Кислотно-основне титрування 10 страница

Кислотно-основне титрування

Метод кислотно-основного титрування базується на реакції нейтралізації:

.

Титрантами є розчини сильних кислот або сильних основ (лугів): HCl, H ₂ SO ₄, NaOH, KOH. Ці речовини не відповідають вимогам, які ставляться до первинних стандартів, тому їх розчини готують приблизної концентрації і стандартизують за допомогою первинних стандартів: Na ₂ CO ₃, Na ₂ B ₄ O ₇ · 10 H ₂ O, H ₂ C ₂ O ₄ · 2 H ₂ O та ін [1, с. 47].

Для приготування стандартних розчинів можна використати фіксанали (стандарт-титри) – скляні запаяні ампули з точно відомою кількістю речовини (наприклад, 0,1 моль-екв). Їх вміст кількісно переносять у мірну колбу об’ємом V (дм³) і доводять об'єм води до риски. Молярна концентрація еквівалента речовини у такому розчині розраховується за формулою:

.

Кінцеву точку титрування – момент припинення додавання титранту – встановлюють за допомогою кислотно-основних індикаторів або інструментальними методами, наприклад, за допомогою рН -метра.

Лабораторна робота № 1

Приготування розчину кислотизаданої концентрації

Студент одержує у викладача індивідуальне завдання для приготування певного об'єму (V, см ³) кислоти (HCl чи H₂ SO ₄) заданої концентрації (С, M) з більш концентрованого розчину кислоти густиною ρ (г / см ³).

Щоб приготувати заданий об'єм розчину кислоти (V), необхідно розрахувати об’єми кислоти V ₁(кислоти) з густиною ρ і води V ₂(Н ₂ О), які необхідно змішати (див. приклад розрахунку, с. 7).

Одержані результати записують у таблицю.

Індивідуальне завдання	Результат
Кислота	С, М	V, см 3	ρ, г / см 3	V 1 (кислоти), см 3	V 2 (H 2 O), см 3

Розчин кислоти готують у пронумерованих склянках місткістю 1 дм ³. Розраховані об'єми кислоти V ₁(кислоти) і води V ₂(H ₂ O) відмірюють мірними циліндрами і переносять у склянку, причому спочатку наливають воду, а потім доливають кислоту.

Приклад розрахунку. Обчислити, який об’єм (см ³) сульфатної кислоти з густиною ρ (H ₂ SO ₄) = 1,14 г/см ³ необхідно взяти, щоб приготувати 700 см ³ розчину H ₂ SO ₄ з концентрацією .

Об’єм H ₂ SO ₄ з густиною 1,14 г/см ³, необхідний для приготування заданого об’єму розчину, можна розрахувати двома способами.

І спосіб.

Розраховуємо масу чистої кислоти, потрібну для приготування 700 см ³ розчину H ₂ SO ₄ з концентрацією за формулою:

.

Оскільки сульфатна кислота є сильним двохосновним електролітом, то обидва йони гідрогену беруть участь в реакціях нейтралізації. Тому фактор еквівалентності сульфатної кислоти , а молярна маса еквівалента г/моль.

Використавши дані задачі отримаємо:

г.

Користуючись довідником [4] знаходимо, що у розчині сульфатної кислоти з густиною 1,14 г/см ³ міститься 20,08 % H ₂ SO ₄. Враховуючи масову частку, розраховуємо масу розчину за формулою:

г.

Знаючи густину розчину, знаходимо його об’єм:

см ³.

ІІ спосіб.

У довіднику [4] також вказано, що молярна концентрація розчину сульфатної кислотиз густиною 1,14 г/см ³ дорівнює 2,334 моль/дм ³. Оскільки , то молярна концентрація еквівалента дорівнює:

моль/дм ³.

Використаємо закон еквівалентів:

,

звідки знайдемо об’єм V ₁ розчину кислоти, потрібний для приготування 700 см³ (V ₂) розчину H ₂ SO ₄ заданої концентрації (С ₂).

см ³.

В обох випадках об’єм води V (H ₂ O), до якого треба долити 27 см ³ сульфатної кислоти з густиною 1,14 г/см ³, дорівнює:

см ³.

Відповідь: щоб приготувати 700 см ³ розчину H ₂ SO ₄ з концентрацією необхідно змішати 673 см ³ води і 27 см ³ H ₂ SO ₄ з густиною ρ (H ₂ SO ₄) = 1,14 г/см ³.

Лабораторна робота № 2

Стандартизація розчину кислоти (HCl або H ₂ SO ₄)

за натрій тетраборатом методом окремих наважок

Стандартизація описується рівнянням реакції:

;

.

З рівняння реакції видно, що молекула натрій тетраборату взаємодіє з двома йонами водню. Тому фактор еквівалентності солі , а молярна маса еквівалента:

г/моль.

Розрахунок величини наважки. Для встановлення точної концентрації (стандартизації) розчину кислоти методом окремих наважок беруть декілька (не менше трьох) близьких за величиною наважок речовини-стандарту, розчиняють їх у невеликому об’ємі води (приблизно 50 – 100 см ³) і титрують у присутності відповідного індикатора.

Величина наважки повинна бути такою, щоб на її титрування витрачалося 30-40 см ³ кислоти (якщо використовують бюретку місткістю 50 см ³).

Величину наважки розраховують за кількістю моль-еквівалентів реагуючих речовин у точці еквівалентності:

.

Вибір індикатора. З рівняння реакції видно, що у точці еквівалентності в реакційній суміші знаходиться натрій хлорид і слабка ортоборатна кислота, яка зумовлює слабо кислу реакцію розчину. Значення рН розчину розраховують за формулою для слабких кислот:

.

; ; М.

.

Кінцеву точку тирування встановлюють за зміною забарвлення індикатора, показник титрування якого рТ = РН _т.е. ± 0,5 [1]. Для даного випадку найпридатнішим є індикатор метиловий червоний (рТ = 5,2).

Методика визначення. Беруть близьку до розрахованої наважку натрій тетраборату (для зважування використовують скляний бюкс). Переносять її у конічну колбу об’ємом 250 см ³ і розчиняють у 80-100 cм ³ дистильованої води. Додають 1-2 краплі індикатора метилового червоного, який забарвлює розчин у жовтий колір. Заповнюють бюретку розчином кислоти і титрують, безперервно перемішуючи вміст колби плавними круговими рухами, до появи блідо-рожевого забарвлення, яке не зникає протягом 30 с.

Результат зважувань і об'єм кислоти, витрачений на титрування взятої наважки з точністю до 0,05 см ³, записують у таблицю.

№	Маса солі у бюксі m 1, г	Маса залишку солі m 2, г	Маса солі m 3, г	Об’єм кислоти V, см 3	Концентрація кислоти С, М	Титр кислоти Т, г / см 3
1.
2.
…
					Ссер =	Тсер =

Молярну концентрацію еквівалента і титр стандартного розчину кислоти розраховують за формулами:

;

.

Стандартизацію розчину кислоти повторюють не менше 3-х разів (різниця трьох значень концентрації кислоти має бути не більшою, ніж 0,0009 М) та проводять статистичну обробку результатів аналізу (див. стор. 11).

Лабораторна робота № 3

Визначення натрій карбонату в розчині

Кількісне визначення натрій карбонату за допомогою стандартизованого розчину хлоридної або сульфатної кислоти основане на реакції:

або

;

.

Вибір індикатора. З рівняння реакції видно, що у точці еквівалентності в реакційній суміші знаходиться натрій хлорид і слабка карбонатна кислота, яка зумовлює слабо кислу реакцію розчину (K ₁(H ₂ CO ₃)= 4,5·10^-7; pK ₁(H ₂ CO ₃)=6,35).

При кімнатній температурі максимальна розчинність C (H ₂ CO ₃)= 5·10^-2 М.

Значення рН розчину в точці еквівалентності розраховують за формулою для слабких кислот:

;

.

Кінцеву точку тирування фіксують за допомогою індикатора метилового оранжевого (рТ = 4,0), який найкраще відповідає умові рТ = РН _т.е. ± 0,5.

Методика визначення. Заповнюють бюретку стандартним розчином кислоти. У конічну колбу з аналізованим розчином натрій карбонату додають 1-2 краплі метилового оранжевого і титрують кислотою до переходу жовтого забарвлення розчину в оранжеве. Записують об'єм кислоти, який витрачено на титрування, і розраховують масу натрій карбонату за формулою:

, [ мг ].

; г/моль.

Лабораторна робота № 4

Визначення ацетатної кислоти

Визначення ацетатної кислоти основане на реакції:

;

.

Вибір індикатора. У точці еквівалентності в розчині присутня сіль слабкої кислоти і сильної основи, яка буде гідролізувати за аніоном:

.

Тому точка еквівалентності знаходиться в області рН > 7.

При концентрації солі С (СН ₃ СООNa) ~ 0,1 М, К (СН ₃ СООН) = 1,75×10^-5 і, відповідно, рК = 4,75:

.

Найпридатнішим індикатором для даного титрування буде фенолфталеїн (рТ = 9,1), який найкраще відповідає умові рТ = РН _т.е. ± 0,5.

Методика визначення. У конічну колбу з аналізованим розчином ацетатної кислоти додають ~30 см ³ дистильованої води, 1-2 краплі фенолфталеїну і титрують стандартним розчином натрій гідроксиду з концентрацією С (NaOH) до появи малинового забарвлення, яке не зникає протягом 30 с. Записують об'єм розчину натрій гідроксиду V (NaOH), витрачений на титрування, і розраховують масу ацетатної кислоти в розчині за формулою:

[м г ].

f (СН ₃ СООН) =1; М (СН ₃ СООН) = 60,052 г/моль.

3. Статистична обробка результатів аналізу

Якiсть вимiрювань у кількісному аналізі характеризується правильністю, відтворюваністю та точністю [1, с. 38].

Правильність відображає близькiсть систематичної похибки до нуля.

Відтворюваність показує близькiсть один до одного результатiв вимiрювань, якi виконуються у рiзних умовах (неоднаковий час чи методи).

Точність характеризує наближеність результатiв вимірювань до iстинного значення вимiрюваної величини.

Висока точнiсть вимiрювань вiдповiдає малим значенням похибок всiх видiв, як систематичних, так i випадкових. Результат аналiзу, який наближається до iстинного вмiсту настiльки, що може використовуватися замiсть нього, називають дійсним вмiстом. Вважають, що результати визначень за ймовірністю їх появи відповідають закону розподілу Гауса.

В аналiтичнiй хімiї кількість паралельних визначень (n) переважно є невеликою (n = 3 - 5). Для характеристики точності визначення розраховують наведені нижче статистичні параметри [5].

Вибіркова сукупність (випадкова вибірка) – це сукупнiсть отриманих результатiв паралельних визначень (x ₁, x ₂, x ₃,..., x _n).

Вибіркове середнє () - це середнє арифметичне значення результатiв випадкової вибірки, яке розраховується за формулою:

.

Випадкове вiдхилення (d_i) – це рiзниця мiж результатом окремого визначення та вибірковим середнiм , що розраховується за формулою:

.

Вибіркове стандартне відхилення (s) – це величина, яка характеризує розсіювання результатів вимірювань відносно середнього значення:

.

Cтандартне відхилення середнього значення вибiрки () – це величина, яка використовується для оцiнки відтворюваності отриманих результатів і обчислюється за формулою:

.

Абсолютна похибка () або довірчий інтервал середнього арифметичного – це інтервал значень вимірюваної величини, в який з певною довірчою ймовірністю р потрапляє істинне значення випадкової вибірки результатів вимірювання і який розраховують за формулою:

де – критерiй Стьюдента (знаходять за таблицею) для числа ступенів свободи f = n - 1 та довірчої ймовірності р.

Значення критеріїв Стьюдента

f	p =0,95	p =0,98	p =0,99
	12,7	31,82	63,7
	4,30	6,97	9,92
	3,18	4,54	5,84
	2,78	3,75	4,60

Найчастіше для розрахунку довірчого інтервалу середнього значення результатів аналізу використовують значення двосторонньої довірчої ймовірності р = 0,95. Це означає, що при повторних проведеннях аналізу 95 % від усіх проведених вимірювань (виключаючи випадки грубих помилок – “ промахів ”) потраплять в обчислений довірчий інтервал.

Відносну похибку (δ) середнього арифметичного (вiдносне вiдхилення) обчислюють за формулою:

.

Приклад. За трьома наважками натрiй тетраборату проводили стандартизацiю робочого розчину сульфатної кислоти. Були одержанi такi результати:

= 0,2071 М; = 0,2075 М; = 0,2068 М.

Знайти метрологiчнi характеристики стандартного розчину кислоти.

Розв'язування. Розрахуємо середню концентрацiю кислоти, вибіркове стандартне відхилення, стандартне відхилення середнього значення і відносну похибку:

М;

;

.

Для числа ступенів свободи f = 3 - 1=2 та довірчої ймовірності р= 0,95 за таблицею (с. 12) знаходимо значення критерію Стьюдента t_p;f = 4,3. Тому:

.

Дiйсна концентрація еквіваленту H ₂ SO ₄ в розчинi знаходиться у межах:

або М.

Вiдносне вiдхилення у визначеннi стандартної концентрацiї робочого розчину дорівнює:

,

що задовільняє вимогу точності визначення d < 1 %.

4.Окисно-відновне титрування

Окисно-відновне титрування [1, с. 56]. основане на реакціях окиснення-відновлення. Розрізняють кілька методів окисно-відновного титрування, назва яких залежить від назви речовини, розчин якої використовують як стандарт: перманганатометрія (KMnO ₄), дихроматометрія (K ₂ Cr ₂ O ₇), йодометрія (J ₂, Na ₂ S ₂ O ₃) та ін.