Определение эквивалентной точки

Эквивалентная точка в методе нейтрализации определяется по рН раствора. В процессе титрования рН раствора изменяется и достигает расчетной величины, соответствующей точке эквивалентности. Для определения точки эквивалентности чаще всего используют кислотно-основные индикаторы, которые меняют окраску в зависимости от рН раствора.

Индикаторы представляют собой сложные органические вещества со слабыми кислотными или основными свойствами. Молекулярная и ионная форма индикатора поглощают лучи различной длины. Та форма индикатора, которая преобладает в растворе при данных условиях, определяет окраску раствора.

Если индикатор является слабой органической кислотой, то протолитическое равновесие для него можно записать следующим образом:

HInd+H₂O=H₃O⁺+Ind^-

Константа этого протолитического равновесия (константа кислотности индикатора):

Ka = [H₃O⁺] · [Ind^-] / [HInd]

Отсюда [H₃O⁺] = Ka [HInd] / [Ind^-] pH = pKa + lg [Ind^-] / [Ind] (1)

Из этого выражения следует, что соотношение между молекулярной и ионной формой индикатора зависит только от рН раствора. Если [HInd] = [Ind^-] , тоpH=pKa.

Практически установлено, что окраску одной из форм индикатора можно различить, если концентрация ее составляет не менее 10% от концентрации другой формы. Отсюда интервал перехода окраски индикатора: pH₁=pKa+ 1 , аpH₂=pKa- 1.

Т.е. интервал перехода окраски индикатора равен pKa± 1.

Из уравнения 1 видно, что чем больше константа кислотности индикатора

( меньше значение pKa) , тем в более кислой области находится интервал перехода окраски индикатора

В таблице 1 приведены данные о наиболее часто применяемых индикаторах.

Табл.1Свойства некоторых кислотно-основных индикаторов

Индикатор	Природа индикатора	Окраска кислотной формы индикатора	Окраска основной формы индикатора	pKa(инд)	Интервал изменения окраски индикатора
Метиловый оранжевый	кислота	красная	Желтая	3,34	3,1-4,4
Лакмус (азолитмин)	кислота	красная	Синяя	7,0	5,0-8,0
Фенолфталеин	кислота	бесцветная	Малиновая	9,1	8,2-9,8
Тимолфталеин	кислота	Бесцветная	Синяя	11,0	9,3-10,5

Для каждого индикатора можно определить такое значение рН, при котором происходит наиболее отчетливое изменение окраски. Титрование с каждым индикатором заканчивается именно при этом значении рН, называемом показателем титрования.

Кислотно-основное титрование можно проводить потенциометрическое, без использования индикаторов, с помощью рН-метров. В исследуемый раствор погружают два электрода - индикаторный и стандартный. Потенциал индикаторного электрода зависит от рН раствора. При потенциометрическом титровании в анализируемый раствор опускаются электроды и прибавляется рабочий раствор небольшими порциями. После прибавления каждой порции производится отсчет рН. По полученным данным строится график зависимости рН анализируемого раствора – объем раствора. По графику определяется эквивалентная точка и, соответственно, объем рабочего раствора, который прореагировал с анализируемым.

. Лабораторная работа

Определение концентрации HCl методом титрования.

Приборы и реактивы: бура, раствор HCl, индикатор метиловый оранжевый в капельницах, пипетки на 5 мл, бюретки на 25 мл, бюксы стеклянные, колбы для титрования, колбы мерные на 100 мл с резиновыми пробками, стеклянные воронки, шпатели стеклянные, весы технохимические, весы аналитические.

Теоретические основы.

В данной работе используется взаимодействие сильной соляной кислоты с солью очень слабой тетраборной кислоты по реакции вытеснения:

Na₂B₄O₇ + 2HCl + 5 H₂O = 2NaCl + 4H₃BO₃

Исходное вещество – бура – представляет собой десятиводный кристаллогидрат тетрабората натрия. Это белый порошок, не взаимодействующий с углекислым газом воздуха, не поглощающий атмосферную влагу и не подверженный выветриванию. Следовательно, это вещество весьма пригодно для приготовления растворов с точной концентрацией.

Водный раствор тетрабората натрия подвергается сильному гидролизу по аниону, поэтому среде в этом растворе – щелочная. При добавлении к порции тетрабората натрия эквивалентного количества HCl среда будет практически нейтральной, т.к. хлорид натрия не гидролизуется, а протолиз очень слабой ортоборной кислоты (К_кисл =10^-10) практически не влияет на величину рН. Тогда, даже небольшие порции избыточной HCl сделают среду сильно кислой. По этой причине выбирается соответствующий индикатор, в этом случае удобен метиловый оранжевый. В щелочной среде он желтый, а в кислотной – красный. В точке эквивалентности окраска этого индикатора – оранжевая.

Так как хлороводород способен испаряться из раствора, целесообразно в колбу для титрования поместить раствор тетрабората натрия, а в бюретку – раствор определяемой соляной кислоты.

Выполнение работы

Приготовление раствора тетрабората натрия по навеске буры.

1. Рассчитывается масса буры, необходимая для приготовления 100 мл 0,05 н раствора. М(Na₂B₄O₇∙10 H₂O) = 381,42 г/моль; Мeq(Na₂B₄O₇∙10 H₂O) = 190,71г/моль, т.к.фактор эквивалентности f = 0,5. Допустимы отклонения до 10% от рассчитанной величины.

2. На технохимических весах взвешивается пустой бюкс с крышкой. Затем производится обнуление показания весов. Навеска буры из банки с помощью стеклянного шпателя помещается в бюкс. Бюкс помещается на технохимические весы. Результат на дисплее весов записывается.

3. Взвешивается бюкс с бурой на аналитических весах. Результат записывается.

4. Содержимое бюкса с помощью сухой стеклянной воронки переносится в мерную колбу. В колбу наливается примерно на 2/3 дистиллированная вода. Колба закрывается резиновой пробкой и встряхивается до полного растворения соли.

5. Пустой бюкс с крышкой взвешивается на аналитических весах.

Масса навески рассчитывается как разность между массой бюкса с бурой и массой пустого бюкса, взвешенных на аналитических весах.

6. Рассчитывается точная нормальная концентрация полученного раствора тетрабората натрия.

7. Мерная колба доводится до метки дистиллированной водой, закрывается пробкой и перемешивается методом переворачивания не менее 10 раз.

Проведение титрования

1.Чистая бюретка ополаскивается раствором HCl, закрепляется в штативе, заполняется этим же раствором и устанавливается на «0».

2. В три колбы для титрования с помощью пипетки отмеряется по 3 мл полученного раствора тетрабората натрия и добавляется по 1-2 капли раствора метилового оранжевого.

3. Производится титрование до получения результатов, различающихся не более чем на 0,1 мл. Объемы затраченной кислоты записываются, затем находится среднее значение Vср.

В соответствии с законом эквивалентов определяется нормальная концентрация соляной кислоты.

ceq(HCl) = c eq(Na₂B₄O₇)∙Vp(Na₂B₄O₇)/Vcp(HCl)

Лабораторная работа

ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ ЩЕЛОЧИ

В данной работе концентрация раствора щелочи NaOH определяется по реакции с щавелевой кислотой H₂C₂O₄ · 2Н₂О :

H₂C₂O₄ + 2NaOH = Na₂C₂O₄ + 2H₂O

Для определения конечной точки титрования применяют индикатор фенолфталеин, который в кислой среде бесцветен, в щелочной – малиново-красный.

Порядок выполнения работы

1. Бюретку заполняют раствором NaOH, полученным у преподавателя.

1. Пипетку споласкивают два раза раствором щавелевой кислоты.

2. В колбу для титрования переносят пипеткой 3(или 5) мл щавелевой кислоты и добавляют 1 каплю фенолфталеина.

3. Подносят колбу к бюретке с таким расчетом, чтобы носик бюретки входил в горлышко колбы, не касаясь стенок. Одной рукой совершают вращательные движения колбы, а другой рукой оттягивают резинку у бусинки (шарика) бюретки, спуская по каплям раствор из бюретки. Необходимо внимательно следить за окраской раствора. Титрование заканчивают, когда раствор принимает от очередной капли щелочи слабо-розовую окраску, не исчезающую в течение 30 секунд.

4. В лабораторный журнал записывают объем щелочи, пошедший на титрование кислоты с точностью до двух сотых миллилитра. Промывают колбу дистиллированной водой, снова заполняют бюретку, устанавливают на нуль и подобным образом проводят еще два повторных титрования.

Составляют таблицу.

Номер титрования	V (H2C2O4) мл	V (NaOH) мл
1 2 3	3,00 3,00 3,00	V1 V2 V3

V (NaOH) = (V₁ + V₂ + V₃) / 3

Расчет: С (NaOH ) = C (1/2 H₂C₂O₄ ) ·V(Н₂С₂О₄) / V(NaOH)ср.

(экв (H₂C₂O₄ ) = 1/2 ; C (1/2 H₂C₂O₄ ) = 0,1 моль/л )