциональную этому логарифму, получаются логарифмические кривые титрования. Если же по оси ординат откладывать концентрацию или физико-химический параметр, пропорциональный концентрации, получаются линейные кривые титрования. Чаще пользуются логарифмическими кривыми титрования.

По оси абсцисс обычно откладывают объём добавленного титранта V т или степень оттитрованности f – отношение объёма добавленного в данный момент титранта V т к исходному объёму титруемого вещества V о.

В процессе кислотно-основного титрования изменяется рН раствора, поэтому кривые титрования целесообразно строить в координатах f –pH или V т - рН. Рассмотрим на конкретных примерах построение кривых титрования.

5.2.1. Кривая титрования сильной кислоты сильным основанием

Пусть 100.0 мл 0,1 М раствора HCl титруют 0,1 М раствором NaOH. Допустим, что ионная сила раствора близка к нулю (это, конечно, не так, но учет ионной силы затруднит расчеты). Пренебрежём также и изменением объёма. Ионы Na + и Сl - не влияют на кислотно-основное равновесие. Составим таблицу значений рН и построим кривую титрования.

Таблица 5.1. Титрование 100 мл 0,1 М раствора соляной кислоты 0,1 М раствором гидроксида натрия

Рисунок 5.1. Кривая титрования сильной кислоты сильным основанием.

Прямую, параллельную оси абсцисс и пересекающую ось ординат при pH 7,0, называют линией нейтральности .

Прямую, параллельную оси ординат и пересекающую ось абсцисс при значении эквивалентного объема щелочи (VNaOH=100,0 мл), называют линией эквивалентности .

Точку пересечения кривой титрования с линией эквивалентности, называют точкой эквивалентности , а пересечение кривой титрования с линией нейтральности – точкой нейтральности .

Резкое изменение pH в области точки эквивалентности называют скачком титрования .

Выводы из кривой титрования

Кривая симметрична относительно точки эквивалентности

Точка эквивалентности совпадает с линией нейтральности

Скачек титрования имеет большой интервал

5.2.2. Кривая титрования слабой кислоты сильным основанием

Пусть 100.0 мл 0,1 М раствора СН 3 СООН титруют 0,1 М раствором NaOH. В основе титрования лежит реакция СН 3 СООН + NaOH = СН 3 СООNa + H 2 O .

В начале титрования в растворе находится только слабая кислота. До точки титрования при титровании получается сопряженное слабое основание СН 3 СООNa и раствор представляет собой буферную смесь. В точке эквивалентности вся кислота оттитрована и рН раствора определяется наличием соли СН 3 СООNa. После точки эквивалентности основным источником гидроксильных ионов будет добавленное сильное основание. Составим таблицу значений рН, сделав те же допущения, что и в п. 5.2.1.

Таблица 5.2. Тирование100 мл 0,1 н. раствора уксусной кислоты 0,1 н. раствором гидроксида натрия

	состав раствора	рН-определяющий компонент	формула расчета рН	значение рН
	СН 3 СООН,Н 2 О		pH=1/2pK к -1/2lgC k
	СН 3 СООН, Н 2 О	буферная	pH=pK k – lg C k /C c
	СН 3 СООН, Н 2 О	буферная	pH=pK k – lg C k /C c
	СН 3 СООН, Н 2 О	буферная	pH=pK k – lg C k /C c
	СН 3 СООН, Н 2 О	буферная	pH=pK k – lg C k /C c
	СН 3 СООNa, Н 2 О		pH=7-1/2lgK k +1/2lgC o
	СН 3 СООNa, Н 2 О
	СН 3 СООNa, Н 2 О
	СН 3 СООNa, Н 2 О

Рисунок 5.2. Кривая титрования слабой кислоты сильным основанием

Выводы из кривой титрования

Несовпадение точки эквивалентности с точкой нейтральности и расположение точки эквивалентности в щелочной области.

Скачок титрования 0,1 М уксусной кислоты намного меньше, чем соляной или другой сильной кислоты.

Кривая несимметрична относительно линии нейтральности

5.2.3. Титрование многоосновных кислот и оснований

Многоосновные кислоты обычно являются слабыми и диссоциируют ступенчато. При этом, если последовательные константы кислотности различаются более, чем в 10 4 раз, то на кривых наблюдаются отчетливые скачки титрования. В противном случае скачки сливаются.

Рисунок 5.3 Кривая титрования ортофосфорной кислоты гидроксидом натрия

5.2.4. Факторы, влияющие на величину скачка титрования

На величину скачка титрования влияют все факторы, от которых зависят значения рН: константа диссоциации титруемого вещества, его концентрация, температура и ионная сила.

Чем слабее кислота (основание), тем выше рН в начале титрования и в области буферного действия, т.е. ветвь кривой титрования смещается в щелочную область. В точке эквивалентности образуется тем более сильное основание, чем слабее исходная кислота. В результате этого рН в точке эквивалентности смещается также в щелочную область. В то же время ветвь за точкой эквивалентности остается неизменной. Это приводит к тому, что скачок титрования уменьшается. Для кислот и оснований с К дисс ≤ 5∙10 -8 точка эквивалентности сливается с началом правой ветви, т.е. скачок титрования отсутствует и их нельзя оттитровать в водных растворах.

Чем меньше концентрация титруемого вещества и титранта, тем меньше скачок титрования. Практически невозможно оттитровать сильные электролиты с концентрацией меньше 1∙10 -4 М, а слабые с концентрацией меньше 1∙10 -2 М.

При изменении температуры сильно изменяется константа автопротолиза воды, входящая во многие формулы расчета рН. В результате при увеличении температуры скачок уменьшается и смещается в более кислую область. Ионная сипа влияет незначительно.

5.3. Индикаторы метода нейтрализации

Для фиксирования конца титрования используют визуальные (титрование с индикатором, цветным или флуоресцентным) и инструментальные методы (потенциометрическое, амперометрическое, фотометрическое титрование). Цветные индикаторы в кислотно-основном титровании – это слабые органические кислоты и основания, протонированные и непротонированные формы которых различаются по структуре и окраске. Существуют одноцветные (например, фенолфталеин) и двухцветные (например, метиловый оранжевый) индикаторы. Изменение окраски индикатора связано с таутомерией органических молекул, содержащих хромофор. Такие соединения обладают подвижными p-электронами, и в зависимости от распределения электронной плотности молекуле можно приписать несколько структур; предельные структуры называются таутомерами. На распределение электронной плотности влияет наличие ауксохромных групп. Ауксохромы связаны с ненасыщенным углеродным скелетом хромофора так, что положение двойных связей изменяется. Разность энергий основного и возбужденного (под действием света) состояний таких веществ мала, поэтому молекула поглощает свет в видимой части спектра, и вещество имеет определенную окраску. На рис. 5.4. показаны таутомерные переходы метилового оранжевого.

Рис. 5.4. Таутомерные переходы индикатора метилового оранжевого

Однако существуют соединения, не содержащие хромофоров, у которых под влиянием среды структура изменяется так, что появляются хромофорные группы. Таковы фталеины. Например, фенолфталеин в кислой среде бесцветен. В щелочной среде в результате перераспределения электронной плотности в его молекуле образуется хиноидная структура (хромофор), находящаяся в равновесии со своей таутомерией формой. Вещество приобретает красную окраску.

Группу индикаторов, схожую с фталеинами, составляют сулъфофта леины: бромкрезоловый зеленый, феноловый красный, тимоловый синий и другие соединения. Например, в растворе фенолового красного в равновесии находятся красная и желтая формы.

Отдельную группу составляют трифенилметановые красители: кристаллический фиолетовый, метиловый фиолетовый, малахитовый зеленый и др.

По химической природе кислотно-основные индикаторы являются слабыми органическими кислотами или основаниями, частично диссоциирующими в растворе:

HInd ↔ H + + Ind - ,

где HInd – недиссоциированная молекула индикатора; Ind - – анион индикатора. Согласно теории ионных окрасок Оствальда, HInd и Ind - имеют разную окраску. Изменение цвета индикатора при изменении pH эта теория связывает со смещением равновесия диссоциации индикатора. С увеличением концентрации ионов водорода это равновесие смещается влево (в соответствии с принципом Ле Шателье), и раствор приобретает окраску HInd; при уменьшении кислотности возрастает концентрация Ind - , и окраска раствора изменяется. Равновесие диссоциации индикатора характеризуется константой диссоциации K HInd

K HInd = ( )/ (5.1)

Рассмотрим один из наиболее распространенных индикаторов – метиловый оранжевый. Кислая форма HInd у него имеет красный цвет, а основная Ind- – желтый. Из выражения (5.1) можно получить

K HInd / = / (5.2)

Это соотношение показывает, что с увеличением концентрации ионов водорода дробь / будет уменьшаться. Если кислотность раствора снижать, то отношение / будет расти, и интенсивность желтой окраски увеличится. При логарифмировании (5.2) получаем

pH = pK HInd + lg / (5.3)

Глаз человека способен установить появление окрашенных частиц, если их содержание будет примерно в 10 раз или более превышать концентрацию других окрашенных частиц в растворе. Это означает, что если отношение / будет близко к значению 10/1 и больше, то цвет раствора на глаз будет восприниматься как цвет индикаторной формы Ind , а если отношение / будет близко к 1/10 и меньше, то цвет раствора будет восприниматься как окраска индикаторной формы HInd. При выполнении условия 0,1 ≤ / ≤ 10 наблюдается промежуточная окраска индикатора.

Интервал pH, в котором индикатор изменяет свою окраску, называется интервалом перехода индикатора .

Чтобы его найти, подставим предельные значения отношения /, равные 10 и 0,1, в уравнение (5.3)

ΔpH = pK HInd ± 1. (5.4)

Выражение (5.4) показывает, что интервал перехода индикатора составляет примерно две единицы pH. Область pH, в которой находится интервал перехода, определяется величиной pKHInd. Если pK HInd < 7, интервал перехода находится в кислой области; если pK HInd > 7 – в щелочной. Соотношение (5.4) является приближенным, так как оно не учитывает спектральную чувствительность глаза и разницу в интенсивности окраски кислотной и щелочной форм индикатора. Например, у метилового оранжевого pK HInd =3,36. Из формулы (5.4) следует, что изменение цвета метилового оранжевого будет происходить в области pH от 2,36 до 4,36. Экспериментально наблюдаемый интервал перехода этого индикатора лежит в области pH 3,1…4,4. В таблице 5.3 приведены параметры некоторых часто используемых кислотно-основных индикаторов.

Таблица 5.3. Кислотно-основные индикаторы

Кислотно-основные индикаторы изменяют свою окраску в области интервала перехода, независимо от того, достигнута или не достигнута точка эквивалентности.

Правильно выбранный индикатор изменяет окраску в области скачка титрования. Наблюдаемое при титровании резкое изменение цвета индикатора при добавлении лишь одной капли титранта связано с резким (в несколько единиц) изменением pH в области скачка. У неправильно выбранного индикатора изменение окраски может происходить задолго до наступления точки эквивалентности (в недотитрованных растворах) или после нее (в перетитрованных). При этом изменение цвета раствора не будет столь резким, как вблизи точки эквивалентности.

Выбирают индикатор с помощью кривой титрования. Для этого на график кривой титрования наносят интервал перехода индикатора. У правильно подобранного индикатора интервал перехода полностью или частично перекрывается скачком титрования. Если такого перекрывания нет, индикатор для данного титрования не подходит. Отличным индикатором для рассмотренного выше титрования сильной кислоты сильным основанием является лакмус, интервал перехода которого находится в середине скачка титрования (рис. 5.1). Фенолфталеин также может быть использован для данного титрования, так как его интервал перехода (8,2…9,8) захватывает область скачка титрования. Явно непригодным индикатором для титрования 0,1 М HCl раствором NaOH был бы, например, метиловый оранжевый (табл. 5.3).

Величину pH, при которой заканчивается титрование с данным индикатором, называют показателем титрования и обозначают pT. Показатель титрования находится близко к середине интервала перехода индикатора. У метилового оранжевого pT 4,0, у фенолфталеина 9,0 и т.д. Правило выбора индикатора можно сформулировать также, пользуясь понятием pT. Индикатор пригоден для данного титрования, если его pT лежит в пределах скачка титрования.

Примеры решения задач

Пример 1. Определить содержание хлороводорода в растворе, если на нейтрализацию 25 см 3 раствора НСl, взятого пипеткой из мерной колбы ёмкостью 500,00 см 3 , расходуется 21,65 см 3 0,0962 н раствора NaOH.

определяем концентрацию раствора НСl:

N НС l ∙ V НС l = N NaOH ∙ V NaOH

N НС l = (0, 0962 ∙ 21.65)/25.00 = 0.0836 моль/л

Находим титр НСl:

Т НС l = (N НС l ∙ m eq HCl) /1000 = (0.0836 ∙ 36.5)/1000 = 0.003051 г/см 3

Вычисляем массу хлороводорода в растворе:

m НС l = T НС l ∙ V = 0.003051 ∙ 500 = 1.5257 г

Пример 2. Определить массовую долю гидроксида натрия в образце, если навеска технического едкого натра массой 0,1095 г растворена в воде и на титрование полученного раствора израсходовано 25,50 см 3 0,1002 н раствора Н 2 SO 4 .

1. 1) Находим массу NaOH, находящуюся в приготовленном растворе:
2. m NaOH = T HSO4/NaOH ∙ V H2SO4 = (N H2SO4 ∙ m eqNaOH ∙ V H2SO4)/ 1000 = (0.1002 ∙40.01 ∙25.50)/1000 = 0.1022 г
3. ) Находим массовую долю гидроксида натрия в образце:

W = (m NaOH ∙ 100) / m навески = (0,1022 ∙ 100)/0,1095 = 93,36 %.

Пример 3. Какую навеску технического NaOH, содержащего 40% примесей, необходимо взять для определения NaOH, если для определения полученного раствора израсходовано 30.00 см 3 0,1000 н раствора HCl.

1) Определяем массу NaOH, содержащуюся в навеске, взятой для анализа:

m NaOH = T HCl / NaOH ∙ V HCl = (N HCl ∙ m eqNaOH ∙ V HCl)/1000 = (0.1000 ∙ 40.01∙30.00)/1000 = 0.1200 г

2) Находим массу навески технического NaOH:

m навески = (m NaOH ∙ 100)/W NaOH) = (0.1200 ∙ 100)/40 = 0.3001 г

Аналитическая Химия и физико.хим методы.

1. Вопрос: (9). Сущность метода нейтрализации, применение его в анализе качества товаров. Понятие о кривых титрования. Правило выбора индикатора.
Ответ: Метод нейтрализации - титриметрический метод определения концентрации кислот (ацидиметрия) и щелочей (алкалиметрия) в растворах.
В основе метода нейтрализации лежит использование реакции нейтрализации, т. е. соединения водородных и гидроксильных ионов с образованием малодиссоциирующего вещества - воды. Соответственно кислоты определяют щелочами, щелочи - кислотами.
В основе метода лежит реакция нейтрализации:
H+ + ОН- Точнее H3O+ + OH- Методами кислотно-основного титрования определяют концентрацию сильных и слабых кислот или оснований, а также солей. Объектами анализа являются неорганические оксиды, основания и кислоты. Анализируют карбонаты, фосфаты, пирофосфаты, цианиды и т.д.
Процесс нейтрализации можно представить графически в виде кривой титрования, изображающей
изменение рН титруемого раствора по мере добавления к нему стандартного раствора кислоты или ще-
лочи. На основании кривых титрования проводят выбор индикатора, что является самым важным в ме-
тоде нейтрализации.
Момент эквивалентности устанавливают индикаторным методом по изменению окраски индикато-
ра, 1-2 капли которого добавляют в титруемый раствор.
Резкое изменение рН вблизи ТЭ называется скачком титрования.
Правила выбора индикатора:
1 Интервал перехода индикатора должен совпадать со скачком титрования или хотя бы частично
касаться точки эквивалентности.
2 Индикатора надо добавлять мало, так как, являясь протолитом, он взаимодействует с определяемым веществом или титрантом.
3 Практически всегда имеет место ошибка, связанная с несовпадением точки эквивалентности с
конечной точкой титрования.
4 Индикаторная ошибка титрования должна быть незначительной.
5 Чем меньше скачок титрования, тем труднее выбрать индикатор

2.Вопрос: (20). Сущность метода обратного титрования на примере иодометрии. Напишите уравнения реакций, приведите принцип расчетов по результатам анализа.
Ответ: В основе метода иодометрии лежит реакция: 2I + Ox >I2+ Red
I- –ион – сильный восстановитель, однако растворы KI в качестве титрантов не применяются, так
как они неустойчивы и окисляются на воздухе, поэтому обычно к анализируемому раствору окислителя добавляют избыток KI . I2 , выделяющийся в количестве, эквивалентном количеству вступившего в реакцию окислителя, оттитровывают стандартным раствором тиосульфата натрия.
I2 + 2Na2S2O3 > 2NaI + Na2S4O6
Титрант – стандартный раствор Na2S2O3 (0,1 н; 0,05 н; 0,02 н). Готовить по точной навеске нельзя, так как...
**************************************************************

В основе метода нейтрализации лежит реакция нейтра­лизации:

н+ + он- ->- н 2 о.

Метод нейтрализации применяется для количествен­ного определения кислот и щелочей. При помощи этого метода проводят также ряд других объемных опреде­лений, связанных с реакцией нейтрализации, например определение некоторых солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами (Na 2 C0 3 , Na 2 B 4 07), или солей аммония.

При количественном определении кислот - алкали­метрия - рабочим раствором является раствор щелочи NaOH или КОН. Приготовить титрованный раствор щело­чи по навеске невозможно, так как щелочь не отвечает тре­бованиям, предъявляемым к веществам, из которых можно готовить раствор точной концентрации по точно взятой навеске. Кроме того, при самом тщательном хра­нении растворы щелочей довольно быстро меняют свой титр, поэтому титр этих рабочих растворов устанавли­вают. Исходным веществом для установления титра ра­бочего раствора щелочи может служить щавелевая кис­лота Н 2 С 2 0 4 -2Н 2 0 или янтарная кислота Н2С4Н4О4. Часто в лабораторной практике в качестве исходного

раствора употребляют 0,1 н. раствор кислоты, приго­товленный из фиксанала.

При количественном определении щелочи - ациди-метрии - рабочим раствором является раствор сильной кислоты (обычно НС1 или H 2 S0 4 J. Приготовить титро­ванный раствор кислоты исходя из концентрированной кислоты невозможно. Как бы точно мы ни взяли на­веску концентрированной кислоты, мы не будем знать истинного ее количества, так как серная кислота гигро­скопична, а концентрированная соляная кислота выде­ляет хлористый водород. Поэтому титр рабочих раство­ров кислот устанавливают. Исходным веществом для установки титра раствора кислоты служит бура Na 2 B 4 0r- 10Н 2 О или химически чистая сода Na 2 C0 3 . В некоторых случаях рабочий раствор кислоты готовят из фиксанала. Титр раствора кислот не меняется до­вольно продолжительное время.

Метод нейтрализации применяется в. клинических лабораториях для определения кислотности желудочно­го сока. В санитарно-гигиенических лабораториях метод нейтрализации находит самое широкое применение. При помощи этого метода определяют карбонатную жест­кость воды, кислотность молочных продуктов, квашеной капусты и безалкогольных напитков.

Если титровать раствор любой кислоты раствором щелочи, происходит связывание ионов Н+ кислоты ионами ОН — и концентрация ионов Н+ постепенно уменьшается, а рН раствора возрастает (см. § 18). При определенном значении рН достигается точка эквива­лентности и титрование должно быть закончено. При титровании раствора щелочи раствором кислоты свя­зываются ионы ОН~, концентрация их в растворе умень­шается, а концентрация ионов Н+ увеличивается и рН раствора уменьшается. Однако величина рН в точке эк­вивалентности не во всех случаях имеет одно и то же значение, она зависит от природы реагирующей кисло­ты и основания.

При нейтрализации сильной кислоты силь­ным основанием

НС1 + NaOH = NaCl + Н 2 0

образуется только один слабый электролит - вода. Ре­акция практически доходит до конца. Образующаяся при реакции соль гидролизу не подвергается, и раствор

имеет нейтральную реакцию (рН 7,0). Следовательно, при титровании сильной кислоты сильной щелочью и наоборот в точке эквивалентности среда раствора нейт­ральна, рН раствора равен 7,0.

Если титровать сильной — щелочью слабую кислоту, например, уксусную

CH 3 COOH + NaOH =s=fc CH 3 COONa-f Н 2 0,

в точке эквивалентности будет присутствовать соль CH 3 COONa, подвергающаяся гидролизу:

CH 3 COONa + Н 2 0 ? -f СН 3 СООН + NaOH.

Следовательно, протекающая в данном случае при тит­ровании реакция обратима и не пойдет до конца. В точке эквивалентности в растворе присутствуют свобод­ные СНзСООН и NaOH. Слабая уксусная кислота бу­дет находиться в растворе в основном в виде недиссо-циированных молекул, а едкий натр будет диссоцииро­ван почти полностью. Концентрация ионов ОН — пре­высит концентрацию ионов Н+ и титрование закончится при рН>7,0. При титровании слабых оснований сильными кислотами, например

NH4OH + НС1 т-*■ NH4CI + н 2 о,

образующаяся соль подвергается гидролизу. Реакция нейтрализации обратима, и в точке эквивалентности концентрация ионов Н+ превысит концентрацию ионов ОН~. Титрование будет заканчиваться при рН<7,0.

Таким образом, при методе нейтрализации точка эквивалентности совпадает с точкой нейтральности лишь при взаимодействии сильной кислоты с сильным основанием. При титровании необходимо установить точку эквивалентности, а не нейтральности и, следова­тельно, титрование в разных случаях приходится за­канчивать при различных значениях рН.