0,1 М розчину сн3соон 0,1 m розчином NaOh

V(NaOH), см3	Надлишок, см3			Обчислення	рН
	кислоти	лугу
0	100	-	-	рН= ½ 4,76 - ½lg(0,1)	2,88
10	90	-	90/10	рН=4,76-lg(90/10)	3,81
50	50	-	50/50	рН=4,76-lg(50/50)	4,76
90	10	-	10/90	рН=4,76-lg(10/90)	5,71
99	1	-	1/99	рН=4,76-lg(1/99)	6,76
99,9	0,1	-	0,1/99,9	рН=4,76-lg(0,1/99,9)	7,76
100 (т.е.)	-	-	-	рН=7+4,76/2+ lg(0,1/2)	8,88
100,1	-	0,1	-	[OH– ]=(0,1∙0,1)/100=0,0001, [H+]=1∙10-10	10,0
101	-	1	-	[OH–]=(0,1∙1)/100=0,001, [H+]=10-11	11,0
110	-	10	-	[OH–]=(0,1∙10)/100=0,01, [H+]=10-12	12,0

Рис. 5.2. Крива титрування 0,1 М розчину СН₃СООН 0,1 М розчином NaOH.

Порівнюючи ці дві криві бачимо, що: а) точка еквівалентності не збігається з точкою нейтральності, а лежить в ділянці рН>7; б) стрибок титрування є меншим, ніж у випадку титрування сильної кислоти. Тобто можна зробити висновок, що чим слабшою є кислота (більшим є значення рК), тим меншим є стрибок титрування. За значень рК>9 стрибок зникає зовсім, тому слабкі кислоти з подібними значеннями константи дисоціації титрувати неможливо.

У випадку титрування слабкої кислоти сильною основою зменшується кількість можливих індикаторів, ніж під час титрування сильної кислоти оскільки значення стрибка титрування ΔрН є меншим.

Крива титрування слабкої основи сильною кислотою розраховується з подібних міркувань.

3. Вибір індикатора за індикаторною похибкою титрування

Придатнiсть того чи iншого iндикатора для даного титрування можна кiлькiсно охарактеризувати індикаторною похибкою титрування, яка виникає через незбігання рТ індикатора та рН_т.е..Тобто фактично розчин або незначно недотитровують або ледь перетитровують, в результаті чого у ньому міститься невелика кількість кислоти або основи.

1. Воднева похибка (Н⁺) спостерігається коли у розчині є надлишок йонів Н⁺, тобто рТ < рН_т.е.:

, (5.3)

де V₁ - початковий об’єм розчину (мл); V₂ - об’єм розчину в кінці титрування (мл); С - концентрація сильної кислоти (моль/дм³).

2. Гідроксильна похибка (ОН^–) спостерігається у разі надлишку в розчині йонів ОН^–, коли рТ > рН_т.е.:

. (5.4)

3. Кислотна похибка (НАn) спостерігається, коли в розчині в надлишку є слабка кислота:

НАn=10^рК–рТ∙100%. (5.5)

4. Основна похибка (KtOH) спостерігається під час надлишку в розчині слабкої основи.

KtOH = 10^{рК+рТ–14}∙100%. (5.6)

Якщо розчин недотитрований, то похибка має знак «–», якщо перетитрований - знак «+».

Якщо розрахована величина індикаторної похибки задовільняє вимоги до точності аналізу (0,1 %), то індикатор придатний для даного титрування.

Лекція №3 Окисно-відновне титрування Загальна характеристика окисно-відновних реакцій

Характерною рисою реакцiй окиснення-вiдновлення є обмiн електронами мiж реагуючими частинками. Частинку, яка приймає електрони, називають окисником, а ту, яка віддає електрони – відновником. Наприклад, в реакцiї

Fe²⁺ + Ce⁴⁺  Fe³⁺ + Ce³⁺ (I)

електрони вiд Fe²⁺ (вiдновника) переходять до Ce⁴⁺ (окисника), в результатi чого ступiнь окиснення йона Ce⁴⁺ зменшується, а йона Fe²⁺ збiльшується. Такі реакцiї називаються окисно-відновними (ОВР).

Кожну ОВР можна зобразити як алгебраїчну суму двох пiвреакцiй:

Fe²⁺ – 1e^–  Fe³⁺  1 – півреакція процесу окиснення;

Ce⁴⁺ + 1e^–  Ce³⁺  1 – півреакція процесу відновлення;

______________________

Fe²⁺ + Ce⁴⁺  Fe³⁺ + Ce³⁺. (II)

При сумуваннi потрiбно передбачити, щоб у відповідності з законом електронейтральності розчину, загальне число електронів, що віддають частинки відновника, було рівним загальному числу електронів, що приймають частинки окисника. На цьому оснований електронно–йонний метод пiдбору стехiометричних коефiцiєнтiв в окисно-вiдновних реакцiях.

Якщо реакцiя протiкає в кислому середовищi, то в ній приймають участь йони H⁺, які потрібно включати в рiвняння, якщо ж в лужному – OH^––йони, в нейтральних середовищах можуть приймати участь молекули води.