Теоретичні положення

Загальна кислотність ‑ кількість моль речовини еквіваленту кислоти (лугу), що містяться в 1л розчину (відповідає загальній концентрації кислоти або лугу).

Загальна кислотність визначається титруванням лугом у присутності індикатора фенолфталеїну (метилового оранжевого, лакмусу, метилового нейтрального тощо). Вибір індикатора обумовлений реакцією середовища в точці еквівалентності (враховується гідроліз солі, що утворюється при взаємодії пари кислота ‑ основа).

Активна кислотність – концентрація вільних гідратованих іонів Н⁺ (або ОН^-).

Активна кислотність визначається вимірюванням рН (за допомогою індикаторів, універсального індикаторного паперу або методом прямої потенціометрії).

Пряма потенціометрія ґрунтується на прямому визначенні потенціалу індикаторного електрода і обчисленні концентрації визначуваного іона за рівнянням Нернста. Належить до електрохімічних методів аналізу, є найбільш точним методом визначення рН розчинів. Базується на вимірюванні електрорушійної сили (ЕРС) досліджуваного розчину, що виникає між скляним електродом (чутливий до концентрації Н⁺) та електродом порівняння.

Індикаторний електрод – електрод вимірювання, потенціал його залежить від концентрації досліджуваних іонів у розчині. Найчастіше як індикаторний електрод використовують скляний електрод, який добре працює у будь-яких агресивних середовищах, і будь-якому діапазоні рН, не чутливий до окислювально-відновних процесів, індиферентний до ПАР, білків.

Скляний електрод – іонно-селективний електрод мембранного типу. Воднева функція скляного електрода пояснюється особливим хімічним складом скла. Інтервал вимірювання рН = 0,5 – 12. Скляний електрод ‑ тонкостінна скляна колба з впаяною в неї срібною дротиною, що заповнена насиченим розчином NaCl в 0,1Н НСl.

Електрод порівняння (стандартний електрод) – відносно якого вимірюють потенціал індикаторного електрода. Потенціал електрода порівняння залишається сталим при зміні концентрації досліджуваних іонів. Найчастіше використовують хлорсрібний та каломельний електроди.

Схема: (-)Ag/AgCl, HCl / мембрана / розчин з рН_х /КСl, AgCl / Ag(+)

Вимірювання рН застосовують у технохімічному контролі харчових продуктів, у їх виробництві, де перебіг біохімічних і мікробіологічних процесів залежать від значення рН середовища.

Сильні електроліти повністю дисоціюють на іони у розчинах будь-яких концентрацій, тобто у розчині сильного електроліту процес дисоціації є необоротним.

Для сильної кислоти: рН= -lg[Н⁺];

Для сильних електролітів загальна кислотність дорівнює активній кислотності.

Слабкі електроліти лише частково дисоціюють на іони у розчинах будь-яких концентрацій, тому дисоціація слабкого електроліту – оборотний процес.

Для слабкої кислоти: рН= ‑ ½ рК_a – ½ lgС_а ,

де К_а ‑ константа іонізації слабкої кислоти;

С_а – концентрація слабкої кислоти.

У розчині слабкої кислоти: [Н⁺]<С_а

Для слабких електролітів загальна кислотність завжди відрізняється від активної кислотності.

Хід роботи

Дослід №1. Визначення загальної кислотності оцтової кислоти методом кислотно-основного титрування

Методичні рекомендації по виконанню досліду

Методика титрування:

• Чисту бюретку 1-2 рази промити розчином лугу.

• Через конічну лійку заповнити бюретку розчином, трохи вище нульової поділки. Після чого лійку необхідно прибрати з бюретки.

• Видалити повітряні кульки із нижньої частини бюретки. Довести рівень розчину до нульової позначки.

• Досліджуваний розчин щавлевої кислоти внести в конічну колбу мірною піпеткою, додати декілька крапель індикатора.

• Титрування проводити сидячи, правою рукою тримають та струшують колбу з розчином, а лівою ‑ керують зажимом або краном бюретки.

• Спочатку розчин із бюретки приливають швидко, струшуючи колбу, по мірі титрування приливають повільніше. В кінці титрування робочий розчин додають по краплях до різкої зміни забарвлення розчину.

• Титрування кожного розчину проводять не менше трьох разів.

• Після кожного титрування визначають за шкалою бюретки об’єм затраченого розчину та записують його значення до лабораторного журналу.

• Розрахунки проводять за середнім значенням об’єму затраченого розчину.

І.Визначення маси щавлевої кислоти методом кислотно-основного титрування

1. Розчином лугу заповнити бюретку по нижньому меніску.

2. Досліджуваний розчин оцтовою кислотою піпеткою Мора перенести до робочої колби, додати 2-3 краплі спиртового розчину фенолфталеїну.

3. Провести титрування розчину до появи блідо-рожевого забарвлення.

4. Повторити титрування три рази, а дані записати у таблицю.

Титрування	Об’єм кислоти, мл	Об’єм NаОН, мл	Індикатор
1.	10
2.	10
3.	10
V(середній)

Для обчислень береться середнє значення об’єму лугу, витраченого на титрування.

=

ІІ. Обчислення результатів титрування

Молярну концентрацію оцтової кислоти можна обчислити за формулою:

=

Записати результат титрування _____________________________________________

Загальна кислотність 0,1Н розчину оцтової кислоти дорівнює ___________________

Дослід №2 Визначення активної кислотності оцтової кислоти методом прямої потенціометрії