Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Физико-химические методы анализа Лабораторный практикум. Учебно-методическое пособие
.pdf
Работа № 3. Потенциометрическое титрование
соляной кислоты щелочью
Цель работы. Определение содержания НСl в растворе потенцио-
метрическим титрованием по реакции нейтрализации.
Приборы и реактивы
1. Иономер (рН-метр), стеклянный и хлорсеребряный электроды.
2. Магнитная мешалка.
3. Стакан для титрования.
4. Бюретка на 25 мл – 2 шт.
5. Стандартный раствор NаОН 0,1 н.
6. Стандартные буферные растворы для настройки иономера, рН-
метра: № 1 с рН = 4,01 и № 2 с рН = 6,86.
Выполнение работы
Мерную колбу с исследуемым раствором кислоты (задача) доводят
до метки дистиллированной водой и перемешивают.
Одну бюретку заполняют титрантом (0,1 н NаОН), другую – исследуемым раствором.
В стакан объемом 50 мл из бюретки приливают 20–30 мл (по указанию преподавателя) исследуемого раствора НСl, опускают магнит и
ставят на магнитную мешалку. Погружают электроды в стакан, вклю
чают мешалку и измеряют начальное значение рН и
Затем при включенной мешалке добавляют в исследуемый раствор
из бюретки титрант (0,1 н NаОН) по 0,5 мл. После каждого добавления
титранта записывают показания рН и
После скачка рН и
(мВ) продолжают добавлять титрант по 0,5 мл
(мВ).
до достижения рН = 12,5.
В отчете привести:
1) таблицу с результатами титрования:
V
NаОН, мл
0,1 н
рН
, мВ
2) совмещенные кривые титрования в координатах рН = f(V
= f(V
), по которым определяют точку эквивалентности (см.
NаОН
рис. 13);
(мВ).
NаОН
) и
-
41
3) расчет:
а) молярной концентрации эквивалента соляной кислоты
c
HCl
NaOH NaOH
, моль/л;
V
(ТЭ)cV
HCl
б) массы НСl в объеме, взятом для анализа,
1000
M
, г.
cV
m
HCl
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТЫ ГИДРОЛИЗА СОЛИ
HCl HCl HCl
Гидролиз солей – это обменная реакция между водой и солью, сопровождающаяся образованием малодиссоциированных продуктов
(слабых кислот и оснований, кислых и основных солей). Гидролиз солей включает электролитическую диссоциацию соли на ионы и последующий протолиз либо анионного основания, либо аквакатиона (в том
числе катиона аммония), либо того и другого вместе.
Например, гидролиз СН3СООNа включает стадию диссоциации
СООNа Nа+ + СН3СОО
СН
3
–
и протолиз аниона
СН
СОО– + Н2О ↔ СН3СООН + ОН–.
3
Для второй стадии константа равновесия, иногда называемая константой гидролиза, является по сути константой основности, равной
[CH COOH][OH ]
K
осн
3
,
[CH COO ] [H ]
3
[H ]
K
K
HO
2
кисл
K
где
– ионное произведение воды, а K
HO
2
сти образовавшейся слабой кислоты СН
Гидролиз NН
Сl включает также стадию диссоциации
4
Сl NН
NН
4
СООН.
3
+
+ Сl–
4
– константа кислотно-
кисл
и протолиз катиона
+
NН
+ Н2О ↔ NН4ОН + Н+.
4
42
В этом случае константа гидролиза является константой кислотно-
сти, равной
K
K
HO
2
осн
,
где
NН
[NH OH][H ]
4
K
кисл
K
– константа основности образовавшегося слабого основания
осн
ОН.
4
[NH ] [OH ]
4
[OH ]
Гидролиз соли, образованной катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, например СН
СООNН4, ведет к образованию сла-
3
бых электролитов
СОО– + NН
СН
3
+
+ Н2О ↔ СН3СООН + NН4ОН.
4
Константа протолиза (гидролиза) в этом случае равна
[NH OH][CH COOH]
K
где
K
кисл
ности NН
гидр
– константа кислотности СН3СООН, а K
ОН.
4
43
[CH COO ][NH ] [OH ] [H ]
Степень гидролиза соли
[OH ] [H ]
34
равна отношению числа гидролизован-
г
K
HO
2
KK
осн кисл
– константа основ-
осн
,
ных молей соли к общему числу растворенных молей. При моляльности соли
негидролизованной соли равна (1 –
гидролиза по аниону, например, СН
с
моль/1000 г Н2О и коэффициенте активности активность
m
) с
, а образовавшихся (в случае
г
m
СООNа) СН3СООН и ОН– –
3
гсm. Подставляя данные значения в константу основности, выра-
женную через активности, получаем
(CH COOH) (OH ) ( )
aa с c
K
осн
3 гг
(CH COO )
a
3
(1 ) 1
22
mm
с
гг
m
.
Так как
K
а(ОН
–
) =
с
=
г
m
HO
a
(H )
2
и
a
(OH )
=
г
c
m
43
K
HO
(H )
2
m
ac
,
то при
1 получаем
г
2
K
=
осн
с
.
m
г
Для соли, гидролизующейся по катиону (например, NH
Cl), по ана-
4
логии находим
aa
(NH OH) (H )
K
кисл
4
aa
(NH ) (NH )
44
a
2
(H )
2
c
г
m
1
г
.
Степень гидролиза
(H )
a
г
2
и при
г 1 K
кисл
=
с
.
m
г
Отсюда следует, что константу гидролиза солей можно вычислить,
если известен водородный показатель раствора, т. е. рН = – lg
c
m
+
а(Н
).
Измерение значений рН растворов производим с помощью рН-метра с
использованием стеклянного (индикаторного) электрода и хлорсеребряного (электрода сравнения).
Работа № 4. Определение константы гидролиза
методом потенциометрического титрования
Цель работы. Определение константы гидролиза (протолиза) аце-
тата натрия методом потенциометрического титрования
Основные положения. Использование прямой потенциометрии
для определения констант гидролиза накладывает особые требования к
чистоте соли, используемой воды, точности единичных измерений рНрастворов. Поэтому возможна большая погрешность в результатах с
использованием метода прямой потенциометрии. Точность может
быть повышена с применением титриметрической потенциометрии,
так как в этом случае расчет констант ведется из кривой титрования
при различном соотношении содержания исследуемой соли и продуктов гидролиза (протолиза). Гидролиз ацетата натрия
СН
СОО– + Н2О ↔ СН3СООН + ОН–,
3
[CH COOH][OH ]
KK
гид осн
3
[CH COO ]
3
44
.
Выразим [ОН–] через ионное произведение воды
K
HO
[OH ]
2
[H ]
K
НО
2
:
и подставим в выражение
K
:
гид.
[CH COOH]
3
.
K
гид
[CH COO ] [H ]
3
K
HO
2
В логарифмической форме:
[CH COOH]
lg
K
= lg
K
гид
– lg [Н+] + lg
НО
2
3
[CH COO ]
3
,
или через показатель р (р = – lg):
[CH COO ]
3
[CH COOH]
3
3
3
.
,
так как р
K
НО
2
K
=
р
гид
= 14, то
р
K
гид
pK
– рН + lg
НО
2
= 14 – рН + lg
[CH COO ]
[CH COOH]
Приборы и реактивы
1. рН-метр (рН-150) со стеклянным и хлорсеребряным электродами.
2. Магнитная мешалка.
3. Стакан для титрования емкостью 100 мл – 1 шт.
4. Бюретка на 25 мл – 2 шт., мерный цилиндр на 50 мл.
5. Соляная кислота НСl, 0,1 н. раствор.
6. Ацетат натрия СН
7. Стандартные буферные растворы с рН = 4,01 и рН = 6,86.
СООNa, 0,1 н. раствор.
3
Выполнение работы
В стакан емкостью 100 мл из бюретки наливают по указанию преподавателя 5…15 мл 0,1 н. раствора СН
35 мл дистиллированной воды (мерным цилиндром на 50 мл), опуска-
45
СООNa (задача), добавляют
3
ют электроды и при перемешивании магнитной мешалкой добавляют
р
–––
–
–
–
–
–
–
–
K
титрант (0,1 н НСl) из бюретки вначале по 0,5 мл, затем вблизи точки
эквивалентности (ТЭ) по 0,2 мл. При этом каждый раз после добавления титранта фиксируют значение рН. После скачка рН добавляют
титрант по 0,5 мл до достижения значения рН, равного 3. Данные титрования заносят в
таблицу.
V(НСl), мл
Н
f(V
На миллиметровой бумаге строят зависимость рН =
HCl
).
Методом касательных определяют точку эквивалентности (ТЭ).
РАСЧЕТ КОНСТАНТЫ ГИДРОЛИЗА
Кривую титрования от V
= 0 до V
HCl
в точке эквивалентности де-
HCl
лят на 10 равных участков, которые соответствуют определенным значениям рН на кривой титрования. Результаты записывают в таблицу.
Номер
участка
рН
Степень
оттитро-
ванности
0 0
1 0,1 9/1 0,95
2 0,2 8/2 0,60
3 0,3 7/3 0,37
4 0,4 6/4 0,18
5 0,5 5/5 0
6 0,6 4/6
7 0,7 3/7
8 0,8 2/8
9 0,9 9/1
10 10
[CH COO ]
3
[CH COOH]
3
[CH COO ]
lg
3
[CH COOH]
3
0,18
0,37
0,60
0,95
Среднее значение
рK
гид Kгид
гид
Вычисляют соответствующие значения
K
и находят среднее зна-
гид
чение константы гидролиза.
46
В отчете привести:
1) данные титрования в виде таблицы;
f(V
2) кривую титрования в координатах рН =
3) таблицу с результатами расчета
K
, уравнения и формулы опре-
г
HCl
);
деления константы гидролиза.
ПОТЕНЦИОМЕТРИЧЕСКОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТ
ДИССОЦИАЦИИ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Согласно протонной теории, кислота – это любая водородсодержащая частица (молекула или ион), способная при взаимодействии с
растворителем отдавать протон, быть донором протонов, а основание –
любая частица (молекула или ион), способная при аналогичном взаимодействии присоединять протон, быть акцептором протонов. Например, при взаимодействии СН
СООН + Н2О Н3О+ + СН3СОО–,
СН
3
СН
СООН – донор протонов, т. е. кислота, а Н2О – основание, т. е. ак-
3
СООН с Н2О
3
цептор протонов, превращающийся в кислоту.
Процесс передачи протона от кислоты к основанию называется
протолизом, а равновесие – кислотно-основным или протолитическим.
В таком равновесии всегда принимают участие две сопряженные кислотно-основные пары «кислота–основание»:
СН
СООН – СН3СОО– и Н3О+ – Н2О.
3
Таким образом, кислотами и основаниями могут быть не только
молекулы, но и ионы.
Сила кислот и оснований оценивается по способности сопряженных кислотно-основных пар конкурировать между собой за обладание
протонами. Для протолитического равновесия с участием кислоты НА
и воды как растворителя
НА + Н
О ↔ Н3О+ + А–
2
значение константы равновесия находят из уравнения
[H O ][A ]
K
3
.
c
[HA][H O]
2
[H O ][A ]
Так как [Н
О] = const, то K
2
[Н
с
О] = Kк =
2
47
3
[HA]
.
Константа Kк называется константой кислотности, а рKк = –lg Kк –
K
показатель кислотности. Чем больше значение
более сильной кислотой является НА и тем слабее сопряженное с ней
основание А
–
.
(и меньше рKк), тем
к
Протолиз оснований
–
+ Н2О ↔ НА + ОН–
А
характеризуется константой основности:
[A ]
K
[HA][OH ]
,
oсн
или показателем основности р
K
ше р
тором протонов оно является. Например, такое анионное основание,
как S
), тем сильнее данное основание А–, тем более сильным акцеп-
осн
2–
(рK
= 1,1), является более сильным, чем аммиак (рK
осн
K
. Чем больше значение K
осн
(и мень-
осн
= 4,75).
осн
Соответствующие реакции протолиза:
2–
+ Н2О ↔ НS– + ОН–;
S
+ Н2О ↔ NН
NН
3
3Н2
О ↔ NН
+
+ ОН–.
4
Для сопряженных кислотно-основных пар соотношение констант
основности и кислотности определяется из рассмотрения протолитических равновесий, откуда следует, что произведение
K
=
K
кKо
= [Н3О+][ОН–].
НО
2
Это уравнение справедливо для любой сопряженной кислотно-
K
основной пары. Чем меньше значение
, тем больше значение Kо, т. е.
к
тем слабее кислота и сильнее сопряженное с ней основание. Поэтому
для характеристики кислотно-основных свойств используют единую
шкалу констант кислотности.
Для уксусной кислоты значение константы кислотности
[H O ][CH COO ]
K
,
к
или в логарифмической форме
ppHlg
K
33
[CH COOH]
3
[CH COOH]
[CH COO ]
3
3
.
48
Определение рK потенциометрическим методом сводится к получению кривой рН-метрического титрования раствора уксусной кислоты щелочью и расчету по данным титрования константы кислотности.
Работа № 5. Потенциометрическое определение
константы кислотности уксусной кислоты
Цель работы. Построение кривой титрования уксусной кислоты и
расчет из нее константы кислотности.
Приборы и реактивы
1. рН-метр с хлорсеребряным электродом (электрод сравнения) и
стеклянным электродом (индикаторный).
2. Магнитная мешалка.
3. Стакан для титрования емкостью 100 мл – 1 шт.
4. Бюретка на 25 мл – 2 шт., мерный цилиндр на 50 мл.
5. Гидроксид натрия NaOH, раствор 0,1 н.
6. Уксусная кислота СН
7. Стандартные буферные растворы рН 4,01 и рН 6,86.
В стакан емкостью 100 мл с анализируемым раствором СН3СООН
(задача) добавляют 40 мл дистиллированной воды (мерным цилиндром
емкостью 50 мл), опускают магнитик и ставят стакан на магнитную
мешалку. Вводят в стакан электроды, включают мешалку и измеряют
рН раствора. Затем из бюретки при включенной мешалке добавляют
титрант (NaOH 0,1 н) вначале по 1 мл, а вблизи точки эквивалентности
по 0,2 мл каждый раз после добавления
фиксируя значение рН-раствора. После скачка рН добавляют титрант
до достижения значения рН, равного 13.
Данные титрования записывают в таблицу
V
, мл
NaOH
рН
На миллиметровой бумаге строят зависимость рН =
определяют точку эквивалентности.
СООН, раствор 0,1 н.
3
Выполнение работы
титранта (через 0,5…1 мин),
f(V
NaOH
) и
49
РАСЧЕТ КОНСТАНТЫ КИСЛОТНОСТИ
–––
–
–
–
–
–
–
–
K
Кривую титрования от V
= 0 до V
NaOH
в точке эквивалентности
NaOH
делят на 10 равных участков, отмечая значения рН, соответствующие
каждому участку. Результаты заносят в таблицу.
Рассчитывают значение р
K
значения
, находят среднее значение константы кислотности уксус-
к
K и по ним вычисляют соответствующие
ной кислоты.
В отчете привести:
1) данные титрования в виде таблицы:
Номер
участка
рН
Степень
оттитрован–
ности
0 0
1 0,1 9/1 0,95
2 0,2 8/2 0,60
3 0,3 7/3 0,37
4 0,4 6/4 0,18
5 0,5 5/5 0
6 0,6 4/6
7 0,7 3/7
8 0,8 2/8
9 0,9 9/1
10 10
[CH COOH]
3
[CH COO ]
3
[CH COOH]
lg
3
[CH COO ]
3
0,18
0,37
0,60
0,95
Среднее значение
рK
K
к
к
2) кривую титрования в координатах рН = f(V
3) таблицу с результатами определения константы кислотности, а
также уравнения и формулы для расчета р
K.
NaOH
);
АНАЛИЗ СМЕСИ СОЛЯНОЙ И ФОСФОРНОЙ КИСЛОТ
Ионизация многоосновных кислот совершается по ступеням, соответственно нейтрализация их щелочами протекает также ступенчато с
образованием кислых и средних солей. Каждой ступени нейтрализации
соответствует своя точка эквивалентности. Например, при нейтрализации трехосновной фосфорной кислоты сильным основанием наблюда-
50
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]