5.Кислотно-основное титрование. Титрование раствора аммиака соляной кислотой

Рассмотрим титрование 0,5М раствора аммиака 0,5М раствором соляной кислоты. При титровании слабого основания сильной кислотой реакция раствора в точке эквивалентности вследствие гидролиза продуктов нейтрализации будет не нейтральной, а слабокислой. При титровании аммиака pH раствора будет определяться равновесием:

NH₃ + HOH = NH₄⁺ + OH ^–

5.1.Вывод формул вычисления pH

Сначала рассчитаем степень диссоциации раствора аммиака:

 = == 0,59

Значит основание диссоциировано мало (  5%), и можно считать раствор аммиака единственным источником появления гидроксид-ионов, полагая, что [NH₄⁺] = [OH^-] и [NH₃] = C(NH₃). Тогда

= =, где– константа основности

Подставляя , получим:

, откуда

pH

Теперь рассчитаем ход кривой титрования до точки эквивалентности:

При добавлении к 100,0 мл аммиака 9,0 мл 0,1М HCl концентрация титруемого раствора снизится до 0,091 моль\л, а иона NH₄⁺ увеличится до 0,009 моль/л. В результате образуется смесь слабого основания и его сопряжённой кислоты, то есть буферный раствор.

NH₄OH + HCl = NH₄Cl + H₂O

В водном растворе, содержащем данную сопряжённую кислотно-основную пару, устанавливаются равновесия:

NH₃ + H₂O  NH₄⁺ + OH^- (1)

NH₄⁺ + H₂O  NH₃ + H₃O⁺ (2)

Произведём расчёт pH.

Константа равновесия (1) является константой основности аммиака:

Считаем, что и, и автопротолиз подавлен, то есть его можно не учитывать, потому что основание малодиссоциировано. Подставляя эти значения в выражение для, получаем:

, откуда

pOH

В общем случае: pOH

Для того чтобы учесть изменение концентрации веществ при титровании за счёт увеличения объёма раствора, следует вычисленное значение концентрации умножить на коэффициент , гдеV – объём добавленного титранта.

pH

Приступим к расчёту хода кривой титрования в точке эквивалентности:

В точке эквивалентности в титруемом растворе нет избытка ни NH₄OH, ни HCl: в растворе существует только слабая кислота NH₄⁺, которая находится в протолитическом равновесии с водой:

NH₄⁺ + HOH = NH₃ + H₃O⁺ (2)

Константа равновесия представляет собой константу кислотности катиона

Так как степень диссоциации кислоты мала (5%), то кислота диссоциирует незначительно, протолитическое равновесие смещено влево, и можно считать, что равновесная концентрация недиссоциированной кислоты равна общей концентрации кислоты . Когда количество ионов водорода, получившихся при диссоциации кислоты, достаточно для подавления автопротолиза воды, то исходя из уравненияможно считать, что. С учётом этих допущений:

, где - константа кислотности.

Отсюда

Теперь рассчитаем ход кривой титрования после точки эквивалентности:

После точки эквивалентности pH раствора определяется количеством добавленной кислоты.

Концентрация водородных ионов в растворе представляет собой сумму водородных ионов, получившихся при диссоциации сильной кислоты, и водородных ионов, образующихся за счёт автопротолиза воды. Протолитическое равновесие в водном растворе сильной кислоты полностью смещено вправо и можно считать, что концентрация ионов водорода равна общей концентрации кислоты:

. Константа автопротолиза воды .

В воде . Концентрация ионов водорода в растворе сильной кислоты с учётом автопротолиза:

.

Так как в нашем случае раствор не сильно разбавлен

, то автопротолиз подавлен и концентрацией ионов водорода и соответственно гидроксида, образующихся за счёт автопротолиза (второй член уравнения), можно пренебречь.

Тогда

При добавлении 0,1 мл 0,1М HCl к изменившемуся в ходе титрования объёму титрованного раствора, равному 200 мл, получим следующие результаты pH:

А при добавлении 1 мл 0,1М HCl получим: