- •Рассчетнографическое задание по титриметрии.
- •Титрование 0,01 м раствора сh3cooh 0,01 м раствором NaOh.
- •Глава 1. Общие положения титриметрии
- •§1. Сущность титриметрии
- •§2. Титриметрические методы
- •§3. Стандартные растворы.
- •§4. Логарифмические кривые титрования.
- •§5. Способы фиксирования точки эквивалентности.
- •Глава 2.Кислотно-основное титрование
- •§1 Построение кривой титрования.
- •§2 Расчет кривой титрования. 100мл 0.01м раствораCн3соон 0.01м раствором NaOн.
- •§3 Выбор индикатора. Индикаторная погрешность.
- •§5. Вывод по кривой титрования.
- •3. Осадительное титрование.
- •3.1. Титрование 0,1 м раствора NaBr 0,1 м раствором AgNo3.
- •3.1.1. Вывод формул pBr на различных этапах титрования.
- •3.2. Значение pBr в различные моменты титрования
- •3.3. Кривая осадительного титрования 0,1 м раствора NaBr 0,05 м раствором AgNo3
- •3.4. Способ фиксирования точки эквивалентности.
- •3.4.1. Метод Гей-Люссака.
- •3.4.2. Метод Фаянса.
- •3.4.3. Метод Мора.
- •3.5. Расчёт индикаторных погрешностей.
- •3.6. Вывод по кривой титрования 0,1 м раствора NaBr 0,05 m раствором AgNo3.
- •Список литературы.
Глава 2.Кислотно-основное титрование
§1 Построение кривой титрования.
Для построения кривой титрования слабой одноосновной кислоты сильным основанием необходимо провести следующие расчеты, которые соответствуют различным участкам кривой титрования:
1. До начала титрования, когда раствор содержит только слабую кислоту (CН3СООН, рК=3,75).
В водном растворе слабой кислоты устанавливается равновесие:
Так α<5% (КO/С= 1,8*10-4 /0.01=1,8*10-2 ), то кислота диссоциирует незначительно, можно считать, что [НА]=С(НА). Исходя из уравнения диссоциации и значения концентрации, достаточного для подавления автопротолиза воды, можно считать, что [Н+]=[А-]. КА(НА)=[Н+][А-]/[НА]=[Н+]2/С(НА), где КА(НА) - константа кислотности.
Отсюда [Н]>>(КА(НА)-С(НА))
рН=-1g[Н+]=-1g(КА(НА)-С(НА))=0.5pKА(НА)-0.51gС(НА)
рН=0.5рКA(НА)-0.51gС(НА).
2. До точек эквивалентности, когда растворы будут представлять собой
серию буферных систем. В них устанавливается равновесие:
НА+Н2О<->Н3О++А--
А--+Н2О↔ НА+ОН--
Константой равновесия является константа кислотности:
КA(НА)= [Н+][А--]/[НА].
При достаточно высоких С(НА) и С(А--), происходит подавление
диссоциации кислоты. Следовательно, можно считать, что [НА]=С(НА) и
[А--]=С(А--), и автопротолиз подавлен, его можно не учитывать.
Ка(НА)= [Н+] С(А--)/ С(НА), отсюда [Н+]= Ка(НА)« С(НА)/С(А--).
pН=рКA- 1g(С(НА)/С(А--)).
3. В точке эквивалентности, когда образуется раствор заряженного основания (соль слабой кислоты и сильного основания). В водном растворе заряженного основания устанавливается равновесие: А--+Н2О↔ НА+ОН--, а константа равновесия представляет собой константу основности аниона: КВ(НА)=[ОН--][НА]/[А+]. Если полагать, что [ОН+]=[НА] и [А--]=С(А--), тогда [ОН--]2= КВ(НА)»С(А--), упростив получаем
[Н+]= КA/КВ(НА)>С(А--), или рН=14- 0.5рКв(НА)+0.51gС(А--). Заменяя в этом выражении Кв на Ка, получим рН=7+0.5рКа (НА)+0.5lgС(А--).
4 . После точки эквивалентности, когда в растворе будет избыток сильного основания. Концентрация ионов гидроксида будет равна:
[ОН--]=С(В)+ [H+]. Без учета автопртолиза воды принимаем, что [ОН-]=С(В), то рОН=-1gС(В), а рН=рКW+lgС(В) или рН=14+ lgС(В).
§2 Расчет кривой титрования. 100мл 0.01м раствораCн3соон 0.01м раствором NaOн.
Так как растворы одинаковой концентрации, то отношение объемов реагирующих веществ будет равно отношению их количеств. Следовательно, в расчетные формулы можно вместо отношения их концентраций подставлять отношение их объемов.
|
Прибавлено титранта, мл |
Состав |
Формула вычисления рН |
рн |
|
0 |
CН3СООН, Н2О |
рН=0.5pKА-0.5lgС(СН3СООН) |
2 |
|
50 |
CН3 СООН, CН3СООNa , Н2О |
рН=pKА+lg(С(СН3СООН)/С(СН3СОО-- )) |
3.7 |
|
90 |
CН3СООNa , CН3СООН, Н2О |
pН=pKА+lg(С( СН3СООН)/С( СН3СОО-)) |
4.70 |
|
99' |
CН3СООNa, CН3СООН, Н2О |
рН=pKА+ lg(С(СН3СООН)/С(СН3СОО-- )) |
7 |
|
100 (т.э.) |
CН3СООNa , Н2О |
рН=7+0.5рКA+0.5lgСо |
8.8 |
|
101 |
NaOH |
рН=14 +lgС(NаОН) |
13..4 |
|
110 |
NaOH |
|
13.4 |